Cloruro de hierro (III)

¿Qué es el cloruro de hierro (III)?

El cloruro de hierro (III) es un compuesto inorgánico formado por los elementos hierro (Fe) y cloro (Cl), cuya fórmula química es FeCl₃. Es un sólido cristalino cuyo color puede ser desde anaranjado hasta marrón negruzco.

Se disuelve fácilmente en agua formando soluciones acuosas ácidas en las cuales, al aumentar el pH haciéndolas más alcalinas, puede formarse un sólido de óxido férrico.

Se usa para sedimentar las partículas que contaminan el agua de residuos municipales o industriales. Se dice que permite remover algunos parásitos y sirve para detener pérdidas de sangre de heridas en animales y su cicatrización.

Sirve para extraer cobre (II) de minerales de sulfuro de cobre. También se emplea en diversas reacciones químicas y análisis de laboratorios biológicos y químicos. Por ejemplo, sirve para detectar compuestos como fenoles en aceites extraídos de plantas. Se utiliza en circuitos electrónicos, en el curtido de cuero y en fotografía.

Por ser un compuesto ácido resulta corrosivo para piel y mucosas. Debe evitarse respirar el polvo de este compuesto. No se debe desechar al ambiente.

Estructura del cloruro de hierro (III)

El cloruro de hierro (III) o cloruro férrico FeCl₃ es un compuesto iónico formado por un ion férrico Fe³⁺ y tres iones cloruro Cl^–. El hierro está en su estado de oxidación de +3 y cada cloro posee valencia -1.

Nomenclatura del cloruro de hierro (III)

• Cloruro de hierro (III).
• Cloruro férrico.
• Tricloruro de hierro.
• Muriato de hierro.

Propiedades del cloruro de hierro (III)

• Estado físico. Sólido cristalino color naranja a marrón negruzco.

• Peso molecular. Anhidro FeCl₃ = 162,2 g/mol.
• Punto de fusión. Anhidro FeCl₃ = 304 °C. Hexahidrato FeCl_3•6H₂O = 37 °C.
• Punto de ebullición. Anhidro FeCl₃ = Aproximadamente 316 °C. Hexahidrato FeCl_3•6H₂O = 280-285 °C.
• Densidad. Anhidro FeCl₃ = 2,90 g/cm³ a 25 °C.
• Solubilidad. Muy soluble en agua: 74,4 g/100 g de agua a 0 °C; 535,7 g/100 g de agua a 100 °C. Muy soluble en acetona, etanol, éter y metanol. Débilmente soluble en solventes no polares, como benceno y hexano.
• pH. Sus soluciones acuosas son muy ácidas. Una solución de 0,1 moles de FeCl₃ por litro de agua tiene un pH de 2,0.
• Propiedades químicas. Cuando se disuelve en agua el FeCl₃ se hidroliza; es decir, se separa en sus iones Fe³⁺ y 3 Cl^–. El Fe³⁺ forma el ion hexaacuohierro [Fe(H₂O)₆]³⁺ pero este se combina con los iones OH^– del agua formando especies mixtas y liberando protones H⁺. Por esta razón sus soluciones son ácidas. Si se va aumentando el pH, estas especies forman un gel y por último se forma un precipitado o sólido de óxido férrico hidratado Fe₂O_3•nH₂O. Los cristales de cloruro de hierro (III) son higroscópicos, esto es, absorben agua del ambiente. Cuando está húmedo es corrosivo para el aluminio y muchos metales. Las soluciones acuosas de FeCl₃ son muy ácidas y corrosivas para la mayoría de los metales. Poseen un débil olor a ácido clorhídrico HCl. Cuando se calienta hasta su descomposición, emite gases altamente tóxicos de HCl.

Obtención del cloruro de hierro (III)

El cloruro de hierro (III) se produce por cloración directa del hierro haciendo reaccionar cloro seco (Cl₂) con chatarra de hierro (Fe) a 500-700 °C.

La reacción se lleva a cabo en un reactor resistente a los ácidos. El primer paso es fundir a 600 °C una mezcla de cloruro de hierro (III) (FeCl₃) y cloruro de potasio (KCl).

Luego se disuelve la chatarra de hierro (Fe) en dicha mezcla fundida, donde el hierro reacciona con el FeCl₃ y se convierte en cloruro ferroso (FeCl₂).

Fe + 2 FeCl₃ → 3 FeCl₂

Luego el FeCl₂ reacciona con el cloro Cl₂ formando el FeCl₃ el cual sublima (pasa del estado sólido al gaseoso directamente) y se recoge en cámaras especiales de condensación.

2 FeCl₂ + Cl₂ → 2 FeCl₃

También se puede hacer reaccionar el sulfato ferroso FeSO₄ con cloro Cl₂.

