Hierro QUÍM.

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Química

Cuarto elemento químico en orden de abundancia en la corteza terrestre, con un 5% (después del oxígeno, el silicio y el aluminio) y el segundo entre los metales. Se supone, sin embargo, que el núcleo de nuestro planeta -a partir de los 3.000 Km. de radio- está constituido por h. y níquel, lo que supone un contenido global en el planeta del 40%. El que a veces se ha encontrado en estado elemental en la naturaleza, o es de procedenciaextraterrestre (meteórico) o proviene de la disgregación de rocas basálticas, en las que se encuentra en forma dispersa en pequeños gránulos. El h. meteórico --con una composición aproximada de 90% de Fe, 9% de Ni, 1% de otros metales- llegó a tener gran importancia entre los pueblos primitivos que lo utilizaron, cuando descubrieron la posibilidad de darle forma por forja, para fabricar sus armas y herramientas. Todavía a principios del siglo pasado era utilizado así por algunos pueblos esquimales. Se tienen pruebas de que parte del meteorito de Descubridora, en México, fue usado con este fin. Al h. puro se llega por reducción, con hidrógeno, de óxido de h. puro -obtenido por descomposición térmica del oxalato, del carbonato o del nitrato ferroso- y también por electrodepósito a partir de soluciones acuosas de sus sales, o por descomposición térmica del hierrocarbonilo.

Prácticamente todo el h. de la corteza terrestre se encuentra en forma oxidada. Las menas -minerales naturales de los que se extrae -son hematites (Fe203), magnetita (Fe304), limonita (FeO(OH)), y siderita (FeC03). La obtención industrial de h. por reducción de estos minerales con carbón, constituye la siderurgia (v.), actividad que se inició, probablemente, hace más de 4.000 años. Las piritas (v.) son otra especie mineral (sulfuros más o menos complejos y abundantes) en cuya composición interviene el hierro.

Propiedades. Es un metal relativamente activo. Desplaza al hidrógeno de los ácidosH30++Fe --> Fe2++H2+H20 y del vapor de agua a elevadas temperaturas Fe+H20 vapor -i H2+Fe2O3. Finamente dividido arde en el aire (h. pirofórico) formándose óxido. Se pasiva (v. ELECTRÓLISIS) por la acción de oxidantes enérgicos como el ácido nítrico fumante, por formarse en su superficie óxidos compactos y resistentes; también se pasiva espontáneamente cuando su composición, tratamiento y ambiente favorecen ese proceso (h. forjados antiguos).

El h. en forma compacta no se afecta por el aire seco a temperatura normal, pero al calentarle se forma en su superficie una película de óxido cuyas propiedades y composición dependen de la temperatura alcanzada, de la naturaleza del h. base, y de la atmósfera en que se calienta. Entre las variadas propiedades de esta película está la de absorber selectivamente ciertas longitudes de onda de la luz visible; precisamente esta propiedad se utilizó, y aún se utiliza, por los herreros prácticos para estimar la temperatura en los tratamientos térmicos de revenido. Cuando una pieza de h. se calienta, se pueden observar en su superficie, si está limpia (recién limada, p. ej.), los siguientes colores: amarillo pajizo (230° C); amarillo pardo (255° C), azul brillante (288° C); azul oscuro (300° C). A temperaturas elevadas se forma una costra negra que en su mayor parte es Fe304 (magnetita).

Es un metal .tenso (7,87 g/cm3), ferromagnético (v. MATERIA 11, 4), que funde -puro- a 1.5350C. Existe en tres formas alotrópicas: la forma a, que cristaliza en una red cúbica centrada, es estable hasta los 910° C; la forma ’v, que cristaliza en una red cúbica centrada en las caras, es estable entre 910° y1.400° C;y la forma S, que cristaliza de nuevo en red cúbica centrada, es la forma estable desde 1.400° C hasta la temperatura de fusión. Su punto de fusión, así como sus propiedades mecápicas, quedan muy afectadas si se disuelven en él otros metales. La incorporación de C al Fe da lugar a los productos conocidos como aceros (v.) y fundiciones.

La configuración electrónica de sus átomos (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2)lo sitúa en el cuarto periodo de la clasificación periódica, entre los llamados elementos de transición (v. ELEMENTOS QUÍMICOS VII), formando parte del grupo VIII A con el Co y el Ni.

Compuestos. Se conocen compuestos de este elemento en los que actúa con valencia 2, 3, 4 y 6, pero sus valencias normales son 2 y 3. Los óxidos correspondientes a estos dos grados de oxidación -Fe0 y Fe203- son óxidos básicos, que dan lugar a las sales ferrosas y férricas respectivamente. El óxido ferroso (Fe0) es el que tiene más carácter básico por representar el menor grado de oxidación del Fe (Fe,), y, sus derivados, los más electrovalentes.

