Le sulfate ferrique, sulfate de fer (III), vitriol ou cuivre comme mars Mars, est un composé inorganique de formule Fe 2 (SO4) 3. Chaque atome de fer a trois liaisons ioniques avec le sulfate.
Le sulfate ferrique se trouve dans une grande variété de minéraux, principalement dans les minéraux pyrite et marcassite, où le sulfate ferreux est lié à l'oxyde ferreux (Fe0).
Figure 1: Structure du sulfate ferrique.
D'autres minéraux tels que la coquimbite, la kornélite et la lausénite sont des sources de sulfate ferrique nona, hepta et pentahydraté. D'autre part, il peut être trouvé dans des minéraux tels que Mikasita, où il forme un mélange avec l'aluminium (Ferric sulfate Formula, 2005-2017).
Le sulfate ferrique est principalement extrait de la nature, mais il peut également être préparé par évaporation d'oxyde ferrique et d'acide sulfurique. Il est généralement préparé en traitant du sulfate ferreux et un agent oxydant avec de l'acide sulfurique à des températures élevées comme suit:
2FeSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Les solutions de sulfate ferrique sont préparées en injectant du chlore gazeux dans une solution de sulfate ferreux.
En solution aqueuse, Fe 2 (SO 4) 3 se dissocie en ions Fe 3+ (aq) et SO 4 2- (aq). Les ions sulfate seront solvatés par des liaisons hydrogène avec de l'eau et les ions fer formeront le complexe hexahydraté (III), 3+ (Qu'arrive-t-il au sulfate de fer (III) (sulfate ferrique) en solution aqueuse?, 2015).
Proprietes physiques et chimiques
Le sulfate ferrique est un solide hygroscopique dont l'aspect et l'arôme peuvent varier en fonction de la quantité d'eau contenue dans le sel.
Les formes les plus courantes dans lesquelles le sulfate de fer (III) se trouve dans la nature sont le penta et non hydraté. Dans un tel cas, les cristaux de ce composé peuvent être de couleur jaune. Lorsqu'il est sous forme anhydre, il a une couleur grise (Ferric sulfate, 2016).
Figure 2: apparition de sulfate ferrique hydraté (à gauche) et anhydre (à droite).
Les molécules de sulfate ferrique forment des cristaux rhombiques ou rhomboédriques. Sa forme anhydre a un poids moléculaire de 399,858 g / mol, ses formes penta hydratée et aucune ont un poids moléculaire de 489,960 g / mol et 562 000 g / mol respectivement (Royal Society of Chemistry, 2015).
Sa densité est de 3,097 g / ml (anhydre) et son point de fusion est de 480 ° C (anhydre) et 175 ° C (non hydraté). Il est légèrement soluble dans l'eau et l'alcool, très légèrement soluble dans l'acétone et l'acétate d'éthyle et insoluble dans l'acide sulfurique (National Center for Biotechnology Information, SF).
Le sulfate de fer III est acide, corrosif pour le cuivre, les alliages de cuivre, l'acier doux et l'acier galvanisé (FERRIC SULFATE, 2016).
Réactivité et dangers
Le sulfate ferrique est un composé stable ininflammable, cependant, lorsqu'il est chauffé, il émet des fumées de fer toxiques et des oxydes de soufre.
Il est très dangereux en cas d'ingestion, de contact avec la peau et les yeux (irritant) et par inhalation. La substance est toxique pour les poumons et les muqueuses et une exposition répétée ou prolongée à la substance peut provoquer des lésions de ces organes.
En cas de contact avec les yeux, les lentilles de contact doivent être vérifiées et retirées. Une pommade oculaire ne doit pas être utilisée et une attention médicale doit être recherchée.
En cas de contact avec la peau, elle doit être lavée immédiatement et abondamment avec de l'eau, en prenant soin de ne pas utiliser de savon non abrasif. Couvrir la peau irritée avec un émollient, si l'irritation persiste, consulter un médecin.
Si le contact avec la peau est sévère, elle doit être lavée avec un savon désinfectant et recouvrir la peau contaminée d'une crème antibactérienne. Cherchez des soins médicaux.
En cas d'inhalation, la victime doit pouvoir se reposer dans un endroit bien ventilé et consulter immédiatement un médecin.
En cas d'ingestion, ne pas faire vomir, mais desserrer les vêtements serrés tels qu'un col de chemise, une cravate ou une ceinture. Si la victime ne respire pas, une réanimation bouche-à-bouche doit être effectuée. Comme dans les cas précédents, une attention médicale immédiate doit être recherchée.
Ce type de composé ne nécessite pas de type de stockage spécifique. Des étagères ou des armoires suffisamment solides pour supporter le poids du produit chimique sont utilisées, garantissant qu'il n'est pas nécessaire de forcer pour atteindre les matériaux et que les étagères ne sont pas surchargées (Fiche de données de sécurité sur le sulfate ferrique, 2013).
Applications
Le sulfate ferrique est utilisé dans l'industrie, dans les opérations de traitement des eaux et des eaux usées en raison de sa capacité comme floculant et coagulant et pour éliminer l'odeur des composés soufrés.
Le sulfate ferrique est utilisé comme agent de séparation solide et agent oxydant. De plus, ce sel est utilisé dans l'industrie des pigments et en médecine, il peut être utilisé comme astringent et styptique.
Dans les travaux d'Ibricevic (2000), 70 molaires primaires carieuses exposées ont été traitées, sans symptômes et sans aucun signe de résorption radiculaire chez des enfants âgés de 3 à 6 ans (âge principal: 4,3 ans) traités par pulpotomie conventionnelle.
Ils ont utilisé une solution de sulfate ferrique à 15,5% (appliquée pendant 15 secondes pour 35 dents) et une solution de formocrésol (procédure de formule Buckley de 5 minutes pour les 35 dents suivantes) comme agents de pulpotomie.
Dans les deux groupes, les souches de pulpe étaient recouvertes de pâte d'oxyde de zinc et d'eugénol. Les restaurations permanentes étaient des couronnes en acier inoxydable. Le contrôle clinique était tous les trois mois et le suivi radiographique était de six et vingt mois après le traitement.
Les résultats de cette période ont révélé un taux de réussite clinique de 100% dans les deux groupes. Le taux de réussite radiographique était de 97,2% dans les deux groupes, tandis que dans 2,8% les cas présentaient une résorption radiculaire interne.
Le sulfate ferrique et la jarosite ont été détectés par les deux Martian Rovers Spirit and Opportunity. Ces substances indiquent les conditions hautement oxydantes qui prévalent à la surface de Mars.
Références
- Sulfate ferrique. (2016). Récupéré de Chemicalbook: Chemicalbook.com.
- SULFATE FERRIQUE. (2016). Récupéré de cameochemicals: cameochemicals.noaa.gov.
- Formule de sulfate ferrique. (2005-2017). Récupéré de softschools: softschools.com.
- Ibricevic H1, a.-JQ (2000). Sulfate ferrique comme agent de pulpotomie dans les dents primaires: suivi clinique de vingt mois. Clin Pediatr Dent 24 (4), 269-272.
- Fiche signalétique Sulfate ferrique. (2013, 21 mai). Récupéré de sciencelab.
- Centre national d'information sur la biotechnologie. (SF). Base de données des composés PubChem; CID = 24826. Récupéré de PubChem.
- Société royale de chimie. (2015). Sulfate de fer (III). Récupéré de chemspider.
- Qu'arrive-t-il au sulfate de fer (III) (sulfate ferrique) en solution aqueuse? (2015, 8 août). Récupéré de stackexchange: stackexchange.com.