Оксид железа(II)

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
SMILES	[Fe]=O
Безопасность
Токсичность	нетоксичен
NFPA 704	0 1 0
	Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Окси́д желе́за(II) (закись железа, вюстит, оксоирон, монооксид железа, ${\ce {FeO}}$ ) — бинарное неорганическое соединение железа(II) и кислорода. Представляет собой чёрное порошок с кристаллической структурой, близкой к структуре поваренной соли ( ${\ce {NaCl}}$ ). Пирофорен, плавится при 1377 °C. Способен проявлять восстановительные и окислительные свойства в зависимости от условий реакции. При нагревании разлагается на железо ( ${\ce {Fe}}$ ) и оксид железа(III) ( ${\ce {Fe2O3}}$ ). Оксид железа(II) обладает основными свойствами и способен вступать в реакции с кислотами, образуя соли железа(II)^[1]^[2]. В природе встречается в виде чрезвычайно редкого минерала иоцита^[3].

Оксид железа(II) получают окислением железа при контролируемом содержании кислорода(Кнунянц), восстановлением оксида железа(III)^[4], термическим разложением гидроксида ( ${\ce {Fe(OH)2}}$ ) и оксалата железа ( ${\ce {FeC2O4*2H2O}}$ ) в атмосфере азота^[1].

Свойства вещества

Химическое строение

Оксид железа(II) (FeO) представляет собой ионное соединение, состоящее из катионов железа (Fe²⁺) и анионов кислорода (O²⁻). Его кристаллическая структура аналогична структуре каменной соли (NaCl), где каждый ион Fe²⁺ окружён шестью ионами O²⁻, и наоборот, с координационным числом, равным 6. Однако реальная структура FeO часто нестехиометрична из-за дефектов: часть позиций Fe²⁺ может замещаться катионами Fe³⁺, что компенсируется вакансиями (отсутствием ионов Fe²⁺), приводя к формуле, близкой к Fe_0,84-0,95O^[5].

Физические свойства

Оксид железа(II) представляет собой твёрдое вещество чёрного цвета. Оно может существовать в различных формах — от мелкодисперсного сухого порошка до крупных кристаллических образований. Вещество не обладает запахом и характеризуется образованием чёрных кубических кристаллов^[6].

Физико-химические свойства^[6]:

Температура плавления оксида железа(II) составляет приблизительно 1377 °C.
Плотность вещества равна примерно 6,0 г/см³.
FeO демонстрирует крайне низкую растворимость в воде. Он хорошо растворяется в кислотах. Практически не взаимодействует со спиртовыми растворами.
Показатель преломления равен 2,23.

Химические свойства

Основные свойства

Оксид железа(II) представляет собой типичный основный оксид, способный вступать во взаимодействие с кислотными оксидами и растворимыми кислотами, что приводит к образованию соответствующих солей^[7].

В результате реакции с оксидом серы(VI) образуется сульфат железа(II)^[7].

${\ce {FeO + SO3 = FeSO4}}$

При взаимодействии с соляной кислотой образуется хлорид железа(II) и вода^[7].

${\ce {FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O}}$

Оксид железа(II) не вступает в реакцию с водой^[7].

Восстановительные свойства

Подвергается окислению до соединений железа(III). При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа(III), оксид азота(IV) и вода^[7].

${\ce {FeO + 4HNO3 = NO2 + Fe(NO3)3 + 2H2O}}$

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой при нагревании образуется оксид азота(II)^[7].

${\ce {3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O}}$

Окисляется кислородом до оксида железа(III)^[4].

${\ce {4FeO + O2 = 2Fe2O3}}$

Окислительные свойства

Оксид железа(II) демонстрирует окислительную активность, которая проявляется в реакции с монооксидом углерода, приводя к образованию железа и диоксида углерода^[7].

${\ce {FeO + CO = Fe + CO2}}$

Оксид железа(II) восстанавливается водородом с образованием железа и воды^[8].

