Chlorure de fer (III)
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2008-06-04T18:01:00Z
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{{Voir homonymes|Chlorure de fer}}
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|+ <font size="+1">'''Propriétés'''</font>
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|align="center" colspan="2" | [[Image:Iron(III) chloride hexahydrate.jpg|200px]]
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'''Général'''
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| Nom:
| chlorure de fer (III)
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| Autres noms:
| chlorure ferrique<br/>trichlorure de fer<br/>perchlorure de fer<br />''flores martis''<br/>molysite
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| [[Formule chimique]] || FeCl<sub>3</sub>
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| Apparence || solide brun<br/>hexahydrate : solide jaune<br/>en solution : marron
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| Structure cristalline || [[hexagonal]]
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'''Propriétés physiques'''
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| [[Masse moléculaire]] || 162.21 g/mol (anhydre)
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| [[Température de fusion]]
| 579 [[kelvin|K]] (306°C [[Degré Celsius|°C]])
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| [[Température d'ébullition]]
| 588 [[kelvin|K]] (315°C [[Degré Celsius|°C]])<br/> décomposition partielle en FeCl<sub>2</sub>+Cl<sub>2</sub>
|-----
| [[Densité]]
| 2.80×10³ [[kilogramme|kg]]/[[mètre|m]]³<br/>en solution à 40% : 1.4 g/ml
|-----
| [[Solubilité]] dans l'[[eau]] || 92 [[Gramme|g]] dans 100 ml d'eau (20°C)
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| [[Solubilité]] dans d'autres [[solvant]]s : [[acétone]]<br/>[[méthanol]]<br/>[[éthanol]]<br/>[[éther diéthylique|éther]]
| <br/>63 g/100 ml (18°C)<br/>très soluble<br/>83 g/ 100 ml<br/>très soluble
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| [[Viscosité]]
| solution à 40% : 12 [[poise|cP]]
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| [[Température d'auto-inflammation]] || NA
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| [[Point d'éclair]] || NA
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| [[Limites d'explosivité dans l'air]]
| NA
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'''Thermochimie'''
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| [[Enthalpie standard de formation|Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>gas</sub>]]
| ? [[joule (unité)|kJ]]/[[Mole (unité)|mol]]
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| Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>liquide</sub>
| ? kJ/mol
|-----
| Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>solide</sub>
| ? kJ/mol
|-----
| [[Entropie molaire standard|S<sup>0</sup><sub>gaz, 1 bar</sub>]]
| ? J/mol·K
|-----
| S<sup>0</sup><sub>liquide, 1 bar</sub>
| ? J/mol·K
|-----
| S<sup>0</sup><sub>solid</sub> || ? J/mol·K
|-----
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'''Précautions'''
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| Ingestion ||
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| Inhalation ||
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| Peau ||
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| Yeux ||
|-----
| Autre infos: || très corrosif
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! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | <font size="-1">Unités du [[Système international|SI]] & [[conditions normales de température et de pression|CNTP]], sauf indication contraire.</font>
|}
Le '''chlorure de fer (III)''', également appelé ''[[chlorure]] ferrique'' ou ''perchlorure de fer'', est un [[sel (chimie)|sel]] de [[fer]] de [[formule chimique]] FeCl<sub>3</sub>. C'est un composé très [[hygroscopique]], qui émet des [[évaporation|vapeur]]s dans l'[[air]] humide sous l'effet de l'[[hydrolyse]]. La réaction de dissolution dans l'[[eau]] est très exothermique et forme une solution [[acide]] marron. Ce liquide [[corrosion|corrosif]] est utilisé pour traiter les eaux usées et les eaux d'adduction. Il est également utilisé pour l'attaque de [[métal|métaux]] à base de [[cuivre]] (notamment ceux présents dans les circuits imprimés) ainsi que l'[[acier inoxydable]].
Le chlorure de fer (III) anhydre est un [[acide de Lewis]] assez puissant, utilisé comme [[catalyse]]ur dans des réactions de [[chimie organique]]. La forme hexahydratée, jaune, est la forme commerciale la plus courante du chlorure ferrique. Sa structure est [FeCl<sub>2</sub>(H<sub>2</sub>O)<sub>4</sub>]Cl,2H<sub>2</sub>O (similaire à celle du [[chlorure de chrome (III)]]).
Sous l'effet de la [[Transfert thermique|chaleur]], FeCl<sub>3</sub> [[fusion (physique)|fond]], puis [[ébullition|bout]] au voisinage de 315°C. La vapeur produite est constituée de dimères de Fe<sub>2</sub>Cl<sub>6</sub> (à comparer au [[chlorure d'aluminium]]), qui se décomposent lentement pour former du [[chlorure ferreux]] FeCl<sub>2</sub> et du [[dichlore]] Cl<sub>2</sub>.
