Железа (II) сульфат ( британский английский : железо (II) , сульфат ) или сульфат железа обозначает спектр солей с формулой Fe SO 4 · х Н 2 О. Эти соединения существуют наиболее часто в качестве Hepta гидрата ( х = 7) , но известны для нескольких значений x . Гидратированная форма используется в медицине для лечения дефицита железа , а также для промышленного применения. Известен с древних времен как медь и зеленый купорос (купорос - архаичное название сульфата.), сине-зеленый гептагидрат ( гидрат с 7 молекулами воды) является наиболее распространенной формой этого материала. Все сульфаты железа (II) растворяются в воде с образованием одного и того же акво-комплекса [Fe (H 2 O) 6 ] 2+ , который имеет октаэдрическую молекулярную геометрию и является парамагнитным . Название «медь» восходит к тем временам, когда сульфат меди (II) был известен как голубой медь, и, возможно, по аналогии, сульфат железа (II) и цинка был известен как зеленый и белый медь соответственно. [15]
Сульфат железа (II) при растворении в воде | |
Имена | |
---|---|
Название ИЮПАК Сульфат железа (II) | |
Другие названия Сульфат железа (II); Сульфат железа, Зелёный купорос, Железный купорос, Коппера, Мелантерит, Сомольнокит | |
Идентификаторы | |
| |
3D модель ( JSmol ) |
|
ЧЭБИ |
|
ЧЭМБЛ |
|
ChemSpider | |
ECHA InfoCard | 100.028.867 |
Номер ЕС |
|
PubChem CID | |
Номер RTECS |
|
UNII |
|
Номер ООН | 3077 |
Панель управления CompTox ( EPA ) |
|
| |
| |
Характеристики | |
FeSO 4 | |
Молярная масса | 151,91 г / моль (безводный) 169,93 г / моль (моногидрат) 241,99 г / моль (пентагидрат) 260,00 г / моль (гексагидрат) 278,02 г / моль (гептагидрат) |
Появление | Белые кристаллы (безводные) Бело-желтые кристаллы (моногидрат) Сине-зеленые кристаллы (гептагидрат) |
Запах | Без запаха |
Плотность | 3,65 г / см 3 (безводный) 3 г / см 3 (моногидрат) 2,15 г / см 3 (пентагидрат) [1] 1,934 г / см 3 (гексагидрат) [2] 1,895 г / см 3 (гептагидрат) [3] |
Температура плавления | 680 ° C (1256 ° F, 953 K) (безводный) разлагается [5] 300 ° C (572 ° F, 573 K) (моногидрат) разлагается 60–64 ° C (140–147 ° F, 333–337 K) (гептагидрат) разлагается [3] [10] |
Растворимость в воде | Моногидрат: 44,69 г / 100 мл (77 ° C) 35,97 г / 100 мл (90,1 ° C) Гептагидрат: 15,65 г / 100 мл (0 ° C) 20,5 г / 100 мл (10 ° C) 29,51 г / 100 мл ( 25 ° C) 39,89 г / 100 мл (40,1 ° C) 51,35 г / 100 мл (54 ° C) [4] |
Растворимость | Незначительно в алкоголе |
Растворимость в этиленгликоле | 6,4 г / 100 г (20 ° C) [5] |
Давление газа | 1,95 кПа (гептагидрат) [6] |
Магнитная восприимчивость (χ) | 1,24 × 10 -2 см 3 / моль (безводный) 1,05 × 10 -2 см 3 / моль (моногидрат) 1,12 × 10 -2 см 3 / моль (гептагидрат) [3] +10 200 × 10 −6 см 3 / моль |
Показатель преломления ( n D ) | 1,591 (моногидрат) [7] 1,526–1,528 (21 ° C, тетрагидрат) [8] 1,513–1,515 (пентагидрат) [1] 1,468 (гексагидрат) [2] 1,471 (гептагидрат) [9] |
Состав | |
Кристальная структура | Ромбический , oP24 (безводный) [11] моноклинный , mS36 (моногидрат) [7] моноклинный, mP72 (тетрагидрат) [8] Триклинная , aP42 (пентагидрат) [1] моноклинный, mS192 (гексагидрат) [2] моноклинный, mP108 (гептагидрат ) [3] [9] |
Космическая группа | Pnma, № 62 (безводный) [11] C2 / c, № 15 (моногидрат, гексагидрат) [2] [7] P2 1 / n, № 14 (тетрагидрат) [8] P 1 , № 2 ( пентагидрат) [1] P2 1 / c, № 14 (гептагидрат) [9] |