${\ce {FeO + H2 = Fe + H2O}}$

Оксид железа(II) выступает в качестве окислителя по отношению к углероду, с образованием одного из оксидов углерода и железа^[8].

${\ce {FeO + C = Fe + CO}}$

Происходит взаимодействие с алюминием, что приводит к образованию оксида алюминия и железа в результате реакции замещения^[8].

${\ce {3 FeO + 2 Al = 3 Fe + Al2O3}}$

Реагирует при нагревании с аммиаком, с образованием железа, азота и воды^[8].

${\ce {3 FeO + 2NH3 = 2 Fe + N2 + 3 H2O}}$

Реакция диспропорционирования

При нагревании выше 560 ⁰С оксид железа(II) разлагается на железную окалину и железо^[9].

${\ce {4 FeO = Fe3O4 + Fe}}$

Способы получения

Окисление железа

При нагревании железа в условиях пониженного парциального давления кислорода происходит образование низшего оксида FeO^[10].

${\ce {2 Fe + O2 = 2 FeO}}$

Восстановление оксида железа(III)

Восстановление водородом

В этом процессе водород восстанавливает оксид железа(III) до оксида железа(II), выделяя воду^[4].

${\ce {Fe2O3 + H2= 2FeO + H2O}}$

Восстановление оксидом углерода(II)

Оксид углерода действует как восстановитель, превращая оксид железа(III) в оксид железа(II) и выделяя углекислый газ^[4].

${\ce {Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2}}$

Восстановление железом

Железо восстанавливает оксид железа(III) до оксида железа(II)^[4].

${\ce {Fe2O3 + Fe = 3FeO}}$

Разложение гидроксида железа(II)

При нагревании гидроксид железа(II) разлагается на оксид железа(II) и воду^[4].

${\ce {Fe(OH)2 = FeO + H2O}}$

Разложение оксалата железа(II)

При прокаливании кристаллогидрата оксалата железа(II) в атмосфере азота происходит разложение оксалата до оксида железа(II), оксида углерода(II), оксида углерода(IV) и образуется свободная вода^[11].

${\ce {FeC2O4.3H2O = FeO + CO + CO2 + 3H2O}}$

Применение

Оксиды железа (E172) представляют собой пищевую и промышленную добавку, включающую в себя оксиды железа различных степеней окисления (FeO, Fe₂O₃, Fe₃O₄). Эти пигменты ценятся за свою стабильность, нетоксичность и способность придавать яркие оттенки^[12]^[13].

Строительство и архитектура.

Оксиды железа используются для окрашивания бетона, асфальта, кирпича и тротуарной плитки. Они также применяются в производстве кровельной черепицы и керамической плитки. Оксиды железа обеспечивают стойкость цвета к ультрафиолетовому излучению и перепадам температур. Ламеллярные пигменты на основе гематита (Fe₂O₃) создают барьерные покрытия для металлических конструкций^[13]^[12].

Производство красок и покрытий.

Оксиды железа используются в антикоррозийных красках для обработки металлических поверхностей. Применяются в водорастворимых и масляных красках. Пигменты на основе FeO и Fe₂O₃ используются в художественных красках^[12]:

Пластмассы и резина. Оксиды железа добавляют в полимеры для устойчивости к выцветанию. Они также используются в производстве автомобильных деталей и накладок.
Косметика и фармацевтика. Оксиды железа входят в состав декоративной косметики. Используются для окрашивания таблеток и капсул.
Бумажная и текстильная промышленность. Оксиды железа применяют для декоративной окраски бумаги. Также используются в текстильных красителях.
Оксиды железа используются в буровых растворах.
Применяются для полировки ювелирных изделий.
Магнитные свойства оксидов железа используются в производстве электронных чернил.

Свойства оксидов железа, объясняющие их популярность.