El estado de oxidación más frecuente y estable es el férrico (Fe3+); las sales ferrosas (Fe+) son reductoras, ya que tienden a oxidarse pasando de Fe2+ a Fea+. Recíprocamente, frente a reactivos más reductores que el ion ferroso, Fe,, el ion férrico, Fea,-, puede actuar como oxidante reduciéndose a Fe-1 (v. OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN).

El óxido ferroso (Fe0), de color negro, se puede preparar calentando oxalato ferroso. Expuesto al aire se oxida con facilidad hasta el extremo de que su temperatura se eleva considerablemente. En contacto con agua desprende hidrógeno. El hidróxido ferroso puede obtenerse precipitando con sosa, en ausencia de aire, una solución de sal ferrosa. Aunque cuando puro es blanco, oscurece expuesto al aire, calentándose también por oxidarse a Fe(OH)3. Todo esto prueba la poca estabilidad de este grado de oxidación (Fe2+).

El óxido férrico (Fe203) puede obtenerse calentando sales férricas de ácidos volátiles (nitrato, carbonato, oxalato, acetato), o calcinando el hidróxido (Fe(OH)3). Su aspecto y color dependen del método de preparación, debido a la forma y tamaño de las partículas cristalinas que lo constituyen. El correspondiente hidróxido, de color marrón rojizo, se obtiene precipitando con hidróxido amónico la solución acuosa de una sal férrica. El óxido férrico puede exhibir un débil carácter ácido frente a bases enérgicas formando unas sales, ferritos, que se hidrolizan con extraordinaria facilidad para dar el hidróxido (v. HIDRÓLISIS).

Sólo se conocen algunos compuestos complejos (v. coMPUESTOS DE COORDINACIÓN) en los que el h. intervenga con valencia cuatro.

Aunque el óxido de h. hexavalente, Fe03, no se ha aislado, debe tener un carácter ácido enérgico. Se conocen sus sales, ferratos -no hidrolizables, aunque sí inestables al calor- que se pueden preparar oxidando Fe203 en un medio fuertemente básico, p. ej., fundiéndolo con nitrato potásico.

El óxido Fe304 se considera como un óxido mixto (Fe0 - Fe203)y se le conoce como óxido ferroso-férrico.

Las sales ferrosas pueden prepararse disolviendo Feo en los correspondientes ácidos, aunque conviene más prepararlas por disolución de h. en los ácidos. Las disoluciones tienen un color verde claro. Las sales son más estables a la oxidación que el Fe(OH)2, aunque sus soluciones, expuestas al aire, se oxidan lentamente. Como el Feo es una base fuerte, las sales ferrosas no se hidrolizanfácilmente y pueden cristalizarse sin dificultad. Son importantes el sulfato,(SO4Fe-7H20)conocido como vitriolo verde o caparrosa, que al aire eflorece y se oxida; más estable es la sal dobleS04Fe ’ S04(NH4)2 - 6H20(sal de Mohr).

Las sales férricas se obtienen por oxidación -con ácido nítrico, p. ej.- de las soluciones de sales ferrosas. Por el menor carácter básico del Fe203 las sales férricas tienden a hidrolizarse, fenómeno al que cabe atribuir el color de sus soluciones. Así, hirviendo una solución de sulfato ferroso que contenga ácidos nítrico y sulfúrico, y evaporando la solución obtenida, se deposita el sulfato férrico blanco amarillento. De forma análoga se llega alFeC13 ? n6H20.

El alumbre de hierro(K2SO4 - Fe2(S04)3 - 24 H2O,por su menor solubilidad, puede obtenerse con mayor pureza.

Los iones Fe+ y Fea+ forman complejos muy estables con los iones CN-, dando lugar a los ferro y ferricianuros,Fe(CN)64- y Fe(CN)63-.

V. t.:OXIDACIÓNYREDUCCIÓN;ÁCIDOSI;SIDERURGIA; SIDEROMETALÚRGICA, INDUSTRIA; PIRITA; LIMONITA; MAGNETITA.

FELIPE A. CALVO.

BIBL.: F. A. COTTON y G. WILKINSON, Advanced inorganic Chemistry, 2 ed. Londres 1966; 1. A. BABOR y 1. IBARZ, Química general moderna, 7 ed. Barcelona 1965; 1. BROCKINGTON, Students guide to inorganic Chemistry, Londres 1966; B. MASSON, Principles of Geochemistry, 2 ed. Londres 1958; R. F. TYLECOTE, Metallurgy in Archeology, Londres 1962.