Sulfato de hierro (II)

Sulfato de hierro (II) (inglés británico: sulfato de hierro (II)) o sulfato ferroso denota una gama de sales con la fórmula Fe SO4·xH₂O. Estos compuestos existen más comúnmente como heptahidrato (x = 7), pero se conocen varios valores para x. La forma hidratada se usa médicamente para tratar la deficiencia de hierro y también para aplicaciones industriales. Conocido desde la antigüedad como copperas y como vitriolo verde (vitriolo es un nombre arcaico para sulfato), el heptahidrato azul-verde (hidrato con 7 moléculas de agua) es el más forma común de este material. Todos los sulfatos de hierro (II) se disuelven en agua para dar el mismo complejo acuoso [Fe(H₂O)₆]²⁺, que tiene geometría molecular octaédrica y es paramagnético. El nombre copperas data de la época en que el sulfato de cobre (II) se conocía como cobre azul, y quizás por analogía, el sulfato de hierro (II) y el de zinc se conocían respectivamente como cobre verde y blanco.

Está en la Lista de Medicamentos Esenciales de la Organización Mundial de la Salud. En 2020, fue el 116º medicamento recetado con más frecuencia en los Estados Unidos, con más de 5 millones de recetas.

Usos

Industrialmente, el sulfato ferroso se utiliza principalmente como precursor de otros compuestos de hierro. Es un agente reductor, y como tal es útil para la reducción de cromato en el cemento a compuestos de Cr(III) menos tóxicos. Históricamente, el sulfato ferroso se utilizó en la industria textil durante siglos como fijador de tintes. Se utiliza históricamente para ennegrecer el cuero y como componente de la tinta de hiel de hierro. La preparación de ácido sulfúrico ('aceite de vitriolo') mediante la destilación de vitriolo verde (sulfato de hierro (II)) se conoce desde hace al menos 700 años.

Uso médico

Crecimiento de las plantas

El sulfato de hierro (II) se vende como sulfato ferroso, una enmienda del suelo para reducir el pH de un suelo muy alcalino para que las plantas puedan acceder a los nutrientes del suelo.

En horticultura se utiliza para tratar la clorosis férrica. Aunque no actúa tan rápido como el EDTA férrico, sus efectos son más duraderos. Se puede mezclar con compost y excavar en el suelo para crear un depósito que puede durar años. El sulfato ferroso se puede utilizar como acondicionador de césped. También se puede utilizar para eliminar el musgo de hilos plateados en los greens de los campos de golf.

Pigmento y artesanía

El sulfato ferroso se puede usar para teñir concreto y algunas calizas y areniscas de un color óxido amarillento.

Los carpinteros usan soluciones de sulfato ferroso para teñir la madera de arce con un tono plateado.

El vitriolo verde también es un reactivo útil en la identificación de hongos.

Usos históricos

El sulfato ferroso se utilizó en la fabricación de tintas, sobre todo la tinta de hiel de hierro, que se utilizó desde la Edad Media hasta finales del siglo XVIII. Las pruebas químicas realizadas en las letras de Lachish (c. 588–586 BCE) mostraron la posible presencia de hierro. Se cree que es posible que se hayan utilizado agallas de roble y cobre para hacer la tinta en esas letras. También encuentra uso en el teñido de lana como mordiente. Harewood, un material utilizado en marquetería y parquet desde el siglo XVII, también se fabrica con sulfato ferroso.

Dos métodos diferentes para la aplicación directa de tinte índigo se desarrollaron en Inglaterra en el siglo XVIII y se mantuvieron en uso hasta bien entrado el siglo XIX. Uno de estos, conocido como azul de China, involucraba sulfato de hierro (II). Después de imprimir una forma insoluble de índigo en la tela, el índigo se redujo a leuco-índigo en una secuencia de baños de sulfato ferroso (con reoxidación a índigo en el aire entre inmersiones). El proceso de porcelana azul podía hacer diseños nítidos, pero no podía producir los tonos oscuros de otros métodos.

