Cloruro ferroso

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Cloruro ferroso
Struttura cristallina di FeCl2 anidro
FeCl2 tetraidrato
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare FeCl2 (anidro)
FeCl2•2H2O (diidrato)
FeCl2•4H2O (tetraidrato)
Massa molecolare (u) 126,75 (anidro)
198,81 (tetraidrato)
Aspetto solido biancastro (anidro)
solido verde chiaro (tetraidrato)
Numero CAS [7758-94-3] (anidro)
16399-77-2 (diidrato)
13478-10-9 (tetraidrato)
Numero EINECS 231-843-4
PubChem 24458
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 3,16 (anidro)
2,30 (diidrato)
1,39 (tetraidrato)
Solubilità in acqua 68,5 (20 °C)
Temperatura di fusione 950 (677 °C, anidro)
393 (120 °C, diidrato)
378 (105 °C, tetraidrato)
Temperatura di ebollizione 1296 (1023 °C, anidro)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
corrosivo irritante

pericolo

Frasi H 302 - 315 - 318
Consigli P 280 - 302+352 - 305+351+338 [1]

Il cloruro di ferro(II), noto anche come cloruro ferroso, è il composto chimico di formula FeCl2. È un solido paramagnetico, con alto punto di fusione, di colore biancastro. FeCl2 cristallizza dall'acqua nella forma tetraidrata di colore verde chiaro, FeCl2•4H2O, che è la forma più comune che si trova in commercio e in laboratorio. Esiste inoltre una forma diidrata, FeCl2•2H2O.

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

Industrialmente le forme idrate di FeCl2 si ottengono trattando residui di lavorazione dell'acciaio con acido cloridrico. Queste soluzioni sono chiamate "acido spento", soprattutto quando l'acido cloridrico non è totalmente consumato:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

L'acido spento deve essere trattato prima dello smaltimento. È anche un sottoprodotto della produzione di titanio, dato che alcuni minerali di titanio contengono ferro.[2]

In laboratorio FeCl2 si può preparare opportunamente aggiungendo ferro in polvere ad una soluzione di metanolo e acido cloridrico concentrato, operando in atmosfera inerte. La reazione forma Fe(II) solvatato in metanolo; per riscaldamento sotto vuoto a circa 160 °C si ottiene FeCl2 anidro.[3] Nello stesso modo si possono preparare FeBr2 e FeI2.

Una diversa sintesi di laboratorio comporta la reazione di FeCl3 e clorobenzene.[4]

2FeCl3 + C6H5Cl → 2FeCl2 + C6H4Cl2 + HCl

FeCl2 preparato in questo modo è solubile in tetraidrofurano, un solvente comunemente usato per reazioni chimiche. In una classica sintesi del ferrocene, Wilkinson generò FeCl2 riscaldando FeCl3 con polvere di ferro.[5] Ad alta temperatura FeCl3 si decompone formando FeCl2.

Reattività[modifica | modifica sorgente]

FeCl2 è solubile in acqua, formando soluzioni di colore giallo. Queste soluzioni non sono stabili, perché lo ione Fe(II) viene ossidato dall'aria a Fe(III). FeCl2 forma complessi con molti leganti. Reagisce con due equivalenti di [(C2H5)4N]Cl per dare il sale [(C2H5)4N]2[FeCl4]. In modo simile si preparano anche i composti contenenti gli anioni [MnCl4]2−, [MnBr4]2−, [MnI4]2−, [FeBr4]2−, [CoCl4]2−, [CoBr4]2−, [NiCl4]2−, e [CuCl4]2−.[6]

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

FeCl2 ha varie applicazioni di nicchia, mentre i composti correlati FeSO4 e FeCl3 sono più utilizzati. In laboratorio si usa per la sintesi di complessi di ferro e come riducente in molte reazioni di sintesi organica. In campo ambientale FeCl2 serve come flocculante riducente nel trattamento delle acque reflue, specie se sono contaminate da cromati. Si usa inoltre come precursore degli ossidi idrati di Fe(III) che sono pigmenti magnetici.[2]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ scheda del cloruro ferroso su IFA-GESTIS
  2. ^ a b E. Wildermuth, H. Stark, G. Friedrich, F. L. Ebenhöch, B. Kühborth, J. Silver e R. Rituper, Iron Compounds in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, 2005.
  3. ^ G. Winter, D. W. Thompson e J. R. Loehe, Iron(II) halides in Inorg. Synth., vol. 14, 1973, pp. 99–104, DOI:10.1002/9780470132456.ch20.
  4. ^ P. Kovacic e N. O. Brace, Iron(II) chloride in Inorg. Synth., vol. 6, 1960, p. 172, DOI:10.1002/9780470132371.ch54.
  5. ^ G. Wilkinson, Ferrocene in Org. Synth., vol. 36, 1956, p. 31. URL consultato il 7 febbraio 2011.
  6. ^ N. S. Gill, F. B. Taylor, W. E. Hatfield, W. E. Parker, C. S. Fountain, e F. L. Bunger, Tetrahalo complexes of dipositive metals in the first transition series in Inorg. Synth., vol. 9, 1967, pp. 136–142, DOI:10.1002/9780470132401.ch37.