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Vidéo de la leçon : Propriétés et réactions du fer et des oxydes de fer Chimie

Dans cette leçon, nous allons apprendre à décrire les propriétés et réactions du fer et de ses oxydes.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir les propriétés du fer et de ses oxydes. Et nous allons examiner certaines de leurs réactions. Commençons par le fer.

Le fer est un métal très important pour l’économie et est utilisé dans de nombreuses applications. Le fer est rarement utilisé comme un métal pur, étant généralement allié à d’autres éléments, par exemple au carbone dans l’acier. Environ cinq pour cent de la croûte terrestre est composée de cet élément de transition. Le fer se trouve dans les minerais de la croûte. Les principaux minerais dont nous extrayons le fer métallique sont l’hématite, la limonite, la magnétite qui est un minerai magnétique, et la sidérite.

Maintenant que nous en savons un peu plus sur le fer, voyons certaines de ses propriétés. Le fer pur est relativement mou et a une dureté faible. Nous avons tendance à penser que le fer est résistant et dur. Mais rappelez-vous, il est presque toujours allié à d’autres éléments pour améliorer sa résistance et ses autres propriétés. Comme d’autres métaux, le fer est assez malléable et peut être martelé en feuilles plates. Le fer peut être tiré en fils minces, nous disons alors qu’il est ductile.

Le fer est magnétique. Il est attiré par un champ magnétique. Le fer est un aimant permanent, ce qui signifie qu’il a un champ magnétique propre. Il fond à 1538 degrés Celsius, un point de fusion beaucoup plus élevé que celui de nombreux autres métaux purs et beaucoup plus élevé que le point de fusion de nombreux alliages. Comment se compare sa densité ? La densité du fer est de 7,87 grammes par centimètre cube, le fer est ainsi beaucoup plus dense que l’aluminium, par exemple, dont la densité est de 2,7 grammes par centimètre cube, mais moins dense que le cuivre.

Maintenant, parlons des propriétés chimiques du fer et de comment il réagit. La façon dont un élément réagit dépend de sa structure électronique ou de sa configuration électronique. Voici la configuration électronique du fer. Le fer perd des électrons quand il réagit avec d’autres substances. Les états d’oxydation courants qu’il forme lorsqu’il réagit sont plus deux et plus trois. Voici la configuration électronique de Fe2 +. Les deux électrons 4s ont été perdus. Et voici la configuration électronique de Fe3 +. Les deux électrons 4s et un électron 3d ont été perdus. Souvent, les ions Fe2 + en solution rendent la solution vert pâle, tandis que les ions Fe3 + en solution apparaissent souvent orange-brun ou rouge-brun.

Maintenant, faisons un peu de place pour regarder plus en détail les propriétés chimiques ou les réactions du fer. Lorsque le fer est chauffé jusqu’à ce qu’il rougisse, il réagit avec l’oxygène. Le Fe3O4 magnétique noir en est le produit. Cet oxygène peut être de l’oxygène pur ou de l’air sec. Avec de l’eau gazeuse ou de l’eau sous forme de vapeur, le fer très chaud rougeoyant produit également cet oxyde de fer magnétique ainsi que de l’hydrogène gazeux. Avec les non-métaux, tels que le chlore et le soufre, un apport d’énergie est nécessaire pour ces réactions. Le chlorure ou le sulfure correspondant est ainsi produit.

Avec le chlore, la réaction consiste à chauffer deux Fe solides plus trois Cl2 gazeux pour obtenir deux FeCl3 solides. Le fer ici a un état d’oxydation plus trois. Le nom commun de ce produit est le chlorure ferrique. Dans le cas de la réaction avec le soufre, l’équation est Fe solide plus S solide chauffé pour obtenir du FeS solide. L’état d’oxydation du fer dans le produit est plus deux. Le nom commun de ce produit est le sulfure ferreux. Les suffixes -ique et -eux sont souvent utilisés avec ces états d’oxydation.

Le fer peut réagir avec les acides minéraux dilués. L’équation générale est : métal plus acide dilué produisent un sel et de l’hydrogène gazeux. Avec l’acide chlorhydrique dilué, on obtient le sel de chlorure correspondant, avec du fer à l’état plus deux, qui est du chlorure ferreux. Avec l’acide sulfurique dilué, encore une fois, le produit du fer est à l’état d’oxydation plus deux, il s’appelle sulfate ferreux, ou sulfate de fer (II) d’après la nomenclature IUPAC.

Cependant, lorsque le fer pur réagit avec l’acide sulfurique concentré chaud, des produits légèrement différents se forment. Deux sels de fer différents sont obtenus, l’un avec l’état d’oxydation plus deux et l’autre avec l’état d’oxydation plus trois. L’équation de réaction est : trois de Fe solides plus huit H2SO4 liquides sont chauffés pour obtenir FeSO4 aqueux plus Fe2 (SO4) 3 aqueux plus quatre SO2 gazeux plus huit H2O gazeux. Maintenant, il y a deux produits de fer différents avec de l’acide sulfurique concentré chaud, mais un seul produit du fer avec de l’acide sulfurique dilué. Cela est dû à la nature oxydante de l’acide sulfurique. Le fer est oxydé pour devenir Fe2 + en présence de l’acide sulfurique. Mais avec l’acide sulfurique concentré chaud, l’acide est tellement oxydant qu’une partie du Fe2 + peut être oxydée davantage pour devenir Fe3 +.