Цветовая палитра: от чёрного (FeO) до красного (Fe₂O₃) и жёлтого (гидроксиды железа). Химическая стабильность: устойчивость к щелочам, температуре (до 300 °C), ультрафиолетовому излучению. Нерастворимость в воде (кроме кислот). Экологичность: безопасность для человека и окружающей среды (разрешён в пищевой и косметической промышленности). Экономичность: низкая стоимость производства по сравнению с синтетическими аналогами^[8].

В пищевой промышленности E172 маркируется как «железооксидные пигменты» и применяется для окрашивания кондитерских изделий, сыров и соусов (дозировка регулируется стандартами безопасности). Оксид железа(II) редко используется в чистом виде из-за своей нестабильности^[12].

Уровень опасности и меры предосторожности[править | править код]

Работа с оксидом железа(II) сопряжена с определёнными опасностями, и для обеспечения безопасности необходимо соблюдать ряд мер предосторожности. Основные опасности, связанные с работой с FeO, включают возможность возникновения пожара и взрыва. При определённых условиях FeO может легко воспламеняться, что создаёт риск возникновения пожара. В случае возникновения пожара необходимо использовать соответствующие средства пожаротушения. Важно также предотвращать рассеивание пыли, так как это может увеличить риск возгорания^[14].

Для защиты от опасностей, связанных с работой с FeO, необходимо соблюдать следующие меры^[14]:

Вдыхание: вдыхание пыли FeO может вызвать кашель. Для защиты органов дыхания необходимо использовать соответствующие средства защиты. При попадании пыли в дыхательные пути необходимо обеспечить доступ свежего воздуха и отдых.
Кожа: для защиты кожи необходимо использовать защитные перчатки. При контакте с FeO необходимо смыть и вымыть кожу водой с мылом.
Глаза: для защиты глаз необходимо надеть защитные очки. При попадании вещества в глаза необходимо промыть их большим количеством воды в течение нескольких минут, затем обратиться за медицинской помощью. Если возможно, снимите контактные линзы перед промыванием.
Проглатывание: во время работы с FeO необходимо избегать приёма пищи, питья и курения. При случайном проглатывании необходимо прополоскать рот водой.

Соблюдение этих мер предосторожности поможет минимизировать риски, связанные с работой с оксидом железа(II)^[14].

Биологическая активность

Одним из наиболее частых доброкачественных пневмокониозов, вызванных воздействием оксида железа, является сидероз. Это заболевание возникает у людей, которые длительное время подвергаются воздействию пыли, содержащей железо. На рентгеновских снимках грудной клетки у людей с сидерозом можно заметить небольшие затемнения, вызванные накоплением железа в лёгких. Однако, несмотря на эти изменения, у большинства пациентов не наблюдается клинических симптомов, а результаты исследования функции лёгких остаются в пределах нормы. Рентгеновские изменения, связанные с сидерозом, обычно исчезают после прекращения воздействия вредных веществ. Заболевание обратимо при условии устранения источника воздействия^[15].

Таким образом, хотя сидероз и другие доброкачественные пневмокониозы могут вызывать изменения на рентгеновских снимках, они редко приводят к серьёзным последствиям для здоровья при своевременном прекращении воздействия пыли^[15].

