IJzer(II)carbonaat

IJzer(II)carbonaat
Structuurformule en molecuulmodel
Algemeen
Molecuulformule
IUPAC-naam	IJzer(II)carbonaat
Andere namen	Ferrocarbonaat
Molmassa	115,854 g/mol
SMILES	C(=O)([O-])[O-].[Fe+2]
CAS-nummer	563-71-3
PubChem	11248
Wikidata	Q4214595
Beschrijving	wit poeder of kristallen
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Fysische eigenschappen
Dichtheid	3,9 g/cm³
Smeltpunt	ontleed °C
Oplosbaarheid in water	0,0067 g/L
Evenwichtsconstante(n)	Ks = 1,28 × 10−11 ; Ks = 3.13 × 10−11
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	Scheikunde

IJzer(II)carbonaat of ferrocarbonaat is een chemische verbinding met de formule ${\ce {FeCO3}}$ , die in de natuur voorkomt als het mineraal sideriet. Onder normale omstandigheden is het een groen-bruine ionogene vaste stof bestaande uit ijzer(II)- kationen, ${\ce {Fe^{2+}}}$ , en carbonaat-anionen ${\ce {CO3^{2-}}}$ .^[5]

Synthese

IJzer(II)carbonaat kan gemaakt worden door oplossingen waarin de samenstellende ionen voorkomen bij elkaar te voegen. Bijvoorbeeld oplossingen van ijzer(II)chlorde en natriumcarbonaat:^[5]

{\ce {FeCl2\ +\ Na2CO3\ ->\ FeCO3\downarrow \ +\ 2NaCl}}

Een andere syntheseroute verloopt via oplossingen van een ijzer(II)-zout, zoals ijzer(II)perchloraat en natriumwaterstofcarbonaat waarbij koolstofdioxide vrijkomt:^[6]

{\ce {Fe(ClO4)2\ +\ 2NaHCO3\ ->\ FeCO3\downarrow \ +\ 2NaClO4\ +\ CO2\ +\ H2O}}

Sel en anderen hebben deze reactie gebruikt om uit IJzer(II)chloride in plaats van het perchhloraat amorf ${\ce {FeCO3}}$ te maken.^[7]

Tijdens de bereiding moeten de oplossingen beschermd worden tegen de aanwezizgheid van zuurstof omdat het ${\ce {Fe^{2+}}}$ heel makkelijk geoxideerd wordt tot ${\ce {Fe^{3+}}}$ , vooral bij pH-waarden boven 6.0.^[6]

IJzer(II)carbonaat wordt spontaan gevormd op ijzer en staal als dit in contact komt mat oplossingen van koolzuurgas, waarbij een ijzercarbonaat-aanslag ontstaat:^[3]

{\ce {Fe\ +\ CO2\ +\ H2O\ ->\ FeCO3\ +\ Fe\ +\ H2}}

Eigenschappen

De oplosbaarheid van ${\ce {FeCO3}}$ is afhankelijk van de temperatuur en de concentratie (gemeten als ionsterkte) van andere ionen in de oplossing. Wei Sun en anderen hebben deze bepaald op: The dependency of the solubility in water with temperature was determined by Wei Sun and others to be

\log K_{\mathit {sp}}=-59{,}3498-0{,}041377T-2{,}1963/T+24{,}5724\log T+2{,}518{\sqrt {I}}-0{,}657I,

waarin T de absolute temperatuur in kelvin is, en I is the ionsterkte van de oplossing.^[3]

Toepassingen

IJzer(II)carbonaat is gebruikt als voedingssupplement in de behandeling van anemie.^[8] Bij honden en katten is bekend dat de biologische beschikbaarheid van ijzer echter laag is.^[9]

Giftigheid

IJzer(II)carbonaat is licht toxisch. De lethale dosis via orale opname bedraagt waarschijnlijk iets tussen de 0,5 and 5 g/kg (tussen de 35 and 350 g voor iemand van 70 kg).^[10]

Bronnen, noten en/of referenties

Dit artikel of een eerdere versie ervan is een (gedeeltelijke) vertaling van het artikel Iron(II) carbonate op de Engelstalige Wikipedia, dat onder de licentie Creative Commons Naamsvermelding/Gelijk delen valt. Zie de bewerkingsgeschiedenis aldaar.

