Propriétés, risques et utilisations du sulfate de fer (III)



Le sulfate de fer III, également connu sous le nom de sulfate ferrique, vitriol martien ou caparrosa martien, est un composé inorganique de Fe2(SO4)3. Chaque atome de fer possède trois liaisons ioniques avec le sulfate.

Le sulfate ferrique est dans une grande variété de minéraux, principalement de la pyrite et la marcassite minéraux de l'endroit où le sulfate ferreux est reliée avec de l'oxyde ferreux (Fe0).

Figure 1: Structure du sulfate ferrique.

D'autres minéraux tels que le coquimbit, le kornelite 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 un mélange avec de l'aluminium est formé (Formule sulfate ferrique, 2005-2017).

Le sulfate ferrique est principalement extrait de la nature, cependant, il peut également être préparé par évaporation de l'oxyde ferrique et de l'acide sulfurique. Il est généralement préparé en traitant le sulfate ferreux et un agent oxydant avec de l'acide sulfurique à des températures élevées comme suit:

2feSO4 + H2SO4 + H2O2 → la foi2(SO4)3 + 2h2O

Les solutions de sulfate ferrique sont préparées en injectant du chlore gazeux dans une solution de sulfate ferreux.

En solution aqueuse Fe2 (SO4)3 se dissocie dans les ions Fe3+ (aq) et SO42- (aq) Les ions sulfates seront solvatés par des liaisons hydrogène avec de l'eau et les ions fer formeront le complexe hexahydraté (III), [Fe (H2O) 6]3+ (Qu'advient-il du sulfate de fer (III) (sulfate ferrique) en solution aqueuse?, 2015).

Index

  • 1 propriétés physiques et chimiques
  • 2 Réactivité et dangers
  • 3 utilisations
  • 4 références

Propriétés physiques et chimiques

Le sulfate ferrique est un solide hygroscopique dont l'apparence et l'arôme peuvent varier en fonction de la quantité d'eau contenue dans le sel.

Les formes les plus fréquentes dans lesquelles le sulfate de fer (III) se trouve dans la nature sont le penta et le nona hydraté. Dans ce cas, les cristaux de ce composé peuvent être jaunes. Lorsqu'il est sous forme anhydre, il présente une couleur grise (sulfate de fer, 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, sa forme hydratée de penta et nona ont un poids moléculaire de 489,960 g / mol et 562000 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 de 175 ° C (non hydraté). Il est peu soluble dans l'eau et l'alcool, alors que peu soluble dans l'acétate d'éthyle et l'acétone et insoluble dans l'acide sulfurique (National Center for Biotechnology Information, S.F.).

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 ininflammable stable, cependant, lorsqu'il est chauffé, il émet des vapeurs toxiques d'oxydes de fer et de soufre.

Il est très dangereux en cas d'ingestion, de contact avec la peau et les yeux (irritant) et d'inhalation. La substance est toxique pour les poumons et les muqueuses et une exposition répétée ou prolongée à la substance peut endommager ces organes.

En cas de contact avec les yeux, les lentilles de contact doivent être vérifiées et retirées. La pommade ne doit pas être utilisée pour les yeux et une attention médicale doit être recherchée.

En cas de contact avec la peau, il convient de le laver immédiatement et abondamment avec de l'eau en veillant à 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 grave, il convient de le laver avec un savon désinfectant et de couvrir la peau contaminée par une crème antibactérienne. Vous devriez consulter un médecin.

En cas d'inhalation, la victime devrait pouvoir se reposer dans un endroit bien ventilé et consulter immédiatement un médecin.

En cas d'ingestion, ne pas faire vomir, mais desserrer des vêtements serrés comme un col de chemise, une cravate ou une ceinture. Si la victime ne respire pas, une réanimation du bouche à bouche doit être effectuée. Comme dans les cas précédents, vous devez consulter immédiatement un médecin.

Ce type de composé ne nécessite pas de type de stockage spécifique. étagères ou armoires sont utilisés assez solide pour supporter le poids du produit chimique, assurant aucun effort nécessaire pour atteindre des matériaux, et que les tablettes ne sont pas surchargées (Fiche de données de sécurité sulfate ferrique, 2013).

Utilise

Le sulfate ferrique est utilisé dans l'industrie, dans des opérations de traitement des eaux et des eaux usées en raison de sa capacité en tant que floculant et coagulant et d'éliminer l'odeur de composés de soufre.

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 asymptotique.

traités avec pulpotomie classique: dans les travaux Ibricevic (2000) 70 dents cariées dents molaires primaires exposées, sans symptômes et sans aucun signe de résorption racine chez les enfants de 3 à 6 ans (âge moyen de 4,3 ans) ont été traités.

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 cinq minutes de la formule Buckley pour les 35 dents suivantes) comme agents de pulpotomie.

Dans les deux groupes, les souches de pulpe étaient recouvertes d'une pâte d'eugénol d'oxyde de zinc. Les restaurations permanentes étaient des couronnes en acier inoxydable. Le contrôle clinique était effectué tous les trois mois et le suivi radiographique était de six et vingt mois après le traitement.

Les résultats dans 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% des cas, la résorption interne de la racine était observée.

Le sulfate ferrique et la jarosite ont été détectés par les deux Martian Rovers Spirit et Opportunity. Ces substances indiquent des conditions hautement oxydantes qui prévalent à la surface de Mars.

Références

  1. Sulfate ferrique (2016). Extrait de chemicalbook: chemicalbook.com.
  2. SULFATE FERRIQUE. (2016). Récupéré de produits chimiques: cameochemicals.noaa.gov.
  3. Formule de sulfate ferrique. (2005-2017). Récupéré de softschools: softschools.com.
  4. Ibricevic H1, a.-J. Q. (2000). Sulfate ferrique en tant qu'agent de pulpotomie dans les dents primaires: suivi clinique de vingt mois. Clin Pediatr Dent 24 (4), 269-272.
  5. Fiche signalétique Sulfate de fer. (2013, 21 mai). Récupéré de sciencelab.
  6. Centre national d'information sur la biotechnologie. (S.F.). PubChem Compound Database; CID = 24826. Récupéré de PubChem.
  7. Société royale de chimie. (2015). Sulfate de fer (III). Récupéré de chemspider.
  8. Qu'advient-il du sulfate de fer (III) (sulfate ferrique) en solution aqueuse? (2015, 8 août). Récupéré de stackexchange: stackexchange.com.