Regardons une dernière réaction du fer pur. Lorsque le fer pur réagit avec l’acide nitrique concentré, une couche se forme à la surface du fer. La couche superficielle est inactive ou non réactive. La réaction produit une fine couche d’oxyde qui recouvre la surface du métal. Cette couche empêche le métal en dessous de réagir davantage. Ce processus de traitement d’une surface métallique, généralement avec un acide, pour la rendre inactive ou inactive, est appelé passivation. Nous disons que la surface métallique a été rendue passive. Nous ne regarderons pas l’équation chimique spécifique pour cette réaction. La passivation est bénéfique pour prévenir ou ralentir la rouille.

Jusqu’à présent, nous avons appris sur le fer et ses propriétés et nous avons étudié certaines de ses réactions. Concentrons-nous maintenant sur les oxydes de fer. Les trois oxydes de fer dont nous parlerons sont FeO, dont le nom IUPAC est l’oxyde de fer (II) et le nom commun est l’oxyde ferreux ; Fe2O3, dont le nom IUPAC est l’oxyde de fer (III) et le nom commun est l’oxyde ferrique ; et Fe3O4, qui est connu sous le nom d’oxyde de fer (II, III) et parfois appelé oxyde ferrosoferrique.

Nous savons que le fer dans l’oxyde ferreux a un état d’oxydation de plus deux. Il s’agit d’un solide noir souvent présent sous forme de poudre. Il est insoluble dans l’eau, et le minerai dans lequel il se trouve s’appelle la wustite. La wustite n’est pas aussi importante économiquement que les autres minerais de fer. C’est parce que la majeure partie se trouve dans le manteau de la Terre et non dans la croûte. Le manteau de la Terre est beaucoup plus profond et est donc plus difficile d’accès.

L’oxyde ferrique est un solide rouge-brun. C’est le principal composant de la rouille. Il est également insoluble dans l’eau. Il est très répandu dans la nature dans le minerai d’hématite. L’hématite est de couleur noir rougeâtre. Ce minerai est la principale source de fer pour l’industrie sidérurgique, c’est donc un minerai très important. En raison de la belle couleur rouge-brun de cet oxyde de fer, il est souvent utilisé dans les pigments de peinture. Nous savons que l’état d’oxydation du fer dans ce composé est plus trois.

Maintenant, le dernier oxyde de fer que nous allons présenter est intéressant. Dans le Fe3O4, les ions de fer ont différents états d’oxydation : plus deux et plus trois. Il est souvent considéré comme un mélange d’oxyde de Fe2 + et d’oxyde de Fe3 + formant un composé combiné. Parfois, sa formule est écrite comme FeO.Fe2O3. Mais nous allons simplifier et l’appeler Fe3O4. Cet oxyde est un solide noir et il est utilisé comme pigment noir. Il est fortement magnétique et se trouve dans la nature dans le minerai de magnétite, qui est en fait le minerai de fer le plus courant.

Nous en savons maintenant un peu plus sur les oxydes de fer ainsi que sur certaines de leurs propriétés physiques. Voyons maintenant leurs réactions chimiques. Nous discuterons également de leur préparation. Commençons par l’oxyde de fer (II). Comment est-il synthétisé ? Le FeO est préparé par la décomposition thermique de l’oxalate de fer (II) dans une atmosphère inerte, autrement dit en l’absence d’air. Voici la structure de l’oxalate de fer (II), dont les sous-produits sont les gaz de monoxyde de carbone et de dioxyde de carbone.

Le FeO peut également être préparé lorsque d’autres oxydes de fer sont réduits. Voyons cela. Dans cette réaction, l’hydrogène gazeux est utilisé comme agent réducteur pour transformer le fer de son état d’oxydation plus trois en un état d’oxydation plus deux. Parfois, l’agent réducteur utilisé est le monoxyde de carbone. L’équation de réaction pour la réduction du fer dans son état plus trois vers son état plus deux est : Fe2O3 solide plus H2 gazeux sont chauffés afin d’obtenir deux FeO solides plus H2O gazeux.

Examinons maintenant cette réaction. Encore une fois, de l’hydrogène gazeux est utilisé comme agent réducteur. Mais dans ce cas, l’oxyde de départ est l’oxyde de fer (II, III). Nous obtenons le même produit : l’oxyde de fer (II) ou l’oxyde ferreux. L’équation de la réaction est identique à la précédente, sauf que nous avons un oxyde de départ différent, et donc l’équilibre est différent. Voici donc les trois façons de préparer de l’oxyde de fer (II).

