Каким свойствами обладает гидроксид железы 3

12.9. Соединения железа (III)

Степень окисления +3 характерна для железа.

Полиморфные модификации оксида железа (III)

α-форма – минерал гематит, кристаллизуется в тригональной сингонии.

γ-форма – маггемит, кристаллизуется в кубической сингонии.

δ-форма – кристаллизуется в тригональной сингонии.

Температуры фазовых переходов:

α-Fe2O3 γ-Fe2O3 δ-Fe2O3.

Оксид железа (III) Fe2O3 – вещество бурого цвета, существует в трех полиморфных модификациях.

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O.

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.

При температуре выше 1400°С разлагается:

6Fe2O3 = 4Fe3O4 + O2.

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

или окислением пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 – кристаллическое или аморфное вещество бурого цвета. Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.

Реагирует с концентрированными растворами щелочей с образованием гексагидроксоферратов (III):

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6],

при сплавлении со щелочами или щелочными реагентами образует ферриты:

Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O,

2Fe(OH)3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2 + 3H2O.

2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

При нагревании разлагается:

Fe(OH)3 = FeO(OH) + H2O,

2FeO(OH) = Fe2O3 + H2O.

Получается при взаимодействии солей железа (III) с растворами щелочей:

Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4.

img src=”file:///C:%5cDOCUME%7e1%5cxbz_Nax%5cLOCALS%7e1%5cTemp%5cmsohtml1%5c01%5cclip_image001.gif” alt=”Подпись: Рис. Соли железа (III)” height=”54″ width=”210″ align=”left” hspace=”12″ v:shapes=”_x0000_s1026″ ?>Соли железа (III). Железо (III) образует соли практически со многими анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде бурых кристаллогидратов: Fe(NO3)3·6H2O, FeCl3·6H2O, NaFe(SO4)2·12H2O (железные квасцы) и др. В растворе соли железа (III) значительно более устойчивы, чем соли железа (II). Растворы солей имеют желто-бурую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду:

Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+.

Соли железа (III) гидролизуют в большей степени, чем соли железа (II), по этой причине соли железа (III) и слабых кислот нельзя выделить из раствора, они мгновенно гидролизуют с образованием гидроксида железа (III):

Fe2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 3Na2SO4.

Проявляют все свойства солей.

Обладают преимущественно восстановительными свойствами:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl.

Качественная реакция на катион Fe3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью) :

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

Fe3+ + K+ + [Fe(CN)6]4- = KFe[Fe(CN)6]↓

в результате реакции образуется осадок синего цвета – гексацианоферрат (III) железа (II) – калия.

Кроме того, ионы Fe3+ определяют по характерному кроваво-красному окрашиванию роданида железа (III), который образуется в результате взаимодействия соли железа (III) с роданидом калия или аммония:

FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl,

Fe3+ + 3CNS- = Fe(CNS)3.

Источник

Соединения
двухвалентного железа

Дополнительно в учебнике “Фоксфорд”

I. Гидроксид
железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли
железа (II) без доступа воздуха:

FeCl2 + 2KOH = 2KCl + Fе(OH)2↓

Fe(OH)2 – слабое основание, растворимо в
сильных кислотах:

Fe(OH)2
+ H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2
+ 2H+ = Fe2+ + 2H2O

Дополнительный материал:

Fe(OH)2 – проявляет и слабые амфотерные
свойства, реагирует с концентрированными щелочами:

Fe(OH)2
+ 2NaOH = Na2[Fe(OH)4].
образуется соль тетрагидроксоферрат (II) натрия

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа
воздуха образуется оксид железа (II) FeO – соединение черного цвета:

Fe(OH)2
t˚C→ FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2,
окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2
+ O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓

Дополнительный материал:

Соединения железа (II) обладают восстановительными
свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4
+ 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 +
K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3
+ 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 +
2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию:

FeCl2 + 6NH3 = [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6]
(жёлтая кровяная соль)

Качественная
реакция на Fe2+

Опыт

При действии гексацианоферрата
(III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на
растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3Fe2+Cl2
+ 3K3[Fe3+(CN)6] → 6KCl + 3KFe2+[Fe3+(CN)6]↓

(турнбулева синь – гексацианоферрат (III) железа (II)-калия)

Турнбуллева
синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила
красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской
фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».

