Formule chimique du sulfate ferreux 3. Le fer et ses composés

17. ré -éléments Fer, caractéristiques générales, propriétés. Oxydes et hydroxydes, KO et OM, caractéristique, biorol, capacité à former une complexation.

1. Caractéristiques générales.

Fer - élément d du sous-groupe secondaire du huitième groupe de la quatrième période du PSCE de numéro atomique 26.

L'un des métaux les plus répandus dans la croûte terrestre (derrière l'aluminium).

Une substance simple, le fer est un métal malléable de couleur blanc argenté avec une réactivité chimique élevée : fer rapidement se corrodeà des températures élevées ou à une humidité élevée de l'air.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3

Dans l'oxygène pur, le fer brûle, et à l'état finement dispersé, il s'enflamme spontanément dans l'air.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO * Fe2O3

FeO * Fe2O3 = Fe3O4 (échelle de fer)

En fait, le fer est généralement appelé ses alliages à faible teneur en impuretés (jusqu'à 0,8%), qui conservent la douceur et la ductilité du métal pur. Mais dans la pratique, les alliages de fer avec du carbone sont plus souvent utilisés : l'acier (jusqu'à 2,14 % en poids de carbone) et la fonte (plus de 2,14 % en poids de carbone), ainsi que l'acier inoxydable (allié) avec l'ajout de métaux d'alliage ( chrome, manganèse, nickel, etc.). L'ensemble des propriétés spécifiques du fer et de ses alliages en font le « métal n°1 » en importance pour l'homme.

Dans la nature, le fer se trouve rarement sous sa forme pure, le plus souvent il se trouve dans la composition des météorites fer-nickel. La prévalence du fer dans la croûte terrestre est de 4,65% (4ème place après O, Si, Al). On pense également que le fer constitue la majeure partie du noyau terrestre.

2.Propriétés

1.Phys. Le fer est un métal typique, à l'état libre, il est blanc argenté avec une teinte grisâtre. Le métal pur est ductile, diverses impuretés (en particulier - le carbone) augmentent sa dureté et sa fragilité. Possède des propriétés magnétiques prononcées. On distingue souvent la "triade du fer" - un groupe de trois métaux (fer Fe, cobalt Co, nickel Ni), qui ont des propriétés physiques, des rayons atomiques et des valeurs d'électronégativité similaires.

2.Chem.sv-va.

État d'oxydation	Oxyde	Hydroxyde	Personnage	Remarques (modifier)
			Basique faible
			Base très faible, parfois amphotère
	Non reçu	*	Acide	Agent oxydant fort

Le fer est caractérisé par les états d'oxydation du fer - +2 et +3.

L'état d'oxydation +2 correspond à l'oxyde noir FeO et à l'hydroxyde vert Fe (OH) 2. Ils sont basiques. Dans les sels, Fe (+2) est présent sous forme de cation. Fe (+2) est un agent réducteur faible.

L'état d'oxydation +3 correspond à l'oxyde rouge-brun Fe 2 O 3 et à l'hydroxyde brun Fe (OH) 3. Ils sont de nature amphotère, bien qu'acide, et leurs propriétés basiques sont mal exprimées. Donc, les ions Fe 3+ complètement hydrolysé même dans un environnement acide. Fe (OH) 3 se dissout (et même pas complètement), uniquement dans les alcalis concentrés. Fe 2 O 3 ne réagit avec les alcalis que lors de la fusion, donnant ferrite(sels d'acide formel d'acide libre HFeO 2 non existant) :

Le fer (+3) présente le plus souvent de faibles propriétés oxydantes.

Les états d'oxydation +2 et +3 passent facilement entre eux lorsque les conditions redox changent.

De plus, il existe un oxyde Fe 3 O 4 dont l'état d'oxydation formel du fer est de +8/3. Cependant, cet oxyde peut également être considéré comme ferrite de fer (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Il existe également un état d'oxydation de +6. L'oxyde et l'hydroxyde correspondants sous forme libre n'existent pas, mais des sels - ferrates (par exemple, K 2 FeO 4 ) ont été obtenus. Le fer (+6) est en eux sous la forme d'un anion. Les ferrates sont des agents oxydants puissants.

Le fer métallique pur est stable dans l'eau et les solutions diluées alcalis... Le fer ne se dissout pas dans les acides sulfurique et nitrique concentrés à froid en raison de la passivation de la surface métallique avec un fort film d'oxyde. L'acide sulfurique concentré chaud, étant un agent oxydant plus fort, interagit avec le fer.

AVEC saline et dilué (environ 20%) sulfurique acides le fer réagit pour former des sels de fer (II) :

Lorsque le fer réagit avec environ 70 % d'acide sulfurique lorsqu'il est chauffé, la réaction se poursuit avec la formation sulfate de fer (III):

3.Oxydes et hydroxydes, KO et OM har-ka ...

Composés de fer (II)

L'oxyde de fer (II) FeO a des propriétés basiques, la base Fe (OH) 2 lui correspond. Les sels de fer (II) sont de couleur vert clair. Lorsqu'ils sont stockés, en particulier dans l'air humide, ils brunissent en raison de l'oxydation du fer (III). Le même processus se produit lors du stockage de solutions aqueuses de sels de fer (II):

De sels de fer (II) en solutions aqueuses, stables sel de Mohr- sulfate double d'ammonium et de fer (II) (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O.

