| Fluoruro di ferro(II) | |
|---|---|
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| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | FeF2 |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-155-7 |
| PubChem | 522690 e 82237 |
| SMILES | F[Fe]F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Solubilità in acqua | 165 g/100 mL |
| Indicazioni di sicurezza | |
Il fluoruro di ferro(II) o fluoruro ferroso è un composto inorganico con la formula molecolare FeF2. Forma il tetraidrato:
a cui spesso si fa riferimento con gli stessi nomi. Le forme anidra e idrata sono solidi cristallini bianchi[1][2].
Struttura e incollaggio
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro ferroso anidro adotta la struttura del rutilo (TiO2), pertanto, i cationi di ferro sono ottaedrici e gli anioni di fluoruro sono planari trigonali[3][4]
Il tetraidrato può esistere in due strutture (o polimorfi). Una forma è romboedrica e l'altra è esagonale; la prima di esse ha un disordine[1].
Come la maggior parte dei composti di fluoruro, le forme anidre e idratate del fluoruro di ferro (II) presentano un centro metallico ad alto spin. Gli studi di diffrazione dei neutroni a bassa temperatura mostrano che il fluoruro ferroso è antiferromagnetico[5]. Le misurazioni della capacità termica rivelano un evento a 78,3 K corrispondente all'ordinamento dello stato antiferromagnetico[6].
Proprietà fisiche selezionate
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro ferroso sublima tra 958 e 1178 K. Usando i metodi Torsion e Knudsen, il calore di sublimazione è stato determinato sperimentalmente e la media è stata di 271 ± 2 kJ mole−1[7].
La seguente reazione viene utilizzata per calcolare l'energia di atomizzazione per il Fe+:[8]
- .
In alternativa a si possono trovare tra i prodotti di reazione due atomi di fluoro non legati in molecola, ossia:
- .
Sintesi e reazioni
[modifica | modifica wikitesto]Il sale anidro può essere preparato per reazione di cloruro ferroso con acido fluoridrico anidro[9] È leggermente solubile in acqua (con il prodotto di solubilità a 25 °C)[10] così come l'acido fluoridrico diluito, dando una soluzione verde chiaro[1]. È insolubile nei solventi organici[2].
Il tetraidrato può essere preparato sciogliendo il ferro in acido fluoridrico idrato caldo e precipitando il risultato mediante l'aggiunta di etanolo[1]. Si ossida in aria umida per dare, tra l'altro, un idrato di fluoruro di ferro(III):
- [1].
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro ferroso è usato per catalizzare alcune reazioni organiche[11].
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b c d e (EN) Penfold, B. R. e Taylor, M. R., The crystal structure of a disordered form of iron(II) fluoride tetrahydrate, in Acta Crystallographica, 13 (11), 1960, pp. 953–956, DOI:10.1107/S0365110X60002302.
- ^ a b (EN) Dale L. Perry, Handbook of Inorganic Compounds, CRC Press, 1995, p. 167, ISBN 978-08-49-38671-8.
- ^ (EN) Stout, J. e Stanley A. Reed, The Crystal Structure of MnF2, FeF2, CoF2, NiF2 and ZnF2, in J. Am. Chem. Soc., 76 (21), 1954, pp. 5279–5281, DOI:10.1021/ja01650a005.
- ^ (EN) M.J.M. de Almeida, M.M.R. Costa e J.A. Paixão, Charge density of FeF2, in Acta Crystallographica Section B., 45 (6), 1 dicembre 1989, pp. 549–555, DOI:10.1107/S0108768189007664.
- ^ (EN) R. Erickson, Neutron Diffraction Studies of Antiferromagnetism in Manganous Fluoride and Some Isomorphous Compounds, in Physical Review, 90 (5), giugno 1953, pp. 779–785, DOI:10.1103/PhysRev.90.779.
- ^ (EN) Stout, J. e Edward Catalano, Thermal Anomalies Associated with the Antiferromagnetic Ordering of FeF2, CoF3, and NiF2, in Physical Review, 92 (6), 1953, p. 1575, DOI:10.1103/PhysRev.92.1575.
- ^ (EN) Bardi, Gianpiero, Brunetti, Bruno e Piacente, Vincenzo, Vapor Pressure and Standard Enthalpies of Sublimation of Iron Difluoride, Iron Dichloride, and Iron Dibromide, in Journal of Chemical & Engineering Data, 41 (1), 1996, pp. 14–20, DOI:10.1021/je950115w.
- ^ (EN) Kent, Richard e John L. Margrave, Mass Spectrometric Studies at High Temperatures. VIII. The Sublimation Pressure of Iron(II) Fluoride, in Journal of the American Chemical Society, 87 (21), novembre 1965, pp. 4754–4756, DOI:10.1021/ja00949a016.
- ^ (EN) W. Kwasnik, Iron(II) Fluoride, in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963, p. 266.
- ^ (EN) Copia archiviata (PDF), su www4.ncsu.edu. URL consultato il 20 settembre 2021 (archiviato dall'url originale il 12 luglio 2018).
- ^ (EN) Wildermuth, Egon, Stark, Hans, Friedrich, Gabriele, Ebenhöch, Franz Ludwig, Kühborth, Brigitte, Silver, Jack e Rituper, Rafael, Iron Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, DOI:10.1002/14356007.a14_591.
