Sulfato de hierro (III)

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Sulfato de hierro(III)
$\mathsf{\Biggl[}$ $\mathsf{ \!\ \Biggr]_2}\mathsf{ \Biggl[}$ $\mathsf{ \!\ \Biggr]_3}$

General
Nombre sistemático	sulfato de hierro (III)
nombres tradicionales	sulfato de hierro(III), tetrasulfuro(VI) de hierro(III)
química fórmula	Fe 2 ( SO 4 ) 3
Rata. fórmula	Fe 2 (SO 4 ) 3
Propiedades físicas
Estado	anhidro - polvo amarillo claro
Masa molar	(anh.) 399,88 g/ mol (pentahidratado) 489,96 g/ mol (nonahidrato) 562,02 g/ mol
Densidad	(Anh.) 3,097 g/cm³ (pentahidratado) 1.898 (nonahidrato) 2,1 g/cm³
Propiedades termales
La temperatura
• fusión	(anhidro) 480 °C (dec.) (nonahidrato) 175 °C
• descomposición	600 [1]
mol. capacidad calorífica	271,75 J/(mol·K)
entalpía
• educación	−2580 kJ/mol
Propiedades químicas
Solubilidad
• en agua	(anh.) soluble (nonahidrato) 440 g/100 ml
• en etanol	(nonahidrato) soluble
Clasificación
registro número CAS	10028-22-5 15244-10-7 (para todos los hidratos con la fórmula Fe 2 (SO 4 ) 3 nH 2 O (donde n=1, 3, 4, 6, 7, 9, 10, 12)
PubChem	24826
registro Número EINECS	233-072-9
SONRISAS	[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S(=O)(=O)[ O-].[Fe+3].[Fe+3]
InChI	InChI=1S/2Fe.3H2O4S/c;;31-5(2,3)4/h;;3(H2,1,2,3,4)/q2*+3;;;/p- 6RUTXIHLAWFEWGM-UHFFFAOYSA-H
RTECS	NO8505000
CHEBI	53438
ChemSpider	23211 y 21493902
La seguridad
LD 50	(ratas, oral) 500 mg/kg
Iconos del BCE
NFPA 704	0 una 0
Los datos se basan en condiciones estándar (25 °C, 100 kPa) a menos que se indique lo contrario.
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Sulfato de hierro (III) ( lat. Ferrum sulfuricum oxydatum ) - compuesto químico inorgánico , sal, fórmula química - . ${\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3))))$

Propiedades físicas

Sulfato de hierro (III) anhidro: cristales muy higroscópicos paramagnéticos de color amarillo claro de singonía monoclínica , grupo espacial P2 1 /m, parámetros de celda unitaria a = 0,8296 nm, b = 0,8515 nm, c = 1,160 nm, β = 90, 5°, Z = 4. Hay evidencia de que el sulfato ferroso anhidro forma modificaciones ortorrómbicas y hexagonales. Disolveremos en agua, difícilmente disolveremos en etanol [2] .

Cristaliza del agua en forma de hidratos cristalinos Fe 2 (SO 4 ) 3 n H 2 O, donde n = 12, 10, 9, 7, 6, 4, 3, 1. El hidrato cristalino más estudiado es el hierro (III ) sulfato nonahidratado Fe 2 (SO 4 ) 3 9H 2 O - cristales hexagonales amarillos, parámetros de celda unitaria a = 1,085 nm, c = 1,703 nm, Z = 4. Se disuelve bien en agua (440 g por 100 g de agua) [ 3] . En soluciones acuosas, el sulfato de hierro (III) adquiere un color marrón rojizo debido a la hidrólisis.

Con amoníaco, forma un aducto de la forma Fe 2 (SO 4 ) 3 n NH 3 , donde n \ u003d 8, 12.

Cuando se calienta, el nonahidrato se convierte a 98 °C en tetrahidrato, a 125 °C en monohidrato y a 175 °C en Fe 2 (SO 4 ) 3 anhidro, que se descompone en Fe 2 O 3 y SO 3 por encima de 600 ° C

Estar en la naturaleza

La forma mineralógica del sulfato de hierro (III) es mikasaite ( inglés mikasaite ), sulfato mixto de hierro y aluminio . Su fórmula química es (Fe 3+ , Al 3+ ) 2 (SO 4 ) 3 . Este mineral contiene una forma anhidra de sulfato ferroso, por lo que es muy raro en la naturaleza. Las formas hidratadas son más comunes, por ejemplo:

Coquimbite ( inglés coquimbite ) - Fe 2 (SO 4 ) 3 9H 2 O - nonahidrato - la forma más común en la naturaleza.