Un réactif pour les ions Fe 2+ en solution peut être hexacyanoferrate de potassium (III) K 3 (sel de sang rouge). Lorsque les ions Fe 2+ et 3− interagissent, un précipité se forme bleu turnbooléen:

Pour le dosage quantitatif du fer (II) en solution, utiliser phénanthroline formant un complexe FePhen 3 rouge avec du fer (II) dans une large gamme de pH (4-9)

Composés de fer (III)

Oxyde de fer (III) Fe 2 O 3 faible amphotérine, il est répondu par une base encore plus faible que Fe (OH) 2, Fe (OH) 3, qui réagit avec les acides :

Les sels de Fe 3+ sont sujets à la formation d'hydrates cristallins. En eux, l'ion Fe 3+ est généralement entouré de six molécules d'eau. Ces sels sont de couleur rose ou violette.L'ion Fe 3+ est complètement hydrolysé même dans un environnement acide. A pH > 4, cet ion est presque complètement précipité comme Fe (OH) 3 :

Avec l'hydrolyse partielle de l'ion Fe 3+, des oxo et hydroxocations multinucléaires se forment, ce qui rend les solutions brunes.Les propriétés principales de l'hydroxyde de fer (III) Fe (OH) 3 sont très faibles. Il n'est capable de réagir qu'avec des solutions alcalines concentrées :

Les complexes hydroxo de fer (III) résultants ne sont stables que dans des solutions fortement alcalines. Lorsque les solutions sont diluées avec de l'eau, elles sont détruites et Fe (OH) 3 précipite.

Lorsqu'il est allié avec des alcalis et des oxydes d'autres métaux, Fe 2 O 3 forme une variété de ferrite:

Les composés de fer (III) en solution sont réduits par le fer métallique :

Le fer (III) est capable de former des sulfates doubles avec une charge simple cations taper alun, par exemple, KFe (SO 4) 2 - potassium fer alun, (NH 4) Fe (SO 4) 2 - ammonium fer alun, etc.

Pour la détection qualitative des composés de fer (III) en solution, la réaction qualitative des ions Fe 3+ avec les ions thiocyanate est utilisée RCS − ... Lorsque les ions Fe 3+ interagissent avec les anions SCN -, un mélange de complexes de thiocyanate rouge vif de fer 2+, +, Fe (SCN) 3, - se forme. La composition du mélange (et donc l'intensité de sa couleur) dépend de divers facteurs ; par conséquent, cette méthode est inapplicable pour une détermination qualitative précise du fer.

Un autre réactif de haute qualité pour les ions Fe 3+ est hexacyanoferrate de potassium (II) K 4 (sel de sang jaune). L'interaction des ions Fe 3+ et 4− produit un précipité bleu vif bleu de Prusse:

Composés de fer (VI)

Ferrata- sel d'acide ferrique libre inexistant H 2 FeO 4. Ce sont des composés de couleur violette, ressemblant aux permanganates par leurs propriétés oxydantes et aux sulfates par leur solubilité. Les ferrates sont obtenus par l'action de gaz chlore ou ozone sur une suspension de Fe (OH) 3 dans un alcali , par exemple, le ferrate de potassium (VI) K 2 FeO 4. Les ferrates sont violets.

Ferrata peut également être obtenu électrolyse Solution alcaline à 30 % sur une anode en fer :

Les ferrates sont des oxydants puissants. En milieu acide, ils se décomposent avec libération d'oxygène :

Les propriétés oxydantes des ferrates sont utilisées pour désinfection de l'eau.

4 biorôle

1) Dans les organismes vivants, le fer est un oligo-élément important qui catalyse les processus d'échange d'oxygène (respiration).

2) Habituellement, le fer est inclus dans les enzymes sous la forme d'un complexe. En particulier, ce complexe est présent dans l'hémoglobine - la protéine la plus importante qui assure le transport de l'oxygène avec le sang vers tous les organes humains et animaux. Et c'est lui qui tache le sang d'une couleur rouge caractéristique.

4) Une dose excessive de fer (200 mg ou plus) peut avoir des effets toxiques. Une surdose de fer inhibe le système antioxydant du corps, par conséquent, il n'est pas recommandé d'utiliser des suppléments de fer pour les personnes en bonne santé.

Désignation - Fe (Fer);
Période - IV;
Groupe - 8 (VIII);
Masse atomique - 55,845 ;
Numéro atomique - 26;
Rayon de l'atome = 126 pm;
Rayon covalent = 117 pm;
Distribution des électrons - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2;
point de fusion = 1535 °C;
point d'ébullition = 2750 ° C;
Électronégativité (Pauling / Alpred et Rohov) = 1,83 / 1,64 ;
Etat d'oxydation : +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0 ;
Densité (n. At.) = 7,874 g/cm 3 ;
Volume molaire = 7,1 cm 3 / mol.

Composés de fer:

Le fer est le métal le plus abondant dans la croûte terrestre (5,1 % en masse) après l'aluminium.

Sur Terre, le fer à l'état libre se trouve en petites quantités sous forme de pépites, ainsi que dans les météorites tombées.

Le fer est extrait industriellement dans les gisements de minerai de fer, à partir de minéraux contenant du fer : minerai de fer magnétique, rouge, brun.

