Le sulfate de fer(II) ou sulfate ferreux est un sel de fer(II), de formule soit un solide cristallin anhydre, le plus souvent une poudre blanche à température et pression ambiante, composé des anions sulfate et des cations ferreux Fe. Ce sulfate ferreux anhydre se présente sous la forme pure de cristaux blancs du système cristallin orthorhombique. Exposé à l'air sec, il peut s'oxyder facilement et se couvre d'une couche ocreuse, jaune ou orangée, de sulfate ferrique et d'oxyde de fer(III), basique .
Sulfate de fer heptahydrate Néanmoins, ce corps chimique, soluble dans l'eau froide, s'hydrate, engendrant notamment à terme un autre corps chimique , cristal de maille monoclinique, observable sous forme de prismes d'un blanc bleuté en atmosphère inerte, colorés en vert par des ions Fe, fruit de l'oxydation des cations ferreux de sa surface présentée à l'airHans Breuer, , en particulier sulfate de fer p. 255.. Sans protection vis-à-vis de l'air, il cristallise en prismes obliques à base rhombe, de couleur vert émeraudeCette couleur vert clair est typique du fer. Abandonnée longtemps à l'air, la surface devient ocreuse. Un sulfate de manganèse, précipité blanc obtenu également en milieu basique (soude ou potasse), brunit de plus en plus à l'air, sans passer par une quelconque couleur verte ou jaune ocre. Victor Regnault, Éléments de chimie, , p. 403.. Ces cristaux ne se dissolvent que dans un 1,4 partie d'eau à la température ordinaire vers et dans un tiers de leur poids d'eau à . Les solutions de sulfate de fer, par exemple dans l'eau préalablement bouillie, ne doivent être exposées à l'airElle doivent être versées dans des flacons pleins et bien bouchés. On peut se débarrasser de ces composés d'oxydation ocreux en retraitant la solution par un courant d'acide sulfhydrique , ce qui donne un dépôt de soufre ou encore par ébullition avec de la limaille de fer. L. Troost, Traité élémentaire de chimie, , p. 544-545.. L'oxydation du sulfate de fer par l'acide nitrique et par le gaz dichlore est très vive. A contrario, le sulfate de fer réduit aisément les sels d'or, induisant la précipitation de ce dernier métal à l'état pulvérulent.
Le sulfate de fer absorbe le bioxyde d'azote et se colore en brun, en fixant suivant la température d'opération, une molécule de bioxyde pour trois ou quatre Formules respectivement proposées par les chimistes Louis Joseph Gay et Eugène Melchior Péligot. Cette réaction colorée permet de suivre les traces de nitrate dans une liqueur. L'ajout d'acide sulfurique avec des cristaux de vitriol vert entraîne la réaction : la coloration devient rose s'il n'y a que des traces de nitrates, elle est brun foncé en cas d'abondance d'anions nitrates.
Corps chimique comportant sept équivalents d'eau, connu dans le champ technique depuis des millénaires, les anciens chimistes le dénommaient vitriol vert pour sa teneur en soufre oxydé (vitriol) ou couperose verte pour sa nuance finement colorée inimitable.
Espèces minérales dans la nature Il existe divers minéraux naturels de la famille du sulfate ferreux. Le monohydrate du sulfate ferreux est connu sous le nom minéralogique de szomolnokite, il dévoile des cristaux blanc-jaune monocliniques. La teinte jaune ocreuse provient d'une microcouche basique de sulfate ferrique et d'oxydes ferriques, déjà rencontrée.
L'heptahydrate est connu sous le nom minéralogique de mélantérite si la maille cristalline est monoclinique, il possède le plus souvent des cristaux bleu-vert en forme de prismes clinorhombiques. L'autre corps chimique heptahydrate de structure orthorhombique se nomme la tauriscite.
Outre la mélantérite, on trouve aussi la rozénite , la sidérotile et la ferrohexahydrite .
Histoire technique L'encre des moines du Moyen Âge était fabriquée à base de sulfate ferreux hydraté, nommé atrament et de noix de galle ou d'eau concentrée en tanins (encre métallo-gallique). Cette encre dès sa préparation est en réalité violet foncé (mais les anciens moines la qualifiaient bien d'encre noire), elle brunit avec le temps et de petites concrétions de copiapite jaune s'y déposent.