== Propriétés chimiques ==
Le chlorure de fer (III) est un [[acide de Lewis]] assez fort, qui réagit avec les [[base de Lewis|bases de Lewis]] pour former des composés stables. Par exemple, l'addition de chlorure ferrique et d'oxyde de triphénylphosphine forme le composé stable FeCl<sub>3</sub>(OPPh<sub>3</sub>)<sub>2</sub> (où Ph est un groupement [[Phénol (groupe)|phényl]]). Plusieurs [[complexe (chimie)|complexe]]s [[anion]]iques existent, le plus stable contenant la forme [[tétraèdre|tétraédrique]] jaune FeCl<sub>4</sub><sup>-</sup>. Il est possible d'extraire une solution de FeCl<sub>4</sub><sup>-</sup> dans l'[[acide chlorhydrique]] utilisant de l'[[éther diéthylique|éther]].
Lorsque le chlorure ferrique est chauffé en présence d'[[oxyde ferrique]] à 350°C, il se forme l'oxychlorure FeOCl. En présence d'une [[base (chimie)|base]], les [[atome]]s de [[chlore]] du chlorure ferrique peuvent être substitués, par exemple pour former un [[alkoxide]] :
FeCl<sub>3</sub> + 3 [[éthanol|C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>OH]] + 3 [[Ammoniaque|NH<sub>3</sub>]] → Fe(OC<sub>2</sub>H<sub>5</sub>)<sub>3</sub> + 3 [[chlorure d'ammonium|NH<sub>4</sub>Cl]]
Les sels de [[acide carboxylique|carboxylates]], comme les [[acide oxalique|oxalates]], les [[acide citrique|citrates]] et les [[acide tartrique|tartrates]], réagissent avec le chlorure ferrique en solution aqueuse pour former les complexes stables comme par exemple [Fe(C<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)<sub>3</sub>]<sup>3-</sup>.
Le chlorure de fer (III) est également un agent [[oxydation|oxydant]] modéré, capable par exemple d'oxyder le [[chlorure de cuivre (I)]] en [[chlorure de cuivre (II)]]. Les agents réducteurs comme l'[[hydrazine]] permettent la réduction de FeCl<sub>3</sub> en complexes de fer (II).
== Fabrication ==
Le chlorure de fer (III) anhydre peut être préparé en faisant réagir directement le [[fer]] et le [[chlore]] suivant :
::2 [[fer|Fe]]<sub>(s)</sub> + 3 [[dichlore|Cl<sub>2</sub>]]<sub>(g)</sub> → 2 FeCl<sub>3 (s)</sub>
A l'échelle industrielle, le chlorure ferrique est produit en solution aqueuse par deux techniques, à partir de [[fer]] ou de [[minerai]] de fer ([[oxyde]]) dans un procédé en boucle :
* [[Dissolution]] du minerai de fer dans l'[[acide chlorhydrique]] :
*::Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub>(s) + 8 HCl(aq) → FeCl<sub>2</sub>(aq) + 2 FeCl<sub>3</sub>(aq) + 4 H<sub>2</sub>O
* Transformation du [[chlorure ferreux]] à l'aide de [[dichlore]] :
*::FeCl<sub>2</sub>(aq) + Cl<sub>2</sub>(g) → FeCl<sub>3</sub>(aq)
* Dissolution du [[fer]] pur dans une solution de chlorure ferrique :
*::Fe(s) + 2 FeCl<sub>3</sub>(aq) → 3 FeCl<sub>2</sub>(aq)
Le chlorure ferrique hydraté peut être [[déshydratation|déshydraté]] pour obtenir la forme anhydre en chauffant en présence de [[chlorure de thionyle]].
== Utilisations ==
Le chlorure ferrique est l'un des réactifs les plus utilisés pour l'attaque des métaux. Il est notamment très utilisé pour attaquer le [[cuivre]] dans l'[[industrie]] des [[circuit imprimé|circuits imprimés]]. Cette attaque met en œuvre une réaction d'[[oxydo-réduction]] :
:FeCl<sub>3</sub> + [[cuivre|Cu]] → [[chlorure ferreux|FeCl<sub>2</sub>]] + [[chlorure de cuivre (I)|CuCl]] <BR />''suivi de'': FeCl<sub>3</sub> + CuCl → [[chlorure ferreux|FeCl<sub>2</sub>]] + [[chlorure de cuivre (II)|CuCl<sub>2</sub>]]
Il est également utilisé comme [[catalyse]]ur pour la réaction de l'[[éthylène]] et du [[dichlore]], mise en œuvre dans la production industrielle de [[chlorure de vinyle]], le [[monomère]] de base pour la fabrication du [[Chlorure de polyvinyle|PVC]]. Une réaction du même type est utilisée pour la fabrication du 1,2-dichloroéthane, un composé chimique largement utilisé dans l'industrie.