Il faut dire que le fer fait partie de nombreux minéraux naturels, à l'origine de leur couleur naturelle. La couleur des minéraux dépend de la concentration et du rapport des ions fer Fe 2+ / Fe 3+, ainsi que des atomes entourant ces ions. Par exemple, la présence d'impuretés d'ions fer affecte la couleur de nombreuses pierres précieuses et semi-précieuses : topaze (du jaune pâle au rouge), saphirs (du bleu au bleu foncé), aigues-marines (du bleu clair au bleu verdâtre), etc.

Le fer se trouve dans les tissus des animaux et des plantes, par exemple, dans le corps d'un adulte, il y a environ 5 g de fer. Le fer est un élément vital, il fait partie de la protéine hémoglobine, participant au transport de l'oxygène des poumons vers les tissus et les cellules. Avec un manque de fer dans le corps humain, une anémie se développe (anémie ferriprive).

Riz. La structure de l'atome de fer.

La configuration électronique de l'atome de fer est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (voir Structure électronique des atomes). Dans la formation de liaisons chimiques avec d'autres éléments, 2 électrons peuvent participer au niveau externe 4s + 6 électrons du sous-niveau 3d (un total de 8 électrons), donc, dans les composés, le fer peut prendre les états d'oxydation +8, +6, +4, +3, +2, +1, (les plus courants sont +3, +2). Le fer a une activité chimique moyenne.

Riz. États d'oxydation du fer : +2, +3.

Propriétés physiques du fer :

métal blanc argenté;
dans sa forme pure, il est assez mou et plastique ;
possède une bonne conductivité thermique et électrique.

Le fer existe sous la forme de quatre modifications (différentes dans la structure du réseau cristallin) : fer ; fer ; fer ; -fer.

Propriétés chimiques du fer

réagit avec l'oxygène, en fonction de la température et de la concentration en oxygène, divers produits ou un mélange de produits d'oxydation du fer (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4) peuvent se former :
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
oxydation du fer à basse température :
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
réagit avec la vapeur d'eau :
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2;
le fer finement broyé réagit lorsqu'il est chauffé avec du soufre et du chlore (sulfure ferreux et chlorure):
Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
à haute température réagit avec le silicium, le carbone, le phosphore :
3Fe + C = Fe 3C;
avec d'autres métaux et avec des non-métaux, le fer peut former des alliages ;
le fer déplace les métaux moins actifs de leurs sels :
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
avec les acides dilués, le fer agit comme agent réducteur en formant des sels :
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2;
avec l'acide nitrique dilué, le fer forme divers produits de réduction d'acide, selon sa concentration (N 2, N 2 O, NO 2).

Obtenir et utiliser du fer

Le fer industriel est obtenu fonte fonte et acier.

La fonte est un alliage de fer avec des mélanges de silicium, manganèse, soufre, phosphore, carbone. La teneur en carbone de la fonte dépasse 2% (dans l'acier moins de 2%).

Le fer pur est obtenu :

dans les convertisseurs d'oxygène en fonte ;
réduction des oxydes de fer avec de l'hydrogène et du monoxyde de carbone bivalent;
électrolyse des sels correspondants.

La fonte brute est obtenue à partir de minerais de fer par réduction d'oxydes de fer. La fonte brute est fondue dans des hauts fourneaux. Le haut fourneau utilise du coke comme source de chaleur.

Un haut fourneau est un ouvrage technique très complexe d'une hauteur de plusieurs dizaines de mètres. Il est revêtu de briques réfractaires et protégé par une enveloppe extérieure en acier. En 2013, le plus grand haut fourneau a été construit en Corée du Sud par la société sidérurgique POSCO dans l'aciérie de Gwangyang (le volume du four après modernisation était de 6 000 mètres cubes avec une capacité annuelle de 5 700 000 tonnes).

Riz. Haut fourneau.

Le processus de fusion de la fonte brute dans un haut fourneau se poursuit en continu pendant plusieurs décennies jusqu'à ce que le four atteigne sa fin de vie.

Riz. Le processus de fonte de fonte dans un haut fourneau.

les minerais valorisés (magnétique, minerai de fer rouge, brun) et le coke sont coulés par le haut, situé tout en haut du haut fourneau ;
les processus de réduction du fer à partir du minerai sous l'influence du monoxyde de carbone (II) se déroulent dans la partie médiane d'un haut fourneau (mine) à une température de 450-1100°C (les oxydes de fer sont réduits en métal) :
- 450-500°C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 ;
- 600°C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ;
- 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2 ;
- une partie de l'oxyde de fer bivalent est réduite par le coke : FeO + C = Fe + CO.
en parallèle, il existe un procédé de réduction des oxydes de silicium et de manganèse (inclus dans le minerai de fer sous forme d'impuretés), le silicium et le manganèse font partie de la fonte :
- SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
- Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
lors de la décomposition thermique du calcaire (introduit dans un haut fourneau), il se forme de l'oxyde de calcium qui réagit avec les oxydes de silicium et d'aluminium contenus dans le minerai :
- CaCO 3 = CaO + CO 2;
- CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
- CaO + Al 2 O 3 = Ca (AlO 2) 2.
à 1100°C, le processus de réduction du fer s'arrête ;
au-dessous du puits se trouve la vapeur, la partie la plus large du haut fourneau, au-dessous de laquelle suit un épaulement, dans lequel le coke brûle et les produits liquides de la fonte se forment - fonte brute et scories, s'accumulant tout au fond du four - le foyer;
dans la partie supérieure du foyer à une température de 1500°C dans un flux d'air soufflé, une combustion intensive de coke se produit : C + O 2 = CO 2 ;
en passant par le coke chauffé au rouge, le monoxyde de carbone (IV) est transformé en monoxyde de carbone (II), qui est un réducteur du fer (voir ci-dessus) : CO 2 + C = 2CO ;
les scories formées par les silicates de calcium et les aluminosilicates sont situées au-dessus de la fonte, la protégeant de l'action de l'oxygène ;
à travers des trous spéciaux situés à différents niveaux du foyer, la fonte et les scories sont évacuées à l'extérieur;
La majeure partie de la fonte est destinée à un traitement ultérieur - la fusion de l'acier.

