El carbonato de hierro (II) , o carbonato ferroso , es un compuesto químico con fórmula FeCO
3, que se produce naturalmente como el mineral siderita . A temperaturas ambiente ordinarias, es un sólido iónico verde-marrón que consta de cationes de hierro (II) Fe 2+
y aniones de carbonato CO 2−
3. [4]
Nombres | |
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Otros nombres carbonato ferroso | |
Identificadores | |
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Modelo 3D ( JSmol ) | |
ChemSpider | |
Tarjeta de información ECHA | 100.008.418 |
Número e | E505 (reguladores de acidez, ...) |
PubChem CID | |
UNII | |
Tablero CompTox ( EPA ) | |
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Propiedades | |
FeCO 3 | |
Masa molar | 115,854 g / mol |
Apariencia | polvo blanco o cristales |
Densidad | 3,9 g / cm 3 [1] |
Punto de fusion | se descompone |
0,0067 g / l; [2] K sp = 1,28 × 10 −11 [3] | |
+ 11,300 · 10 −6 cm 3 / mol | |
Estructura | |
Escalenoédrico hexagonal / Trigonal ( 3 2 / m) Grupo espacial : R 3 c, a = 4.6916 Å , c = 15.3796 Å | |
6 | |
Compuestos relacionados | |
Otros aniones | sulfato de hierro (II) |
Otros cationes | carbonato de cobre (II) , carbonato de zinc |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
Referencias de Infobox | |
Preparación
El carbonato ferroso se puede preparar haciendo reaccionar una solución de los dos iones, como el cloruro de hierro (II) y el carbonato de sodio : [4]
- FeCl
2+ Na
2CO
3→ FeCO
3+ 2 NaCl
El carbonato ferroso se puede preparar también a partir de soluciones de una sal de hierro (II), como el perclorato de hierro (II) , con bicarbonato de sodio , liberando dióxido de carbono : [5]
- Fe ( ClO
4) 2 + 2 NaHCO
3→ FeCO
3+ 2 NaClO
4+ CO
2+ H
2O
Sel y otros usaron esta reacción (pero con FeCl
2en lugar de Fe ( ClO
4) 2 ) a 0,2 M para preparar FeCO amorfo
3. [6]
Se debe tener cuidado de excluir oxígeno O
2de las soluciones, porque el Fe2+
el ion se oxida fácilmente a Fe3+
, especialmente a pH por encima de 6,0. [5]
El carbonato ferroso también se forma directamente sobre superficies de acero o hierro expuestas a soluciones de dióxido de carbono, formando una escala de "carbonato de hierro": [3]
- Fe + CO
2+ H
2O → FeCO
3+ H
2
Propiedades
Wei Sun y otros determinaron que la dependencia de la solubilidad en agua con la temperatura es
donde T es la temperatura absoluta en kelvin e I es la fuerza iónica del líquido. [3]
Usos
El carbonato ferroso se ha utilizado como suplemento dietético de hierro para tratar la anemia . [7] Se observa que tiene muy poca biodisponibilidad en perros y gatos. [8]
Toxicidad
El carbonato ferroso es ligeramente tóxico; la dosis letal probable por vía oral se sitúa entre 0,5 y 5 g / kg (entre 35 y 350 g para una persona de 70 kg). [9]
Referencias
- ^ D R. Lide, ed. (2000): "Manual CRC de química y física". 81ª Edición. Páginas 4-65.
- ^ Patty, F., ed. (1963): "Higiene industrial y toxicología"; volumen II: "Toxicología". 2ª ed. Interscience. Página 1053.
- ^ a b c Wei Sun (2009): "Cinética de la formación de incrustaciones de carbonato de hierro y sulfuro de hierro en la corrosión CO2 / H2S". Tesis de doctorado, Universidad de Ohio.
- ^ a b (1995): "Enciclopedia Kirk-Othmer de tecnología química". 4ª ed. Volúmen 1.
- ^ a b Philip C. Singer y Werner Stumm (1970): "La solubilidad del hierro ferroso en aguas que contienen carbonato". Revista de la Asociación Estadounidense de Obras Hidráulicas, volumen 62, número 3, páginas 198-202. https://www.jstor.org/stable/41266171
- ^ Ozlem Sel, AV Radha, Knud Dideriksen y Alexandra Navrotsky (2012): "Carbonato de hierro amorfo (II): Energía de cristalización y comparación con otros minerales de carbonato relacionados con el secuestro de CO2". Geochimica et Cosmochimica Acta, volumen 87, número 15, páginas 61–68. doi : 10.1016 / j.gca.2012.03.011
- ^ A .Osol y JE Hoover y otros, eds. (1975): "Ciencias farmacéuticas de Remington". 15a ed. Mack Publishing. Página 775
- ^ "Métodos de AAFCO para corroborar la adecuación nutricional de los alimentos para perros y gatos (propuesto para la publicación de 2014)" (PDF) . AAFCO. 2013.
- ^ Gosselin, RE, HC Hodge, RP Smith y MN Gleason. Toxicología clínica de productos comerciales. 4ª ed. Baltimore: Williams y Wilkins, 1976., pág. II-97