Le sulfate de fer était aussi nommé couperose jusqu'au Il faut néanmoins distinguer la couperose verte ou sulfate de fer (commune ou dumoins la plus fréquente), la couperose blanche ou sulfate de zinc, la couperose bleue ou sulfate de cuivre. Ce terme issu du mot de latin médiéval cuperosum, attesté en 1215, d'origine alchimique désigne littéralement un dépôt ou une rosée de cuivre (ou de sulfate de cuivre), plus qu'une fleur rosa. Lire les parties chimie et étymologie/histoire du terme sur TLFi. Le terme synonyme, en grec scientifique, est mélantérite. Le naturaliste Buffon constate, à la suite de l'acide nitreux qui dévore le fer : "L'acide vitriolique, même affoibli (sic), dissout aussi le fer avec effervescence et chaleur, et les vapeurs qui s'élèvent de cette dissolution sont très inflammables"Georges-Louis Leclerc de Buffon, « Du fer », in Œuvres complètes de Buffon, édition revue par M.A. Richard, pour le tome 5, "(suite de) l'histoire des minéraux", Pourrat frères éditeurs, Roret libraire, 1835, Paris, 335 pages. Article sur le fer, . en particulier, p. 225 pour la citation sur la couperose.. La réaction chimique connue des Anciens, explicitée plus tard par la chimie lavoisienne et la dissociation ionique en milieu aqueux proposée par Arrhenius et Van t'Hoff, est la suivante :
Fe (s) + H2SO4 acide sulfurique étendu d'eau → FeSO4 aqueux + gaz
En faisant évaporer la solution aqueuse finale, puis en la laissant refroidir, ajoute Buffon, des cristaux vitrioliques verts, connus sous le nom de couperose, sont obtenus. Il s'agit du cristal .
Le sulfate de fer heptahydraté était aussi nommé vitriol vert ou par extension couperose verteLouis Troost, Précis de Chimie, Masson et , Paris, 1900, 380 pages. En particulier, § 564 Sulfate ferreux p. 256.. Sa saveur astringente et métallique, ainsi que son action styptique, est bien connue des anciens chimistesLes glucochimistes caractérisaient les substances chimiques en les goûtant, ainsi les vocables adjectifs astringent, styptique définis dans le Trésor de la Langue française, voire de goût ou saveur métallique etc.. Il restait le composant principal de l'encre ordinaire. Il servait en outre à fabriquer l'acide sulfurique fumant de Nordhausen et le colcothar ou rouge d'Angleterre. Employé en teinture, il formait autrefois la base de presque toutes les couleurs noires. Au milieu du , de grandes quantités de cet intermédiaire de la chimie des colorants servaient à la fabrication du bleu de Prusse, ou à la préparation des cuves d'indigo. Employé en liqueur concentrée, il était employé aussi pour désinfecter les fosses d'aisances.
Il s'obtenait au par deux voies classiquesLouis Troost, Traité élémentaire de Chimie, , : la dissolution du fer dans l'acide sulfurique étendu. Le tournage ou forage des appareils en fer fournissait de grandes quantité de chûtes, appelées « tournure de fer ». Après l'épuration des huiles et du pétrole, il restait aussi un résidu à base d'acide sulfurique impur et étendu d'eau sale. La dissolution des tournures de fer dans ce mélange acide était concentrée à chaud, jusqu'à ce que la solution abandonne, après refroidissement un précipité de cristaux de sulfate de fer, lavé et séché. l'oxydation des pyrites au contact de l'air. Il existait trois sortes de traitement suivant le type de pyritesLes pyrites, très abondantes, n'étaient nullement intéressantes au comme minerais de fer. Mais elles contiennent a minima quelques centièmes parties de sulfure de cuivre, et donc de cuivre métal recherché ici.. La pyrite, en masse compacte ou en rognons, sans mélange de terre, était d'abord distillée pour capter le soufre, notamment en Allemagne dans des cornues de calcination, avant de laisser des résidus de fonds de cornue. Cette matière désagrégée, à base de sulfures de fer magnétique, mise en tas, absorbaient facilement l'oxygène de l'air humide, se changeant en sulfates de fer hydratés. Des couches alternées de pyrite terreuse et de charbon était disposée en grand tas avec du combustible. La combustion de l'ensemble activait l'oxydation des pyrites. Ce grillage libérait essentiellement de l'acide sulfureux à l'état gazeux, mais dispersait aussi une grande quantité d'acide sulfurique qui finissait par réagir, une fois gardé les amas à l'air humide, avec les éléments métalliques. La pyrite blanche, la plus pure, était entassé en énorme amas, régulièrement arrosés ou mouillés, jusqu'à ce la matière ait pris une teinte grise. Les petits cristaux de pyrite de roches schisteuses, facilement délitables, altérables à l'air, étaient traitées de façon identique : ils donnaient des sulfates.