L'acier est fondu à partir de la fonte et de la ferraille par la méthode du convertisseur (le foyer ouvert est déjà obsolète, bien qu'il soit encore utilisé) ou par fusion électrique (dans des fours électriques, des fours à induction). L'essence du processus (redistribution de la fonte) est de réduire la concentration de carbone et d'autres impuretés par oxydation à l'oxygène.

Comme mentionné ci-dessus, la concentration en carbone dans l'acier ne dépasse pas 2%. Pour cette raison, l'acier, contrairement à la fonte, est assez facilement forgé et laminé, ce qui permet de fabriquer divers produits à partir de celui-ci avec une dureté et une résistance élevées.

La dureté de l'acier dépend de la teneur en carbone (plus il y a de carbone, plus l'acier est dur) dans une nuance d'acier particulière et dans des conditions de traitement thermique. Lorsqu'il est trempé (refroidissement lent), l'acier devient mou; lorsqu'il est trempé (rapidement refroidi), l'acier est très dur.

Pour conférer à l'acier les propriétés spécifiques souhaitées, des additifs de ligature lui sont ajoutés : chrome, nickel, silicium, molybdène, vanadium, manganèse, etc.

La fonte et l'acier sont les matériaux de structure les plus importants dans l'écrasante majorité des secteurs de l'économie nationale.

Le rôle biologique du fer :

le corps d'un adulte contient environ 5 g de fer;
le fer joue un rôle important dans le travail des organes hématopoïétiques;
le fer fait partie de nombreux complexes protéiques complexes (hémoglobine, myoglobine, diverses enzymes).

Les premiers objets en fer et ses alliages ont été trouvés lors de fouilles et remontent à environ 4 millénaire avant JC. C'est-à-dire que même les anciens Égyptiens et Sumériens utilisaient des gisements de météorites de cette substance pour fabriquer des bijoux et des articles ménagers, ainsi que des armes.

Aujourd'hui, les composés de fer de diverses sortes, ainsi que le métal pur, sont les substances les plus courantes et les plus utilisées. Ce n'est pas pour rien que le 20e siècle a été considéré comme du fer. En effet, avant l'émergence et la diffusion généralisée du plastique et des matériaux apparentés, c'était ce composé qui était d'une importance décisive pour une personne. Qu'est-ce que cet élément et quelles substances il forme, nous examinerons dans cet article.

Élément chimique fer

Si nous considérons la structure de l'atome, il est tout d'abord nécessaire d'indiquer son emplacement dans le tableau périodique.

Le numéro de série est le 26.
La période est la quatrième grande.
Groupe huitième, côté sous-groupe.
Le poids atomique est de 55,847.
La structure de la couche externe d'électrons est désignée par la formule 3d 6 4s 2.
- Fé.
Le nom est fer, la lecture dans la formule est "ferrum".
Dans la nature, il existe quatre isotopes stables de l'élément considéré avec des nombres de masse 54, 56, 57, 58.

L'élément chimique fer a également environ 20 isotopes différents qui ne sont pas très stables. États d'oxydation possibles qu'un atome donné peut présenter :

Non seulement l'élément lui-même est important, mais aussi ses divers composés et alliages.

Propriétés physiques

En tant que substance simple, le fer a une métallicité prononcée. C'est-à-dire qu'il s'agit d'un métal blanc argenté avec une teinte grise avec un degré élevé de malléabilité et de ductilité et un point de fusion et d'ébullition élevé. Si nous considérons les caractéristiques plus en détail, alors:

point de fusion - 1539 0 ;
ébullition - 2862 0 С;
activité - moyenne;
caractère réfractaire - élevé;
présente des propriétés magnétiques prononcées.

Selon les conditions et les différentes températures, il existe plusieurs modifications que le fer se forme. Leurs propriétés physiques diffèrent du fait que les réseaux cristallins diffèrent.

Toutes les modifications ont différents types de structures de réseau cristallin et diffèrent également par leurs propriétés magnétiques.

Propriétés chimiques

Comme mentionné ci-dessus, la substance simple fer présente une activité chimique moyenne. Cependant, à l'état finement dispersé, il peut s'enflammer spontanément dans l'air et, dans l'oxygène pur, le métal lui-même brûle.

La capacité de corrosion est élevée, par conséquent, les alliages de cette substance sont recouverts de composés d'alliage. Le fer est capable d'interagir avec :

acides;
l'oxygène (y compris l'air);
grise;
halogènes;
lorsqu'il est chauffé - avec de l'azote, du phosphore, du carbone et du silicium;
avec des sels de métaux moins actifs, en les réduisant à des substances simples ;
avec de la vapeur vive;
avec des sels de fer à l'état d'oxydation +3.

Il est évident que, présentant une telle activité, le métal est capable de former divers composés, divers et polaires dans leurs propriétés. Et c'est ainsi que ça arrive. Le fer et ses composés sont extrêmement divers et trouvent des applications dans diverses branches de la science, de la technologie et de l'activité industrielle humaine.

