Le fer aux degrés +II et +III en solution
a. Le fer +II : les sels sont facilement oxydables à l'air car ${{\text{E}}^{\text{0}}}\text{=0}\text{.77 Volt}$
Le caractère réducteur de $\text{F}{{\text{e}}^{\text{2+}}}$ augmente avec la formation de complexes: ${{\text{E}}^{\text{0}}}\left( \text{F}{{\text{e}}^{\text{3+}}}\text{/F}{{\text{e}}^{\text{2+}}} \right)\text{=0}\text{.44 Volt}$ en milieu ${{\text{H}}_{\text{3}}}\text{P}{{\text{O}}_{\text{4}}}$ car il y a formation du complexe ${{\text{(FeHP}{{\text{O}}_{\text{4}}}\text{)}}^{\text{+}}}$. Il faut toujours doser les solutions de $\text{F}{{\text{e}}^{\text{2+}}}$ avant utilisation.
Le sel de Mohr ${{\left( \text{N}{{\text{H}}_{\text{4}}} \right)}_{\text{2}}}\text{Fe}{{\left( \text{S}{{\text{O}}_{\text{4}}} \right)}_{\text{2}}}\text{,6}{{\text{H}}_{\text{2}}}\text{O}$ permet de doser $\text{MnO}_{\text{4}}^{\text{-}}\text{, C}{{\text{r}}_{\text{2}}}\text{O}_{\text{7}}^{\text{2-}}\text{, C}{{\text{e}}^{\text{4+}}}\text{, NO}_{\text{3}}^{\text{-}}\text{, }{{\text{H}}_{\text{2}}}{{\text{O}}_{\text{2}}}$ (tous les oxydants tels que ${{E}_{ox}}>0.77+0.2\text{ }Volt$ ).
Quelques réactions:
Milieu basique (pH<10) : ${{I}_{2}}(sol)+2Fe{{(OH)}_{2\,\,\downarrow }}+2O{{H}^{-}}\,_{\to }^{\leftarrow }\,2\,{{I}^{-}}+2Fe{{(OH)}_{3\,\,\downarrow }}$
Milieu acide (inverse) : $2\,{{I}^{-}}+2F{{e}^{3+}}\,_{\to }^{\leftarrow }\,{{I}_{2}}+2F{{e}^{2+}}$
Milieu acide : $3F{{e}^{2+}}+{{N}^{V}}O_{3}^{-}+4{{H}^{+}}\,_{\to }^{\leftarrow }\,{{N}^{II}}O(g)+3F{{e}^{3+}}+2{{H}_{2}}O$
$F{{e}^{2+}}+{{N}^{III}}O_{2}^{-}+2{{H}^{+}}\,_{\to }^{\leftarrow }\,{{N}^{II}}O(g)+F{{e}^{3+}}+{{H}_{2}}O$
Milieu basique : $8Fe{{(OH)}_{2\,\,\downarrow }}+NO_{3}^{-}+6{{H}_{2}}O\,_{\to }^{\leftarrow }\,N{{H}_{3}}(sol)+Fe{{(OH)}_{3\,\,\downarrow }}+O{{H}^{-}}$
b. Le fer +III : faible caractère oxydant
Application réduite : ($\text{F}{{\text{e}}^{\text{3+}}}$ oxyde l'ion iodure ${{I}^{-}}\text{ }\to \text{ }I_{2}^{0}$ )
c. Les complexes : influence du champ cristallin
$F{{e}^{2+}}$ | orthophénantroline rouge |
$F{{e}^{3+}}$ | orthophénantroline bleue, ${{E}^{0}}=1.10\,Volt$ L'orthophénantroline ferreuse, utilisée comme indicateur redox. |
$F{{e}^{III}}Cl_{4}^{-}$ [4] | tétraédrique |
$F{{e}^{III}}(CN)_{6}^{3-}$ [6] | octaédrique, ferricyanure |
$F{{e}^{II}}(CN)_{6}^{4-}$ [6] | octaédrique, ferrocyanure ${{E}^{0}}(F{{e}^{III}}(CN)_{6}^{3-}/F{{e}^{II}}(CN)_{6}^{4-})=0.36\,Volt$ |
${{K}^{+}}F{{e}^{II}}[F{{e}^{III}}(CN)_{6}^{3-}]$ | bleu de Turnball (soluble) |
$Fe_{4}^{III}{{[F{{e}^{II}}(CN)_{6}^{4-}]}_{3}}$ | bleu de Prusse (insoluble) |
${{K}^{+}}F{{e}^{III}}[F{{e}^{II}}(CN)_{6}^{4-}]$ | bleu de Prusse (soluble) |
La structure cristalline du ferrocyanure ferrique : ${{K}^{I}}F{{e}^{III}}[F{{e}^{II}}(CN)_{6}^{4-}]$ (bleu de Prusse soluble), dérive de celle de ${{K}_{2}}PtC{{l}_{6}}$.