Parakokimbite ( inglés paracoquimbite ) - otro nonahidrato - una forma rara.
La cornelita ( kornelita inglesa ), heptahidratada, y la kuenstedtita ( quenstedtita inglesa ) , decahidratada, también son raras.
Lausenite ( inglés lausenite ) - hexa- o pentahidratado (la independencia de este mineral es cuestionable).

Todos los hidratos de hierro naturales enumerados anteriormente son inestables en la superficie de la Tierra. Pero sus reservas se reponen constantemente debido a la oxidación de otros minerales (principalmente pirita y marcasita ).

Marte

El sulfato ferroso y la jarosita han sido detectados por dos rovers : Spirit y Opportunity . Estas sustancias son un signo de fuertes condiciones oxidantes en la superficie de Marte. En mayo de 2009, el Spirit quedó atascado mientras conducía por el suelo blando del planeta y chocó contra depósitos de sulfato ferroso ocultos bajo una capa de suelo normal [4] . Debido al hecho de que el sulfato ferroso tiene una densidad muy baja , el rover quedó atrapado tan profundo que parte de su cuerpo tocó la superficie del planeta.

Conseguir

En la industria, el sulfato de hierro (III) se obtiene calcinando pirita o marcasita con NaCl en aire:

{\mathsf {2FeS_{2}+2NaCl+8O_{2}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Na_{2}SO_{4}+Cl_{2))}

o disuelva el óxido de hierro (III) en ácido sulfúrico:

{\mathsf {Fe_{2}O_{3}+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}O))

En la práctica de laboratorio, el sulfato de hierro (III) se puede obtener a partir de hidróxido de hierro (III):

{\mathsf {2Fe(OH)_{3}+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+6H_{2}O))

Se puede obtener una preparación de la misma pureza por oxidación de sulfato de hierro (II) con ácido nítrico :

{\mathsf {2FeSO_{4}+H_{2}SO_{4}+2HNO_{3}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2NO_{2}+2H_{2 }O}}

la oxidación también se puede llevar a cabo con oxígeno u óxido de azufre:

{\displaystyle {\mathsf {12FeSO_{4}+3O_{2}\longrightarrow 4Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2Fe_{2}O_{3))))

{\displaystyle {\mathsf {2FeSO_{4}+2SO_{3}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+SO_{2))))

Los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados oxidan el sulfuro de hierro a sulfato de hierro (III):

{\mathsf {2FeS+H_{2}SO_{4}+18HNO_{3}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+18NO_{2}\uparrow +10H_{2} O}}

El disulfuro de hierro se puede oxidar con ácido sulfúrico concentrado:

{\mathsf {2FeS_{2}+14H_{2}SO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+15SO_{2}\uparrow +14H_{2}O} }

El sulfato de hierro (II) y amonio ( sal de Mohr) también se puede oxidar con dicromato de potasio . Como resultado de esta reacción, se liberan inmediatamente cuatro sulfatos : hierro (III), cromo (III) , amonio y potasio , y agua :

{\mathsf {6Fe(NH_{4})_{2}(SO_{4})_{2}+7H_{2}SO_{4}+K_{2}Cr_{2}O_{7} \longrightarrow }}

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Cr_{2}(SO_{4})_{3}+6(NH_{4})_{2}SO_{ 4}+K_{2}SO_{4}+7H_{2}O}}

El sulfato de hierro (III) se puede obtener como uno de los productos de descomposición térmica del sulfato de hierro (II):

{\mathsf {6FeSO_{4}{\xrightarrow {~T~}}Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2Fe_{2}O_{3}+3SO_{2))}

Los ferratos con ácido sulfúrico diluido se reducen a sulfato de hierro (III):

{\mathsf {4K_{2}FeO_{4}+10H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {~~}}2Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3O_{2 }\flecha ascendente +4K_{2}SO_{4}+10H_{2}O}}

Cuando el pentahidrato se calienta a una temperatura de 70-175 ° C, se obtiene sulfato de hierro (III) anhidro:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}\cdot \ 5H_{2}O{\xrightarrow {70-175^{o}C))Fe_{2}(SO_{ 4})_{3}+5H_{2}O}}

El sulfato de hierro (II) se puede oxidar con trióxido de xenón :

{\mathsf {XeO_{3}+3H_{2}SO_{4}+6FeSO_{4}\longrightarrow 3Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Xe\uparrow \ +3H_{2 }O}}