Répartition dans la nature

Les composés naturels du fer sont assez courants, car c'est le deuxième élément le plus répandu sur notre planète après l'aluminium. En même temps, dans sa forme pure, le métal est extrêmement rare, dans la composition des météorites, ce qui indique ses grands amas dans l'espace. L'essentiel est contenu dans la composition des minerais, des roches et des minéraux.

Si l'on parle du pourcentage de l'élément en question dans la nature, alors les chiffres suivants peuvent être cités.

Les noyaux des planètes telluriques - 90%.
Dans la croûte terrestre - 5%.
Dans le manteau terrestre - 12%.
Dans le noyau terrestre - 86%.
Dans l'eau de rivière - 2 mg / l.
Dans la mer et l'océan - 0,02 mg / l.

Les composés de fer les plus courants forment les minéraux suivants :

magnétite;
limonite ou minerai de fer brun;
vivianite;
pyrrhotine;
pyrite;
sidérite;
marcassite;
lellingite;
égarement;
milantérite et autres.

La liste est encore longue, car il y en a vraiment beaucoup. De plus, divers alliages artificiels sont répandus. Ce sont aussi de tels composés de fer, sans lesquels il est difficile d'imaginer la vie moderne des gens. Ceux-ci comprennent deux types principaux :

Fers moulés;
devenir.

De plus, c'est le fer qui est un additif précieux dans de nombreux alliages de nickel.

Composés de fer (II)

Ceux-ci incluent ceux dans lesquels l'état d'oxydation de l'élément de formage est de +2. Ils sont assez nombreux, car ils comprennent :

oxyde;
hydroxyde;
connexions binaires;
sels complexes;
composés complexes.

Les formules des composés chimiques dans lesquels le fer présente l'état d'oxydation indiqué sont individuelles pour chaque classe. Considérons les plus importants et les plus courants.

Oxyde de fer (II). Poudre noire, ne se dissout pas dans l'eau. La nature de la connexion est basique. Il est capable de s'oxyder rapidement, cependant, il peut aussi être facilement réduit à une substance simple. Il se dissout dans les acides, formant les sels correspondants. Formule - FeO.
Hydroxyde de fer (II). C'est un précipité blanc amorphe. Formé par la réaction de sels avec des bases (alcalis). Présente de faibles propriétés basiques, est capable de s'oxyder rapidement dans l'air en composés de fer +3. Formule - Fe (OH) 2.
Sels de l'élément à l'état d'oxydation indiqué. Ils ont, en règle générale, une couleur vert pâle de la solution, ils sont bien oxydés même à l'air, acquérant et passant dans les sels de fer 3. Ils se dissolvent dans l'eau. Exemples de composés : FeCL 2, FeSO 4, Fe (NO 3) 2.
Plusieurs composés ont une importance pratique parmi les substances indiquées. Premièrement, (II). C'est le principal fournisseur d'ions du corps d'une personne anémique. Lorsqu'une telle maladie est diagnostiquée chez un patient, des médicaments complexes lui sont prescrits, basés sur le composé en question. C'est ainsi que la carence en fer dans le corps est reconstituée.
Deuxièmement, c'est-à-dire que le sulfate de fer (II), avec le cuivre, est utilisé pour détruire les parasites dans les cultures. La méthode a prouvé son efficacité depuis plus d'une douzaine d'années, elle est donc très appréciée des jardiniers et des jardiniers.
Sel de Mora
Il s'agit d'un composé qui est un hydrate cristallin de sulfate ferreux et d'ammonium. Sa formule s'écrit FeSO 4 * (NH 4) 2 SO 4 * 6H 2 O. L'un des composés du fer (II), qui est largement utilisé dans la pratique. Les principaux domaines d'utilisation humaine sont les suivants.
1. Médicaments.
2. Recherche scientifique et analyses titrimétriques en laboratoire (pour déterminer la teneur en chrome, permanganate de potassium, vanadium).
3. Médicament - comme complément alimentaire en cas de manque de fer dans le corps du patient.
4. Pour l'imprégnation des produits en bois, car le sel de Mohr protège contre les processus de décomposition.
Il existe d'autres domaines dans lesquels cette substance est utilisée. Il a obtenu son nom en l'honneur du chimiste allemand, qui a découvert le premier les propriétés manifestées.
Substances à l'état d'oxydation du fer (III)
Les propriétés des composés du fer, dans lesquels il présente un état d'oxydation de +3, sont quelque peu différentes de celles discutées ci-dessus. Ainsi, le caractère de l'oxyde et de l'hydroxyde correspondants n'est plus basique, mais prononcé amphotère. Donnons une description des principales substances.

