Sulfato de ferro (FeSO4): estrutura, propriedades, síntese

O sulfato de ferro é um sal inorgânico que tem a fórmula química de FeSO 4 . Consiste em um sólido cristalino de cor variável, obtido industrialmente como produto secundário do processamento de aço.

É encontrado na natureza sob diferentes formas, sendo o mais comum o sulfato ferroso hepta-hidratado, FeSO 4 · 7H 2 O (“vitriol verde”, presente no mineral melenterita). Este hidrato é facilmente distinguido pela cor azul esverdeado de seus cristais (imagem inferior). Outros hidratos geralmente têm FeSO 4 · xH 2 O, onde x varia de 1 a 7.

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Cristais de sulfato de ferro hepta-hidratado. Fonte: Leiem [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)]

O sulfato ferroso hepta-hidratado perde moléculas de água por aquecimento e pode ser transformado em outras formas de sulfato ferroso; assim, quando aquecido a 57 ° C, perde três moléculas de água e é transformado em sulfato ferroso tetra-hidratado. Quantos no total você pode perder? Sete moléculas de água, ou seja, muita água.

O sulfato ferroso é usado no tratamento e prevenção da anemia por deficiência de ferro. No entanto, pode ter efeitos tóxicos, por isso é preciso ter cuidado com a dose.

Por outro lado, esse sal de ferro tem vários usos e aplicações que incluem a coloração de material têxtil e couro; agente redutor químico; dosímetro de radiação; agente conservante de madeira. Também é usado na prevenção da clorose nas plantas e nos processos de gravura e litografia.

FeSO 4 pode ser oxidado no ar para ferro sulfato de (III), Fe 2 (SO 4 ) 3 , a uma taxa que pode ser aumentada pela temperatura, luz ou a elevação do pH.

Muitas das propriedades físicas e químicas do sulfato ferroso, como a solubilidade em água, o ponto de fusão, o tipo de cristais que forma e a densidade, dependem do número de moléculas de água incorporadas nos cristais; isto é, dos seus hidratos.

Estrutura de sulfato de ferro

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Estrutura de FeSO4 · 7H2O. Fonte: Smokefoot [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)]

A fórmula química FeSO 4 enfatiza que este sal é composto de íons Fe 2+ e SO 4 2- na proporção de 1: 1. Ambos os íons interagem por forças eletrostáticas de tal maneira que são organizados em um sistema cristalino ortorrômbico; que, logicamente, corresponde ao sal anidro.

Na imagem acima, por outro lado, é mostrada a estrutura do FeSO 4 · 7H 2 O. A esfera laranja representa o cátion Fe 2+ , que, como pode ser visto, coordena com seis moléculas de água para formar um octaedro. A carga de Fe 2+ atrai o ânion SO 4 2- , e isso, por sua vez, se observado, forma uma ponte de hidrogênio com a sétima molécula de água.

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A sétima molécula de água (a que está distante do octaedro) também forma outra ponte de hidrogênio com outra molécula de água pertencente a um octaedro vizinho. O resultado dessas interações é que o cristal passa de ortorrômbico para monoclínico.

Como os cristais de FeSO 4 anidro vai hidratar os aniões SO 4 2- ambiente a Fe 2+ são substituídas por moléculas de H 2 O. Tais substituições perturbam electrões d ferro, forçando-os a passar através de diferentes níveis de energias; responsáveis ​​pelas alterações de coloração entre branco e verde azulado.

Acidez

Alguns aniões SO 4 2- pode ser meio ácido do produto protonado. Consequentemente, dentro dos cristais de FeSO 4 ? 7H 2 O pode haver moléculas de H 2 SO 4 , se o pH é muito ácido; e, portanto, tocar esses belos cristais nessas condições pode causar queimaduras graves.

Propriedades físicas e químicas

Nomes

Sulfato ferroso ou sulfato de ferro (II)

Fórmula molecular

– Sulfato ferroso anidro (FeSO 4 )

– Sulfato ferroso hepta-hidratado (FeSO 4 .7H 2 O)

Peso molecular

Varia com o grau de hidratação do sulfato. Por exemplo, o sulfato de ferro hepta-hidratado tem um peso molecular de 278,02 g / mol; enquanto o anidro tem um peso molecular de 151,91 g / mol.

Aparência física

Também varia com o grau de hidratação. Por exemplo, a forma anidra tem cristais ortorrômbicos brancos; enquanto na forma hepta-hidra, os cristais são azul esverdeados monoclinicos.

Cheiro

WC

Densidade

O sulfato ferroso anidro é a forma de sal mais densa (3,65 g / cm 3 ). A forma hepta-hidratada, por outro lado, é a menos densa (1.895 g / cm 3 ).

Ponto de fusão

Da mesma forma, isso varia dependendo do grau de hidratação. A forma anidra tem um ponto de fusão de 680 ° C (1.856 ° F, 973 K) e a forma hepta-hidratada, 60-64 ° C (140-147 ° F, 333-337 K).

Solubilidade em água

– Forma monohidratada: 44,69 g / 100 ml de água (77 ºC)

– Formar hepta-hidratado 51,35 g / 100 ml de água (54 ºC).

Solubilidade em álcool

Insolúvel

Pressão de vapor

1,95 kPa (forma hepta-hidratada)

Índice de refração

1.591 (monohidrato) e 1.471 (hepta-hidrato).

Estabilidade

No ar, ele pode oxidar rapidamente e é coberto com uma cor marrom-amarela, o que indica a presença do cátion Fe 3+ . A taxa de oxidação é aumentada pela adição de álcalis ou pela exposição à luz.

