Après une expérience d'un collègue de Termoyad sur l'obtention de zinc métallique à partir d'une solution aqueuse, il décide de mener une expérience similaire avec le fer. Je dirai tout de suite que le but n'était pas d'obtenir du fer comme réactif : Dieu merci, il y a encore assez de fer. La tâche était de répondre à la question : est-il possible d'isoler le fer métallique d'une solution aqueuse de sels ? chimiquement? Le zinc forme facilement des hydrocomplexes lorsque l'hydroxyde de zinc est dissous dans des alcalis ; on ne peut pas en dire autant du fer, il faudra donc se contenter de solutions acides.

Comme matière première utilisé le sel de Mohr, FeSO 4 ·(NH 4) 2 SO 4 ·6H 2 O double sulfate de fer (II) et d'ammonium. De plus, par souci de simplicité, sa formule sera notée FeSO4 (puisque le sulfate d'ammonium dans dans ce cas est pratiquement du lest). Il semblerait qu'il soit simple d'obtenir du fer à partir d'une solution de sulfate ferreux, il suffit d'en ajouter plus métal actif par exemple le magnésium. Rappelez-vous, à l’école, ils ont écrit des réactions comme celle ci-dessous :

FeSO 4 + Mg = MgSO 4 + Fe

Ainsi, cette équation peut être barrée à l’avance en toute sécurité. Pourquoi?

DANS solution aqueuse Le sulfate de fer (II) contient deux cations oxydants - Fe 2+ et H +. Ce dernier se forme par hydrolyse. L'hydrogène se trouve dans série électrochimique les contraintes à droite du fer, par conséquent, selon la théorie, les cations hydrogène devraient être réduits en premier, et ensuite seulement les cations fer. En pratique, il est fort probable que ces processus se produiront simultanément.

Pourquoi le dégagement d’hydrogène est-il mauvais ? Comme déjà indiqué, des cations hydrogène sont présents dans la solution de sulfate ferreux à la suite de l'hydrolyse. L'hydrolyse est une réaction réversible :

Fe 2+ + H 2 O Fe(OH) + + H +

Fe(OH) + + H 2 O Fe(OH) 2 + H +

Si les cations hydrogène réagissent avec le magnésium, l'équilibre se déplacera vers la droite - l'hydrolyse conduira à la formation d'un précipité d'hydroxyde de fer ou de sels basiques.

Pour éviter que les sels basiques ne précipitent, vous devez ajouter un acide. J'ai décidé d'utiliser de l'acide citrique parce que... il est relativement faible, et même s'il réagit avec le fer formé, il ne réagira pas trop rapidement.

J'ai dissous 11,7 g de sel de Mohr et 6,2 g d'acide citrique dans l'eau, ce qui a donné une solution verdâtre. Augmentation du volume à 75 ml. J'ai pris un morceau de magnésium pesant 1,5 g. Plus précisément, pas du magnésium pur, mais un alliage électronique. L'électron est un alliage qui contient environ 90 % de magnésium, environ 10 % d'aluminium et environ 1 % de manganèse. Dans notre cas, il a remplacé le magnésium pur. L'important est que tous les composants et l'alliage électronique dans son ensemble n'ont pas de propriétés ferromagnétiques (c'est par celles-ci qu'il est plus facile de détecter le fer métallique - s'il se forme à la suite d'une réaction). Si nous supposons classiquement que l'alliage électronique est du magnésium pur et que l'acide citrique est anhydre, alors pour 1 mole de magnésium, il y a 0,48 mole de fer ferreux et 0,52 mole d'acide citrique.

J'ai placé un morceau de magnésium dans une solution de sel de Mohr et d'acide citrique. La libération d'hydrogène a commencé - pas très forte, mais l'aérosol de la solution a volé régulièrement. La solution verdâtre est rapidement devenue gris clair, au fil du temps - gris foncé et enfin noire (lorsqu'une partie de la solution sombre a été diluée, elle est devenue brune avec une teinte verdâtre). La dissolution du magnésium a duré environ 2 heures – la réaction a été relativement lente. La solution s'est sensiblement chauffée.