Parmi les exemples donnés, d'un point de vue pratique, un hydrate cristallin tel que FeCL 3 * 6H 2 O, ou le chlorure de fer (III) hexahydraté, est d'une grande importance. Il est utilisé en médecine pour arrêter les saignements et reconstituer les ions fer dans le corps en cas d'anémie.
Le sulfate de fer (III) est utilisé pour la purification de l'eau potable, car il se comporte comme un coagulant.
Composés de fer (VI)
Les formules des composés chimiques du fer, où il présente un état d'oxydation spécial de +6, peuvent être écrites comme suit :
- K 2 FeO 4;
- Na 2 FeO 4;
- MgFeO 4 et autres.
Ils ont tous un nom commun - ferrates - et ont des propriétés similaires (agents réducteurs forts). Ils sont également capables de désinfecter et ont un effet bactéricide. Cela leur permet d'être utilisés pour le traitement de l'eau potable à l'échelle industrielle.
Composés complexes
Les substances spéciales sont très importantes en chimie analytique et pas seulement. Tels, qui sont formés dans des solutions aqueuses de sels. Ce sont des composés de fer complexes. Les plus populaires et les mieux étudiés sont les suivants.
1. Hexacyanoferrate de potassium (II) K 4. Un autre nom pour le composé est le sel de sang jaune. Il est utilisé pour la détermination qualitative de l'ion fer Fe 3+ dans une solution. À la suite de l'exposition, la solution acquiert une belle couleur bleu vif, car un autre complexe se forme - le bleu de Prusse KFe 3+. Depuis l'Antiquité, il est utilisé comme
2. Hexacyanoferrate de potassium (III) K 3. Un autre nom est sel de sang rouge. Il est utilisé comme réactif de haute qualité pour la détermination de l'ion fer Fe 2+. Le résultat est un précipité bleu appelé bleu turnbooléen. Également utilisé comme teinture textile.
Le fer dans la matière organique
Le fer et ses composés, comme nous l'avons déjà vu, ont une grande importance pratique dans la vie économique humaine. Cependant, en plus de cela, son rôle biologique dans l'organisme n'est pas moins important, bien au contraire.
Il y a une protéine très importante dont cet élément fait partie. C'est l'hémoglobine. C'est grâce à lui que l'oxygène est transporté et que des échanges gazeux uniformes et opportuns sont effectués. Par conséquent, le rôle du fer dans un processus vital - la respiration - est tout simplement énorme.
Au total, le corps humain contient environ 4 grammes de fer, qui doit être constamment reconstitué à partir des aliments consommés.

DÉFINITION

Fer- un élément du huitième groupe de la quatrième période du tableau périodique des éléments chimiques de D.I.Mendeleev.

Et le nombre langoureux est 26. Le symbole est Fe (latin « ferrum »). L'un des métaux les plus répandus dans la croûte terrestre (derrière l'aluminium).

Propriétés physiques du fer

Le fer est un métal gris. Dans sa forme pure, il est assez mou, malléable et ductile. Configuration électronique du niveau d'énergie externe - 3d 6 4s 2. Dans ses composés, le fer présente des états d'oxydation "+2" et "+3". Le point de fusion du fer est de 1539C. Le fer forme deux modifications cristallines : le fer α et le fer γ. Le premier d'entre eux a un réseau cubique centré sur le corps, le second - un réseau cubique centré sur la face. Le fer α est thermodynamiquement stable dans deux plages de température : en dessous de 912 et de 1394°C au point de fusion. Entre 912 et 1394C, le fer γ est stable.

Les propriétés mécaniques du fer dépendent de sa pureté - de la teneur même en très petites quantités d'autres éléments. Le fer solide a la capacité de dissoudre de nombreux éléments en lui-même.

Propriétés chimiques du fer

Le fer rouille rapidement dans l'air humide; recouvert d'une fleur brune d'oxyde de fer hydraté, qui, en raison de son relâchement, ne protège pas le fer d'une oxydation supplémentaire. Le fer se corrode intensément dans l'eau; avec un accès abondant à l'oxygène, des formes hydratées d'oxyde de fer (III) se forment :

2Fe + 3 / 2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.

En cas de manque d'oxygène ou d'accès difficile, il se forme un oxyde mixte (II, III) Fe 3 O 4 :

3Fe + 4H 2 O (v) Fe 3 O 4 + 4H 2.

Le fer se dissout dans l'acide chlorhydrique de n'importe quelle concentration :

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

La dissolution dans l'acide sulfurique dilué se produit de la même manière :

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.

Dans les solutions concentrées d'acide sulfurique, le fer est oxydé en fer (III) :

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Cependant, dans l'acide sulfurique dont la concentration est proche de 100 %, le fer devient passif et pratiquement aucune interaction ne se produit. Dans les solutions diluées et modérément concentrées d'acide nitrique, le fer dissout :

Fe + 4HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

À des concentrations élevées d'acide nitrique, la dissolution ralentit et le fer devient passif.

Comme les autres métaux, le fer réagit avec des substances simples. Le fer interagit avec les halogènes (quel que soit le type d'halogène) lorsqu'il est chauffé. L'interaction du fer avec le brome se produit à une pression de vapeur accrue de ce dernier :

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.

L'interaction du fer avec le soufre (poudre), l'azote et le phosphore se produit également lorsqu'il est chauffé :

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3P.

Le fer est capable de réagir avec des non-métaux tels que le carbone et le silicium :

3Fe + C = Fe 3C;

Parmi les réactions d'interaction du fer avec des substances complexes, les réactions suivantes jouent un rôle particulier - le fer est capable de réduire les métaux dans l'ordre d'activité à sa droite à partir des solutions salines (1), pour réduire les composés du fer (III) (2) :

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1) ;

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Le fer, à pression élevée, réagit avec un oxyde non salin - CO pour former des substances d'une composition complexe - carbonyles - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 et Fe 3 (CO) 12.

Le fer, en l'absence d'impuretés, est stable dans l'eau et dans les solutions diluées d'alcalis.