Соединения трёхвалентного
железа

I. Оксид железа
(III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например,
при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 t˚C→ 2Fe2O3 + 8SO2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4
t˚C→ Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 – оксид красно-коричневого цвета, в незначительной
степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3
+ 6HCl t˚C→ 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3
+ 6H+ t˚C→ 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O t˚C→ 2Na[Fe(OH)4],
образуется соль – тетрагидроксоферрат
(III) натрия

Fe2O3
+ 2OH- + 3H2O t˚C→ 2[Fe(OH)4]-

При сплавлении с основными оксидами или карбонатами щелочных металлов образуются
ферриты:

Fe2O3
+ Na2O t˚C→ 2NaFeO2

Fe2O3 + Na2CO3
= 2NaFeO2 + CO2

II.Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли
трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO3)3
+ 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓

Дополнительно:

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем
гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше
заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+
слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко
диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются
незначительно, а соли железа (III) – очень сильно.

Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III):
несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его
растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием
гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются
благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O
↔ [Fe(OH)]2+ + H+

[Fe(OH)]2+ + H2O
↔ [Fe(OH)2]+ + H+

[Fe(OH)2]+
+ H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении
кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза.

Fe(OH)3 обладает слабо выраженной
амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных
растворах щелочей:

Fe(OH)3
+ 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3
+ 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3
+ NaOH = Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3
+ OH- = [Fe(OH)4]-

Дополнительный материал:

Соединения железа (III) – слабые окислители, реагируют
с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 = S0↓ + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

FeCl3 + KI = I2↓ + FeCl2 + KCl

Качественные реакции на Fe3+

Опыт

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]
(жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4Fe3+Cl3 + 4K4[Fe2+(CN)6]
→ 12KCl
+ 4KFe3+[Fe2+(CN)6]↓

(берлинская лазурь – гексацианоферрат
(II)
железа (III)-калия)

Берлинская
лазурь была получена случайно в
начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у
торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении
солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален с
бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и
недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с
высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава
получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для
получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь
– одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реакциях находятся между собой в равновесии:

KFeIII[FeII(CN)6]↔KFeII[FeIII(CN)6]

2) При добавлении к раствору,
содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется
интенсивная кроваво-красная окраска раствора роданида железа(III):

2FeCl3
+ 6KCNS = 6KCl + FeIII[FeIII(CNS)6]

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+
раствор остаётся практически бесцветным).

Тренажёры

Тренажёр №1 – Распознавание соединений, содержащих ион
Fe (2+)

Тренажёр №2 – Распознавание соединений, содержащих ион
Fe (3+)

Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения:
FeCl2 -> Fe(OH)2 -> FeO -> FeSO4
Fe -> Fe(NO3)3 -> Fe(OH)3 -> Fe2O3->
NaFeO2

№2. Составьте уравнения реакций, при помощи которых
можно получить:
а) соли железа (II) и соли железа (III);
б) гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III);
в) оксиды железа.

Источник

Оксид железа (III)

Гидроксид железа (II)

Соединения двухвалентного железа

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O ® 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину – оксид железа (II,III):

3Fe + 2O2 ® Fe3O4

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O –t°® Fe3O4 + 4H2

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 –t°® 2FeBr3

Fe + S –t°® FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2

Fe + H2SO4(разб.) ® FeSO4 + H2

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.) –t°® Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.) –t°® Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu¯

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)2¯

Fe(OH)2 – слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)2 + H2SO4 ® FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ ® Fe2+ + 2H2O

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)2 –t°® FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Fe(OH)3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ® 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ® 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3 ® [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN ® K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4

3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6K+ + 3SO42-

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- ® Fe3[Fe(CN)6]2¯

Соединения трёхвалентного железа

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4 –t°® Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 – основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 + 6HCl –t°® 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+ –t°® 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O –t°® 2Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O ® 2[Fe(OH)4]-

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO3)3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- ® Fe(OH)3¯

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) – очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O « [Fe(OH)]2+ + H+

[Fe(OH)]2+ + H2O « [Fe(OH)2]+ + H+

[Fe(OH)2]+ + H2O « Fe(OH)3 + H+

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3H+ ® Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH ® Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3 + OH- ® [Fe(OH)4]-

Соединения железа (III) – слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 ® S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] ® Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl

4Fe3+ + 12Cl- + 12K+ + 3[Fe(CN)6]4- ® Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12K+ + 12Cl-

4Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- ® Fe4[Fe(CN)6]3¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 + 3NH4CNS « 3NH4Cl + Fe(CNS)3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Источник

Билет № 20

1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой,
хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды железа

Положение в периодической системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный номер железа 26.

