Carbonate de fer(II)

carbonate de fer(II)
Identification
Synonymes

carbonate ferreux

No CAS 563-71-3
No ECHA 100.008.418
PubChem 11248
SMILES
InChI
Apparence poudre blanche ou cristaux rhomboèdres (indice de réfraction 1,875 et 1,633)
Propriétés chimiques
Formule CFeO3FeCO3
Masse molaire[1] 115,854 ± 0,004 g/mol
C 10,37 %, Fe 48,2 %, O 41,43 %,
Susceptibilité magnétique molaire +11300·10−6 cm3/mol
Propriétés physiques
T° fusion se décompose entre 500 °C et 600 °C
Solubilité 0,0067 g/L eau[2]
Ksp = 1,28 × 10−11 [3]
Ks = 3,13-11[4]
Masse volumique 3,9 g/cm3[5]
Cristallographie
Système cristallin trigonal
Classe cristalline ou groupe d’espace Ditrigonale scalénoédrique
(32/m)
R3c
Paramètres de maille a = 4,6916 Å,
c = 15,3796 Å
Polyèdre de coordination 6
Composés apparentés
Autres cations carbonate de cuivre(II), carbonate de zinc
Autres anions Sulfate de fer(II)
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le carbonate de fer(II), ou carbonate ferreux, est un composé chimique de formule FeCO3, une poudre blanche, en absence d'air, quasiment insoluble dans l'eau. Ce corps chimique à base de cations ferreux et d'anions carbonates existe naturellement sous la forme du minéral sidérite et son minerai correspondant dit de fer spathique, typique de filons carbonifères, qui peut contenir entre 25 % et 40 % de fer[6].

Description chimique

Il cristallise en rhomboèdres, dans une structure cristalline trigonale analogue au spath d'Islande ou au carbonate de chaux[7]. A température ambiante, il est parfois décrit, à l'état légèrement altéré, comme un solide ionique vert-brun constitué de cations fer(II) Fe2+ et d'anions carbonate CO-2
3[8]. En réalité, ce corps poudreux blanc, de masse molaire 115,85 g/mol et de densité avoisinant 3,9 s'oxyde à l'air en donnant lentement l'hydroxyde ferrique Fe(OH)3 brun rouge en dégageant du gaz carbonique ou dioxyde de carbone[9].

FeCO3 (s) + 1/2 O2 oxygène de l'air + 3/2 H2O humidité → Fe(OH)3 (s) + CO2 gaz

L'hydroxyde ferrique est peu couvrant, ce qui favorise la réaction complète. Signalons que la nuance verte provient de la présence en surface de cation ferrique Fe3+ facilement solvaté par l'eau présente dans l'air, c'est-à-dire hydraté par l'humidité ambiante. Dans la pratique, le carbonate de fer un peu vieilli, c'est-à-dire très légèrement altéré en surface, n'est plus blanc, mais apparaît gris et légèrement moins dense.

La présence de dioxyde de carbone dissous dans l'eau change drastiquement sa solubilité, étudiée physiquement dans l'eau infra :

FeCO3 solide + H2O eau en excès ou milieu aqueux + CO2 gaz dissous → Fe(HCO3)2 aqueux

Il apparaît sous cette forme dans les eaux minérales, dites à la fois ferrugineuses et carbonatées. C'est pourquoi ce sel est employé depuis des millénaires en médecine, du moins celle associée aux eaux ferrugineuses curatives. Les Anciens considéraient que ce composé naturel était plus facilement dissous par les acides de l'estomac que les autres préparations ferrugineuses[7]. L'eau potable contient ainsi ce composé dissous parfois indésirable en cas d'excès. Une purification grâce à une aération prolongée s'impose, ce qui permet de filtrer le précipité Fe2O3. H2O qui apparaît par cet oxydation[9].

Remarques sur le minerai de fer spathique et sur le carbonate de fer(III)

Le minerai de fer à base de carbonate de fer donne par simple combustion le sesquioxyde de fer, excellent minerai de fer, concassé puis trié ou séparé au moyen d'aimant.