Examinons maintenant quelques réactions de l’oxyde de fer (II). Lorsque l’oxyde de fer (II) est en présence d’oxygène gazeux et que le système réactionnel est chauffé, on obtient Fe2O3 ou de l’oxyde de fer (III). L’équation de la réaction est : quatre oxydes ferreux réagissent avec de l’oxygène en présence de la chaleur pour produire deux oxydes ferriques. L’oxygène entraîne l’oxydation du fer d’un état d’oxydation plus deux à un état d’oxydation plus trois. Selon l’équation générale suivante, l’oxyde de fer (II) peut réagir selon l’équation générale suivante : oxyde métallique plus acide dilué produisent du sel et de l’eau. Par exemple, l’oxyde de fer (II) peut réagir avec l’acide sulfurique dilué. On obtient le sulfate correspondant ainsi que de l’eau liquide.

Passons maintenant à l’oxyde suivant, Fe2O3. Pour préparer de l’oxyde de fer (III), on fait réagir un fer (III) plus un sel, tel que le chlorure de fer (III), en solution avec un hydroxyde, tel que l’hydroxyde d’ammonium, également appelé solution d’ammoniac. L’hydroxyde de fer (III) est produit dans la solution sous forme de précipité. Si ce précipité est ensuite chauffé, il se décompose pour former le produit désiré et de l’eau sous forme gazeuse ou de vapeur d’eau.

Une autre façon de préparer l’oxyde de fer (III) consiste à chauffer le sulfate de fer (II), qui se décompose en oxyde ferrique et deux oxydes de soufre, le dioxyde de soufre gazeux et le trioxyde de soufre gazeux. Examinons maintenant une réaction rapide de l’oxyde de fer (III), à savoir sa réaction avec un acide minéral concentré chaud. Dans cet exemple, prenons l’acide sulfurique. L’oxyde de fer (III) et l’acide sulfurique réagissent ensemble à chaud et produisent le sulfate de fer (III) et de l’eau. L’équation de la réaction est : Fe2O3 solide plus trois H2SO4 liquides sont chauffés pour produire Fe2 (SO4) 3 aqueux plus trois H2O gazeux.

Nous avons examiné jusqu’à présent de nombreuses équations pour la préparation et la réaction des deux premiers oxydes de fer, à savoir l’oxyde de fer (II) et l’oxyde de fer (III). Jetons un coup d’œil à trois autres équations liées au dernier oxyde, l’oxyde de fer (II, III). A part l’extraire de son minerai, comment pouvons-nous préparer l’oxyde de fer (II, III) ?

Nous pouvons synthétiser cet oxyde en faisant réagir du Fe2O3 ou de l’oxyde de fer (III) avec du monoxyde de carbone. Le système de réaction doit être chauffé jusqu’à près de 300 degrés Celsius. On obtient du dioxyde de carbone gazeux ainsi que l’oxyde de fer souhaité. Vous vous demandez peut-être si cet oxyde ne pourrait pas être obtenu plus facilement en faisant simplement réagir le fer avec l’oxygène de l’air. Si, nous pouvons, mais nous ne présenterons pas son équation de la réaction ici.

Les deux dernières équations que nous allons voir dans cette vidéo sont les réactions de l’oxyde de fer (II, III). La première est sa réaction avec l’acide sulfurique concentré chaud et la dernière est sa réaction avec l’oxygène. Voici l’équation de la réaction avec l’acide sulfurique concentré chaud. Cette fois, je ne vais pas relire à haute voix toute l’équation de la réaction. Mais notez qu’il existe deux produits différents contenant du fer. Et que les ions de fer dans ces deux sels ont tous deux des états d’oxydation différents et contiennent tous les deux des ions sulfate parce que l’acide sulfurique est l’un des réactants.

Regardons la dernière réaction. Lorsque l’oxyde de fer (II, III) réagit avec l’oxygène et que le système est chauffé, de l’oxyde ferrique se forme. Notez que les ions de fer qui étaient à l’état plus trois restent à l’état plus trois. Mais l’oxygène gazeux provoque l’oxydation de ces ions de fer à l’état plus deux ou plus trois. Donc, tout le fer finit dans un état plus trois.

Il est maintenant temps de résumer tout ce que nous avons appris. Nous avons appris certaines des propriétés physiques du fer pur, par exemple, sa relative mollesse, ses capacités magnétiques et son point de fusion élevé. Nous avons également appris des choses sur les trois oxydes de fer - l’oxyde de fer (II), l’oxyde de fer (III) et l’oxydes de fer (II, III) - et que les deux derniers se trouvent dans des minerais importants. Nous avons examiné de nombreuses réactions, trop nombreuses pour les énumérer ici, mais nous avons vu que de nombreuses réactions du fer et de ses oxydes nécessitent une énergie thermique et que le fer et ses oxydes réagissent avec les acides pour produire des sels de fer.

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