Peu de temps après le début de la réaction, la formation d'une fine poudre de fer était perceptible, qui se déposait au fond ou était en suspension dans la solution. Il a amené un aimant sur le verre, la poudre de fer résultante a été attirée par l'aimant et collectée sur la paroi du verre. Le morceau de magnésium s'est également magnétisé parce que... Le fer s'est déposé à sa surface.

Apparemment, il était conseillé de séparer le fer pendant la réaction à l'aide d'un aimant au fur et à mesure de sa formation. Je ne l'ai pas fait et j'ai attendu que le morceau de magnésium soit complètement dissous, puis j'ai filtré la solution. Le liquide était filtré lentement, apparemment un colloïde avait obstrué les pores du papier. Ensuite, j'ai lavé le fer sur le filtre ; après séchage, il restait 0,06 g de poudre noire (qui contenait des particules d'alliage électronique non dissoutes). Le rendement est très faible. La poudre maculait le papier et était facilement attirée par l'aimant.

Je suppose qu’une partie du fer formé au cours de la réaction s’est ensuite dissoute dans l’acide citrique. Apparemment, cela explique la couleur noire de la solution au stade final de l'expérience.

Le lecteur demandera : « Peut-être n'était-il pas nécessaire d'ajouter de l'acide citrique ? - Après tout, les considérations sur la formation d'un précipité de sels basiques (lors de la réaction du magnésium et du sulfate ferreux) ne sont qu'une théorie, mais l'acide citrique peut se dissoudre. le fer formé.

La réponse sera donnée par l’expérience décrite dans le prochain article.

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Formule:

Sulfate de fer (II), sulfate ferreux, FeSO 4 - sel d'acide sulfurique et fer 2-valent. Dureté - 2.

En chimie, le sulfate de fer est appelé hydrate cristallin. sulfate de fer(II). Les cristaux sont vert clair. Il est utilisé dans l'industrie textile, en agriculture comme insecticide et pour la préparation de peintures minérales.

Analogue naturel - minéral mélantérite; dans la nature, on le trouve dans les cristaux du système monoclinoédrique, de couleur vert-jaune, sous forme de frottis ou de dépôts.

Masse molaire: 151,91 g/mole

Densité: 1,8-1,9 g/cm³

Point de fusion: 400 °C

Solubilité dans l'eau: 25,6 g/100 ml

Le sulfate ferreux est libéré à des températures de 1,82 °C à 56,8 °C à partir de solutions aqueuses sous forme de cristaux vert clair FeSO 4 · 7H 2 O, appelés sulfate ferreux (hydrate cristallin). Se dissout dans 100 g d'eau : 26,6 g de FeSO 4 anhydre à 20 °C et 54,4 g à 56 °C.

Les solutions de sulfate ferreux sous l'influence de l'oxygène atmosphérique s'oxydent avec le temps, se transformant en sulfate de fer (III) :

12FeSO 4 + O 2 + 6H 2 O = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fe(OH) 3 ↓

Lorsqu'il est chauffé au-dessus de 480 °C, il se décompose :

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Reçu.

Le sulfate de fer peut être préparé par l'action de l'acide sulfurique dilué sur la ferraille, les chutes de fer à toiture, etc. Dans l'industrie, il est obtenu comme sous-produit lors du décapage de feuilles de fer diluées H 2 SO 4, de fils, etc., pour enlever le tartre.

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

Une autre méthode est le grillage oxydatif de la pyrite :

2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

Analyse qualitative.

Réactions analytiques pour le cation fer (II).

1. Avec hexacyanoferrate de potassium (III) K 3 avec formation d'un précipité bleu foncé d'hexacyanoferrate de potassium et de fer(II) (III) (« bleu Turnboole »), insoluble dans les acides, se décomposant avec les alcalis pour former Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

La valeur optimale du pH pour la réaction est de 2-3. La réaction est fractionnée, très sensible. Des concentrations élevées de Fe 3+ interfèrent.

2. Avec du sulfure d'ammonium (NH 4 ) 2 S avec formation d'un précipité noir, soluble dans acides forts(GF).

FeSO 4 + (NH 4) 2 S FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Réactions analytiquesà l'ion sulfate.

