fer - chimie.

fer - chimie. 1 PRÉSENTATION fer (du latin ferrum), élément métallique blanc argenté, de symbole Fe et de numéro atomique 26. Le fer appartient au groupe VIII (colonne 8) des éléments de transition et est situé dans la quatrième période du tableau périodique. Le fer métallique est connu depuis les temps préhistoriques. Il était utilisé dans la fabrication d'objets décoratifs et d'armes en tout genre. Le spécimen le plus ancien existant encore est un ensemble de perles en fer oxydé trouvé en Égypte et datant d'environ 4 000 ans av. J.-C. Le terme archéologique âge du fer correspond à la période où le fer était très employé à des fins utilitaires (voir métal, art du). Les procédés modernes de traitement du fer sont apparus en Europe centrale au milieu du XIVe siècle av. J.-C. 2 PROPRIÉTÉS Le fer pur a une dureté comprise entre 4 et 5 ; il est mou, malléable et ductile. Il est facilement magnétisable aux températures ordinaires, mais difficilement lorsqu'il est chauffé ; vers 790 °C, ses propriétés magnétiques disparaissent. Le fer pur fond vers 1 540 °C, bout vers 2 750 °C, a une densité de 7,86 et une masse atomique de 55,845. Le métal existe sous trois différentes formes allotropiques : le fer ordinaire, ou fer ?, le fer g et le fer ?. L'arrangement des atomes dans le réseau cristallin est modifié par la transition d'une forme à une autre (voir cristallographie). La transition du fer ? au fer g se produit vers 910 °C; la transition du fer g au fer ? a lieu vers 1 400 °C. Les différences de propriétés physiques de toutes les formes allotropiques et de quantités de carbone contenues dans chacune de ces formes jouent un rôle important dans la formation, le durcissement et le trempage de l'acier. Le fer est un métal d'une grande réactivité chimique : il s'associe facilement aux halogènes (fluor, chlore, brome, iode et astate), au soufre, au phosphore, au carbone et au silicium. Le fer est soluble dans la plupart des acides dilués, et brûle dans l'oxygène pour former un oxyde, la magnétite, de formule Fe3O4. Exposé à l'air humide, le fer se corrode (voir corrosion) en formant un oxyde ferrique hydraté, brun rougeâtre et lamellaire, la rouille. La formation de la rouille est due à un phénomène électrochimique : les impuretés présentes dans le fer forment un « couple « électrique avec le fer métallique ; un courant de faible intensité peut apparaître, l'eau constituant une solution électrolytique. L'eau et les électrolytes solubles comme le sel accélèrent la réaction. Lors de ce processus, le fer métallique est décomposé en réagissant avec l'oxygène atmosphérique pour donner la rouille. La réaction est plus rapide aux endroits où la rouille est déjà formée ; des trous peuvent apparaître dans le métal. En présence d'acide nitrique concentré, le fer forme une couche d'oxyde qui le passive, c'est-à-dire qui l'empêche de réagir avec des acides ou toute autre substance ( voir passivation). Cette couche d'oxyde protectrice peut être facilement enlevée en frottant le métal ou par tout autre moyen mécanique. Le métal retrouve alors sa réactivité. 3 MINERAIS DE FER Le fer métallique existe à l'état libre en peu d'endroits, notamment à l'ouest du Groenland. On le trouve également dans les météorites, en général allié au nickel. Le métal est largement présent dans certains composés chimiques. C'est le 4 e élément le plus abondant dans la croûte terrestre. Proche de l'aluminium par ses propriétés, c'est le plus abondant des métaux. Le principal minerai de fer est l'hématite, oxyde de fer III, dont il existe deux variétés : l'hématite rouge, ou oligiste, et l'hématite brune, ou limonite. Les autres minerais importants sont la goethite, la magnétite, la sidérite. La pyrite, minerai de fer sous forme de sulfure, n'est pas traitée comme les autres minerais de fer, le fer étant difficile à séparer du soufre( voir sidérurgie). De petites quantités de fer sont présentes sous forme combinée dans les eaux naturelles, les plantes et le sang. 4 UTILISATIONS ET PRODUCTION Préparé par l'électrolyse d'une solution de sulfate ferreux, le fer pur a des applications limitées. Le fer commercial contient toujours de petites quantités de carbone et d'autres impuretés qui modifient ses propriétés physiques. Ces dernières peuvent être considérablement améliorées par un ajout de carbone ou d'autres éléments pouvant former un alliage avec le fer. Le fer est surtout utilisé après traitement chimique. Il s'agit du fer forgé, de la fonte et de l'acier. Le fer commercial pur est utilisé dans la production de feuilles de métal galvanisées et d'électroaimants. Des composés contenant du fer sont utilisés en médecine pour le traitement de l'anémie, c'est-à-dire lorsque la quantité d'hémoglobine, ou le nombre de globules rouges dans le sang, est trop faible. On trouve également le fer dans les fortifiants. Au début des années 1990, la production annuelle mondiale de fer approchait 920 millions de tonnes. 5 COMPOSÉS DU FER Il existe deux types de composés du fer : les composés ferreux, dans lesquels l'élément est divalent, et les composés ferriques, contenant du fer trivalent. Les composés du fer (II) s'oxydent facilement en composés ferriques. Le composé ferreux le plus important est le sulfate ferreux, également appelé vitriol vert, de formule FeSO4,7H2O. Ce composé se présente sous la forme de cristaux vert pâle ; c'est un sous-produit du fer de décapage. Il est utilisé comme mordant en teinture, comme reconstituant en médecine, et pour la fabrication des encres et des pigments. L'oxyde de fer (III), poudre amorphe rouge, est obtenu à partir de sels de fer (III) par un traitement avec une base, ou par oxydation de la pyrite. Cet oxyde de fer a plusieurs utilisations, comme pigment (rouge de fer ou rouge vénitien), comme abrasif de polissage, et comme matériau de bandes magnétiques et de disques. Le chlorure de fer (III), obtenu par chauffage du fer dans le chlore, se présente sous forme de cristaux brillants vert foncé. En solution alcoolique, il est utilisé en médecine ; le composé est appelé teinture de fer. Les ions ferreux (II) et ferriques (III) forment des composés appelés complexes avec les ions cyanures (CN). L'hexacyanoferrate (II) de fer (III), ou ferrocyanure ferrique, de formule (Fe 4[Fe(CN)6]3), est un composé solide amorphe, bleu foncé, appelé bleu de Prusse, qui se forme par réaction de l'hexacyanoferrate (II) de potassium sur un sel de fer (III). Il est utilisé comme pigment en peinture et pour bleuir le linge, corrigeant ainsi son aspect jaunâtre dû aux sels de fer (II) contenus dans l'eau. L'hexacyanoferrate (III) de potassium, de formule (K3Fe(CN)6), appelé également prussiate rouge de potasse, est obtenu à partir d'hexacyanoferrate (III) de fer (II), de formule Fe3[Fe(CN)6]2, ou bleu de Turnbull. L'hexacyanoferrate (III) de potassium est utilisé dans le traitement du papier négatif. Le fer donne également lieu à des réactions physico-chimiques avec le carbone, réactions qui sont essentielles dans la production de l'acier. Microsoft ® Encarta ® 2009. © 1993-2008 Microsoft Corporation. Tous droits réservés.