En la segunda mitad de la década de 1850, el sulfato ferroso se utilizó como revelador fotográfico para imágenes del proceso de colodión.

Hidrata

El sulfato de hierro (II) se puede encontrar en varios estados de hidratación y varias de estas formas existen en la naturaleza o se crearon sintéticamente.

• FeSO₄· H₂O (mineral: szomolnokite, relativamente raro, monoclínico)
• FeSO₄· H₂O (compuesto sintético estable a presiones superiores a 6,2 GPa, triclínico)
• FeSO₄·4H₂O (mineral: rozenita, blanca, relativamente común, puede ser producto de deshidratación de melanterita, monoclínica)
• FeSO₄·5H₂O (mineral: siderotil, relativamente raro, triclínico)
• FeSO₄·6H₂O (mineral: ferrohexahydrite, muy raro, monoclínico)
• FeSO₄·7H₂O (mineral: melanterite, azul-verde, relativamente común, monoclínico)

Sulfato de hierro anhydrous(II)

El tetrahidrato se estabiliza cuando la temperatura de las soluciones acuosas alcanza los 56,6 °C (133,9 °F). A 64,8 °C (148,6 °F), estas soluciones forman tanto el tetrahidrato como el monohidrato.

Las formas minerales se encuentran en las zonas de oxidación de los yacimientos de minerales que contienen hierro, p. pirita, marcasita, calcopirita, etc. También se encuentran en ambientes relacionados, como sitios de fuego de carbón. Muchos se deshidratan rápidamente y, a veces, se oxidan. Muchos otros sulfatos que contienen Fe (II) más complejos (ya sean básicos, hidratados y/o que contienen cationes adicionales) existen en dichos entornos, siendo la copiapita un ejemplo común.

Producción y reacciones

En el acabado del acero antes del enchapado o revestimiento, la lámina o varilla de acero se pasa por baños de ácido sulfúrico de decapado. Este tratamiento produce grandes cantidades de sulfato de hierro (II) como subproducto.

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂

Otra fuente de grandes cantidades resulta de la producción de dióxido de titanio a partir de ilmenita a través del proceso de sulfato.

El sulfato ferroso también se prepara comercialmente por oxidación de pirita:

2 FeS₂ + 7 O₂ + 2 H₂O → 2 FeSO₄ + 2 H₂SO₄

Se puede producir por desplazamiento de metales menos reactivos que el Hierro a partir de soluciones de su sulfato:

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu

Reacciones

Iron(II) sulfate outside a titanium dioxide factory in Kaanaa, Pori, Finland.

Al disolverse en agua, los sulfatos ferrosos forman el complejo acuoso metálico [Fe(H₂O)₆]²⁺, que es un ion paramagnético casi incoloro.

Al calentarse, el sulfato de hierro (II) primero pierde su agua de cristalización y los cristales verdes originales se convierten en un sólido blanco anhidro. Cuando se calienta más, el material anhidro se descompone en dióxido de azufre y trióxido de azufre, dejando un óxido de hierro (III) de color marrón rojizo. La termólisis del sulfato de hierro (II) comienza aproximadamente a los 680 °C (1256 °F).

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Al igual que otras sales de hierro (II), el sulfato de hierro (II) es un agente reductor. Por ejemplo, reduce el ácido nítrico a monóxido de nitrógeno y el cloro a cloruro:

6 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ + 2 HNO₃ → 3 Fe₂(SO₄)₃ + 4 H₂O + 2 NO

6 FeSO₄ + 3 Cl₂ → 2 Fe₂(SO₄)₃ + 2 FeCl₃

Su leve poder reductor es valioso en la síntesis orgánica. Se utiliza como componente catalizador de hierro del reactivo de Fenton.

El sulfato ferroso se puede detectar mediante el método cerimétrico, que es el método oficial de la Farmacopea india. Este método incluye el uso de una solución de ferroína que muestra un cambio de color de rojo a verde claro durante la titulación.