SELS DE FER
Les sels ferriques en dissolution aqueuse se dissocient comme le chlorure ferrique (voir p. 721). G. Wiedemann, en étudiant le magnétisme spécifique des solutions, a examiné la dissociation éprouvée par les solutions d’azotate ferrique normal et de sulfate ferrique. Le premier de ces sels est déjà en partie dissocié dans des solutions assez concentrées et la dissociation augmente avec la dilution, mais moins rapidement que pour le chlorure ferrique. Le sulfate ferrique normal est encore plus dissociable que l’azotate et la dilution exerce encore moins d’influence sur la dissociation.
Les aluns ferriques éprouvent la môme dissociation que le sulfate : ce qui tend à établir que ces sels doubles n’existent pas en solution et qu’ils sont eux-mômes dissociés d’abord en sulfates simples, fait qui ressort aussi des recherches thermiques de Favre et Valson.
Azotate ferriqoe. — Voici d’après B. Franz la
densité des solutions du sel normal (Az03i6(Fe2), à 17», 5 :
Teneur.
Demlté.
Teneur.
Densité.
IoDATEFEnniQUE. — On obtient le sel (I O3)6 (Fe2) sous la forme d’un précipité jaune, léger, lorsqu’on chauffe avec de l’acide azotique en excès un mélange de chlorure ferreux et d’iodate alcalin. Lorsqu’on n’emploie qu’une petite quantité d’acide azotique, on obtient un précipité rouge qui renferme I2Os (Fe2), soit 1205. F’e203.
Lorsqu’on ajoute de l’iodate de potassium en excès à une solution d’alun ferrique, le précipité jaune qui se produit a pour composition
I4 013(Fe2) + 8 II2 O (soit 2I2 O5. Fe203).
Ce sel se fonce peu à peu à l’air et répand l’odeur de l’iode [C. A. Bell, Trans. pharm. Journ., (3). t. I, p. 624]. v ’
Periodate ferrique, I2013(Fe2) -|- 21 II2 O (rapports I207 : 2Fe203). — Précipité jaune-brun (Rammelsberg).
Le periodate ferrique n’a pu être obtenu par double décomposition, par suite de sa transformation en iodate ferrique.
Carbonate de fer. — Le fer métallique ne se dissout que très lentement dans l’eau saturée d’acide carbonique. La solubilité du carbonate ferreux, sous la forme de bicarbonate, diminue rapidement avec la température. A 15°, la solution saturée renferme lsr,390 de carbonate par litre ; à 24», elle n’en renferme plus que 0er,098. Les carbonates alcalins précipitent le carbonate neutre de ces solutions; les bicarbonates sont sans action. Les chlorures et les sulfates donnent de la stabilité à ces dissolutions [J. Ville, Gomnt. rend., t. XCIII, p. 443].
Sulfate ferreux. — Le sel précipité de sa solution aqueuse par l’alcool renferme 7 molécules d’eau comme le sel cristallisé [L. Caro, Ann. Chem. Pharm., t. CLXV, p. 29],
L’acide chlorhydrique gazeux est sans action à froid sur le sulfate ferreux. Il ne réagit à chaud
qu’à une température à laquelle ce sel se décompose. Lorsqu’on traite par un courant de gaz chlorhydrique une solution de sulfate cristallisé dans l’acide chlorhydrique concentré, ce gaz est absorbé et le sulfate est tranformé partiellement en chlorure Fe3Cl4 (grâce au concours de l’air). Les eaux mères de ce chlorure fournissent des cristaux tabulaires de sulfate, avec 6 H2 O fllensgen, Deutsch. chem. Gesellsch., 1878, p. 1775].
Le sulfate ferreux cristallisé se dissout dans 400 molécules d’eau en absorbant 4,510 calories par molécule de sel (J. Thomsen).
Anhydrosulfale ferreux, S207Fe. — Poudre h3'groscopique blanche, composée de prismes microscopiques, qui se dépose par l’addition de 9 volumes d’acide sulfurique à 1 volume de solution aqueuse de sulfate ferreux [Th. Bolas, Journ. chem. Soc-, (2), t. XII].
Sulfate ferroso-ammonique. — L’acide chlorhydrique concentré transforme ce sel, avec le concours de l’air, en chlorure ferrico-ammonique (Hensgen).
Sulfate ferroso-sodique,
S O4 Fe. S O4 Na2 + 4 IP O.
— Ce sel, dont F. Mohr a signalé l’existence, se produit, d’après E. Biltz, lorsqu’on dissout le sulfate ferreux dans son poids d’eau bouillante, qu’on y ajoute 2 °/„ d’acide sulfurique et une molécule ac sulfate de sodium. On concentre par l’ébullition. Ce sel ne subit aucune perte de poids à 100° [Zeilschr. analyt. Chem., 1873, p. 373. et 1874, p. 121].
Sulfate ferroso-ferrique acide,
(S O4)3 (Fe2). S O1 Fc. 2 S O4 IP.
— Lamelles hexagonales roses se déposant par le refroidissement d’une solution concentrée de deux sulfates, additionnée d’un grand excès d’acide sulfurique et chauffée vers 20(1°.
On obtient de même les sulfates
(S O4)3 (Cr2). S04Fe.S O4 H2 + 2 II2 O
d’un vert brunâtre et (S O4)3 Al2. S O4 Fe. S O4 II2, en lamelles hexagonales blanches, ainsi que
(S O4)3 (Fe2) S O4 Ni. 2 S O4 H2.
Ces sels sont insolubles dans l’eau, qui les décompose lentement. Etard a préparé par le même procédé des sulfates acides doubles de la formule S O4 Fe. SO 4 M. S O4 H2 [Compt. rend., t.LXXXVlI,
Sulfates ferriques. — On obtient le sulfate ferrique normal (S04)3(Fe2) avec 10 molécules H2 O en lamelles rhomboïdales nacrées lorsqu’on traite le sulfate ferreux par l’acide azotique et qu’on fait bouillir après addition d’acide sulfurique en excès [Bertels, Jahresber., 1874,
Voici, d’après B. Franz (Journ. prakt. Chem., t. V, p. 274), la densité des solutions de sulfaté ferrique et d’alun ferrico-potassique :
Densités.
Solution à
(SO<)3 Fo2
Alun avec 21 H2 0
Sulfates basiques. — O. Meister a décrit un sulfate 2 S O3. Fe203 + 15 H20 qui s’était déposé d’un mordant de fer en prismes clinorhombiques d’un rouge hyacinthe, altérables à l’air, peu solubles dans l’eau froide et docomposables par l’eau