Decomposição

Quando aquecido até a decomposição, emite vapores tóxicos de dióxido de enxofre e trióxido de enxofre, deixando como resíduo um óxido de ferro avermelhado.

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Reacções

É um agente redutor que atua no ácido nítrico, reduzindo-o ao monóxido de nitrogênio. Também reduz o cloro em cloreto e as formas tóxicas de cromo presentes no cimento em cromo (III), de menor toxicidade.

Síntese

De lã de aço

O sulfato ferroso é produzido pela reação do aço (Fe) com ácido sulfúrico. No método descrito, segue-se o seguinte procedimento: o aço é utilizado na forma de lã de aço, que é previamente desengordurada com acetona.

Em seguida, a lã de aço é colocada em um copo de vidro e completamente revestida com 30-40% de ácido sulfúrico, permitindo a digestão ácida por várias horas; até a lã de aço desaparecer. Você pode adicionar mais lã de aço e repetir o procedimento várias vezes.

Os cristais verdes que podem ter se formado são redissolvidos usando água acidificada a pH 1-2 com ácido sulfúrico. Esta solução é filtrada em papel de filtro e o pH é ajustado pela adição de carbonato de sódio. A solução é armazenada, para evitar o contato com o oxigênio, favorecendo a oxidação do Fe 2+ ao Fe 3+

Posteriormente, o filtrado é evaporado a uma temperatura entre 80-90 ° C. O procedimento é realizado em cápsulas Pietri colocadas em uma placa de aquecimento. Em seguida, os cristais verdes formados são coletados, que podem ser levados a um dessecador para concluir sua desidratação.

Da pirita

O sulfato ferroso também é produzido pela oxidação da pirita (FeS 2 ).

2 FeS 2 + 7 S 2 + 2H 2 O => 2 FeSO 4 + 2 H 2 SO 4

Riscos

A inalação de FeSO 4 causa irritação no nariz, garganta e pulmões. Se você tiver contato físico com este sal, pode causar irritação na pele e nos olhos; Além disso, o contato prolongado com este último pode causar manchas acastanhadas e lesões oculares.

A ingestão repetida pode causar náusea, vômito, dor de estômago, constipação e movimentos intestinais irregulares.

Entre os sinais de intoxicação com sulfato ferroso, estão os seguintes: fezes pretas ou com sangue; pele e unhas azuladas; alterações no volume de urina excretada; desmaio boca ou olhos secos; dor no peito; vírgula dificuldade respiratória.

Além disso, podem ocorrer batimentos cardíacos rápidos e irregulares, aumento da sede e fome, palidez incomum e encurtamento da respiração.

A alteração da coagulação é uma indicação de envenenamento com sulfato ferroso, com prolongamento dos tempos de trombina, protrombina e tromboplastina parcial.

Estudos sobre o efeito do sulfato ferroso nos músculos isolados do coração de coelhos permitiram observar que ele produzia uma redução na tensão máxima desenvolvida pelos músculos cardíacos estudados, bem como a velocidade máxima de desenvolvimento da tensão.

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Usos

Na agricultura

-É utilizado como pesticida para controlar a pitada de trigo e a decomposição de árvores frutíferas.

-É utilizado no tratamento da clorose, uma doença caracterizada pelo amarelecimento das folhas, causada pela alcalinidade do solo.

O sulfato ferroso controla a alcalinidade, diminuindo o pH dos solos.

– Elimina o musgo e condiciona o gramado.

Como reagente e na indústria

Dentro dos usos do FeSO 4 como reagente e na indústria, existem os seguintes:

Reagente analítico

– Matéria-prima para obtenção de ferrita e óxido de ferro magnético

-Ingrediente para a elaboração do pigmento azul inorgânico

– Ácido nítrico, reagente redutor de cloro e cromo

-Na fabricação de outros sulfatos

-É utilizado em banhos de galvanoplastia com ferro

– Conservante de madeira

-Em gravuras de alumínio

– Análise qualitativa de nitratos (teste amarelo marrom por oxidação de Fe 2+ )

-Catalisador de polimerização

-É utilizado como precursor da síntese de outros ferros

-É utilizado industrialmente como fixador de corante

-Na fabricação de corante de ferro

-Mordida na coloração de lã

-Para dar à madeira de bordo uma cor prateada

– Catalisador de ferro na reação de Fenton

Em medicina e para fortificação de alimentos

É utilizado no tratamento da anemia por deficiência de ferro, usando uma dose de 150 a 300 mg de sulfato ferroso, três vezes ao dia, o que produz um aumento notável na concentração de hemoglobina em uma semana de tratamento.

Também foi recomendado para uso em mulheres grávidas como um complemento à sua dieta. O sulfato ferroso tem sido usado como adstringente na cicatrização de feridas em bovinos.

Outros

É utilizado no tratamento de águas residuais por floculação e também para a remoção de fosfato dessas águas. O sulfato ferroso hepta-hidratado é usado para identificar os tipos de fungos.

Referências

  1. CR Scientific. (sf). Preparação de laboratório de sulfato ferroso. Recuperado de: crscientific.com
  2. Werner H. Baur. (1964). Sobre a química cristalina dos hidratos de sal. III A determinação da estrutura cristalina de FeSO 4 7H 2 O (melanterite). Cryst Act. doi.org/10.1107/S0365110X64003000
  3. PubChem (2019). Sulfato ferroso hepta-hidratado. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Marks Lynn (19 de dezembro de 2014). O que é o sulfato ferroso (Feosol)? Toda Saúde Recuperado de: everydayhealth.com
  5. Wikipedia (2019). Sulfato de ferro (II). Recuperado de: en.wikipedia.org

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