Il ferro (II) e il ferro (III) in cui il metallo ha rispettivamente numero di ossidazione +2 e +3 danno numerose reazioni formando molti composti.
Il ferro è un metallo di transizione che presenta più numeri di ossidazione sebbene quelli più comuni siano +2 e +3 che danno luogo a numerosissime reazioni delle quali vengono citate solo alcune tra le più significativa.
Reazioni
Il ferro reagisce rapidamente sia con l’acido cloridrico che con l’acido solforico per dare sali di ferro (II) con sviluppo di idrogeno:
Fe(s) + 2 HCl(aq)→ FeCl2(aq) + H2(g)
Fe(s) + H2SO4(aq)→ FeSO4(aq) + H2(g)
Il cloruro di ferro (II) anidro di colore bianco può essere ottenuto dalla reazione tra ferro e cloruro di idrogeno secondo la reazione:
Fe(s) + 2 HCl(g)→ FeCl2(aq) + H2(g)
Il cloruro di ferro (III) può essere ottenuto facendo passare cloro sul ferro ad alta temperatura:
2 Fe(s) + 3 Cl2(g)→ 2 FeCl3(s)
Il cloruro di ferro (III) si trova sotto forma di dimero Fe2Cl6
Esso reagisce con l’acqua secondo una reazione esotermica per dare idrossido di ferro (III) e cloruro di idrogeno:
FeCl3(s) + 3 H2O(l)→ Fe(OH)3(s) + 3 HCl(g)
Il ferro (II) con l’acqua forma il complesso esaaquoferro (II) [Fe(H2O)6]2+ di colore verde mentre il ferro (III) forma il complesso complesso esaaquoferro (III) [Fe(H2O)6]3+ di colore rosa che reagisce ulteriormente con l’acqua per dare il complesso pentaaquoidrossiferro (III) [Fe(H2O)5OH)]2+ di color arancio. In questa reazione [Fe(H2O)6]3+ agisce da acido di base di Brønsted –Lowry cedendo un protone all’acqua:
[Fe(H2O)6]3+(aq) + H2O(l) ⇌ [Fe(H2O)5OH)]2+(aq)+ H3O+(aq)
In ambiente alcalino per NaOH sia il ferro (II) che il ferro (III) danno luogo alla formazione di precipitati di idrossido di ferro (II) e di idrossido di ferro (III):
Fe2+(aq) + 2 OH–(aq)→ Fe(OH)2(s)
Fe3+(aq) + 3 OH–(aq)→ Fe(OH)3(s)
L’idrossido di ferro (II) tende ad ossidarsi in idrossido di ferro (III):
4 Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2 H2O(l) → 4 Fe(OH)3(s)
Analogamente in ammoniaca con la quale il ferro non forma complessi sia il ferro (II) che il ferro (III) danno luogo alla formazione di precipitati di idrossido di ferro (II) e di idrossido di ferro (III).
Il ferro (II) può essere ossidato a ferro (III) da opportuni agenti ossidanti come il permanganato di potassio secondo la reazione:
MnO4–(aq)+ 5 Fe2+(aq) + 8 H+(aq) → Mn2+(aq) + 5 Fe3+(aq) + 4 H2O(l)
o come il bicromato di potassio secondo la reazione:
Cr2O72-(aq) + 6 Fe2+(aq) + 14 H+(aq) → 2 Cr3+(aq) + 6 Fe3+(aq) + 7 H2O(l)
Tali reazioni possono essere utilizzate per la determinazione quantitativa del ferro (II) tramite una titolazione ossidimetrica.
Il ferro (III) può essere ridotto a ferro (II) da opportuni agenti riducenti come ad esempio lo ione ioduro secondo la reazione:
2 Fe3+(aq) + 2 I–(aq)→ 2 Fe2(aq) + I2(s)
o come lo zinco secondo la reazione:
Zn(s) + 2 Fe3+(aq) → Zn2+(aq) + 2 Fe2+(aq)
Il potassio ferrocianuro reagisce con le soluzioni contenenti ferro (III) per dare un precitato di ferro (III)esacianoferrato (II) detto blu di Prussia secondo la reazione:
4 Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4-→ Fe4[Fe(CN)6]3
Il potassio ferricianuro [Fe(CN)6]3- ossida il ferro (II) a ferro (III) formando ioni ferrocianuro:
[Fe(CN)6]3- + Fe2+ → [Fe(CN)6]4- + Fe3+
con formazione di una colorazione blu detto blu di Turnbull.
Il ferro (III) idrato reagisce secondo una reazione caratteristica utilizzata nell’analisi qualitativa per l’identificazione del ferro (III) con il tiocianato per formare il complesso pentaaquotiocianato ferro (III) dal tipico colore rosso:
[Fe(H2O)6]3+ + SCN–→ [Fe(H2O)5 (SCN)]2+ + H2O
Aggiungendo ioni fluoruro a tale soluzione la colorazione rossa scompare rapidamente per la formazione del complesso pentaaquofluoro ferro (III) che è incolore:
[Fe(H2O)5 (SCN)]2+ + F– → [Fe(H2O)5 F]2+ + SCN–
essendo lo ione fluoruro un legante più forte rispetto allo ione tiocianato.
In soluzioni concentrate di ione cloruro il ferro (III) dà luogo alla formazione del complesso tetracloroferrato (III) secondo la reazione:
Fe3+ + 4 Cl– → [FeCl4]–
Tale complesso, rispetto agli altri che hanno struttura ottaedrica, si presenta tetraedrico.