Группа точек | 2 / м 2 / м 2 / м (безводный) [11] 2 / м (моногидрат, тетрагидрат, гексагидрат, гептагидрат) [2] [7] [8] [9] 1 (пентагидрат) [1] |
Постоянная решетки | a = 8,704 (2) Å, b = 6,801 (3) Å, c = 4,786 (8) Å (293 K, безводный) [11] α = 90 °, β = 90 °, γ = 90 ° |
Координационная геометрия | Октаэдрический (Fe 2+ ) |
Термохимия | |
Теплоемкость ( C ) | 100,6 Дж / моль · K (безводный) [3] 394,5 Дж / моль · K (гептагидрат) [12] |
Стандартная мольная энтропия ( S | 107,5 Дж / моль · K (безводный) [3] 409,1 Дж / моль · K (гептагидрат) [12] |
Std энтальпия формации (Δ F H ⦵ 298 ) | -928,4 кДж / моль (безводный) [3] -3016 кДж / моль (гептагидрат) [12] |
Свободная энергия Гиббса (Δ f G ˚) | −820,8 кДж / моль (безводный) [3] −2512 кДж / моль (гептагидрат) [12] |
Фармакология | |
Код УВД | B03AA07 ( ВОЗ ) |
Опасности | |
Пиктограммы GHS | [6] |
Сигнальное слово GHS | Предупреждение |
Положения об опасности GHS | H302 , H315 , H319 [6] |
Меры предосторожности GHS | P305 + 351 + 338 [6] |
NFPA 704 (огненный алмаз) | [14] 1 0 0 |
Смертельная доза или концентрация (LD, LC): | |
LD 50 ( средняя доза ) | 237 мг / кг (крыса, перорально) [10] |
NIOSH (пределы воздействия на здоровье в США): | |
REL (рекомендуется) | TWA 1 мг / м 3 [13] |
Родственные соединения | |
Другие катионы | Сульфат кобальта (II) Сульфат меди (II) Сульфат марганца (II) Сульфат никеля (II) |
Родственные соединения | Сульфат железа (III) |
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |
проверить ( что есть ?) | |
Ссылки на инфобоксы | |
Он входит в Список основных лекарственных средств Всемирной организации здравоохранения , самые безопасные и эффективные лекарства, необходимые в системе здравоохранения . [16] В 2018 году это было 94-е место среди наиболее часто назначаемых лекарств в Соединенных Штатах: было выписано более 8 миллионов рецептов. [17] [18]
Использует
В промышленности сульфат железа в основном используется в качестве предшественника других соединений железа. Это восстановитель , и как таковой он полезен для восстановления хромата в цементе до менее токсичных соединений Cr (III). Исторически сульфат железа использовался в текстильной промышленности на протяжении веков в качестве фиксатора красителя . Исторически он использовался для чернения кожи и в составе чернил. [19] Получение серной кислоты («купоросное масло») путем дистилляции зеленого купороса (сульфата железа (II)) известно как минимум 700 лет.
Медицинское использование
Рост растений
Сульфат железа (II) продается в виде сульфата железа, поправки на почву [20] для снижения pH высокощелочной почвы, чтобы растения могли получить доступ к питательным веществам почвы. [21]
В садоводстве его применяют для лечения железного хлороза . [22] Хотя он и не так быстро действует, как ЭДТА трехвалентного железа , его эффекты более продолжительны. Его можно смешать с компостом и закопать в почву, чтобы создать хранилище, которое может прослужить долгие годы. [23] Он также используется в качестве газона кондиционера, [23] и мох убийцы.
Пигмент и ремесло
Сульфат железа можно использовать для окрашивания бетона, некоторых известняков и песчаников в желтоватый цвет ржавчины. [24]
Столярные мастера используют растворы сульфата железа для окрашивания древесины клена в серебристый оттенок.