2 FeCO3 (s) + 1/2 O2 oxygène de l'air → Fe2O3 (s) + 2 CO2 gaz

Contrairement à notre carbonate de fer(II) traité ici, le carbonate de fer(III) n'a pas été isolé. Les tentatives pour produire du carbonate de fer(III) par la réaction d'ions ferriques aqueux et d'ions carbonate aboutissent à la production d'oxyde de fer(III) avec libération de dioxyde de carbone ou de bicarbonate[10].

Stabilité et décomposition thermique

Le carbonate de fer(II) se décompose à environ 500 °C-600 °C[11]. Ce corps chauffé autrefois fortement dans une cornue en grès dégage un mélange d'oxyde de carbone et de dioxyde de carbone, laissant au fond de la cornue un résidu d'oxyde de fer magnétique[12].

Propriétés de solubilité

La dépendance de la solubilité dans l'eau avec la température a été déterminée par Wei Sun et al comme étant

où T est la température absolue en kelvins et I est la force ionique du liquide[3].

Préparation

Le carbonate ferreux peut être préparé en faisant réagir, à température ambiante, des solutions de fer(II) sur des carbonates alcalins, à l'abri de l'air[9]. Par exemple, une solution aqueuse de chlorure de fer(II) réagit avec la soude Solvay ou carbonate de sodium[8] :

FeCl2 aqueux + Na2CO3 aqueux → FeCO3 précipité amorphe + 2NaCl aqueux

Notez qu'en présence d'air, le précipité blanc absorbe facilement de l'oxygène, dégage du gaz carbonique et laisse ainsi du sesquioxyde de fer. Le chimiste et minéralogiste Henri Hureau de Sénarmont a obtenu artificiellement du carbonate de fer cristallisé, en opérant à l'abri de l'air, grâce au scellement au chalumeau de tube de verre à goulot étroit qui contenait le dépôt, comme pour la préparation du carbonate de magnésie.

Le carbonate ferreux peut également être préparé à partir de solutions d'un sel de fer(II), tel que le perchlorate de fer(II) avec du bicarbonate de sodium, libérant du dioxyde de carbone[13] :

Fe(ClO4)2 aqueux + 2NaHCO3 aqueux → FeCO3 précipité + 2NaClO4 aqueux + CO2gaz + H2O

Sel et al[14] ont utilisé cette réaction (mais avec FeCl2 au lieu de Fe(ClO4)2) à 0,2 M pour préparer FeCO3 amorphe.

Des précautions doivent être évidemment prises pour exclure l'oxygène O2 des solutions, car l'ion Fe2+ est facilement oxydé en Fe3+, surtout à un pH supérieur à 6,0[13].

Le carbonate ferreux se forme directement sur les surfaces ferreuses, de fonte ou de fer doux, d'acier ou de fer forgé, exposées à des solutions de dioxyde de carbone, laissant une pellicule de "carbonate de fer"[3] :

Fe surface solide + H2O + CO2 gaz dissous dans l'eau → FeCO3 précipité + H2 gaz dissous

Utilisation

Le carbonate ferreux a été utilisé comme complément alimentaire en fer pour traiter l'anémie[15]. Il a été observé qu'il a une très faible biodisponibilité chez les chats et les chiens[16].

Toxicité

Le carbonate ferreux est légèrement toxique à faible dose ; la dose létale orale probable est comprise entre 0,5 et 5 g/kg (entre 35 et 350 g pour une personne de 70 kg)[17].

