SULFATE DE FER (FESO4): STRUCTURE, PROPRIÉTÉS, SYNTHÈSE - CHIMIE - 2025

Le sulfate de fer est un sel inorganique ayant la formule chimique FeSO ₄. Il consiste en un solide cristallin de couleur variable, obtenu industriellement comme sous-produit de la transformation de l'acier.

On le trouve dans la nature sous différentes formes, la plus courante étant le sulfate ferreux heptahydraté, FeSO ₄ · 7H ₂ O («vitriol vert», présent dans la mélentérite minérale). Cet hydrate se distingue facilement par la couleur vert bleuâtre de ses cristaux (image du bas). D'autres hydrates ont la formule générale FeSO ₄ · xH ₂ O, où x varie de 1 à 7.

Cristaux de sulfate de fer heptahydraté. Source: Leiem

Le sulfate ferreux heptahydraté perd des molécules d'eau en chauffant et peut être transformé en d'autres formes de sulfate ferreux; ainsi, lorsqu'il est chauffé à 57 ºC, il perd trois molécules d'eau et se transforme en sulfate ferreux tétrahydraté. Combien au total pouvez-vous en perdre? Sept molécules d'eau, c'est-à-dire trop d'eau.

Le sulfate ferreux est utilisé dans le traitement et la prévention de l'anémie ferriprive. Cependant, il peut avoir des effets toxiques, il faut donc être prudent dans son dosage.

D'autre part, ce sel de fer a de nombreuses utilisations et applications qui incluent la coloration des matières textiles et du cuir; agent réducteur chimique; dosimètre de rayonnement; agent de préservation du bois. Il est également utilisé dans la prévention de la chlorose chez les plantes et dans les procédés de gravure et de lithographie.

Le FeSO ₄ peut être oxydé dans l'air en sulfate de fer (III), Fe ₂ (SO ₄) ₃ à une vitesse qui peut être augmentée par la température, la lumière ou une augmentation du pH.

De nombreuses propriétés physiques et chimiques du sulfate ferreux, telles que la solubilité dans l'eau, le point de fusion, le type de cristaux qu'il forme et la densité, dépendent du nombre de molécules d'eau incorporées dans les cristaux; c'est-à-dire de ses hydrates.

Structure du sulfate de fer

Structure de FeSO4 · 7H2O. Source: Smokefoot

La formule chimique FeSO ₄ met en évidence que ce sel est composé d' ^ions Fe ²⁺ et SO ₄ ^2- dans un rapport 1: 1. Les deux ions interagissent par des forces électrostatiques de telle sorte qu'ils sont disposés dans un système cristallin orthorhombique; qui, logiquement, correspond au sel anhydre.

L'image du haut, en revanche, montre la structure de FeSO ₄ · 7H ₂ O. La sphère orange représente le cation Fe ²⁺, qui, comme on peut le voir, se coordonne avec six molécules d'eau pour former un octaèdre. La ^charge Fe ²⁺ attire l'anion SO ₄ ^2-, et ceci à son tour, s'il est observé, forme une liaison hydrogène avec la septième molécule d'eau.

La septième molécule d'eau (celle qui est éloignée de l'octaèdre), forme également une autre liaison hydrogène avec une autre molécule d'eau appartenant à un octaèdre voisin. Le résultat de ces interactions est que le cristal passe d'orthorhombique à monoclinique.

Comme les cristaux d' hydrate de FeSO ₄ anhydre, les anions SO ₄ ^2- autour de Fe ²⁺ sont remplacés par des molécules H ₂ O. Ces substitutions perturbent les électrons d du fer, les forçant à passer par différents niveaux de énergies; qui sont responsables des changements de couleur du blanc au vert bleuâtre.

Acidité

Certains anions SO ₄ ^2- peuvent être protonés à partir du milieu acide. En conséquence, à l'intérieur des cristaux de FeSO ₄ · 7H ₂ O, il peut y avoir des molécules de H ₂ SO ₄ si le pH est très acide; et par conséquent, toucher ces beaux cristaux dans de telles conditions peut provoquer de graves brûlures.

