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Sulfate d'ammonium et de fer(III)

composé chimique

Sulfate d'ammonium et de fer(III) dodécahydraté
Image illustrative de l’article Sulfate d'ammonium et de fer(III)
Un cristal d'alun ferrique ammoniacal
Identification
Synonymes

sulfate d'ammonium ferrique, sulfate d'ammoniaque ferrique, sulfate ferrique ammoniacal, alun ferrique, alun de fer(III), alun de fer III et d'ammonium

No CAS 10138-04-2 (anhydre)
7783-83-7 (dodécahydrate)
No ECHA 100.030.335
No CE 233-382-4
SMILES
InChI
Apparence cristaux violet pale
Propriétés chimiques
Formule H28FeNO20S2FeNH4(SO4)2·12 H2O
Masse molaire[1] 482,192 ± 0,02 g/mol
H 5,85 %, Fe 11,58 %, N 2,9 %, O 66,36 %, S 13,3 %,
Propriétés physiques
T° fusion 39 à 41 °C[réf. souhaitée]
T° ébullition décomposition par perte d'eau vers 230 °C[réf. souhaitée]
Solubilité 1 240 g·L-1 dans l'eau à 25 °C[2]
Masse volumique 1,71 g·cm-3 à 20 °C[3]
Précautions
Directive 67/548/EEC[réf. souhaitée]
Nocif
Xn
Irritant
Xi
Peau irritant
Yeux irritant
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le sulfate d'ammonium et de fer(III), sulfate d'ammonium ferrique ou alun de fer, est un corps chimique minéral qui peut être anhydre et alors de formule chimique NH4Fe(SO4)2[4]. Il peut être obtenu par déshydratation complète du composé minéral naturel correspondant, par exemple en chauffant au-delà de 230 °C.

Le dodécahydrate de sulfate d'ammonium et de fer(III) est le même corps chimique minéral hydraté de formule semi-développée NH4FeIII(SO4)2·12 H2O, plus connu sous le nom d'alun de fer(III), d'alun de fer(III) ammoniacal ou d'alun ferrique. Ce sel double appartient à la classe des aluns, composés ioniques de formule générale MM'(SO4)2·12 H2O[5]. Il est décrit dans la suite de cet article comme dans l'infobox.

Aspect et propriétés physiques et chimiques modifier

Insoluble dans l'alcool, il forme des cristaux octaédriques de couleur violet pâle. La couleur est toujours l'objet de controverses entre scientifiques : certains supposent le rôle d'impuretés[6], alors que d'autres la croient volontiers dépendre de la seule structure cristalline[7]. La matière cristalline est généralement inodore, parfois avec un relent d'ammoniac.

Ce composé minéral est paramagnétique[8], acide et toxique vis-à-vis des micro-organismes[9]. Il s'agit d'un agent oxydant faible, capable d'être réduit par exemple par le sel de Mohr, autre alun similaire mais ferreux, soit le sulfate d'ammonium ferreux hexahydraté.

Préparation modifier

Ce composé minéral peut être simplement préparé à partir d'un mélange de solutions aqueuses de sulfate ferrique et de sulfate d'ammonium.

Il est également possible d'oxyder le fer(II) du sulfate ferreux en Fe(III) pour former le sulfate ferrique, par exemple par addition d'acide sulfurique et d'acide nitrique au mélange ferreux. Il ne reste plus qu'à ajouter la solution de sulfate d'ammonium à la solution pour former une solution complexe et troublée, où les cristaux hydratés de sulfate d'ammonium ferrique précipitent.

  • Oxydation : 6 FeSO4 + 2 HNO3 + 3 H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + 2 NO + 4 H2O
  • Synthèse : Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 → 2 NH4Fe(SO4)2

Les acides nitrique et sulfurique qui réagissent avec le sulfate ferreux, forment du sulfate ferrique, de l'oxyde nitreux et de l'eau. Le sulfate ferrique mélangé au sulfate d'ammoniaque forme le précipité de sel double recherché[10]. La solution est ensuite soumise à analyse pour détecter qu'il n'y a plus de fer(II).

Anciens usages et utilisations actuelles modifier

Il est connu dans le monde antique. Son nom latin savant, à l'époque moderne, est sulfas ammonico ferricus. Der Ammonium Eisenalaun ou alun de fer et d'ammonium est le nom traditionnel allemand. Il était utilisé en chimie technique et en teinture.

Un large champ d'emploi s'ouvre au sulfate d'ammonium ferrique, par exemple dans le domaine du traitement des eaux usées[11], du tannage[11], dans l'industrie des colorants[11] ou encore d'agent de décapage en particulier dans l'industrie des composants électroniques[12].

Les applications anciennes s'étendaient même à l'équipement de réfrigération adiabatique[13], à l'analyse chimique et biochimique[14] et à la synthèse organique[15].

Au laboratoire, il est utilisé comme indicateur, par exemple dans la méthode de Charpentier - Volhard en volumétrie analytique, qui permet le dosage des chlorures par exemple en chimie de l'eau. Il est parfois utilisé au laboratoire photographique.

Notes et références modifier

  1. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. ↑ « Ammoniumeisen(III)-sulfat », sur thieme.de (consulté le ).
  3. ↑ http://www.alfa.com/de/GP100w.pgm?DSSTK=A16105
  4. ↑ , Masse molaire = 266 g/mol.
  5. ↑ Considine, Douglas M., Chemical and process technology encyclopedia, McGraw-Hill, New York, 1974, p. 993. L'article générique de Perrotey, opus cité, est en français.
  6. ↑ Christensen, Odin T., On the Cause of the Amethyst Color of Ferric Alum and of Mixed Crystals of Ferric and Manganic Alum
  7. ↑ Jane Bonnell et Edgar Philip Perman, CCXXIX.
  8. ↑ Cooke, Meyer, Wolf, The Specific Heats of Three Paramagnetic salts at Very Low Temperatures, Proceedings of the Royal Society of London.
  9. ↑ Fei Wang et al., Microcalorimetric investigation of the toxic action of ammonium ferric(III)sulfate on the metabolic activity of pure microbes, DOI 10.1016/j.etap.2007.11.004. Accessible via sciencedirect.com
  10. ↑ Hecht, Horstmar, Prãparative Anorganische Chemie, Springer-Verlag, Berlin, 1951. p. 127
  11. ↑ a b et c Wiley Encyclopedia of inorganic chemistry, vol. 4, p. 1704
  12. ↑ Chen et al., United States Patent 5518131, Etching molydbenum with ferric sulfate and ferric ammonium sulfate
  13. ↑ Grant W. Wilson, Peter T. Timbie, Construction techniques for adiabatic demagnetization refrigerators using ferric ammonium alum
  14. ↑ J.C. Whitehorn, A system of blood analysis
  15. ↑ Yu, Shanxin et al., Application of ammonium ferric sulfate dodecahydrate in organic synthesis, General Review 2005, 17(1), p. 27–30.

Bibliographie modifier

  • Jean Perrotey, "article sur les aluns de formule MeI MeIII (SO4)2. 12H2O", Encyclopædia Universalis, Corpus 2, 2002, page 14 utilisation.
  • A.-H. Cuisinier, Leçons de photographie théoriques et pratiques, Publications Photo-Cinéma Paul Montel, Paris, 1971

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