Chlorure de fer (III)

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**Propriétés**
Général

Nom:	chlorure de fer (III)
Autres noms:	chlorure ferrique trichlorure de fer perchlorure de fer flores martis molysite
Formule chimique	FeCl₃
Apparence	solide brun hexahydrate : solide jaune en solution : marron
Structure cristalline	hexagonal
Propriétés physiques
Masse moléculaire	162.21 g/mol (anhydre)
Température de fusion	579 K (306°C °C)
Température d'ébullition	588 K (315°C °C) décomposition partielle en FeCl₂+Cl₂
Densité	2.80×10³ kg/m³ en solution à 40% : 1.4 g/ml
Solubilité dans l'eau	92 g dans 100 ml d'eau (20°C)
Solubilité dans d'autres solvants : acétone méthanol éthanol éther	63 g/100 ml (18°C) très soluble 83 g/ 100 ml très soluble
Viscosité	solution à 40% : 12 cP
Température d'auto-inflammation	NA
Point d'éclair	NA
Limites d'explosivité dans l'air	NA
Thermochimie
Δ_fH⁰_gas	? kJ/mol
Δ_fH⁰_liquide	? kJ/mol
Δ_fH⁰_solide	? kJ/mol
S⁰_{gaz, 1 bar}	? J/mol·K
S⁰_{liquide, 1 bar}	? J/mol·K
S⁰_solid	? J/mol·K
Précautions
Ingestion
Inhalation
Peau
Yeux
Autre infos:	très corrosif
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure de fer (III), également appelé chlorure ferrique ou perchlorure de fer, est un sel de fer de formule chimique FeCl₃. C'est un composé très hygroscopique, qui émet des vapeurs dans l'air humide sous l'effet de l'hydrolyse. La réaction de dissolution dans l'eau est très exothermique et forme une solution acide marron. Ce liquide corrosif est utilisé pour traiter les eaux usées et les eaux d'adduction. Il est également utilisé pour l'attaque de métaux à base de cuivre (notamment ceux présents dans les circuits imprimés) ainsi que l'acier inoxydable.

Le chlorure de fer (III) anhydre est un acide de Lewis assez puissant, utilisé comme catalyseur dans des réactions de chimie organique. La forme hexahydratée, jaune, est la forme commerciale la plus courante du chlorure ferrique. Sa structure est [FeCl₂(H₂O)₄]Cl,2H₂O (similaire à celle du chlorure de chrome (III)).

Sous l'effet de la chaleur, FeCl₃ fond, puis bout au voisinage de 315°C. La vapeur produite est constituée de dimères de Fe₂Cl₆ (à comparer au chlorure d'aluminium), qui se décomposent lentement pour former du chlorure ferreux FeCl₂ et du dichlore Cl₂.

[modifier] Propriétés chimiques

Le chlorure de fer (III) est un acide de Lewis assez fort, qui réagit avec les bases de Lewis pour former des composés stables. Par exemple, l'addition de chlorure ferrique et d'oxyde de triphénylphosphine forme le composé stable FeCl₃(OPPh₃)₂ (où Ph est un groupement phényl). Plusieurs complexes anioniques existent, le plus stable contenant la forme tétraédrique jaune FeCl₄^-. Il est possible d'extraire une solution de FeCl₄^- dans l'acide chlorhydrique utilisant de l'éther.

Lorsque le chlorure ferrique est chauffé en présence d'oxyde ferrique à 350°C, il se forme l'oxychlorure FeOCl. En présence d'une base, les atomes de chlore du chlorure ferrique peuvent être substitués, par exemple pour former un alkoxide :

FeCl₃ + 3 C₂H₅OH + 3 NH₃ → Fe(OC₂H₅)₃ + 3 NH₄Cl

Les sels de carboxylates, comme les oxalates, les citrates et les tartrates, réagissent avec le chlorure ferrique en solution aqueuse pour former les complexes stables comme par exemple [Fe(C₂O₄)₃]^3-.

Le chlorure de fer (III) est également un agent oxydant modéré, capable par exemple d'oxyder le chlorure de cuivre (I) en chlorure de cuivre (II). Les agents réducteurs comme l'hydrazine permettent la réduction de FeCl₃ en complexes de fer (II).

