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En química , hierro (III) se refiere al elemento hierro en su estado de oxidación +3 . En los compuestos iónicos (sales), dicho átomo puede presentarse como un catión separado (ion positivo) denominado Fe 3+ .
El adjetivo férrico o el prefijo ferri- se utiliza a menudo para especificar dichos compuestos, como en cloruro férrico para cloruro de hierro (III) ( FeCl 3 ). El adjetivo ferroso se utiliza en cambio para las sales de hierro (II) , que contienen el catión Fe 2+ . La palabra férrico se deriva de la palabra latina ferrum , que significa "hierro".
Los centros metálicos de hierro (III) también se encuentran en complejos de coordinación , como en el anión ferrioxalato , [Fe(C 2 O 4 ) 3 ] 3− , donde tres iones de oxalato bidentados rodean el centro metálico; o, en compuestos organometálicos , como el catión ferrocenio [Fe(C 2 H 5 ) 2 ] + , donde dos aniones ciclopentadienilo están unidos al centro Fe III .
El hierro casi siempre se encuentra en los estados de oxidación 0 (como en el metal), +2 o +3. El hierro (III) suele ser la forma más estable en el aire, como lo ilustra la omnipresencia del óxido , un material insoluble que contiene hierro (III).
Casi todas las formas de vida conocidas, especialmente la vida compleja, requieren hierro. [1] Muchas proteínas de los seres vivos contienen iones de hierro (III) unidos; Éstas son una subclase importante de las metaloproteínas . Los ejemplos incluyen la oxihemoglobina , la ferredoxina y los citocromos .
Casi todos los organismos vivos, desde las bacterias hasta los humanos, almacenan hierro en forma de cristales microscópicos (de 3 a 8 nm de diámetro) de óxido-hidróxido de hierro (III) , dentro de una capa de proteína ferritina , de la que se puede recuperar según sea necesario. [2]
La insuficiencia de hierro en la dieta humana provoca anemia . Los animales y los humanos pueden obtener el hierro necesario a partir de alimentos que lo contienen en forma asimilable, como la carne. Otros organismos deben obtener su hierro del medio ambiente. Sin embargo, el hierro tiende a formar óxidos/hidróxidos de hierro (III) altamente insolubles en un ambiente aeróbico ( oxigenado ), especialmente en suelos calcáreos . Las bacterias y los pastos pueden prosperar en esos ambientes mediante la secreción de compuestos llamados sideróforos que forman complejos solubles con el hierro (III), que pueden reabsorberse en la célula. (En cambio, las otras plantas fomentan el crecimiento alrededor de sus raíces de ciertas bacterias que reducen el hierro (III) al hierro (II) más soluble) .
La formación de compuestos insolubles de hierro (III) también es responsable de los bajos niveles de hierro en el agua de mar, que a menudo es el factor limitante para el crecimiento de las plantas microscópicas ( fitoplancton ) que son la base de la red alimentaria marina. [4]
La insolubilidad de los compuestos de hierro (III) puede aprovecharse para remediar la eutrofización (crecimiento excesivo de algas ) en lagos contaminados por un exceso de fosfatos solubles provenientes de escorrentías agrícolas. El hierro (III) se combina con los fosfatos para formar fosfato de hierro (III) insoluble , reduciendo así la biodisponibilidad del fósforo , otro elemento esencial que también puede ser un nutriente limitante. [ cita necesaria ]
Algunas sales de hierro (III), como el cloruro FeCl 3 , el sulfato Fe 2 (SO 4 ) 3 y el nitrato Fe (NO 3 ) 3 son solubles en agua. Sin embargo, otros compuestos como el óxido Fe 2 O 3 (hematita) y el óxido-hidróxido de hierro (III) FeO (OH) son extremadamente insolubles, al menos a pH neutro , debido a su estructura polimérica . Por lo tanto, esas sales solubles de hierro (III) tienden a hidrolizarse cuando se disuelven en agua pura, produciendo hidróxido de hierro (III) Fe (OH) 3 que se convierte inmediatamente en óxido-hidróxido polimérico mediante el proceso llamado olación y precipita de la solución. Esa reacción libera iones hidrógeno H + a la solución, bajando el pH, hasta alcanzar un equilibrio . [5]
Como resultado, las soluciones concentradas de sales de hierro (III) son bastante ácidas. La fácil reducción del hierro (III) a hierro (II) permite que las sales de hierro (III) funcionen también como oxidantes . Las soluciones de cloruro de hierro (III) se utilizan para grabar láminas de plástico recubiertas de cobre en la producción de placas de circuito impreso . [ cita necesaria ]
Este comportamiento de las sales de hierro(III) contrasta con las sales de cationes cuyos hidróxidos son más solubles, como el cloruro de sodio NaCl (sal de mesa), que se disuelven en agua sin hidrólisis perceptible y sin bajar el pH. [5]
El óxido es una mezcla de óxido de hierro (III) y óxido-hidróxido que generalmente se forma cuando el metal de hierro se expone al aire húmedo . A diferencia de las capas de óxido pasivante que forman otros metales, como el cromo y el aluminio , el óxido se desprende porque es más voluminoso que el metal que lo formó. Por lo tanto, los objetos de hierro desprotegidos con el tiempo se oxidarán por completo.
El hierro (III) está en el centro 5 , lo que significa que el metal tiene cinco electrones de "valencia" en la capa orbital 3d. Estos orbitales d parcialmente llenos o vacíos pueden aceptar una gran variedad de ligandos para formar complejos de coordinación . El número y tipo de ligandos se describe mediante la teoría del campo de ligandos . Normalmente los iones férricos están rodeados por seis ligandos dispuestos en octaedro ; pero a veces se observan tres y a veces hasta siete ligandos.
Varios compuestos quelantes hacen que el óxido-hidróxido de hierro (como el óxido) se disuelva incluso a pH neutro, formando complejos solubles con el ion hierro (III) que son más estables que él. Estos ligandos incluyen EDTA , que a menudo se usa para disolver depósitos de hierro o se agrega a fertilizantes para que el hierro del suelo esté disponible para las plantas. El citrato también solubiliza el ion férrico a pH neutro, aunque sus complejos son menos estables que los del EDTA.
El magnetismo de los compuestos férricos está determinado principalmente por los cinco electrones d y los ligandos que se conectan a esos orbitales.
En el análisis inorgánico cualitativo , la presencia de ion férrico puede detectarse mediante la formación de su complejo de tiocianato . La adición de sales de tiocianato a la solución da el complejo 1:1 de color rojo intenso. [6] [7] La reacción es un experimento escolar clásico para demostrar el principio de Le Chatelier :