Proprietes physiques et chimiques

Des noms

Sulfate ferreux ou sulfate de fer (II)

Formule moléculaire

-Sulfate ferreux anhydre (FeSO ₄)

-Sulfate ferreux heptahydraté (FeSO ₄.7H ₂ O)

Poids moléculaire

Il varie avec le degré d'hydratation du sulfate. Par exemple, le sulfate de fer heptahydraté a un poids moléculaire de 278,02 g / mol; tandis que l'anhydre a un poids moléculaire de 151,91 g / mol.

Apparence physique

Il varie également avec le degré d'hydratation. Par exemple, la forme anhydre a des cristaux orthorhombiques blancs; alors que sous forme heptahydratée, les cristaux sont monocliniques bleu-verdâtre.

Odeur

Toilette

Densité

Le sulfate ferreux anhydre est la forme de sel la plus dense (3,65 g / cm ³). La forme heptahydratée, en revanche, est la moins dense (1,895 g / cm ³).

Point de fusion

De même, cela varie en fonction du degré d'hydratation. La forme anhydre a un point de fusion de 680 ° C (1 856 ° F, 973 K) et la forme heptahydratée de 60 à 64 ° C (140 à 147 ° F, 333 à 337 K).

Solubilité dans l'eau

-Forme monohydratée: 44,69 g / 100 ml d'eau (77 ºC)

-Heptahydrate 51,35 g / 100 ml d'eau (54 ºC).

Solubilité dans l'alcool

Insoluble.

La pression de vapeur

1,95 kPa (forme heptahydratée)

Indice de réfraction

1 591 (monohydraté) et 1 471 (heptahydraté).

Stabilité

Dans l'air, il peut s'oxyder rapidement et se recouvrir d'une couleur jaune-brun, ce qui indique la présence du cation Fe ³⁺. Le taux d'oxydation est augmenté par l'ajout d'alcali ou par exposition à la lumière.

Décomposition

Lorsqu'il est chauffé jusqu'à décomposition, il émet des fumées toxiques de dioxyde de soufre et de trioxyde de soufre, laissant un oxyde de fer rougeâtre comme résidu.

Réactions

C'est un réducteur qui agit sur l'acide nitrique en le réduisant en monoxyde d'azote. De même, il réduit le chlore en chlorure, et les formes toxiques du chrome présentes dans le ciment en chrome (III), de moindre toxicité.

Synthèse

De laine d'acier

Le sulfate ferreux est produit en faisant réagir l'acier (Fe) avec de l'acide sulfurique. Dans la méthode décrite, la procédure suivante est suivie: l'acier est utilisé sous forme de laine d'acier, préalablement dégraissée à l'acétone.

Ensuite, la laine d'acier est placée dans un bécher en verre et complètement recouverte d'acide sulfurique à 30 à 40%, ce qui permet une digestion acide pendant plusieurs heures; jusqu'à ce que la laine d'acier disparaisse. Plus de laine d'acier peut être ajoutée et la procédure répétée plusieurs fois.

Les cristaux verts éventuellement formés sont redissous en utilisant de l'eau acidifiée à pH 1-2 avec de l'acide sulfurique. Cette solution est filtrée sur papier filtre, et le pH est ajusté par addition de carbonate de sodium. La solution est stockée, pour éviter son contact avec l'oxygène, et ainsi décourager l'oxydation de Fe ²⁺ en Fe ³⁺

Ensuite, le filtrat est soumis à une évaporation à une température comprise entre 80 et 90 ° C. La procédure est effectuée dans des capsules Pietri placées sur une plaque chauffante. Ensuite, les cristaux verts formés sont collectés, qui peuvent être acheminés vers un dessiccateur pour terminer leur déshydratation.

De la pyrite

Le sulfate ferreux est également produit par oxydation de la pyrite (FeS ₂).

2 FeS ₂ + 7 O ₂ + 2 H ₂ O => 2 FeSO ₄ + 2 H ₂ SO ₄

Des risques

L'inhalation de FeSO ₄ provoque une irritation du nez, de la gorge et des poumons. Si vous avez un contact physique avec ce sel, il peut provoquer une irritation de la peau et des yeux; de plus, un contact prolongé avec ce dernier peut provoquer une tache brunâtre et des lésions oculaires.