Au bout de plusieurs mois, si la transformation lente en sulfates apparaît complète, il reste à placer la masse des tas et autres amas dans des citernes de lavage méthodique. La dissolution aqueuse de sels sulfatés à 30° Baumé obtenue est concentrée à 40 ° Baumé par chauffage dans des chaudières en plomb, donnant une liqueur conduite vers les grands vases pour quelques heures de repos et de clarification, avant de les couler vers des cristallisoirs où apparaissent des cristaux impurs, le plus souvent à base de cuivre. Notons que les eaux mères résiduelles sont recyclées pour fabriquer de nouvelles dissolutions à 30° Baumé. De la limaille de fer est brassée avec les cristaux obtenus, ce qui permet de se débarrasser du sulfate de cuivre.
La couperose ou sulfate ferreux heptahydraté du commerce était souvent recouverte d'un fine couche oxydée et ocreuse, à base de sulfate ferrique et d'oxyde ferrique. Pour la purifier, les hommes de l'art la dissolvait dans l'eau, puis faisait bouillir la solution avec du fer en limaille, ce qui régénérait le sulfate ferreux. La cristallisation de la solution finale à laissait notamment un sulfate ferrique tétrahydraté.
Déshydratation, préparations au laboratoire ou dans l'industrie Mentionnons d'abord la déshydratation progressive de l'heptahydrate de sulfate de fer (II) bleu vert par chauffage à l'abri de l'air, donne en palier de chauffage des corps de plus en plus blancsLe corps est sensible à la chaleur : il donnerait selon Hans Breuer, Atlas de chimie, par chauffage à l'abri de l'air, et probablement sous vide : à en perdant trois molécules d'eau, à en perdant encore trois molécules d'eau, à (?) un corps chimique anhydre et blanc.: à partir de , son point de fusion : vert en perdant deux molécules d'eau ou en perdant trois molécules d'eau. à en perdant encore trois molécules d'eau. et enfin à le corps chimique anhydre et blanc.
Chauffé au rouge sombre, le sulfate de fer se décompose en , acide sulfureux et acide sulfurique (en présence d'humidité).
L'oxydation du sulfure de fer à l'air est la voie classique par grillage : FeS (s) + 2 O2 gaz de l'air grillage de sulfures → FeSO4 (s)
La dilution du fer, autrefois sous forme de vieille ferraille, dans l'acide sulfurique, dilué et chaud, est une autre méthode de préparation au laboratoire. Du gaz dihydrogène se dégage.
Dans l'industrie, le composé apparaît comme un sous-produit de la préparation du dioxyde de titane. Il s'obtient aussi par la précipitation du cément de cuivre, à partir d'une solution de sulfate de cuivre.
Utilisations Le sulfate de fer, le plus commun heptahydrate, est utilisé comme herbicide ou anti-mousses à fortes doses, dans la désinfection et la purification de l'eau par floculation, notamment des anions phosphates. Il est employé pour les teintures et les encres, mais aussi en photographie. Il sert à la fabrication du bleu de Prusse, le grand colorant à base de fer.
Voici quelques usages communs dans les années 1990 : coagulant de solutions colloïdales ou floculants (purification des eaux usées dans l'industrie du retraitement) anti-mousse traitement du bois par imbibition. supplément alimentaire ou reconstituant du sang en dose précise.