Obtenir du fer

La principale méthode de production de fer est à partir de minerai de fer (hématite, magnétite) ou par électrolyse de solutions de ses sels (dans ce cas, on obtient du fer "pur", c'est-à-dire du fer sans impuretés).

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

Exercer

La balance de fer Fe 3 O 4 pesant 10 g a d'abord été traitée par 150 ml d'une solution d'acide chlorhydrique (densité 1,1 g/ml) avec une fraction massique de chlorure d'hydrogène de 20 %, puis un excès de fer a été ajouté à la solution résultante. . Déterminer la composition de la solution (en % en poids).

Solution

Écrivons les équations de réaction selon la condition du problème :

8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1);

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2).

Connaissant la densité et le volume de la solution d'acide chlorhydrique, vous pouvez trouver sa masse :

m sol (HCl) = V (HCl) × (HCl);

msol (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g.

Calculons la masse de chlorure d'hydrogène :

m (HCl) = m sol (HCl) x (HCl) / 100 % ;

m (HCl) = 165 × 20 % / 100 % = 33 g.

La masse molaire (masse d'une mole) d'acide chlorhydrique, calculée à l'aide du tableau des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev - 36,5 g / mol. Trouvons la quantité de substance de chlorure d'hydrogène:

v(HCl) = m(HCl)/M(HCl);

v (HCl) = 33 / 36,5 = 0,904 mol.

La masse molaire (masse d'une mol) de l'échelle, calculée à l'aide du tableau des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev - 232 g / mol. Trouvons la quantité de substance à l'échelle :

v (Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol.

D'après l'équation 1, v (HCl) : v (Fe 3 O 4) = 1 : 8, donc v (HCl) = 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Ensuite, la quantité de substance chlorée calculée par l'équation (0,344 mol) sera inférieure à celle indiquée dans la condition du problème (0,904 mol). Par conséquent, l'acide chlorhydrique est en excès et une autre réaction se produira :

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3).

Déterminons la quantité de la substance des chlorures de fer formée à la suite de la première réaction (nous désignons une réaction spécifique avec des indices):

v 1 (FeCl 2) : v (Fe 2 O 3) = 1 : 1 = 0,043 mol ;

v 1 (FeCl 3) : v (Fe 2 O 3) = 2 : 1 ;

v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol.

Déterminons la quantité de chlorure d'hydrogène qui n'a pas réagi dans la réaction 1 et la quantité de substance chlorure de fer (II) formée pendant la réaction 3:

v rem (HCl) = v (HCl) - v 1 (HCl) = 0,904 - 0,344 = 0,56 mol;

v 3 (FeCl 2) : v rem (HCl) = 1 : 2 ;

v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol.

Déterminons la quantité de substance FeCl 2 formée lors de la réaction 2, la quantité totale de substance FeCl 2 et sa masse :

v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 mol;

v 2 (FeCl 2) : v 2 (FeCl 3) = 3 : 2 ;

v 2 (FeCl 2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,129 mol;

v somme (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol ;

m (FeCl 2) = v somme (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g.

Déterminons la quantité de substance et la masse de fer qui sont entrées dans les réactions 2 et 3 :

v 2 (Fe) : v 2 (FeCl 3) = 1 : 2 ;

v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol;

v 3 (Fe) : v rem (HCl) = 1 : 2 ;

v 3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol ;

v somme (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol;

m (Fe) = v somme (Fe) × M (Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g.

Calculons la quantité de matière et la masse d'hydrogène libérée dans la réaction 3 :

v (H 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol ;

m (H 2) = v (H 2) × M (H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g.

Déterminez la masse de la solution résultante m 'sol et la fraction massique de FeCl 2 qu'elle contient :

m' sol = m sol (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) - m (H 2 );

Sulfate de fer (II), sulfate de fer (III).

Propriétés chimiques

Le sulfate ferreux est un composé inorganique, le sel formé acide sulfurique et fer. La substance est inodore, non volatile. La forme anhydre se présente sous forme de petits cristaux d'hygrocopie incolores, opaques. Les hydrates cristallins ont une couleur bleu verdâtre caractéristique, les tétrahydrates sont verts. Formule chimique du sulfate de fer 2 : FeSO4, racémique : O4SFe... Le composé a un goût astringent, avec un goût métallique. Le produit est très soluble dans l'eau. Poids moléculaire = 151,9 grammes par mole.

La substance est libérée de sulfate ferreux ... Solution sulfate de fer (2) sous l'influence de l'oxygène, il s'oxyde en sulfate de fer 3. Se décompose à des températures supérieures à 480 degrés Celsius en oxydes.

Le sulfate de fer 2 peut être obtenu par exposition à diluer acide sulfurique pour la ferraille; comme sous-produit de la réaction d'attaque des tôles de fer, lors du décalaminage, lors de la cuisson oxydante de la pyrite.

L'hydrolyse du sulfate de fer 2 se déroule sous forme de cation en milieu acide. La première étape de l'hydrolyse : Fe2 + + SO42- + HOH ↔ FeOH + + SO42- + H + ; théoriquement, la deuxième étape de l'hydrolyse peut également se produire : FeOH + + SO42- + HOH Fe (OH) 2 ↓ + SO42- + H +.

La substance est utilisée :

pour la teinture de produits et de tissus de laine en noir, dans la production d'encre, dans la conservation du bois;
en dosimétrie chimique, pour le traitement des arbres de jardin en agriculture ;
en médecine pendant le traitement déficience en fer .