Une ingestion répétée peut provoquer des nausées, des vomissements, des douleurs à l'estomac, de la constipation et des selles irrégulières.

Les signes d'empoisonnement au sulfate ferreux comprennent: des selles noires ou sanglantes; peau et ongles bleuâtres; modifications du volume d'urine excrétée; évanouissement; sécheresse de la bouche ou des yeux; douleur thoracique; manger; difficulté respiratoire.

De plus, un rythme cardiaque rapide et irrégulier, une soif et une faim accrues, une pâleur inhabituelle et un essoufflement peuvent survenir.

Une coagulation altérée est une indication d'intoxication au sulfate ferreux, avec un allongement des temps de thrombine, de prothrombine et de thromboplastine partielle.

Les études menées sur l'effet du sulfate ferreux sur les muscles isolés du cœur de lapins, ont permis d'observer qu'il produisait une diminution de la tension maximale développée par les muscles cardiaques étudiés, ainsi que de la vitesse maximale de développement de la tension.

Applications

En agriculture

-Il est utilisé comme pesticide pour contrôler la pincée de blé et la décomposition des arbres fruitiers.

-Il est utilisé dans le traitement de la chlorose, une maladie caractérisée par la couleur jaunâtre des feuilles, causée par l'alcalinité des sols.

-Le sulfate ferreux contrôle l'alcalinité, abaissant le pH des sols.

- Élimine la mousse et conditionne la pelouse.

En tant que réactif et dans l'industrie

Parmi les utilisations du FeSO ₄ comme réactif et dans l'industrie, il y a les suivantes:

-Réactif analytique

-Matière brute pour l'obtention de ferrite et d'oxyde de fer magnétique

-Ingrédient pour l'élaboration du pigment bleu inorganique

-Acide nitrique, chlore et chrome réducteur réactif

-Dans la fabrication d'autres sulfates

-Il est utilisé dans les bains de galvanoplastie avec du fer

-Conservation du bois

-Dans les gravures sur aluminium

-Analyse qualitative des nitrates (test jaune brun par oxydation de Fe ²⁺)

-Catalyseur de polymérisation

-Il est utilisé comme précurseur de la synthèse d'autres fers

-Il est utilisé industriellement comme fixateur de taches

-Dans la fabrication de teinture de fer

-Mordient dans la coloration de la laine

-Pour donner au bois d'érable une couleur argentée

-Catalyseur en fer dans la réaction de Fenton

En médecine et pour l'enrichissement des aliments

Il est utilisé dans le traitement de l'anémie ferriprive, en utilisant une dose de 150 à 300 mg de sulfate ferreux, trois fois par jour, ce qui produit une augmentation perceptible de la concentration d'hémoglobine en une semaine de traitement.

Son utilisation a également été recommandée chez la femme enceinte en complément de son alimentation. Le sulfate ferreux a été utilisé comme astringent dans la cicatrisation des plaies chez les bovins.

Autres

Il est utilisé dans le traitement des eaux usées par floculation et aussi pour l'élimination des phosphates de ces eaux. Le sulfate ferreux heptahydraté est utilisé pour l'identification des types de champignons.

Références

1. CR Scientific. (sf). Préparation en laboratoire de sulfate ferreux. Récupéré de: crscientific.com
2. Werner H. Baur. (1964). Sur la chimie cristalline des hydrates de sel. III. La détermination de la structure cristalline de FeSO ₄.7H ₂ O (mélantérite). Acta Cryst. doi.org/10.1107/S0365110X64003000
3. PubChem. (2019). Sulfate ferreux heptahydraté. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Marks Lynn. (19 décembre 2014). Qu'est-ce que le sulfate ferreux (Feosol)? Chaque santé. Récupéré de: dailyhealth.com
5. Wikipédia. (2019). Sulfate de fer (II). Récupéré de: en.wikipedia.org