Зеленый купорос также является полезным реагентом для идентификации грибов. [25]
Историческое использование
Сульфат железа использовался при производстве чернил , в первую очередь чернил на основе железа и желчи , которые использовались со средних веков до конца восемнадцатого века. Химические тесты, проведенные на лахских буквах ( ок. 588–586 до н . Э.), Показали возможное присутствие железа. [26] Считается, что при изготовлении чернил на этих буквах могли использоваться дубовые галлы и медные оперы. [27] Он также находит применение при крашении шерсти в качестве протравы . Заяц , материал, используемый в маркетри и паркете с 17 века, также производится с использованием сульфата железа.
Два разных метода прямого нанесения красителя индиго были разработаны в Англии в восемнадцатом веке и использовались вплоть до девятнадцатого века. Один из них, известный как китайский синий , содержит сульфат железа (II). После печати нерастворимой формы индиго на ткань, индиго была снижена до лейко -indigo в последовательности ванн сульфата железа (с реокислением к индиго в воздухе между погружениями). Обработка синего фарфора позволяла создавать четкие узоры, но не могла создавать темные оттенки других методов.
In the second half of the 1850s ferrous sulfate was used as a photographic developer for collodion process images.[28]
Увлажняет
Iron(II) sulfate can be found in various states of hydration, and several of these forms exist in nature.
- FeSO4·H2O (mineral: szomolnokite,[7] relatively rare)
- FeSO4·4H2O (mineral: rozenite,[8][29] white, relatively common, may be dehydratation product of melanterite)
- FeSO4·5H2O (mineral: siderotil,[1][30] relatively rare)
- FeSO4·6H2O (mineral: ferrohexahydrite,[2][31] relatively rare)
- FeSO4·7H2O (mineral: melanterite,[9][32] blue-green, relatively common)
The tetrahydrate is stabilized when the temperature of aqueous solutions reaches 56.6 °C (133.9 °F). At 64.8 °C (148.6 °F) these solutions form both the tetrahydrate and monohydrate.[4]
Mineral forms are found in oxidation zones of iron-bearing ore beds, e.g. pyrite, marcasite, chalcopyrite, etc. They are also found in related environments, like coal fire sites. Many rapidly dehydrate and sometimes oxidize. Numerous other, more complex (either basic, hydrated, and/or containing additional cations) Fe(II)-bearing sulfates exist in such environments, with copiapite being a common example.[33]
Производство и реакции
In the finishing of steel prior to plating or coating, the steel sheet or rod is passed through pickling baths of sulfuric acid. This treatment produces large quantities of iron(II) sulfate as a by-product.[34]
- Fe + H 2SO 4 → FeSO 4 + H 2
Another source of large amounts results from the production of titanium dioxide from ilmenite via the sulfate process.
Ferrous sulfate is also prepared commercially by oxidation of pyrite:
- 2 FeS 2 + 7 O 2 + 2 H 2O → 2 FeSO 4 + 2 H 2SO 4
It can be produced by displacement of metals less reactive than Iron from solutions of their sulfate: CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Reactions
Upon dissolving in water, ferrous sulfates form the metal aquo complex [Fe(H2O)6]2+, which is an almost colorless, paramagnetic ion.
On heating, iron(II) sulfate first loses its water of crystallization and the original green crystals are converted into a white anhydrous solid. When further heated, the anhydrous material releases sulfur dioxide, leaving a reddish-brown iron(III) oxide. Decomposition of iron(II) sulfate begins at about 680 °C (1,256 °F).
- 2 FeSO 4 → Fe 2O 3 + 2 SO 2 + O 2
Like other iron(II) salts, iron(II) sulfate is a reducing agent. For example, it reduces nitric acid to nitrogen monoxide and chlorine to chloride:
- 6 FeSO 4 + 3 H 2SO 4 + 2 HNO 3 → 3 Fe 2(SO 4) 3 + 4 H 2O + 2 NO
- 6 FeSO 4 + 3 Cl 2 → 2 Fe 2(SO 4) 3 + 2 FeCl 3
Its mild reducing power is of value in organic synthesis.[35] It is used as the iron catalyst component of Fenton's reagent.
Смотрите также
- Iron(III) sulfate (ferric sulfate), the other common simple sulfate of iron.
- Copper(II) sulfate
- Ammonium iron(II) sulfate, also known as Mohr's salt, the common double salt of ammonium sulfate with iron(II) sulfate.
