Ce qui est formé lorsque vous quittez le fer (II) sulfate dans l'air ordinaire chimie Stack échange
Habituellement, le sulfate de fer d'origine (II) est présent en $ vert $ \ CE.
L'oxygène peut oxyder les sels de $ this $ \ to \ $ sels de $ CE; par exemple, à $ \ mathrm = 0 $: $ \ Ce $ est encore plus facile oxydé dans des conditions alcalines; par exemple, à $ \ mathrm = 14 $:Cependant, vous ne pouvez pas s'oxyder simplement le fer (II) sulfate $ \ left (\ ce \ droite) $ en fer (III) sulfate $ \ left (\ ce \ droite) $ dans l'air sec puisque vous auriez besoin du sulfate supplémentaire pour équilibrer l'équation :
Néanmoins, $ \ ce $ peut être oxydé en \ $ $ CE.
Le résultat $ \ ce $ est soumise à l'hydrolyse. A titre de comparaison, le $ \ ce ion $ est stable dans des conditions fortement acides. Déjà à $ \ mathrm = 02 $, il se transforme en jaune $ CE \ $ et commence à former $ \ ce $:Une addition supplémentaire de la base provoque la précipitation du fer amorphe (III) hydroxyde.
Par conséquent, le sulfate produit probablement lorsque le sulfate de fer (II) est oxydé est basique de fer (III), à savoir approximativement:
Toutefois, le vrai et le vieillissement aux intempéries de fer (II) sulfate dans l'air sec rendements en fait un mélange de divers composés, y compris le fer (III) et le sulfate de fer (III) de l'oxyde-hydroxyde.
Lors de l'exposition à l'air, il oxyde pour former un revêtement brun-jaune corrosive de sulfate ferrique basique, qui est un produit d'addition de l'oxyde ferrique et le sulfate ferrique: $$ \ ce $$
La page PubChem pour le sulfate ferreux dit que cette réaction se produit rapidement dans l'air humide et que le taux d'oxydation est augmentée en augmentant le pH, la température, ou par exposition à la lumière. Cependant, je n'ai pas accès aux sources originales.