Заряд ядра атома равен + 26, число электронов 26. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Схема расположения электронов по уровням:
26Fe ) ) ) )
2 8 14 2

Чистое железо — мягкий металл. Железо способно намагничиваться в магнитном поле.

Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления +2 или +3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, — железо окисляется до +2 (валентность II).

Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

Железо находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑

Железо вытесняет менее активные металлы (которые расположены правее в ряду напряжений) из растворов их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида меди (II), железо покрывается красным слоем меди, а голубой раствор приобретает зеленоватый цвет:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu↓

Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Получены оксиды и гидроксиды с различной степенью окисления железа:

Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Проявляют осно́вные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II).
Железо горит в кислороде:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O•Fe2+3O3). Темно-серого цвета.
Гидратированный оксид железа (III) Fe2O3• nH2O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Проявляет слабые амфотерные свойства. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного.

Сильные окислители, например, хлор при нагревании, окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Железо пассивируется концентрированной серной кислотой, поэтому ее перевозят в стальных цистернах.

Железо широко применяется в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более высокой твердостью. С помощью специальных легирующих добавок получают сталь, устойчивую к коррозии, высоким температурам и пр.

В организме человека элемент железо входит в состав гемоглобина крови, осуществляющего транспорт кислорода из легких в ткани.

2. Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи

Разделяем каждый раствор пополам, т. е. получаем два набора по три пробирки.
Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или метилоранж (метиловый оранжевый). В пробирке с кислотой индикатор покраснеет.
Чтобы распознать щелочь, капаем в оставшиеся три пробирки индикатор фенолфталеин (ф-ф). В пробирке со щелочью он станет малиновым.

Можно воспользоваться универсальным индикатором: капаем исследуемый раствор на полоску индикаторной бумаги и сравниваем со шкалой, делаем вывод о наличии кислоты или щелочи.

автор: Владимир Соколов

Источник

Гидроксид железа (II)
Систематическое название	Гидроксид железа (II)
Химическая формула	Fe(OH)2
Внешний вид	белые или светло-зелёные кристаллы
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
Кристаллическая решётка	тригональная
Стандартная энтальпия образования	−574 кДж/моль
Стандартная молярная энтропия	+92 Дж/(К·моль)
Стандартная энергия образования Гиббса	−493 кДж/моль
Регистрационный номер CAS	18624-44-7
Где это не указано, данные приведены при стандартных условиях (25 °C, 100 кПа).

Гидроксид железа (II) — неорганическое вещество с формулой Fe(OH)2, соединение железа. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных 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

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

Чистый гидроксид железа (II) — кристаллическое вещество белого цвета (на фото – коричневый цвет). 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.

Химические свойства

Гидроксид железа (II) вступает в следующие реакции.

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

Fe(OH)2 + 2HCl ⟶ FeCl2 + 2H2O

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

Fe(OH)2 + 2NaOH ⟶ Na2[Fe(OH)4]↓

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

Fe(OH)2 + 2NH4Cl ⟶ FeCl2 + 2NH3↑ + 2H2O

При нагревании разлагается с образованием оксида железа (II):

Fe(OH)2 →150−200∘C FeO + H2OВ этой реакции в качестве примесей образуются металлическое железо и оксид железа (III) – железа (II) (Fe3O4).

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

4Fe(OH)2 + O2 ⟶ 4FeO(OH) + 2H2O Fe(OH)2 + 2FeO(OH) →600−1000∘C (FeIIFe2III)O4 + 2H2OЭти реакции также происходят (медленно) в процессе коррозии железа.

Получение

Гидроксид железа (II)

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

FeSO4 + 2KOH ⟶ Fe(OH)2↓ + K2SO4

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

2Fe + 2H2O + O2 ⟶ 2Fe(OH)2Также гидроксид железа (II) может быть получен электролизом раствора солей щелочных металлов(например хлорида натрия) при перемешивании. Сначала образуется соль железа, которая при реакции с образовавшимся гидроксидом натрия даёт гидроксид железа. Чтобы получить двухвалентный гидроксид нужно вести электролиз при большой плотности тока. Реакция в общем виде: Fe + 2H2O ⟶ Fe(OH)2↓ + H2

Применение

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

Источник