[modifier] Fabrication

Le chlorure de fer (III) anhydre peut être préparé en faisant réagir directement le fer et le chlore suivant :

2 Fe_(s) + 3 Cl₂_(g) → 2 FeCl_{3 (s)}

A l'échelle industrielle, le chlorure ferrique est produit en solution aqueuse par deux techniques, à partir de fer ou de minerai de fer (oxyde) dans un procédé en boucle :

Dissolution du minerai de fer dans l'acide chlorhydrique :

Fe₃O₄(s) + 8 HCl(aq) → FeCl₂(aq) + 2 FeCl₃(aq) + 4 H₂O
Transformation du chlorure ferreux à l'aide de dichlore :

FeCl₂(aq) + Cl₂(g) → FeCl₃(aq)
Dissolution du fer pur dans une solution de chlorure ferrique :

Fe(s) + 2 FeCl₃(aq) → 3 FeCl₂(aq)

Le chlorure ferrique hydraté peut être déshydraté pour obtenir la forme anhydre en chauffant en présence de chlorure de thionyle.

[modifier] Utilisations

Le chlorure ferrique est l'un des réactifs les plus utilisés pour l'attaque des métaux. Il est notamment très utilisé pour attaquer le cuivre dans l'industrie des circuits imprimés. Cette attaque met en œuvre une réaction d'oxydo-réduction :

FeCl₃ + Cu → FeCl₂ + CuCl
suivi de: FeCl₃ + CuCl → FeCl₂ + CuCl₂

Il est également utilisé comme catalyseur pour la réaction de l'éthylène et du dichlore, mise en œuvre dans la production industrielle de chlorure de vinyle, le monomère de base pour la fabrication du PVC. Une réaction du même type est utilisée pour la fabrication du 1,2-dichloroéthane, un composé chimique largement utilisé dans l'industrie.

Le chlorure ferrique est aussi utilisé comme alternative au sulfate de fer (III) pour le traitement de l'eau. Il est alors traité avec un ion hydroxyde pour former un floc d'"hydroxyde de fer (III)" (de formule FeO(OH)) qui permet d'éliminer les particules en suspension.

En laboratoire, le chlorure ferrique est couramment utilisé en tant qu'acide de Lewis pour catalyser des réactions telles que la chloration de composés aromatiques ou la réaction de Friedel et Crafts sur des aromatiques. C'est un acide de Lewis moins puissant que le chlorure d'aluminium, mais dans certains cas ce caractère plus modéré permet d'obtenir de meilleurs rendements, comme par exemple pour l'alkylation du benzène :

Le "test du chlorure ferrique" est un test colorimétrique de reconnaissance du phénol et des énols, qui met en œuvre une solution de 1% de chlorure ferrique préalablement neutralisée par de la soude jusqu'à l'apparition d'un précipité de FeO(OH). Cette solution est filtrée avant utilisation. La substance organique est alors dissoute dans l'eau, le méthanol ou l'éthanol. La solution de chlorure ferrique est ajoutée à la solution organique obtenue, et une coloration (transitoire ou permanente) généralement violette, verte ou bleu apparaît en présence de phénol ou d'un énol.

Le chlorure ferrique est parfois utilisé par les numismates américains pour déterminer la date de pièces de 10 cents "buffalo" (émises entre 1913 et 1938) dont la date n'est plus lisible.

En électronique, le perchlorure de fer est utilisé pour graver les circuits imprimés.

[modifier] Sécurité

Le chlorure ferrique est toxique et hautement corrosif. La forme anhydre est un agent déshydratant très puissant. Il doit être manipulé avec précautions.

R: 22 (Nocif en cas d'ingestion)
R: 34 (Provoque des brûlures)
S: 26 (En cas de contact avec les yeux, laver abondamment et consulter un ophtalmologiste)
S: 28 (En cas de contact avec la peau, laver abondamment avec... (précisé par le fabricant))

Il a un caractère d'acide fort et présente donc tous les risques dus aux produits corrosifs. Des projections dans les yeux peuvent causer des brûlures graves. Il faut porter des lunettes quand on le manipule. Une éclaboussure sur la peau doit être lavée sans délai. Un contact prolongé cause une irritation et peut provoquer une brûlure.

Il ne faut jamais le mettre dans une bouteille ou un récipient à usage alimentaire afin d'éviter toute confusion avec une boisson.

L'étiquetage des récipients « perchlorure de fer C corrosif » est recommandé.

[modifier] Voir aussi

[modifier] Références

N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
D. Nicholls, Complexes and First-Row Transition Elements, Macmillan Press, London, 1973.
A. F. Wells, 'Structural Inorganic Chemistry, 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
J. March, Advanced Organic Chemistry, 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
B. S. Furnell et al., Vogel's Textbook of Practical Organic Chemistry, 5th edition, Longman/Wiley, New York, 1989.
Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents, (H. J. Reich, J. H. Rigby, eds.), Wiley, New York, 1999.