Fluorure de fer(II)
Cet article est une ébauche concernant un composé chimique.
| Fluorure de fer(II) | |
| Identification | |
|---|---|
| No CAS | (anhydre) (tétrahydrate) |
| No ECHA | 100.029.232 |
| PubChem | |
| SMILES | |
| InChI | |
| Apparence | Cristal transparent incolore |
| Propriétés chimiques | |
| Formule | FeF2 |
| Masse molaire[1] | 93,842 ± 0,002 g/mol F 40,49 %, Fe 59,51 %, (anhydre) 165,902 g/mol (tétrahydrate) |
| Susceptibilité magnétique | +9500,0·10−6 cm3/mol |
| Propriétés physiques | |
| T° fusion | 970 °C (anhydre) 100 °C (tétrahydrate) |
| T° ébullition | 1100 °C (anhydre) |
| Solubilité | insoluble dans l'éthanol et l'éther ; Se dissout dans HF |
| Masse volumique | 4,09 g/cm3 (anhydre)
2,20 g/cm3 (tétrahydraté) |
| Précautions | |
| SGH | |
   |
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| NFPA 704 | |
| Composés apparentés | |
| Autres cations | Fluorure de manganèse(II) Fluorure de cobalt(II) |
| Autres anions | Chlorure de fer(II) Bromure de fer(II) Iodure de fer(II) Oxyde de fer(II) |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
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Le fluorure de fer(II) ou fluorure ferreux est un composé inorganique de formule moléculaire FeF2. Sa forme tétrahydraté FeF2·4H2O est souvent désignée par le même nom. Les formes anhydres et hydratées sont des solides cristallins blancs[2],[3].
Structure et liaison
[modifier | modifier le code]Le FeF2 anhydre adopte la structure rutile du TiO2 dans laquelle les cations de fer sont octaédriques et les anions fluorure sont plans trigonaux[4],[5].
Le composé tétrahydraté peut exister sous deux structures, ou polymorphes. Une forme est rhomboédrique et l'autre est hexagonale, la première présentant un désordre[2]
Comme la plupart des composés fluorés, les formes anhydres et hydratées du fluorure de fer(II) présentent un centre métallique à spin élevé. Des études à l'aide de la diffraction de neutrons à basse température montrent que le FeF2 est antiferromagnétique[6]. Les mesures de capacité thermique révèlent un événement à 78,3 K correspondant à l'ordre de l'état antiferromagnétique[7].
Propriétés physiques
[modifier | modifier le code]FeF2 se sublime entre 958 et 1 178 K. En utilisant les méthodes de torsion et de Knudsen, la chaleur de sublimation a été déterminée expérimentalement et la moyenne est de 271 ± 2 kJ mole −1[8].
La réaction suivante est proposée afin de calculer l'énergie d'atomisation pour Fe+[9] :
- FeF2 + e → Fe+ + F2 (ou 2F) + 2e
Synthèse et réactions
[modifier | modifier le code]Le sel anhydre peut être préparé par réaction de chlorure de fer (II) avec du fluorure d'hydrogène anhydre[10]. Il est légèrement soluble dans l'eau (avec produit de solubilité Ksp = 2,36×10 −6 à 25 °C)[11] ainsi que de l'acide fluorhydrique diluée, donnant une solution vert pâle[2]. Il est insoluble dans les solvants organiques[3].
Le tétrahydrate peut être préparé en dissolvant le fer dans de l'acide fluorhydrique hydraté chaud et en précipitant le résultat par addition d'éthanol[2]. Il s'oxyde dans l'air humide pour donner, entre autres, un hydrate de fluorure de fer (III), (FeF3)2·9H2O[2].
Usages
[modifier | modifier le code]FeF2 est utilisé pour catalyser certaines réactions organiques[12].
Références
[modifier | modifier le code]- (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Iron(II) fluoride » (voir la liste des auteurs).
- ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- (en) Penfold et Taylor, « The crystal structure of a disordered form of iron(II) fluoride tetrahydrate », Acta Crystallographica, vol. 13, no 11, , p. 953–956 (DOI 10.1107/S0365110X60002302)
- Dale L. Perry (1995), "Handbook of Inorganic Compounds", page 167. CRC Press. (ISBN 9780849386718)
- ↑ (en) J. Stout et Stanley A. Reed, « The Crystal Structure of MnF2, FeF2, CoF2, NiF2 and ZnF2 », J. Am. Chem. Soc., vol. 76, no 21, , p. 5279–5281 (DOI 10.1021/ja01650a005)
- ↑ (en) M.J.M. de Almeida, M.M.R. Costa et J.A. Paixão, « Charge density of FeF2 », Acta Crystallographica Section B, vol. 45, no 6, , p. 549–555 (ISSN 0108-7681, DOI 10.1107/S0108768189007664)
- ↑ Erickson, « Neutron Diffraction Studies of Antiferromagnetism in Manganous Fluoride and Some Isomorphous Compounds », Physical Review, vol. 90, no 5, , p. 779–785 (DOI 10.1103/PhysRev.90.779, Bibcode 1953PhRv...90..779E)
- ↑ Stout et Edward Catalano, « Thermal Anomalies Associated with the Antiferromagnetic Ordering of FeF2, CoF3, and NiF2 », Physical Review, vol. 92, no 6, , p. 1575 (DOI 10.1103/PhysRev.92.1575, Bibcode 1953PhRv...92.1575S)
- ↑ (en) Bardi, Brunetti et Piacente, « Vapor Pressure and Standard Enthalpies of Sublimation of Iron Difluoride, Iron Dichloride, and Iron Dibromide », Journal of Chemical & Engineering Data, vol. 41, no 1, , p. 14–20 (ISSN 0021-9568, DOI 10.1021/je950115w)
- ↑ Richard Kent et John L. Margrave, « Mass Spectrometric Studies at High Temperatures. VIII. The Sublimation Pressure of Iron(II) Fluoride », Journal of the American Chemical Society, vol. 87, no 21, , p. 4754–4756 (DOI 10.1021/ja00949a016)
- ↑ W. Kwasnik "Iron(II) Fluoride" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 266.
- ↑ « SOLUBILITY PRODUCT CONSTANTS » [archive du ] (consulté le )
- ↑ Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, (DOI 10.1002/14356007.a14_591), « Iron Compounds »
