Гідроксид заліза(II)

Гідрокси́д залі́за(II) — неорганічна речовина з формулою Fe(OH)₂, сполука заліза. Амфотерний гідроксид із переважанням основних властивостей. Кристалічна речовина білого (іноді із зеленуватим відтінком) кольору, на повітрі згодом темніє. Одна з проміжних сполук при іржавленні заліза.

Гідроксид заліза(II)
Гідроксид заліза(II)
Ідентифікатори
Номер CAS	18624-44-7
Номер EINECS	242-456-5
SMILES	[OH-].[OH-].[Fe+2]^[1]
InChI	InChI=1S/Fe.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2
Властивості
Молекулярна формула	Fe(OH)2
Молярна маса	89,86
Зовнішній вигляд	коричневі або буро-оранжеві кристали
Густина	3,4
Розчинність (вода)	5,2× 10^−5
Основність (pKb)	1,92
Структура
Кристалічна структура	тригональна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfH^o 298	−493 кДж/моль
Ст. ентропія S^o 298	+92 Дж/(К·моль)
Теплоємність, c^o p	97 Дж/(К·моль)
Небезпеки
NFPA 704	0 0 0
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Примітки картки

Знаходження у природі

Гідроксид заліза(II) зустрічається в природі у вигляді мінералу , який містить домішки магнію та марганцю (емпірична формула Fe_0,7Mg_0,2Mn_0,1(OH)₂). Колір мінералу жовто-зелений або світло-зелений, твердість за Моосом 3,5-4, густина 2,925-2,98 г/см³.

Фізичні властивості

Чистий гідроксид заліза(II) — кристалічна речовина білого кольору ^{на фото — коричневий колір}. Іноді має зелений відтінок через домішки . Згодом на повітрі темніє внаслідок окиснення. Нерозчинний у воді (розчинність 5,8 × 10⁻⁶ моль/л). При нагріванні розкладається. Має тригональну сингонію кристалічної ґратки.

Хімічні властивості

Гідроксид заліза(II) вступає в такі реакції.

Виявляє властивості основи — легко вступає в реакції нейтралізації з розведеними кислотами, наприклад, із хлоридною (утворюється розчин ):

${\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{2}\ +\ 2HCl\ \longrightarrow \ FeCl_{2}\ +\ 2H_{2}O}}}$

У жорсткіших умовах виявляє кислотні властивості, наприклад, із концентрованим (більше 50 %) гідроксидом натрію при кипінні в атмосфері азоту утворює осад  :

${\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{2}\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow \ Na_{2}[Fe(OH)_{4}]\downarrow }}}$

Не реагує з гідратом аміаку. При нагріванні реагує з концентрованими розчинами солей амонію, наприклад, хлориду амонію:

${\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{2}\ +\ 2NH_{4}Cl\ \longrightarrow \ FeCl_{2}\ +\ 2NH_{3}\uparrow \ +\ 2H_{2}O}}}$

При нагріванні розкладається з утворенням оксиду заліза(II):

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

У цій реакції як домішки утворюються металічне залізо і оксид заліза(III) — заліза(II) (Fe₃O₄).

У вигляді суспензії при кип'ятінні в присутності кисню повітря окиснюється до метагідроксиду заліза. При нагріванні з останнім утворює оксид заліза(III)-заліза(II):

${\displaystyle {\mathsf {4Fe(OH)_{2}\ +\ O_{2}\ \longrightarrow \ 4FeO(OH)\ +\ 2H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{2}\ +\ 2FeO(OH)\ {\xrightarrow {600-1000\ ^{\circ }C}}\ (Fe^{II}Fe_{2}^{III})O_{4}\ +\ 2H_{2}O}}}$

Ці реакції також відбуваються (повільно) в процесі іржавлення заліза.

Отримання

Гідроксид заліза(II) можна отримати у вигляді осаду в обмінних реакціях розчинів солей заліза(II) з лугом, наприклад:

${\displaystyle {\mathsf {FeSO_{4}\ +\ 2KOH\ \longrightarrow \ Fe(OH)_{2}\downarrow \ +\ K_{2}SO_{4}}}}$

Утворення гідроксиду заліза(II) є однією зі стадій іржавлення заліза:

${\displaystyle {\mathsf {2Fe\ +\ 2H_{2}O\ +\ O_{2}\ \longrightarrow \ 2Fe(OH)_{2}}}}$

Також гідроксид заліза(II) можна отримати електролізом розчину солей лужних металів (наприклад, хлориду натрію) при перемішуванні. Спочатку утворюється сіль заліза, яка при реакції з гідроксидом натрію, що утворився, дає гідроксид заліза. Щоб отримати двовалентний гідроксид, потрібно вести електроліз за великої густини струму. Реакція в загальному вигляді:

${\displaystyle {\mathsf {Fe\ +\ 2H_{2}O\ \longrightarrow \ Fe(OH)_{2}\downarrow \ +H_{2}}}}$

Застосування

Гідроксид заліза(II) знаходить застосування при виготовленні активної маси залізо-нікелевих акумуляторів.

Примітки

1. Ferrous hydroxide
   d:Track:Q278487
2. Аманкинит на webmineral.com. Архів оригіналу за 21 квітня 2012.
3. 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. — .