Références

  1. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. ↑ Patty, F., ed. (1963): "Industrial Hygiene and Toxicology"; volume II: 'Toxicology". 2nd ed. Interscience. Page 1053.
  3. Wei Sun (2009): "Kinetics of iron carbonate and iron sulfide scale formation in CO2/H2S corrosion". PhD Thesis, Ohio University.
  4. ↑ (en) John Rumble, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, , 99e éd., 5–188 p. (ISBN 1138561630)
  5. ↑ D R. Lide, ed.(2000): "CRC Handbook of Chemistry and Physics". 81st Edition. Pages 4-65.
  6. ↑ Hans Breuer, Atlas de chimie, opus cité, p. 255. Ce minerai de fer, excellent selon Louis Troost, opus cité, ou très estimé, selon Victor Regnault, était presque le seul employé, selon eux, en sidérurgie dans les grands bassins miniers d'Angleterre, où il voisinait avec les bancs de houille noire (charbon de terre).
  7. Louis Troost, Traité élémentaire de Chimie, opus cité, p. 544.
  8. (1995): "Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology". 4th ed. Volume 1.
  9. Hans Breuer, Atlas de chimie, opus cité, p. 255.
  10. ↑ (en) Ronald Rich, Inorganic Reactions in Water, Springer Berlin, Heidelberg, , 1re éd. (ISBN 9783540739616, lire en ligne), « 8 Iron through Hassium », p. 178
  11. ↑ (en) « Kinetics of Thermal Decomposition of Iron Carbonate », Egyptian Journal of Chemistry, vol. 53, no 6,‎ , p. 871–884 (ISSN 2357-0245, DOI 10.21608/ejchem.2010.1268 , lire en ligne)
  12. ↑ Victor Regnault, Eléments de chimie, opus cité, p. 405.
  13. (en) Philip C. Singer et Werner Stumm, « The Solubility of Ferrous Iron in Carbonate-Bearing Waters », Journal (American Water Works Association), vol. 62, no 3,‎ , p. 198–202 (ISSN 0003-150X, lire en ligne)
  14. ↑ (en) Ozlem Sel, A.V. Radha, Knud Dideriksen, and Alexandra Navrotsky, « Amorphous iron (II) carbonate: Crystallization energetics and comparison to other carbonate minerals related to CO2 sequestration », Geochimica et Cosmochimica Acta, vol. 87, no 15,‎ , p. 61–68 (DOI 10.1016/j.gca.2012.03.011)
  15. ↑ A .Osol and J. E. Hoover and others, eds. (1975): "Remington's Pharmaceutical Sciences". 15th ed. Mack Publishing. Page 775
  16. ↑ (en) « AAFCO methods for substantiating nutritional adequacy of dog and cat foods (proposed for 2014 publication) », AAFCO,
  17. ↑ Gosselin, R.E., H.C. Hodge, R.P. Smith, and M.N. Gleason. Clinical Toxicology of Commercial Products. 4th ed. Baltimore: Williams and Wilkins, 1976., p. II-97

Bibliographie

  • Hans Breuer, Atlas de Chimie, Encyclopédies d'Aujourd'hui, La Pochothèque, Librairie générale française, 2000, 476 pages avec annexe et index. En particulier, groupe du fer, p. 248-255.
  • Maurice Bernard, Florent Busnot, Usuel de chimie générale et minérale, Nomenclature, atomistique, données sur les solides et sur les solutions, constantes physico-chimiques, renseignements pratiques, Dunod, Paris, 1984 (première édition), 636 pages, avec index.
  • Victor Regnault, Premiers éléments de chimie, Bibliothèque polytechnique, Langlois et Leclerc, Victor Masson, 3e édition, Paris, 1855, 571 pages avec table de matières. En particulier sur le fer, p. 395-415 et notamment sur le carbonate de fer p.405.
  • Louis Troost, Traité de Chimie, 6e édition, G. Masson éditeur, Paris, 1880, 876 pages avec table des matières. Opus à nombreuses rééditions, parfois simplifié en Précis de Chimie. En particulier, carbonate de fer p. 544.

Autres Liens

Liens internes

Liens externes

  • Portail de la chimie
Cet article est issu de Wikipédia. Sauf mention contraire, le texte est disponible sous licence Creative Commons Attribution-Share Alike 4.0. Des conditions supplémentaires peuvent s’appliquer aux fichiers multimédias.