Formation de Sufate ferreux

[invitef60e5559]

Bonjour à tous!

J'ai tenté de former du sulfate ferreux de 2 façons. C'est-à-dire, par simple immersion de pieces de d'acier et non de fer pur, hélas, dans
H2SO4. Et puis, par l'électrolyse d'une pièce d'acier dans H2SO4. Les deux méthodes semblent donner comme résultats des cristaux allant de gris foncé à gris pâle.

Comme le sulfate ferreux, de ce que j'ai vu en théorie, doit être d'un bleu tirant entre le turquoise et le cyan. Je me demande : serait-ce les impuretés de carbone de l'acier qui donnerait cette teinte aux cristaux?? En deuxième lieu, quelle choix serait judicieux, de pièce de fer qui serait beaucoup plus ferreuse qu' ``aciereuse``?? Si cela est encore possible aujourd'hui.

Merci à tous!!!
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[invitef60e5559]

J'ai cherché un peu plus de littérature sur le sujet et j'ai trouvé une partie de la réponse. Le sulfate ferreux anhydre se présente sous la forme de cristaux, blanc, orthorhombiques. Le monohydrate : cristaux blanc-jaune monocliniques. L'heptahydrate : cristaux bleu-vert monocliniques. Exposé à l'air, il se couvre d'oxyde de fer orangé former En ré-expérimenant, je vois les cristaux turquoise se former et le carbone semble se ppt. S'il s'agit bien de cristaux heptahydrate, je devrais être en mesure, et ce comme tous les complexes de sulfate de fer, d'en dissoudre, à raison d'env. 25.6g / 100 ml, dans l'eau. Filtrer le ppt de carbone restant, ensuite. Suis-je sur la bonne voie??

[Sethy]

Peux-tu expliquer la raison de ton besoin ?

J'ai quelques idées mais cela dépend surtout de l'utilisation qui en sera faite.

Sethy

[moco]

Tu es sur la bonne voie. Ce qui va le plus vite est de prendre de la laine d'acier, la plus fine possible. Tu la dissout dans de l'acide sulfurique dilué à 25%. La réaction est vite terminée. Tu filtres le carbone non dissous, et tu évapores la solution résiduelle. Tu obtiendras effectivement l'heptahydrate, et moi je trouve qu'il a une couleur verte, sans rien qui rappelle le bleuâtre.
Seul problème. Il faut faire vite, car l'oxydation se produit de manière significative si tu attends par exemple plus d'une journée avant de mettre ton produit en flacon fermé.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitef60e5559]

Ha! D'accord! Serait-ce pour cela, dans ce cas, que j'ai tjrs l'impression qu'il reste des saletés sur le dessus de mes cristaux séchés? Pcq'en +, à fin d'être bien certain d'enlever le maximum d'impuretés. J'ai filtré, le sulfate ferreux, avec un filtre de billes de charbon activé. (Pcq, je voyais tjrs ces saletés apparaîtrent). D'ailleurs, j'ai laissé des cristaux s'assécher complètement & ils ont virés au bleu pâle opaque. Pour ensuite devenir blancs. Un autre échantillon, a qu'en à lui, viré au bleu ''sale''. Quelle serait votre opinion de ces observations??

[invitef60e5559]

Je voulais former des cristaux d'oxalate ferreux. À fin de faire une démonstration qui consiste (Si je me souviens bien) à en chauffer les cristaux, dans un tube. Que l'on débouche, ensuite rapidement, pour en voir la poussière de fer & de carbone s'enflammer, au contact de l'air. Est-ce que je me trompe??

[invite3cc91bf8]

Bonjour,
Ton expérience retrouve quelques échos, notamment dans ce livre (lien vers Google books) :

Cependant Magnus a trouvé que, quand on expose l'oxalate de fer à la plus douce chaleur qu'on puisse employer pour en opérer la décomposition, il se forme du gaz acide carbonique el du fer, el que celui-ci, quoiqu'on le laisse refroidir dans le gaz qui s'est produit, s'euHamme aussitot qu'on l'expose à l'air. Mais ce fer est nécessairement plus poreux, plus divisé , et par conséquent aussi plus inflammable que celui qu'on obtient par la réduction de l'oxyde.

Je n'ai pas trouvé de protocole, je te conseille d'être prudent si tu veux tenter l'expérience.

