Ferriossalato di potassio
| Ferriossalato di potassio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| trisossalatoferrato(III) di potassio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | K3[Fe(C2O4)3]·3H2O |
| Massa molecolare (u) | 491,25 |
| Aspetto | cristalli verde chiaro |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 238-954-7 |
| PubChem | 9932777 e 131874010 |
| SMILES | C(=O)(C(=O)[O-])[O-].C(=O)(C(=O)[O-])[O-].C(=O)(C(=O)[O-])[O-].[K+].[K+].[K+].[Fe+3] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,13 |
| Temperatura di fusione | 230 °C (503 K) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
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| Frasi R | 20, 21, 22, 34, 36, 37, 38 |
| Frasi S | 24, 25 |
Il ferriossalato di potassio è il composto chimico con formula K3[Fe(C2O4)3]·3H2O. La formula è spesso abbreviata come K3[Fe(ox)3]·3H2O. Il ferro è nello stato di ossidazione +3, ed è al centro di un complesso ottaedrico, con tre anioni ossalato che fungono da leganti bidentati. Il potassio funge da controione e bilancia la carica 3– dello ione complesso. In condizioni normali è un solido cristallino di colore verde chiaro. In soluzione il solido si scioglie liberando l'anione ferriossalato [Fe(C2O4)3]3– di colore verde chiaro. Il ferriossalato di potassio è spesso usato come attinometro chimico.
Sintesi
Il composto si può sintetizzare per reazione tra solfato di ferro(III), ossalato di bario e ossalato di potassio:
![{\displaystyle {\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}(\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}~\ {}+{}\ 3\,\mathrm {BaC} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}~\ {}+{}\ 3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]~\ {}+{}\ 3\,\mathrm {BaSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/87a37617403f64bcdbfdd7db799474ee57be4105.svg)
Si sciolgono i reagenti in acqua e si scalda per circa 1,5 ore. Il solfato di bario (BaSO4) precipita mentre il complesso formato resta in soluzione; dopo aver filtrato per eliminarlo, si raffredda la soluzione e il complesso cristallizza.[1]
Può essere sintetizzato anche partendo da cloruro ferrico ed ossalato di potassio:
![{\displaystyle {\mathrm {FeCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}~\ {}+{}\ 3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]~\ {}+{}\ 3\,\mathrm {KCl} }}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d823091b9a3b7659808d80c2a504af4f825da144.svg)
Il ferriossalato di potassio può essere quindi fatto precipitare raffreddando la soluzione in un bagno di ghiaccio e poi filtrandola.
Isomeria
Lo ione complesso ferriossalato mostra isomeria ottica perché sono possibili due forme speculari non sovrapponibili. In accordo con le regole IUPAC, all'isomero con elicità sinistrorsa è assegnato il simbolo greco Λ (lambda maiuscolo). La sua immagine speculare con elicità destrorsa è contraddistinta dal simbolo greco Δ (delta maiuscolo).[2]
![Λ-[Fe(ox)3]3−](./_assets_/d0fc0690d188338d5e96ba37787fc759.png)
Λ-[Fe(ox)3]3−![Δ-[Fe(ox)3]3−](./_assets_/eddb1ef8cc425331710f4a6168a3c2f2.png)
Δ-[Fe(ox)3]3−
Reattività
In soluzione il complesso ferriossalato è stabile al buio, ma in presenza di luce subisce una reazione di riduzione. Il complesso assorbe un fotone e si decompone formando Fe(C2O4)22– e CO2. La stechiometria complessiva della reazione è:
![{\displaystyle {2\,[\mathrm {Fe} (\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]{\vphantom {A}}^{3-}~\ {}+{}\mathrm {h} ~\mathrm {\nu } {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,[\mathrm {Fe} (\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{\vphantom {A}}^{2-}~\ {}+{}\ \mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{2-}~\ {}+{}\ 2\,\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/009f20187d4caf2f9064c2cc30446600d02aef4e.svg)
Nella reazione il ferro viene ridotto da +3 a +2 e lo ione ossalato viene ossidato a diossido di carbonio. Questa reazione è alla base dell'uso del ferriossalato di potassio come attinometro.[1]
Indicazioni di sicurezza
Il ferriossalato di potassio è considerato nocivo: è pericoloso per contatto con la pelle e gli occhi, e per ingestione.
Note
Bibliografia
- (EN) C.G. Hatchard e C.A. Parker, A new sensitive chemical actinometer. II. Potassium ferrioxalate as a standard actinometer, in Proc. Roy. Soc. A, vol. 235, 1956, pp. 518-536, DOI:10.1098/rspa.1956.0102. URL consultato il 25 ottobre 2011.
- (EN) C.E. Housecroft, A.G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (Inghilterra), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
Voci correlate
Altri progetti
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