Chlorure de fer(II)

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Chlorure de fer(II)
Chlorure de fer(II)
Chlorure de fer(II)
Chlorure de fer(II)
Identification
Nom UICPA chlorure de fer(II)
Synonymes

chlorure ferreux

No CAS 7758-94-3 (anhydre)
13478-10-9 (tétrahydrate)
No EINECS 231-843-4
Propriétés chimiques
Formule brute Cl2FeFeCl2
Masse molaire[1] 126,751 ± 0,006 g/mol
Cl 55,94 %, Fe 44,06 %,
198.8102 g/mol (tétrahydraté)
Propriétés physiques
fusion 677 °C
ébullition 1 026 °C
Solubilité 644 g·l-1 (10 °C,eau),

1 057 g·l-1 (100 °C,eau)
soluble dans le THF

1 000 g·l-1 (ethanol)
Masse volumique 3,16 g·cm-3, solide
Pression de vapeur saturante 1,33 hPa (700 °C)
Précautions
Directive 67/548/EEC[2]
Anhydre :
Corrosif
C



SIMDUT[3],[4]
Chlorure ferreux :
E : Matière corrosive
E,

Chlorure ferreux tétrahydraté :
E : Matière corrosive
E,
SGH[2]
Anhydre :
SGH05 : Corrosif
Danger
H302, H314, P280, P305, P310, P338, P351,
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure de fer(II) (ou chlorure ferreux) est un sel métallique inorganique de composition chimique FeCl2, dans lequel le fer est au degré d'oxydation +2.

C'est un solide paramagnétique dont le point de fusion est élevé.

Il est généralement obtenu sous forme d'un solide blanc cassé, mais qui cristallise en présence d'eau sous forme de tétrahydrate verdâtre (la forme la plus couramment rencontrée dans le commerce et le laboratoire). Il existe également un dihydrate

Les solutions aqueuses de FeCl2 sont jaunes.

Production[modifier | modifier le code]

Les formes hydratées de chlorure ferreux sont généralement générées par le traitement des déchets ferreux de la production d'acier avec de l'acide chlorhydrique.

Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)

De telles solutions sont parfois dénommé acide usé, en particulier quand l'acide chlorhydrique n'est pas complètement consommé :

   Fe 2 + HCl → FeCl2 + H2

Ce produit nécessite un traitement avant élimination.

Il est également un sous-produit de la production de titane quand le minerai de titane est riche en fer[5]. Préparation de laboratoire

Préparation de laboratoire[modifier | modifier le code]

Le chlorure ferreux est commodément préparé en laboratoire par addition de poudre de fer à une solution de méthanol et d'acide chlorhydrique concentré, sous une atmosphère inerte. Cette réaction donne du solvate de méthanol, qui quand on le chauffe sous vide à environ 160 °C donne du FeCl2 anhydre[6].

FeBr2 FeI2 et peuvent être préparés de manière analogue.

Fe + 2HCl + 2CH3OH → FeCl2 + CH4 + H2O

Un autre mode de synthèse en laboratoire se fait via la réaction du chlorobenzène sur du FeCl3[7]:

+ 2 FeCl3 FeCl2 C6H5Cl → 2 + HCl + C6H4Cl2

FeCl2 présente une assez bonne solubilité dans le tétrahydrofuranne (THF), un solvant communément utilisé pour les réactions chimiques. Dans l'une des deux synthèses classiques de ferrocène, Wilkinson a généré du FeCl3 en chauffant du FeCl2 avec de la poudre de fer dans du THF[8].

Réactions[modifier | modifier le code]

Le chlorure ferrique à chlorure ferreux se décompose à des températures élevées.

Applications[modifier | modifier le code]

Ce produit est généralement considéré comme un déchet produit par le procédé de traitement.

Autrefois, quand de l'acide chlorhydrique n'avait pas été totalement consommé, la solution finale était utilisée comme produit de traitement des effluents aqueux, mais du fait des concentrations importantes en métaux lourds, cette pratique a été abandonnée.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Références[modifier | modifier le code]

  1. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. a et b SIGMA-ALDRICH
  3. « Chlorure ferreux » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  4. « Chlorure ferreux tétrahydraté » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  5. Egon Wildermuth, Hans Stark, Gabriele Friedrich, Franz Ludwig Ebenhöch, Brigitte Kühborth, Jack Silver, Rafael Rituper “Iron Compounds” in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry Wiley-VCH, Wienheim, 2005.
  6. G. Winter; Thompson, D. W.; Loehe, J. R. (1973). "Iron(II) Halides". Inorg. Synth. 14: 99–104. doi:10.1002/9780470132456.ch20.
  7. P. Kovacic and N. O. Brace (1960). "Iron(II) Chloride". Inorg. Synth. 6: 172. doi:10.1002/9780470132371.ch54
  8. G. Wilkinson (1963), "Ferrocene", Org. Synth.; Coll. Vol. 4: 473