Le chlorure ferrique est aussi utilisé comme alternative au [[sulfate de fer (III)]] pour le traitement de l'[[eau]]. Il est alors traité avec un [[ion]] [[hydroxyde]] pour former un [[floculation|floc]] d'"hydroxyde de fer (III)" (de formule FeO(OH)) qui permet d'éliminer les particules en suspension.
En laboratoire, le chlorure ferrique est couramment utilisé en tant qu'[[acide de Lewis]] pour [[catalyse]]r des réactions telles que la chloration de [[composé aromatique|composés aromatiques]] ou la [[Réaction de Friedel-Crafts|réaction de Friedel et Crafts]] sur des aromatiques. C'est un [[acide de Lewis]] moins puissant que le [[chlorure d'aluminium]], mais dans certains cas ce caractère plus modéré permet d'obtenir de meilleurs [[Rendement chimique|rendement]]s, comme par exemple pour l'alkylation du [[benzène]] :
[[Image:FeCl3 Friedel-Crafts(fr).gif|center|400px]]
Le "test du chlorure ferrique" est un test colorimétrique de reconnaissance du [[Phénol (molécule)|phénol]] et des [[énol]]s, qui met en œuvre une solution de 1% de chlorure ferrique préalablement neutralisée par de la [[soude]] jusqu'à l'apparition d'un précipité de FeO(OH). Cette solution est [[filtration|filtrée]] avant utilisation. La [[composé organique|substance organique]] est alors dissoute dans l'[[eau]], le [[méthanol]] ou l'[[éthanol]]. La solution de chlorure ferrique est ajoutée à la solution organique obtenue, et une coloration (transitoire ou permanente) généralement violette, verte ou bleu apparaît en présence de phénol ou d'un énol.
Le chlorure ferrique est parfois utilisé par les [[numismate]]s [[États-Unis|américains]] pour déterminer la date de pièces de 10 cents "buffalo" (émises entre [[1913]] et [[1938]]) dont la date n'est plus lisible.
En électronique, le perchlorure de fer est utilisé pour graver les [[Circuit imprimé|circuits imprimés]].
== Sécurité ==
[[Image:Hazard X.svg|60px|right]]
Le chlorure ferrique est [[toxicité|toxique]] et hautement [[corrosion|corrosif]]. La forme anhydre est un agent déshydratant très puissant. Il doit être manipulé avec précautions.
* R: 22 (Nocif en cas d'[[ingestion]])
* R: 34 (Provoque des [[brûlure]]s)
* S: 26 (En cas de contact avec les [[œil|yeux]], laver abondamment et consulter un [[ophtalmologiste]])
* S: 28 (En cas de contact avec la [[peau]], laver abondamment avec... ''(précisé par le fabricant)'')
Il a un caractère d'[[acide]] fort et présente donc tous les risques dus aux produits corrosifs. Des projections dans les yeux peuvent causer des brûlures graves. Il faut porter des lunettes quand on le manipule. Une éclaboussure sur la peau doit être lavée sans délai. Un contact prolongé cause une irritation et peut provoquer une brûlure.
Il ne faut jamais le mettre dans une bouteille ou un récipient à usage alimentaire afin d'éviter toute confusion avec une boisson.
L'étiquetage des récipients « perchlorure de fer C corrosif » est recommandé.
== Voir aussi ==
* [[chlorure]]
* [[Fer]]
* [[sel (chimie)|sel]]
* [[acide de Lewis]]
== Références ==
# N. N. Greenwood, A. Earnshaw, ''Chemistry of the Elements'', 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
# ''Handbook of Chemistry and Physics'', 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
# ''The Merck Index'', 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
# D. Nicholls, ''Complexes and First-Row Transition Elements'', Macmillan Press, London, 1973.
# A. F. Wells, '''Structural Inorganic Chemistry'', 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
# J. March, ''Advanced Organic Chemistry'', 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
# B. S. Furnell et al., ''Vogel's Textbook of Practical Organic Chemistry'', 5th edition, Longman/Wiley, New York, 1989.
# ''Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents'', (H. J. Reich, J. H. Rigby, eds.), Wiley, New York, 1999.
{{portail chimie}}
[[Catégorie:Chlorure|Fer (III), chlorure de]]
[[Catégorie:Composé du fer]]
{{lien BA|en}}
[[ar:كلوريد حديد ثلاثي]]
[[cs:Chlorid železitý]]
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[[en:Iron(III) chloride]]
[[es:Cloruro de hierro (III)]]
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[[nl:IJzer(III)chloride]]
[[pl:Chlorek żelaza(III)]]
[[pt:Percloreto de ferro]]
[[ru:Хлорид железа (III)]]
[[sv:Järnklorid]]
[[zh:三氯化铁]]