Carbonato de ferro (II) - Iron(II) carbonate

carbonato de ferro (II)
Nomes
Outros nomes
carbonato ferroso
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
ChemSpider
ECHA InfoCard 100,008,418 Edite isso no Wikidata
Número E E505 (reguladores de acidez, ...)
UNII
  • InChI = 1S / CH2O3.Fe / c2-1 (3) 4; / h (H2,2,3,4); / q; + 2 / p-2
    Chave: RAQDACVRFCEPDA-UHFFFAOYSA-L
  • C (= O) ([O -]) [O -]. [Fe + 2]
Propriedades
FeCO 3
Massa molar 115,854 g / mol
Aparência pó branco ou cristais
Densidade 3,9 g / cm 3
Ponto de fusão decompõe-se
0,0067 g / l; K sp = 1,28 × 10 −11
3,13 × 10 −11
+ 11.300 · 10 −6 cm 3 / mol
Estrutura
Escalenoédrico hexagonal / Trigonal ( 3 2 / m)
Grupo espacial : R 3 c, a = 4,6916 Å , c = 15,3796 Å
6
Compostos relacionados
Outros ânions
sulfato de ferro (II)
Outros cátions
carbonato de cobre (II) , carbonato de zinco
Exceto onde indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Referências da Infobox

Carbonato de ferro (II) , ou carbonato ferroso , é um composto químico com a fórmula FeCO
3, que ocorre naturalmente como o mineral siderita . Em temperaturas ambientes normais, é um sólido iônico verde-marrom que consiste em cátions de ferro (II) Fe 2+
e ânions de carbonato CO 2−
3.

Preparação

O carbonato ferroso pode ser preparado pela reação de solução dos dois íons, como cloreto de ferro (II) e carbonato de sódio :

FeCl
2+ Na
2CO
3→ FeCO
3+ 2 NaCl

O carbonato ferroso pode ser preparado também a partir de soluções de um sal de ferro (II), como perclorato de ferro (II) , com bicarbonato de sódio , liberando dióxido de carbono :

Fe ( ClO
4) 2 + 2 NaHCO
3→ FeCO
3+ 2 NaClO
4+ CO
2+ H
2O

Sel e outros usaram esta reação (mas com FeCl
2em vez de Fe ( ClO
4) 2 ) a 0,2 M para preparar FeCO amorfo
3.

Deve-se ter cuidado para excluir o oxigênio O
2das soluções, porque o Fe2+
íon é facilmente oxidado a Fe3+
, especialmente em pH acima de 6,0.

O carbonato ferroso também se forma diretamente nas superfícies de aço ou ferro expostas a soluções de dióxido de carbono, formando uma escala de "carbonato de ferro":

Fe + CO
2+ H
2O → FeCO
3+ H
2

Propriedades

A dependência da solubilidade em água com a temperatura foi determinada por Wei Sun e outros como sendo

onde T é a temperatura absoluta em kelvins e I é a força iônica do líquido.

Usos

O carbonato ferroso tem sido usado como suplemento dietético de ferro para tratar a anemia . É observada uma biodisponibilidade muito baixa em cães e gatos.

Toxicidade

O carbonato ferroso é ligeiramente tóxico; a provável dose letal oral está entre 0,5 e 5 g / kg (entre 35 e 350 g para uma pessoa de 70 kg).

Referências

  1. ^ D R. Lide, ed. (2000): "CRC Handbook of Chemistry and Physics". 81ª Edição. Páginas 4-65.
  2. ^ Patty, F., ed. (1963): "Industrial Hygiene and Toxicology"; volume II: "Toxicology". 2ª ed. Interscience. Página 1053.
  3. ^ a b c Wei Sun (2009): "Cinética da formação de escala de carbonato de ferro e sulfeto de ferro na corrosão de CO2 / H2S". Tese de PhD, Ohio University.
  4. ^ John Rumble (18 de junho de 2018). CRC Handbook of Chemistry and Physics (99 ed.). CRC Press. pp. 5–188. ISBN 1138561630.
  5. ^ a b (1995): "Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology". 4ª ed. Volume 1.
  6. ^ a b Philip C. Singer e Werner Stumm (1970): "A solubilidade do ferro ferroso em águas carbonatadas". Journal of the American Water Works Association, volume 62, edição 3, páginas 198-202. https://www.jstor.org/stable/41266171
  7. ^ Ozlem Sel, AV Radha, Knud Dideriksen e Alexandra Navrotsky (2012): "Carbonato de ferro amorfo (II): Energética de cristalização e comparação com outros minerais carbonáticos relacionados ao sequestro de CO2". Geochimica et Cosmochimica Acta, volume 87, edição 15, páginas 61–68. doi : 10.1016 / j.gca.2012.03.011
  8. ^ A .Osol e JE Hoover e outro, eds. (1975): "Remington's Pharmaceutical Sciences". 15ª ed. Publicação Mack. Página 775
  9. ^ "Métodos AAFCO para comprovar a adequação nutricional de alimentos para cães e gatos (proposto para publicação de 2014)" (PDF) . AAFCO. 2013
  10. ^ Gosselin, RE, HC Hodge, RP Smith, e MN Gleason. Toxicologia Clínica de Produtos Comerciais. 4ª ed. Baltimore: Williams e Wilkins, 1976., p. II-97