Sulfat de ferro(II)
| Substància química | tipus d'entitat química  |
|---|---|
| Massa molecular | 151,887 Da |
| Rol | medicament essencial |
| Estructura química | |
| Fórmula química | FeO₄S |
 | |
| SMILES canònic | |
| Identificador InChI | Model 3D |
| Propietat | |
| Densitat | 1,898 g/cm³ |
| Punt de descomposició | 680 °C |
| Perill | |
| Límit d'exposició mitjana ponderada en el temps | 1 mg/m³ (10 h, cap valor) |
| NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response () | |
El sulfat de ferro(II), antigament sulfat ferrós, és el compost químic amb la fórmula FeSO₄. Es fa servir en medicina per tractar la deficiència de ferro i també es fa servir en aplicacions industrials. Era conegut en temps antics, sota el nom de copperas, i com a vitriol verd. La seva forma més comuna és com heptahidratat de color verd. Tots els sulfats de ferro es dissolen en aigua i donen el mateix complex metàl·lic [Fe(H₂O)₆]2+, el qual té una geometria molecular octaèdrica i és paramagnètic.
Hidrats
[modifica]El sulfat de ferro(II) es pot trobar en diversos estadis d'hidratacó, i diverses d'aquestes formes existeixen a la natura.
- FeSO₄·H₂O (mineral: szomolnokita, relativament rara)
- FeSO₄·4H₂O (mineral: rozenita, blanca, relativament comuna)
- FeSO₄·5H₂O (mineral: siderotil, relativament rara)
- FeSO₄·6H₂O (mineral: ferrohexahidrita, relativament rara)
- FeSO₄·7H₂O (mineral: melanterita, verd-blava, relativament comuna)
A 90 °C, l'heptahidrat perd aigua i forma un monohidrat incolor.
Totes les formes dels minerals mencionats estan connectats amb zones d'oxidació de minerals amb ferro com pirita, marcassita, calcopirita, etc. i ambients relacionats. Molts experimenten deshidratació ràpida i de vegades l'oxidació.
Producció i reaccions
[modifica]En el procés industrial d'acabament de l'acer la seva làmina o barra es passa a través de banys d'àcid sulfúric. Aquest tractament dona com a subproducte, grans quantitats de sulfat de ferro (II).[1]
- Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂
Una altra font de grans quantitats de sulfat de ferro(II) és resultat de la producció de diòxid de titani a partir de la ilmenita via el procés sulfat.
El sulfat de ferro(II) també es prepara comercialment per oxidació de la pirita:
- 2 FeS₂ + 7 O₂ + 2 H₂O → 2 FeSO₄ + 2 H₂SO₄
Reaccions
[modifica]Si s'escalfa el sulfat de ferro(II) primer perd la seva aigua de cristal·lització i del color verd els cristalls passen a color marró. Amb més escalfament el material anhidre allibera diòxid de sofre i triòxid de sofre (blanc) alliberant sulfat fèrric. La descomposició del sulfat de ferro (II) comença a 480 °C.
- 2 FeSO₄ → Fe₂O₃ + SO₂ + SO₃
Com totes les sals de ferro(II), el sulfat de ferro(II) és un agent reductor. Per exemple redueix l'àcid nítric nitrogen i el clor a clorur :
- 6 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ + 2 HNO₃ → 3 Fe₂(SO₄)₃ + 4 H₂O + 2 NO
- 6 FeSO₄ + 3 Cl₂ → 2 Fe₂(SO₄)₃ + 2 FeCl₃
Exposat a l'aire, s'oxida per formar una capa groc-marró corrosiva de sulfat fèrric:
- 12 FeSO₄ + 3 O₂ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 Fe₂O₃
Usos
[modifica]Industrialment el sulfat ferrós és usat com precursor d'altres compostos de ferro. És un agent reductor, principalment per a reduir el cromat en el ciment.
Suplement nutritiu
[modifica]Junt amb altres compostos de ferro, el sulfat ferrós es fa servir per fortificar aliments i tractat l'anèmia. El restrenyiment sovint és un efecte secundari d'aques tractament.
Colorant
[modifica]Es fa servir sulfat ferrós per fabricar tinta. Ja s'utilitzava durant l'Edat Mitjana i abans.[2] També es fa servir en els tints de la llana com mordant.
També es fa servir el sulfat ferrós en la construcció per donar un color groguenc atractiu a certes pedres calcàries.[3]
Altres usos
[modifica]En agricultura es fa servir el sulfat ferrós contra la clorosi fèrrica de les plantes.[4] Malgrat que no té un efecte tan ràpid com utilitzant quelats de ferro, els seus efectes duren més. Es pot afegir al compost i colgar-lo al sòl.[5] També es fa servir per arranjar la gespa,[5] i matar-ne la molsa.
S'havia utilitzar com a agent floculant per a tractar l'aigua potable de la xarxa via floculació i treure'n els fosfats.
Es fa servir com reactiu per identificar els bolets.[6]
Referències
[modifica]- ↑ Egon Wildermuth, Hans Stark, Gabriele Friedrich, Franz Ludwig Ebenhöch, Brigitte Kühborth, Jack Silver, Rafael Rituper “Iron Compounds” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry Wiley-VCH, Wienheim, 2005.
- ↑ Hyatt, The Interpreter's Bible, 1951, volume V, p. 1067
- ↑ How To Stain Concrete with Iron Sulfate
- ↑ Koenig, Rich and Kuhns, Mike: Control of Iron Chlorosis in Ornamental and Crop Plants. (Utah State University, Salt Lake City, agost 1996) p.3
- ↑ 5,0 5,1 Handreck, Kevin. Gardening Down Under: A Guide to Healthier Soils and Plants. 2a edició. Collingwood, Victoria: CSIRO Publishing, 2002, p. 146–47. ISBN 0-643-06677-2.
- ↑ Svrček, Mirko. A color guide to familiar mushrooms.. 2a edició. Londres: Octopus Books, 1975, p. 30. ISBN 0-7064-0448-3.
Enllaços externs
[modifica]
- «Product Information». Chemical Land21, 10-01-2007.
- How to Make Copperas (Iron Sulfate) from Pyrites
- Plantilla:Cite AmCyc