Sulfate de fer 3 ou tétrasulfure de fer 6 3 Sont des cristaux fins paramagnétiques jaune clair. La substance se dissout bien dans l'eau, lentement - dans l'alcool éthylique. Formule chimique du sulfate de fer 3: Fe2 (SO4) 3, racémique : Fe2O12S3... La substance a la capacité de cristalliser sous forme d'hydrates cristallins Fe2 (SO4) 3 n H2O... Ce qui compte le plus, c'est sulfate de fer (III) nonahydraté ... Les solutions aqueuses acquièrent une couleur rouge-brun en raison de la réaction d'hydrolyse se déroulant le long du cation. Le composé se décompose lorsqu'il est exposé à l'eau chaude et à des températures élevées. À 98 degrés nonahydraté se transforme en tétrahydrate , à des températures supérieures à 125 degrés - en monohydrate et au-dessus 175 - dans anhydre sulfate de fer , qui se décompose en oxydes de soufre et de fer à des températures supérieures à 600 degrés.

La substance est utilisée :

dans le traitement du minerai de cuivre, pour le traitement des eaux usées, des eaux usées industrielles et municipales ;
lors de la teinture des tissus et du tannage dans l'industrie du cuir;
comme régulateur de flottation, comme catalyseur de certaines réactions ou comme agent oxydant ;
en médecine comme agent hémostatique.

effet pharmacologique

Antianémique, éliminant la carence en fer. Hémostatique (Sulfate de fer 3).

Pharmacodynamique et pharmacocinétique

Le fer est le principal oligo-élément dans la composition, myoglobine et d'autres composants sanguins. La substance participe aux réactions d'oxydoréduction, lie et transfère les molécules d'oxygène dans tout le corps, stimule hématopoïèse et érythropoïèse ... Le sulfate de fer assure la synthèse de tous les métabolites contenant du fer. Après l'admission Fe avec de la nourriture, il est absorbé dans le duodénum et transféré au dépôt tissulaire à l'aide d'enzymes transfersetins .

Après avoir pris le médicament à l'intérieur, ses composants actifs sont complètement absorbés par le corps. La concentration maximale dans le sang est observée après 2-4 heures.

Indications pour l'utilisation

L'outil est utilisé :

pour le traitement et la prévention déficience en fer chez les enfants et les adultes;
en cas d'altération de l'absorption du fer par le tube digestif;
chez les patientes ayant un besoin accru en fer, pendant l'allaitement, pendant une croissance intensive, avec une alimentation déséquilibrée ;
avec chronique, accompagnée d'une insuffisance sécrétoire;
à certaines étapes du traitement Anémie par carence en B12 ;
avec exacerbation;
pendant la rééducation après résection gastrique ;
pour le traitement des bébés prématurés;
pour la stimulation pendant les maladies infectieuses et pendant;
lors du traitement de patients atteints de achlorhydrie , chronique, la maladie de Crohn , syndrome malabsorption .

Contre-indications

Le sulfate de fer 2 est contre-indiqué pour la prise :

aux moyens;
chez les patients présentant des troubles métaboliques dans le corps, avec hémosidérose , hémochromatose ;
les patients présentant un dysfonctionnement gastro-intestinal, qui interfère avec l'absorption du fer;
avec aplasique et hémolytique anémie ;
patients avec thalassémie .

Effets secondaires

Les effets indésirables au cours du traitement par le sulfate ferreux ne sont pas fréquents.

Peut apparaître:

, mal de tête faiblesse générale et irritabilité, syndrome épileptique et ;
sensation de pression dans la poitrine ou nausées;
mal de dents, douleur dans la région épigastrique;
éruptions cutanées, démangeaisons, maux de gorge;
rarement - réactions anaphylactiques .

Mode d'emploi (Méthode et dosage)

Le médicament est prescrit par voie orale. La dose minimale efficace en termes de fer élémentaire est de 100 mg. La quantité maximale de médicament pouvant être prise est de 400 mg maximum.

À des fins prophylactiques, nommez de 30 à 60 mg de fer élémentaire par jour.

Surdosage

En cas de surdosage, les effets indésirables de la prise du médicament augmentent. Il y a: la diarrhée , nausées, sensations douloureuses dans l'abdomen, vomissements et augmentation de la fréquence cardiaque, augmentation de la perméabilité capillaire, possible collapsus cardiovasculaire ... Comme thérapie, l'estomac est lavé, injecté déféroxamine pour lier les ions fer.

Interaction

Lorsqu'il est combiné avec, l'absorption des préparations de fer s'améliore.

Apport combiné de sulfate et d'antiacides avec magnésium, aluminium, calcium, pénicillamine et cholestyramine ralentit l'absorption du fer.

Lorsqu'un médicament est associé à des corticostéroïdes, il s'amplifie mutuellement érythropoïèse .

Conditions de stockage

Les médicaments sont conservés dans un endroit sec, sombre et frais dans leur emballage d'origine. N'utilisez pas le médicament après la date de péremption.

instructions spéciales

Pendant le traitement avec le sulfate de fer II, les selles peuvent noircir et assombrir l'émail des dents.

Dans les maladies des reins et du foie, le fer peut s'accumuler dans le corps.

Une attention particulière est apportée au traitement des patients atteints de ulcère gastroduodénal de l'estomac et de l'intestin 12 , à rectocolite hémorragique et entérite .