Оксид железа(II)

Оксид железа​(II)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид железа​(II)​
Хим. формула	FeO
Рац. формула	FeO
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	71,844 г/моль
Плотность	5,745 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	1377 °C
• кипения	3414 °C
• разложения	560-700 °C
Энтальпия
• образования	FeO(тв): -272 кДж/моль FeO(ж): 251 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	1345-25-1
PubChem	14945
Рег. номер EINECS	215-721-8
SMILES	[Fe]=O
InChI	InChI=1S/Fe.O UQSXHKLRYXJYBZ-UHFFFAOYSA-N
ChEBI	50820
ChemSpider	14237
Безопасность
NFPA 704	0 1 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Оксид желeза(II) (закись железа) — сложное неорганическое соединение двухвалентного железа и кислорода.

Физические свойства

Соединение чёрного цвета. Кристаллическая решётка по типу каменной соли. Имеет нестехиометрическое строение с областью гомогенности от Fe_0,84O до Fe_0,95O. Это обусловлено тем, что его кристаллическая решётка стабильна только тогда, когда не все её узлы занимают атомы железа. Устойчивым оксид железа(II) становится лишь при повышении температуры.

Нахождение в природе

Оксид железа(II) встречается в природе в виде минерала вюстита.

Получение

• Нагревание железа при низком парциальном давлении кислорода:

${\mathsf {2Fe+O_{2}{\xrightarrow {t}}2FeO}}$

• Разложение оксалата железа(II) в вакууме:

${\mathsf {FeC_{2}O_{4}{\xrightarrow {t}}FeO+CO\uparrow +CO_{2}\uparrow }}$

• Взаимодействие железа с оксидом железа(III) или оксидом железа(II,III):

${\mathsf {Fe+Fe_{2}O_{3}{\xrightarrow {900^{o}C}}3FeO}}$

${\mathsf {Fe+Fe_{3}O_{4}{\xrightarrow {900-1000^{o}C}}4FeO}}$

• Восстановление оксида железа(III) угарным газом:

${\mathsf {Fe_{2}O_{3}+CO{\xrightarrow {500-600^{o}C}}2FeO+CO_{2}\uparrow }}$

• Термическое разложение оксида железа(II,III):

${\mathsf {2Fe_{3}O_{4}{\xrightarrow {>1538^{o}C}}6FeO+O_{2}\uparrow }}$

• Термическое разложение гидроксида железа(II) без доступа воздуха:

${\mathsf {Fe(OH)_{2}{\xrightarrow {150-200^{o}C}}FeO+H_{2}O}}$

• Термическое разложение карбоната железа(II) без доступа воздуха:

${\mathsf {FeCO_{3}{\xrightarrow {t}}FeO+CO_{2}\uparrow }}$

Химические свойства

• Разлагается при умеренном нагревании, но при дальнейшем нагревании продуктов разложения образуется вновь (см. #Получение):

${\mathsf {4FeO{\xrightarrow {200-565^{o}C}}Fe_{3}O_{4}+Fe}}$

• Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой:

${\mathsf {FeO+2HCl\longrightarrow FeCl_{2}+H_{2}O}}$

• Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой:

${\mathsf {FeO+4HNO_{3}\longrightarrow Fe(NO_{3})_{3}+NO_{2}+2H_{2}O}}$

• Сплавление с гидроксидом натрия:

${\mathsf {FeO+4NaOH{\xrightarrow {400-500^{o}C}}Na_{4}FeO_{3}+2H_{2}O}}$

• Взаимодействие с кислородом:

${\mathsf {4FeO+2nH_{2}O+O_{2}\rightarrow 2(Fe_{2}O_{3}\cdot nH_{2}O)}}$

${\mathsf {6FeO+O_{2}{\xrightarrow {300-500^{o}C}}2Fe_{3}O_{4}}}$

• Взаимодействие с сероводородом:

${\mathsf {FeO+H_{2}S{\xrightarrow {500^{o}C}}FeS+H_{2}O}}$

• Восстановление водородом и коксом:

${\mathsf {FeO+H_{2}{\xrightarrow {350^{o}C}}Fe+H_{2}O}}$

${\mathsf {FeO+C{\xrightarrow {>1000^{o}C}}Fe+CO}}$

Применение

• Участвует в доменном процессе выплавки чугуна.
• Применяется как компонент керамики и минеральных красок.
• В пищевой промышленности широко используется в качестве пищевого красителя под номером E172.

Образование прочного тонкого слоя оксида железа(II) на поверхности стали является результатом процесса, называемого воронением (чернением). Регулированием толщины этого слоя помимо чёрного можно достичь любых цветов побежалости. На этом свойстве оксида железа(II) построена технология получения цветных рисунков на стали.

Токсичность

Оксид железа(II) нетоксичен. Однако аэрозоли (пыль, дым) оксида железа(II) при длительном воздействии откладываются в лёгких и вызывают сидероз — разновидность пневмокониоза с относительно доброкачественным течением.

Литература

• Лидин Р. А. Справочник школьника. Химия. — М.: Астерель, 2003.
• Волков А. И., Жарский И. М. Большой химический справочник. — Мн.: Современная школа, 2005. — 608 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр. Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 2000. 480 с.: ил.
• Гринвуд Н. Химия элементов: в 2 томах.
• Вредные химические вещества. Неорганические соединения V—VIII групп: Справ. изд./ А. Л. Бандман, Н. В. Волкова, Т. Д. Грехова и др.; Под ред. В. А. Филова и др. — Л.: Химия, 1989. 592 с.