Гидроксид железа(II)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Гидроксид железа(II)
Гидроксид железа (II)
Гидроксид железа(II)
Систематическое название

Гидроксид железа(II)

Химическая формула

Fe(OH)2

Внешний вид

белые или светло-зелёные кристаллы

Свойства
Молярная масса

89,86 г/моль

Температура разложения

150—200 °C

Плотность

3,4 г/см³

Твёрдость по Моосу

3,5—4

Константа диссоциации pKb

1,92

Растворимость в воде

5,2·10−5 г/100 мл

Произведение растворимости

7,9·10−16

Структура
Кристаллическая решётка

тригональная

Термодинамические свойства
Стандартная энтальпия образования

−574 кДж/моль

Стандартная молярная энтропия

+92 Дж/(К·моль)

Стандартная энергия образования Гиббса

−493 кДж/моль

Классификация
Регистрационный номер CAS

18624-44-7

Где это не указано, данные приведены при стандартных условиях (25 °C, 100 кПа).

Гидрокси́д желе́за(II) — неорганическое вещество с формулой Fe(OH)2, соединение железа. Амфотерный гидроксид с преобладанием осно́вных свойств. Кристаллическое вещество белого (иногда с зеленоватым оттенком) цвета, на воздухе со временем темнеет. Является одним из промежуточных соединений при ржавлении железа.

Нахождение в природе[править | править исходный текст]

Гидроксид железа(II) встречается в природе в виде минерала амакинита. Данный минерал содержит примеси магния и марганца (эмпирическая формула Fe0,7Mg0,2Mn0,1(OH)2). Цвет минерала жёлто-зелёный или светло-зелёный, твёрдость по Моосу 3,5—4, плотность 2,925—2,98 г/см³.[1]

Физические свойства[править | править исходный текст]

Чистый гидроксид железа(II) — кристаллическое вещество белого цвета. Иногда имеет зеленоватый оттенок из-за примесей солей железа. Со временем на воздухе темнеет вследствие окисления. Нерастворим в воде (растворимость 5,8·10−6 моль/л). При нагревании разлагается. Имеет тригональную сингонию кристаллической решётки.[2][3]

Химические свойства[править | править исходный текст]

Гидроксид железа(II) вступает в следующие реакции.[2]

Проявляет свойства основания — легко вступает в реакции нейтрализации с разбавленными кислотами, например с соляной (образуется раствор хлорида железа(II)):

\mathsf{Fe(OH)_2\ +\ 2HCl\ \longrightarrow\ FeCl_2\ +\ 2H_2O}

В более жёстких условиях проявляет кислотные свойства, например с концентрированным (более 50 %) гидроксидом натрия при кипении в атмосфере азота образует осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия:

\mathsf{Fe(OH)_2\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow\ Na_2[Fe(OH)_4] \downarrow}

Не реагирует с гидратом аммиака. При нагревании реагирует с концентрированными растворами солей аммония, например, хлорида аммония:

\mathsf{Fe(OH)_2\ +\ 2NH_4Cl\ \longrightarrow\ FeCl_2\ +\ 2NH_3 \uparrow\ +\ 2H_2O}

При нагревании разлагается с образованием оксида железа(II):

\mathsf{Fe(OH)_2\ \xrightarrow{150-200\ ^\circ C}\ FeO\ +\ H_2O}
В этой реакции в качестве примесей образуются металлическое железо и оксид дижелеза(III)-железа(II) (Fe3O4).

В виде суспензии, при кипячении в присутствии кислорода воздуха окисляется до метагидроксида железа. При нагревании с последним образует оксид дижелеза(III)-железа(II):

\mathsf{4Fe(OH)_2\ +\ O_2\ \longrightarrow\ 4FeO(OH)\ +\ 2H_2O}
\mathsf{Fe(OH)_2\ +\ 2FeO(OH)\ \xrightarrow{600-1000\ ^\circ C}\ (Fe^{II}Fe^{III}_2)O_4\ +\ 2H_2O}
Эти реакции также происходят (медленно) в процессе ржавления железа.

Получение[править | править исходный текст]

Iron(II) hydroxide.JPG

Гидроксид железа(II) может быть получен в виде осадка в обменных реакциях растворов солей железа(II) со щёлочью, например:

\mathsf{FeSO_4\ +\ 2KOH\ \longrightarrow\ Fe(OH)_2 \downarrow\ +\ K_2SO_4}

Образование гидроксида железа(II) является одной из стадий ржавления железа:

\mathsf{2Fe\ +\ 2H_2O\ +\ O_2\ \longrightarrow\ 2Fe(OH)_2}

Применение[править | править исходный текст]

Гидроксид железа(II) находит применение при изготовлении активной массы железо-никелевых аккумуляторов.

Примечания[править | править исходный текст]

  1. Аманкинит на webmineral.com. Архивировано из первоисточника 21 апреля 2012.
  2. 1 2 Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — С. 179. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2
  3. Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — С. 109, 467, 580, 605. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5