- Chalcanthum
- Ephraim Seehl known as an early manufacturer of green vitriol.[36]
Рекомендации
- ^ a b c d e f "Siderotil Mineral Data". Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d e f "Ferrohexahydrite Mineral Data". Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d e f g h Lide, David R., ed. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90th ed.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
- ^ a b Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds (2nd ed.). New York: D. Van Nostrand Company. p. 343.
- ^ a b Anatolievich, Kiper Ruslan. "iron(II) sulfate". Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d Sigma-Aldrich Co., Iron(II) sulfate heptahydrate. Retrieved on 2014-08-03.
- ^ a b c d e Ralph, Jolyon; Chautitle, Ida. "Szomolnokite". Mindat.org. Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d e "Rozenite Mineral Data". Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d e "Melanterite Mineral Data". Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b "MSDS of Ferrous sulfate heptahydrate". Fair Lawn, New Jersey: Fisher Scientific, Inc. Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d Weil, Matthias (2007). "The High-temperature β Modification of Iron(II) Sulfate". Acta Crystallographica Section E. International Union of Crystallography. 63 (12): i192. doi:10.1107/S160053680705475X. Retrieved 2014-08-03.
- ^ a b c d Anatolievich, Kiper Ruslan. "iron(II) sulfate heptahydrate". Retrieved 2014-08-03.
- ^ NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. "#0346". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ beta-static.fishersci.com/content/dam/fishersci/en_US/documents/programs/education/regulatory-documents/sds/chemicals/chemicals-f/S25325A.pdf
- ^ Brown, Lesley (1993). The New shorter Oxford English dictionary on historical principles. Oxford [Eng.]: Clarendon. ISBN 0-19-861271-0.
- ^ World Health Organization (2019). World Health Organization model list of essential medicines: 21st list 2019. Geneva: World Health Organization. hdl:10665/325771. WHO/MVP/EMP/IAU/2019.06. License: CC BY-NC-SA 3.0 IGO.
- ^ "The Top 300 of 2021". ClinCalc. Retrieved 18 February 2021.
- ^ "Ferrous Sulfate - Drug Usage Statistics". ClinCalc. Retrieved 18 February 2021.
- ^ British Archaeology magazine. http://www.archaeologyuk.org/ba/ba66/feat2.shtml (archive)
- ^ "Why Use Ferrous Sulfate for Lawns?". Retrieved 2018-04-14.
- ^ "Acid or alkaline soil: Modifying pH - Sunset Magazine". www.sunset.com. Retrieved 2018-04-14.
- ^ Koenig, Rich and Kuhns, Mike: Control of Iron Chlorosis in Ornamental and Crop Plants. (Utah State University, Salt Lake City, August 1996) p.3
- ^ a b Handreck, Kevin (2002). Gardening Down Under: A Guide to Healthier Soils and Plants (2nd ed.). Collingwood, Victoria: CSIRO Publishing. pp. 146–47. ISBN 0-643-06677-2.
- ^ How To Stain Concrete with Iron Sulfate
- ^ Svrček, Mirko (1975). A color guide to familiar mushrooms (2nd ed.). London: Octopus Books. p. 30. ISBN 0-7064-0448-3.
- ^ Torczyner, Lachish Letters, pp. 188–95
- ^ Hyatt, The Interpreter's Bible, 1951, volume V, p. 1067
- ^ Brothers, Alfred (1892). Photography: its history, processes. London: Griffin. p. 257. OCLC 558063884.
- ^ https://www.mindat.org/min-3469.html
- ^ https://www.mindat.org/min-3643.html
- ^ https://www.mindat.org/min-1517.html
- ^ https://www.mindat.org/min-2633.html
- ^ https://www.mindat.org/min-1124.html
- ^ Wildermuth, Egon; Stark, Hans; Friedrich, Gabriele; Ebenhöch, Franz Ludwig; Kühborth, Brigitte; Silver, Jack; Rituper, Rafael. "Iron Compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH.
- ^ Lee Irvin Smith; J. W. Opie (1948). "o-Aminobenzaldehyde". Org. Synth. 28: 11. doi:10.15227/orgsyn.028.0011.
- ^ Pryce, William (1778). Mineralogia Cornubiensis; a Treatise on Minerals, Mines and Mining. London: Phillips. p. 33.
Внешние ссылки
- "Ferrous sulfate". Drug Information Portal. U.S. National Library of Medicine.
- "Product Information". Chemical Land21. January 10, 2007.
- Hunt, T. Sterry (1879). . The American Cyclopædia.