El hexahidrato FeCl_3•6H₂O se puede obtener mediante evaporación de una solución acuosa de iones Fe³⁺ y Cl^– en un baño de vapor.

• Presencia en la naturaleza. El cloruro férrico se encuentra en la naturaleza en forma del mineral molysita, el cual se halla en la lava de las fumarolas de volcanes activos. Entre los volcanes donde se puede encontrar está el monte Vesubio.

Usos del cloruro de hierro (III)

• En el tratamiento de aguas residuales. El cloruro férrico se emplea para tratar aguas residuales municipales o industriales mediante sedimentación química. Actúa como coagulante favoreciendo la unión de varias partículas entre sí, de esta manera se forman conglomerados o partículas más grandes que tienden a flocular o sedimentar, favoreciendo la separación de sólidos del agua, y esta queda libre de materiales no deseados. Este tipo de tratamientos puede facilitar la remoción de parásitos, tales como los protozoarios, microorganismos formados por una sola célula, como las amibas, que causan enfermedades. Por esta razón, el FeCl₃ se utiliza también para purificar agua.
• En procedimientos curativos veterinarios. El cloruro de hierro (III) se utiliza para curar heridas de animales. Sirve como astringente local (puede retraer los tejidos y actuar como antiinflamatorio y cicatrizante) y hemostático (detiene hemorragias o pérdidas de sangre). Se utiliza en polvos para detener pérdidas de sangre o cuando se han cortado los cuernos al ganado vacuno. También se usa en forma de solución para detener hemorragias cuando se cortan garras o se eliminan verrugas. Se emplea también para tratar faringitis (inflamación de la faringe) o estomatitis (inflamación de la mucosa bucal) y para aumentar la hemoglobina de la sangre en algunas aves.
• En la extracción de metales. Se usa para extraer cobre (II) del mineral de cobre que contenga sulfuros de dicho metal. Es un método oxidativo adecuado para evitar la liberación del gas tóxico dióxido de azufre (SO₂), pues en lugar de este se genera azufre (S). Se producen soluciones con altas concentraciones de FeCl₂, FeCl₃, CuCl₂ y otros cloruros metálicos. 4 FeCl₃ + Cu₂S ⇔ 4 FeCl₂ + 2 CuCl₂ + S↓
• Como reactivo de laboratorios químicos y biológicos. Entre muchos de sus usos en química, sirve para indicar la presencia del grupo -OH fenólico (es decir, grupo -OH unido a un anillo bencénico). Se disuelve el compuesto a analizar en etanol y se añaden unas gotas de solución de FeCl₃. Cuando el compuesto posee grupo -OH unido a un anillo bencénico (o sea, es un fenol) se forma una coloración verde azulada. Esta prueba permite analizar la presencia de los fenoles en extractos de plantas. Se usa además en ensayos para determinar la actividad antioxidante de ciertos aceites extraídos de vegetales. Otra de sus aplicaciones es que permite preparar otros compuestos químicos. Puede actuar además como agente oxidante, clorante (aportar cloro) y condensante (para unir dos o más moléculas entre sí). También sirve como catalizador o acelerador de reacciones de química orgánica.
• En diversas aplicaciones. El cloruro férrico se utiliza en circuitos electrónicos impresos. Por la coloración de sus diversas formas hidratadas, sirve como pigmento y se emplea en el curtido de cuero. Es desinfectante. Se emplea para tratar desórdenes de la piel y también se utiliza en fotografía.

Riesgos del cloruro de hierro (III)

El polvo de FeCl₃ es irritante para los ojos, nariz y boca. Si se inhala puede causar tos o dificultad para respirar. Es un compuesto corrosivo, por lo que el contacto prolongado con la piel y con los ojos o mucosas puede causar enrojecimiento y quemaduras.

No es inflamable, pero al calentarse a altas temperaturas produce gas de cloruro de hidrógeno HCl, tóxico y muy corrosivo.

El FeCl₃ es dañino para los organismos acuáticos y terrestres. Si por accidente es desechado al ambiente debe neutralizarse su acidez con compuestos básicos.

Referencias

1. Ferric chloride. Recuperado de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Kirk-Othmer. Encyclopedia of Chemical Technology. Volume 19. Fourth Edition. John Wiley & Sons.
3. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Fifth Edition. Volume A22. VCH Verlagsgesellschaft mbH.
4. Agyare, C. et al. Petroselinum crispum: a Review. Antioxidant activity. In medicinal Spices and Vegetables from Africa. Recuperado de sciencedirect.com.
5. Cotton, F.A., Wilkinson, G. Advanced Inorganic Chemistry. Fourth Edition. John Wiley & Sons.