Propiedades químicas

El sulfato de hierro (III) en soluciones acuosas sufre una fuerte hidrólisis catiónica y la solución se vuelve de color marrón rojizo:

{\mathsf {Fe[(H_{2}O)_{6}]^{3+}+H_{2}O\rightleftarrows Fe[(H_{2}O)_{5}(OH) ]^{2+}+H_{3}O^{+};~~~~~~p{\mathit {K}}=2,17}}

{\mathsf {Fe[(H_{2}O)_{5}(OH)]^{2+}+H_{2}O\rightleftarrows Fe[(H_{2}O)_{4} (OH)_{2}]^{+}+H_{3}O^{+};~~~~~~p{\mathit {K}}=3,26}}

{\mathsf {[2Fe(H_{2}O)_{6}]^{3+}+2H_{2}O\rightleftarrows [Fe_{2}(H_{2}O)_{8} (OH)_{2}]^{4+}+2H_{3}O^{+};~~~~~~p{\mathit {K}}=2,91}}

El agua caliente o el vapor descomponen el sulfato de hierro (III):

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2H_{2}O{\xrightarrow {100^{o}C}}2FeSO_{4}(OH)\downarrow +H_ {2}SO_{4}}}

El sulfato de hierro (III) anhidro se descompone cuando se calienta:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}{\xrightarrow {500-700^{o}C}}Fe_{2}O_{3}+3SO_{3}}}

{\mathsf {2Fe_{2}(SO_{4})_{3}{\xrightarrow {900-1000^{o}C}}2Fe_{2}O_{3}+6SO_{2}+3O_ {2}}}

Las soluciones alcalinas descomponen el sulfato de hierro (III), los productos de reacción dependen de la concentración de álcali:

{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2NaOH\longrightarrow 2FeSO_{4}(OH)\downarrow +Na_{2}SO_{4))))

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+6NaOH\longrightarrow 2FeO(OH)\downarrow +3Na_{2}SO_{4}+2H_{2}O))

Si una solución equimolar de sulfatos de hierro (III) y hierro (II) interactúa con un álcali, se obtendrá como resultado un óxido de hierro complejo:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+FeSO_{4}+8NaOH\longrightarrow Fe_{3}O_{4}\downarrow +4Na_{2}SO_{4}+ 4H_{2}O}}

Los metales activos (como magnesio , zinc , cadmio , hierro) reducen el sulfato de hierro (III):

{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Fe\longrightarrow 3FeSO_{4))))

Algunos sulfuros metálicos (por ejemplo, cobre , calcio , estaño , plomo , mercurio ) en una solución acuosa reducen el sulfato de hierro (III):

{\mathsf {CuS+Fe_{2}(SO_{4})_{3}\longrightarrow 2FeSO_{4}+CuSO_{4}+S))

Con sales solubles de ácido fosfórico, forma fosfato de hierro (III) insoluble ( heterosita ):

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2NaH_{2}PO_{4}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+2H_{2}SO_{4}+ 2FePO_{4}\flecha abajo}}

Uso

Como reactivo en el procesamiento hidrometalúrgico de minerales de cobre.
Como mordiente en el teñido de tejidos.
Al curtir cuero.
Para el decapado de aceros inoxidables austeníticos , aleaciones oro - aluminio .
Como regulador de flotación para reducir la flotabilidad de los minerales .
En medicina, se utiliza como agente astringente y hemostático.
En la industria química como oxidante y catalizador.

Véase también

Notas

↑ [www.xumuk.ru/spravochnik/460.html Sitio XuMuK.ru] . Recuperado: 4 de abril de 2010. (indefinido)
↑ Ripan, Chetyanu, 1972 , pág. 526.
↑ Knunyants, 2013 , pág. 38.
↑ Kenneth Chang. Las 5 ruedas de trabajo de Mars Rover están atascadas en un punto blando oculto . The New York Times (19 de mayo de 2009). Consultado el 25 de abril de 2011. Archivado desde el original el 22 de abril de 2012.

Literatura

Manual de un químico / Consejo editorial: Nikolsky B.P. y otros.- 3ª ed., corregida. - L. : Química, 1971. - T. 2. - 1168 p.
Ripan R., Chetyanu I. Química inorgánica. Química de los metales. - M. : Mir, 1972. - T. 2. - 871 p.
Knunyants I.L. Breve enciclopedia química. — M. : Ripol Clásico, 2013. — 548 p.