↑ D R. Lide, ed.(2000): "CRC Handbook of Chemistry and Physics". 81st Edition. Pages 4-65.
↑ Patty, F., ed. (1963): "Industrial Hygiene and Toxicology"; volume II: 'Toxicology". 2nd ed. Interscience. Page 1053.
↑ ^a ^b ^c Wei Sun (2009): "Kinetics of iron carbonate and iron sulfide scale formation in CO2/H2S corrosion". PhD Thesis, Ohio University.
↑ (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, 99. CRC Press (June 18, 2018), 5–188. ISBN 1138561630.
↑ ^a ^b (1995): "Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology". 4th ed. Volume 1.
↑ ^a ^b Philip C. Singer and Werner Stumm (1970): "The solubility of ferrous iron in carbonate-bearing waters". Journal of the American Water Works Association, volume 62, issue 3, pages 198-202. https://www.jstor.org/stable/41266171
↑ Ozlem Sel, A.V. Radha, Knud Dideriksen, and Alexandra Navrotsky (2012): "Amorphous iron (II) carbonate: Crystallization energetics and comparison to other carbonate minerals related to CO2 sequestration". Geochimica et Cosmochimica Acta, volume 87, issue 15, pages 61–68. DOI:10.1016/j.gca.2012.03.011
↑ A .Osol and J. E. Hoover and others, eds. (1975): "Remington's Pharmaceutical Sciences". 15th ed. Mack Publishing. Page 775
↑ AAFCO methods for substantiating nutritional adequacy of dog and cat foods (proposed for 2014 publication). AAFCO (2013). Gearchiveerd op 22 oktober 2020. Geraadpleegd op 17 januari 2022.
↑ Gosselin, R.E., H.C. Hodge, R.P. Smith, and M.N. Gleason. Clinical Toxicology of Commercial Products. 4th ed. Baltimore: Williams and Wilkins, 1976., p. II-97

[lide-1] D R. Lide, ed.(2000): "CRC Handbook of Chemistry and Physics". 81st Edition. Pages 4-65.

[patty-2] Patty, F., ed. (1963): "Industrial Hygiene and Toxicology"; volume II: 'Toxicology". 2nd ed. Interscience. Page 1053.

[weisun-3] Wei Sun (2009): "Kinetics of iron carbonate and iron sulfide scale formation in CO2/H2S corrosion". PhD Thesis, Ohio University.

[crc-4] (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, 99. CRC Press (June 18, 2018), 5–188. ISBN 1138561630.

[kirk-5] (1995): "Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology". 4th ed. Volume 1.

[singer-6] Philip C. Singer and Werner Stumm (1970): "The solubility of ferrous iron in carbonate-bearing waters". Journal of the American Water Works Association, volume 62, issue 3, pages 198-202. https://www.jstor.org/stable/41266171

[sel-7] Ozlem Sel, A.V. Radha, Knud Dideriksen, and Alexandra Navrotsky (2012): "Amorphous iron (II) carbonate: Crystallization energetics and comparison to other carbonate minerals related to CO2 sequestration". Geochimica et Cosmochimica Acta, volume 87, issue 15, pages 61–68. DOI:10.1016/j.gca.2012.03.011

[osol-8] A .Osol and J. E. Hoover and others, eds. (1975): "Remington's Pharmaceutical Sciences". 15th ed. Mack Publishing. Page 775

[aafco2014-9] AAFCO methods for substantiating nutritional adequacy of dog and cat foods (proposed for 2014 publication). AAFCO (2013). Gearchiveerd op 22 oktober 2020. Geraadpleegd op 17 januari 2022.

[goss-10] Gosselin, R.E., H.C. Hodge, R.P. Smith, and M.N. Gleason. Clinical Toxicology of Commercial Products. 4th ed. Baltimore: Williams and Wilkins, 1976., p. II-97

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]