Примечания

↑ ^1,0 ^1,1 Аликберова Л. Ю. Оксиды железа (неопр.). БРЭ (4 июля 2023). Дата обращения: 3 марта 2025.
↑ Бусев А. И., Ефимов И. П. Словарь химических терминов. — М.: Просвещение, 1971. — С. 60. — 208 с.
↑ Вегман Е. Ф. Железа оксиды // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа — Меди. — С. [131] (стб. 254). — 671 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-035-5.
↑ ^4,0 ^4,1 ^4,2 ^4,3 ^4,4 ^4,5 Железо (неопр.). Самарский университет. Дата обращения: 3 марта 2025.
↑ Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — Oxford, United Kingdom: Butterworth-Heinemann (Elsevier), 1997. — С. 643. — ISBN 0-7506-3365-4.
↑ ^6,0 ^6,1 Вустит (англ.). National Library of Medicine. Дата обращения: 4 марта 2025.
↑ ^7,0 ^7,1 ^7,2 ^7,3 ^7,4 ^7,5 ^7,6 Степанов В. Н. Оксид железа (II) (неопр.). Chemege.ru. Дата обращения: 3 марта 2025.
↑ ^8,0 ^8,1 ^8,2 ^8,3 ^8,4 Оксид железа(II), химические свойства, получение (неопр.). Acetyl. Дата обращения: 4 марта 2025.
↑ Брауэр Г. Руководство по неорганическому синтезу: в 6 томах. Т. 5. — М.: Мир, 1985. — 1750 с.
↑ Гринвуд Н. Химия элементов: в 2 томах. Т. 2. — М.: Бином, 2009. — С. 409. — ISBN 978-5-94774-372-2.
↑ Краткая химическая энциклопедия т. 2 / под ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1963. — С. 18.
↑ ^12,0 ^12,1 ^12,2 ^12,3 Е-127 (оксид железа) (англ.). Ataman Kimya. Дата обращения: 3 марта 2025.
↑ ^13,0 ^13,1 Оксид железа (II) (неопр.). Химпромкомплект. Дата обращения: 3 марта 2025.
↑ ^14,0 ^14,1 ^14,2 Оксид железа (англ.). World Health Organization. Дата обращения: 4 марта 2025.
↑ ^15,0 ^15,1 Pneumoconioses, benign (англ.). Haz-Map. Дата обращения: 4 марта 2025.

[:0-1] 1,0 ^1,1 Аликберова Л. Ю. Оксиды железа (неопр.). БРЭ (4 июля 2023). Дата обращения: 3 марта 2025.

[2] Бусев А. И., Ефимов И. П. Словарь химических терминов. — М.: Просвещение, 1971. — С. 60. — 208 с.

[3] Вегман Е. Ф. Железа оксиды // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа — Меди. — С. [131] (стб. 254). — 671 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-035-5.

[:1-4] 4,0 ^4,1 ^4,2 ^4,3 ^4,4 ^4,5 Железо (неопр.). Самарский университет. Дата обращения: 3 марта 2025.

[5] Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — Oxford, United Kingdom: Butterworth-Heinemann (Elsevier), 1997. — С. 643. — ISBN 0-7506-3365-4.

[:5-6] 6,0 ^6,1 Вустит (англ.). National Library of Medicine. Дата обращения: 4 марта 2025.

[:2-7] 7,0 ^7,1 ^7,2 ^7,3 ^7,4 ^7,5 ^7,6 Степанов В. Н. Оксид железа (II) (неопр.). Chemege.ru. Дата обращения: 3 марта 2025.

[:4-8] 8,0 ^8,1 ^8,2 ^8,3 ^8,4 Оксид железа(II), химические свойства, получение (неопр.). Acetyl. Дата обращения: 4 марта 2025.

[9] Брауэр Г. Руководство по неорганическому синтезу: в 6 томах. Т. 5. — М.: Мир, 1985. — 1750 с.

[10] Гринвуд Н. Химия элементов: в 2 томах. Т. 2. — М.: Бином, 2009. — С. 409. — ISBN 978-5-94774-372-2.

[11] Краткая химическая энциклопедия т. 2 / под ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1963. — С. 18.

[:8-12] 12,0 ^12,1 ^12,2 ^12,3 Е-127 (оксид железа) (англ.). Ataman Kimya. Дата обращения: 3 марта 2025.

[:3-13] 13,0 ^13,1 Оксид железа (II) (неопр.). Химпромкомплект. Дата обращения: 3 марта 2025.

[:6-14] 14,0 ^14,1 ^14,2 Оксид железа (англ.). World Health Organization. Дата обращения: 4 марта 2025.

[:7-15] 15,0 ^15,1 Pneumoconioses, benign (англ.). Haz-Map. Дата обращения: 4 марта 2025.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]