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HIERRO EN POLVO

Fe

El hierro fue uno de los 7 metales conocidos en la antigüedad. Se comenzó a usar luego del bronce por  pueblos del oriente medio como los hititas que con armas  de este metal pudieron derrotar a los egipcios.  Los israelitas comenzaron a utilizarlo en la época del Rey Saúl  para enfrentar a los Filisteos.

Es el metal más importante de  todos. Se obtiene reduciendo  los óxidos  y otros minerales que lo contienen con carbón pero esto requirió  la invención de los fuelles, ya que las hogueras  no daban la temperatura suficiente.

El hierro se oxida en presencia de  humedad y aire  formando óxidos como el Fe2O3.H2O  que se le suele llamar orín. Se cree que es un proceso electrolítico  en que el  Fe+++ actúa como ánodo y las impurezas que suelen ser carbono  o carburo de  hierro, como cátodo. En el ánodo el Fe se ioniza a  ión Férrico  perdiendo  3  electrones  que son captados en el cátodo tomando  oxígeno de la atmósfera  y formando  iones Oy OH-  y los iones férricos y oxhídricos se unen formando el  Fe2O3.H2O  y como  es pulverulento  no protege al resto del metal formando una capa de modo que se sigue oxidando. Para protegerlo se  aisla del aire con  grasa, vaselina, pintura o un recubrimiento electrolítico  como cinc (galvanizado), estaño (Hoja lata) Níquel (Niquelado), cromo, etc.

El hierro se une a  no metales como los halógenos, el azufre  y fósforo. Los  hidrácidos y oxácidos lo oxidan produciendo sales ferrosas y férricas.
Al ¿oxidar hierro con ácido  nítrico los resultados varían según  sea la concentración del  ácido:

 Con ácido nítrico diluido  el nitrógeno  pasa de valencia  + 5 a  -3 formando amoníaco que se combina con el resto del ácido  dando nitrato de amonio.
8Fe + 30 HNO3   → 8Fe(NO3)2 + 3 NH4NO3  + 9H2O

Con ácido medianamente concentrado se obtiene  NO

8 Fe + 12HNO3 → 3Fe(NO3)3 + 6H2O  +  3NO

Si la concentración del nítrico es mayor  se produce NO2
Fe + 6HNO3 → Fe(NO3)3 + 3NO2 (g)  + 3H2O

Con nítrico fumante  inicialmente reacciona rápido pero luego  se pasiva  no siendo posible  el ataque ni del diluido o el clorhídrico. Sin embargo si se golpea el  hierro  o se retuerce pierde su pasividad recuperando la actividad química normal.

 

El hierro forma  iones ferrosos  Fe++ verdoso  y Férrico  Fe+++  rojizo  por el hidróxido de hierro coloidal que se forma, dando  lugar a sales  tanto ferrosas como férricas.  Los ferrosos pueden  pasar a férricos por  oxidación al aire.
Con valencia  6  hay pocos como el ferrato de potasio.  K2Fe6O4

También forma  iones complejos como los ferrocianuros y Ferricianuro.

 

 

Para la combustión del hierro  en el aire o en atmósfera de oxígeno es preferible  usar esponjilla  o lana de acero muy fina. Produce buenos resultados la de la marca Bon  Brill.

El hierro  reacciona con HCl  produciendo cloruro ferroso, que se oxida a férrico

Fe  +2 HCl  →  Fe Cl2  + H2

Con el hierro metálico se decolora el agua de bromo, produciendo bromuro de hierro

Con el ácido sulfúrico diluido el hierro reacciona en frio produciendo hidrógeno gaseoso y sulfato ferroso de color verde claro

Fe + H2SO4  →  FeSO4  + H2 (g)

En contacto con sales de plata, Láminas de cobre, hierro, o cinc  precipitan  plata metálica  dejando mancha blanca que no desaparece  con el calor (diferencia con las sales de mercurio).

Los metales como   hierro desalojan  al mercurio de las soluciones de nitrato mercúrico, reduciéndolo primero a nitrato mercurioso  blanco y luego a mercurio metálico de color oscuro.

 

Calcinando el sulfato ferroso se obtiene óxido férrico (sesquióxido de  hierro)

2 FeSO4  + calor →  Fe2O3 + SO2(g)  + SO3(g)

El hidróxido férrico  se obtiene haciendo reaccionar cloruro de hierro con NaOH

 Da un precipitado rojo de  herrumbre y gelatinoso

 

FeCl3 +  3NaOH → Fe(OH)3  + 3NaCl

Al calcinarlo se vuelve un polvo rojo llamado rojo de Venecia que se usa como pigmento.
Las sales ferrosas se  obtienen disolviendo el hierro en los ácidos correspondientes. Cuando están  hidratadas son blancas  o verdes y se oxidan fácilmente  pasando a férricas. Por ello son  buenos reductores.

 

 

Por el  profesor  Enrique J. Olaya   Programa Futuros Científicos OFEC