PS : le sulfate ferreux se trouve dans le commerce : il est utilisé comme mordant en teinture, pour la fabrication des encres et contre la mousse.

[moco]

L'oxalate ferreux FeC₂O₄ se décompose effectivement pas la chaleur en 2 molécules de CO₂ et 1 atome de fer métallique en poudre extrêmement fine. Cette poudre est si fine qu'elle prend feu au contact de l'air.
Donc si on chauffe dans un tube à essais un peu d'oxalate ferreux, il se dégage du CO₂ qui chasse l'air du tube, et il reste de la poudre fine de fer au fond du tube. Si ensuite on retourne le tube en le secouant un peu, cette poudre tombe du tube et forme des étincelles en tombant dans l'air. Cela marche fort bien, mais il faut absolument que l'oxalate ferreux soit sec. S'il reste des traces d'humidité, le fer formé réagit avec elle et se transforme en rouille. Et le phénomène disparaît.

[invite3cc91bf8]

J'imagine que l'usage d'un dessiccateur est obligatoire pour déshydrater l'oxalate sans qu'il se décompose ?
J'ai du sulfate ferreux et de l'acide oxalique à disposition, je vais essayer.

[moco]

Il faut utiliser un sel de l'acide oxalique, et non l'acide lui-même, car, avec l'acide oxalique, la réaction ne marche pas. Pire, elle va en sens inverse.
L'oxalate de sodium par exemple va très bien pour faire un précipité d'oxalate ferreux.

[invite3cc91bf8]

J'ai en effet remarqué ce détail dans les différents protocoles, le milieu est neutralisé ou légèrement basique.
Je neutraliserais l'acide avec ce qu'il faut d'hydroxyde de sodium et je ferais la synthèse.

[invitef60e5559]

C'est bizarre pourtant, je retrouve un complexe jaune, lorsque ''j'oxalise'' le sulfate ferreux. Quel pourrait-être ce complexe??

[invite3cc91bf8]

Tu as utilisé de l'acide oxalique ou un oxalate ?
C'est peut-être une question de pH...

[invitef60e5559]

J'ai utilisé de l'acide oxalique.
Le complexe ressemble étrangement à celui photographié dans le manuel, ainsi que dans wikipédia. Est-ce qu'il y a d'autres complexes oxalate/fer qui auraient de certaines ressemblances & qui m'induiraient en erreur? Y-a-t-il un moyen de tester cette molécule à fin de savoir s'il s'agit bien de Fe₂CO₄. À ce propos, concernant la démonstration du chauffage de Fe₂CO₄. Faut-il attendre que l'oxalate soit totalement noire. Ou bien, est-il suffisant de juste laisser fumer quelques sec ??

[HarleyApril]

Il faut utiliser un sel de l'acide oxalique, et non l'acide lui-même, car, avec l'acide oxalique, la réaction ne marche pas. Pire, elle va en sens inverse.
L'oxalate de sodium par exemple va très bien pour faire un précipité d'oxalate ferreux.

ce serait pas mal de lire les réponses de moco ...

[moco]

L'oxalate ferreux FeC₂O₄ est effectivement un peu jaune. Ce n'est pas un complexe. Il est insoluble dans l'eau. C'est très probablement ce qu'a obtenu Nickalisse dans son message de hier à 02 h 53.
Quand on le chauffe, il brunit, et commence par émettre quelques fumées dues à des impuretés, qui sont surtout de l'eau d'interposition. Il se décompose plus tard, et se transforme en gaz CO₂ et en fer métallique qui est noir, selon :
FeC₂O₄ --> Fe + 2 CO₂
La réaction est gênée par une réaction secondaire d'importance certes mineure, mais pas négligeable, qui se produit semble-t-il si on surchauffe, et qui est :
2 FeC₂O₄ --> Fe₂O3 + 3 CO + CO₂

[invitef60e5559]

ce serait pas mal de lire les réponses de moco ...

-1er lieu, j'ai écrit acide oxalique parce que Rubisco me l'a demandé.

-2ieme lieu, penses-tu franchement que je crée une discution pour lire seulement le ¼ des commentaires.

-3ieme, moco est quelqu'un que je respecte spécialement. Et son opinion est, pour moi, très importante. Ce serait pas mal de lire MES réponses car vous verriez que je répond à chacun de ses commentaires.

[invite3cc91bf8]

Est-ce que tu veux dire que je t'ai induit en erreur ?
Si c'est le cas, je m'en excuse.