Hydroxid železitý

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 20. listopadu 2015; kontroly vyžadují 20 úprav .

Hydroxid železitý
Hydroxid železitý
Systematický název	Hydroxid železitý
Chemický vzorec	Fe(OH) 2
Vzhled	hnědé nebo hnědo-oranžové krystaly
Vlastnosti
Molární hmotnost	89,86 g / mol
Teplota rozkladu	150-200 °C
Hustota	3,4 g/cm³
Mohsova tvrdost	3,5-4
Disociační konstanta p K b	1,92
Rozpustnost ve vodě	5,2⋅10 −5 g/100 ml
Produkt rozpustnosti	7,9⋅10 −16
Struktura
Krystalová buňka	trigonální
Termodynamické vlastnosti
Standardní entalpie tvorby	-574 kJ/mol
Standardní molární entropie	+92 J/(K mol)
Gibbsova standardní energie formování	−493 kJ/mol
Klasifikace
Registrační číslo CAS	18624-44-7
Pokud není uvedeno, údaje jsou uvedeny za standardních podmínek (25 °C, 100 kPa).

Hydroxid železitý je anorganická látka se vzorcem Fe(OH) 2 , sloučenina železa . Amfoterní hydroxid s převahou bazických vlastností. Krystalická látka má bílou (někdy se zelenkavým nádechem) barvu, časem na vzduchu tmavne. Je to jedna z meziproduktů při korozi železa.

Být v přírodě

Hydroxid železitý se přirozeně vyskytuje jako minerál amakinit . Tento minerál obsahuje nečistoty hořčíku a manganu (empirický vzorec Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2 ). Barva minerálu je žlutozelená nebo světle zelená, tvrdost podle Mohse 3,5-4, hustota 2,925-2,98 g/cm³. [jeden]

Fyzikální vlastnosti

Čistý hydroxid železitý je na fotografii bílá krystalická látka - hnědá . Někdy má nazelenalý odstín kvůli nečistotám hydroxidu železitého . Časem na vzduchu tmavne v důsledku oxidace . Nerozpustný ve vodě (rozpustnost 5,8⋅10 −6 mol/l). Při zahřátí se rozkládá. Má trigonální systém krystalové mřížky . [2]

Chemické vlastnosti

Hydroxid železitý vstupuje do následujících reakcí. [2]

Vykazuje vlastnosti zásady - snadno vstupuje do neutralizačních reakcí se zředěnými kyselinami , např. s kyselinou chlorovodíkovou (vzniká roztok chloridu železitého ):

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

Za těžších podmínek vykazuje kyselé vlastnosti, např. s koncentrovaným (více než 50%) hydroxidem sodným při varu v dusíkové atmosféře tvoří sraženinu tetrahydroxoželezitanu sodného (II) :

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

Nereaguje s hydrátem amoniaku . Při zahřívání reaguje s koncentrovanými roztoky amonných solí , jako je chlorid amonný :

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

Při zahřátí se rozkládá na oxid železitý :

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

Při této reakci se jako nečistoty tvoří kovové železo a oxid železitý - železo (II) (Fe 3 O 4 ) .

Ve formě suspenze se při varu v přítomnosti vzdušného kyslíku oxiduje na metahydroxid železa . Při zahřívání s posledně jmenovaným tvoří oxid železitý (III)-železitý:

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

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

K těmto reakcím dochází (pomalu) také při korozi železa.

Získání

Hydroxid železitý lze získat jako sraženinu při výměnných reakcích roztoků solí železitých s alkáliemi , například:

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

Tvorba hydroxidu železnatého (II) je jednou z fází koroze železa:

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

Hydroxid železitý lze také získat elektrolýzou roztoku solí alkalických kovů (například chloridu sodného ) za míchání. Nejprve se vytvoří sůl železa, která po reakci s výsledným hydroxidem sodným poskytuje hydroxid železitý. Pro získání dvojmocného hydroxidu musí být elektrolýza provedena při vysoké proudové hustotě. Obecná reakce:

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

Aplikace

Hydroxid železitý se používá při výrobě aktivní hmoty železo-niklových baterií .

Poznámky

↑ Amankinite na webmineral.com . Archivováno z originálu 21. dubna 2012. (neurčitý)
↑ 1 2 Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Reactions of anorganic materials: a reference book / Ed. R. A. Lidina. - 2. vyd., přepracováno. a doplňkové - M. : Drofa, 2007. - S. 179. - 685 s. — ISBN 5-7107-8085-5 .