Clorură de fier (II)

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Jump to navigation Jump to search
Clorură de fier (II)
Iron(II)-chloride-xtal-sheet-3D-balls-A.png
Nume IUPACClorură de fier (II) / Diclorură de fier
Alte denumiriClorură feroasă
Identificare
Număr CAS7758-94-3
PubChem CID24458
Informații generale
Formulă chimicăFeCl2
AspectMaro / Verde pal
Masă molară126.751 u.a.m (anhidră) 198.8102 u.a.m (tetrahidrat)
Proprietăți
Densitate3.16 g/cm³ (anhidră)

2.39 g/cm³ (dihidrat)

1.93 g/cm³ (tetrahidrat)
Starea de agregaresolid
Punct de topire677 °C (anhidră)

120 °C (dihidrat)

105 °C (tetrahidrat)
Punct de fierbere1,023 °C (1,873 °F; 1,296 K) (anhidră)
Solubilitate în apă
64.4 g/100 mL (10 °C)

68.5 g/100 mL (20 °C)

105.7 g/100 mL (100 °C)
Sunt folosite unitățile SI și condițiile de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

Clorura de fier (II), cunoscută și sub denumirea de clorură feroasă, este o sare a fierului cu acidului clorhidric, cu formula chimică FeCl2. Este un solid paramagnetic cu un punct de topire ridicat. FeCl2 cristalizează din apă formând un tetrahidrat de culoare verzuie, care este forma cea mai frecvent întâlnită în comerț și în laboratoare. Compusul este foarte solubil în apă, formând soluții colorate verde pal.

Producere[modificare | modificare sursă]

Formele hidratate ale clorurii feroase sunt generate prin tratarea deșeurilor provenite din producția oțelului cu acid clorhidric. Astfel de soluții sunt denumite „acid uzat”, în special atunci când acidul clorhidric nu este consumat în totalitate:

„Acidul uzat” necesită tratament înainte de a fi eliminat. Este, de asemenea, un produs secundar din producția de titan, deoarece unele minereuri de titan conțin fier.[2]

Prepararea în laborator[modificare | modificare sursă]

FeCl2 anhidră[modificare | modificare sursă]

Clorura feroasă poate fi preparată prin adăugare de pulbere de fier la o soluție de acid clorhidric în metanol. Această reacție dă solvatul metanolic al diclorurii, care după încălzire în vid la aproximativ 160 °C se transformă în FeCl2 anhidru[3]. Reacția netă este prezentată:

În mod analog, pot fi preparate și FeBr2 și FeI2 în stare anhidră.

O sinteză alternativă a clorurii feroase anhidre este reducerea FeCl₃ cu clorobenzen[4], conform reacției:

Clorura ferică se descompune la cloruri feroase la temperaturi ridicate.

Hidrații[modificare | modificare sursă]

Dihidratul FeCl₂(H₂O)₂, cristalizează din acid clorhidric concentrat[5]. Dihidratul este un polimer de coordinare, în structura căruia fiecare atom de Fe central este coordinat cu patru liganzi de clorură, de legătură dublă. Octaedrul este completat de o pereche de liganzi transacvatici reciproci.[6]

Aplicații[modificare | modificare sursă]

Spre deosebire de sulfatul feros și clorura ferică, clorura feroasă are puține aplicații comerciale. Pe lângă utilizarea în sinteza de laborator a complecșilor de fier, clorura feroasă servește ca agent de coagulare și floculare în tratarea apelor reziduale, în special pentru deșeurile care conțin cromați sau sulfuri.[7]

FeCl2 este utilizat adeseori ca reactiv în sinteza compușilor organici.[8]

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ „Clorură de fier”, FERROUS CHLORIDE (în engleză), PubChem, accesat în  
  2. ^ Egon Wildermuth, Hans Stark, Gabriele Friedrich, Franz Ludwig Ebenhöch, Brigitte Kühborth, Jack Silver, Rafael Rituper (). “Iron Compounds”. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. 
  3. ^ G. Winter; Thompson, D. W.; Loehe, J. R. (1973). "Iron(II) Halides". Inorg. Synth. Inorganic Syntheses. 14: 99–104. doi:10.1002/9780470132456.ch20. ISBN 9780470132456.
  4. ^ P. Kovacic and N. O. Brace (1960). "Iron(II) Chloride". Inorg. Synth. Inorganic Syntheses. 6: 172–173. doi:10.1002/9780470132371.ch54. ISBN 9780470132371.
  5. ^ K. H.. Gayer; L. Woontner (1957). "Iron(II) Chloride 2-Hydrate". Inorg. Synth. Inorganic Syntheses. 5: 179–181. doi:10.1002/9780470132364.ch48. ISBN 9780470132364.
  6. ^ Morosin, B.; Graeber, E. J. (1965). "Crystal structures of manganese(II) and iron(II) chloride dihydrate". Journal of Chemical Physics. 42 (3): 898–901. doi:10.1063/1.1696078.
  7. ^ Jameel, Pervez (1989). "The Use of Ferrous Chloride to Control Dissolved Sulfides in Interceptor Sewers". Journal (Water Pollution Control Federation). 61 (2): 230–236. JSTOR 25046917.
  8. ^ Andrew D. White, David G. Hilmey (2009). "Iron(II) Chloride". Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. doi:10.1002/047084289X.ri055.pub2. ISBN 978-0471936237.