Sulfate de fer

dubhain · 08/01/2005, 15h43

Bonjour,
je suis chargé de le cadre de mon projet de master d'étudier le séchage combiné infrarouges+air chaud du sulfate de fer en granulés.

Pour celà j'aurais quelques questions sur ce produit que je ne connais pas, n'étant pas chimiste mais énergéticien de formation

:

- Y a t-il un risque de dégagement de vapeurs d'acide (sulfurique) si la température du produit dépasse son point de fusion? Et si oui dans quelles proportions?

- J'ai eu beau chercher partout, pendant des heures, les propriétés thermo-physiques (Cp, lambda...), hydriques et thermo-optiques. Si quelqu'un l'avait dans sa littérature, ça m'intéresserait beaucoup!

Merci d'avance et bon week-end à tous!

AlligO · 08/01/2005, 16h08

voila des constantes ...

http://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cg...ermo-Condensed

dubhain · 08/01/2005, 16h26

Merci de ton aide

, mais j'avais déja trouvé ce site, d'ailleurs il donne le Cp, l'enthalpie et l'entropie évolutifs en fonction de la température, et celà simplifierait grandement mes calculs si j'avais des valeurs fixe.

C'est quand même étrange que je n'arrive pas à trouver les constantes de ce matériau alors que c'est le principal composé chimique du fer et que j'ai trouvé les valeurs du sulfate de cuivre?!

moco · 08/01/2005, 17h14

Je te reporte ici tout ce que donne l'Index Merck (un must !).

Le "sulfate de fer séché" est FeSO4.1H2O. En anglais : exsiccated ferrous sulfate. Poudre blanche ou jaune qui perd H2O à 300°C et se décompose à plus haute température. Soluble dans l'eau. Masse volumique : 3.0 g/cm3. Commercialisé sous le nom de Feromax, Ferroritard, Fespan, Tetucur.

Le "sulfate de fer heptahydraté" FeSO4.7H2O est le dérivé commercial du fer le plus courant. Il forme des grains monocliniques, bleu-verts, de masse volumique 1.897 g/cm3, et sans odeur. Exposé à l'air il est efflorescent : il perd peu à peu quelques molécules d'eau, et s'oxyde lentement en surface en formant un revêtement de sulfate basique de fer(III) de couleur brunâtre. Il perd 3 H2O à 56,6°C, se transforme en tétrahydrate FeSO4.4H2O. Chauffé plus haut, il perd encore 3 H2O et forme du monohydrate FeSO4.1H2O à 65°C. Il est solubne dans l'eau, mais pas dans l'alcool. Les solutions aqueuses s'oxydent vite à l'air.
Suivent des informations sur la toxicité.

dubhain · 08/01/2005, 21h49

Merci bien! Ca pourrait en effet me servir pour définir les contraintes produits au niveau températures. Si quelqu'un trouve d'autres infos sur le FeSO4 je suis preneur!

acx01b · 09/01/2005, 12h13

voici ce que j'ai trouvé sur un site sérieu:
Anhydrous Ferrous sulfate decomposes to SO3 at 480°C and can be condensed to
oleum (or the SO3 can be directly used of course).

c'est d'ailleurs une des températures de décomposition les plus basses, enfin loin derrière KHSO4 bien sur..

tyrano91 · 19/01/2005, 23h42

Il faut savoir que les vieux chimiques je devrais plutôt dire alchimiste d'avant le 18 éme siècle fabriquait de l'acide sulfurique en chauffant justement du sulfate de fer avec du sable dans cornue de terre pour obtenir un dégagement d'acide sulfurique ceci avant le procédé des chambres de plombs qui était encore utilisé avant guerre.
Le sulfate de fer était aussi appelé si ma mémoire est bonne couperose