1. Avec réactif de groupe BaCl 2 + CaCl 2 ou BaCl 2 (GF).

La découverte fractionnée de l'ion sulfate est effectuée dans un environnement acide, ce qui élimine l'influence perturbatrice du CO 3 2-, du PO 4 3-, etc., et en faisant bouillir la solution d'essai avec 6 mol/dm 3 HCl pour éliminer le S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2-, qui peuvent former du soufre élémentaire dont le précipité peut être confondu avec le précipité BaSO 4. Le précipité BaSO 4 est capable de former des cristaux isomorphes avec KMnO 4 et d'être coloré rose(la spécificité de la réaction augmente).

Méthodologie effectuer la réaction en présence de 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Ajouter des volumes égaux de solutions de permanganate de potassium, de chlorure de baryum et d'acide chlorhydrique à 3 à 5 gouttes de la solution d'essai et mélanger vigoureusement pendant 2 à 3 minutes. Laisser décanter et, sans séparer le précipité de la solution, ajouter 1 à 2 gouttes d'une solution de H 2 O 2 à 3 %, mélanger et centrifuger. Le précipité doit rester rose et la solution au-dessus du précipité doit devenir incolore.

2. Avec acétate de plomb.

DONC 4 2- + Pb 2+ PbSO 4 

Méthodologie : à 2 cm 3 de solution de sulfate ajouter 0,5 cm 3 d'acide chlorhydrique dilué et 0,5 cm 3 de solution d'acétate de plomb ; il se forme un précipité blanc, soluble dans une solution saturée d'acétate d'ammonium ou de soude.

PbSO 4  + 4 NaOH Na 2 + Na 2 SO 4

Avec les sels de strontium – formation d'un précipité blanc, insoluble dans les acides (contrairement aux sulfites).

DONC 4 2 - + Sr 2+ SrSO 4 

Méthodologie : Ajoutez 4 à 5 gouttes d'une solution concentrée de chlorure de strontium à 4 à 5 gouttes de la solution analysée, un précipité blanc se forme.

Avec des sels de calcium - formation de cristaux de gypse en forme d'aiguille CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Ca 2+ + 2H 2 O CaSO 4  2H 2 O

Méthodologie: Appliquer une goutte de la solution analysée et du sel de calcium sur une lame de verre et sécher légèrement. Les cristaux obtenus sont examinés au microscope.

Analyse quantitative.

Permanganatométrie.

Détermination de la fraction massique de fer dans un échantillon de sel de Mohr (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O par la méthode permanganatométrique

(option de titrage direct)

La détermination est basée sur l'oxydation du fer(II) par le permanganate de potassium en fer(III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8H 2 DONC 4 = 5 Fé 2 (DONC 4 ) 3 + 2 MnSO 4 +K 2 DONC 4 + 8H 2 Ô

M (Fe) = 55,85 g/mol

Méthodologie: La portion pesée exacte de sel de Mohr nécessaire à la préparation de 100 cm 3 d'une solution 0,1 M de sel de Mohr est transférée quantitativement dans une fiole jaugée de 100 cm 3, dissoute dans une petite quantité d'eau distillée, après dissolution complète, ajustée au trait avec eau et mélangé. Une aliquote de la solution obtenue (tâche individuelle) est placée dans un flacon de titrage et ajoutée volume égal diluer l'acide sulfurique (1:5) et titrer lentement avec une solution de permanganate de potassium jusqu'à ce que la solution devienne légèrement rose, stable pendant 30 secondes.

Application.

Utilisé en production encre;

En teinture (pour colorer laine en noir);

Pour préserver le bois.

Références.

Lurie Yu.Yu. Manuel de chimie analytique.

Moscou, 1972 ;

Instructions méthodologiques « Méthodes instrumentales d'analyse », Perm, 2004 ;

Instructions méthodologiques « Analyse chimique qualitative », Perm, 2003 ;

Instructions méthodologiques « Analyse chimique quantitative », Perm, 2004 ;

Rabinovitch V.A., Khavin Z.Ya. Bref ouvrage de référence chimique, Leningrad, 1991 ;

« Grande Encyclopédie soviétique » ; Convertisseur de longueur et de distance Convertisseur de masse Convertisseur de volume en vrac et de nourriture Convertisseur de surface Convertisseur de volume et d'unités en recettes culinaires Convertisseur de température Convertisseur de pression, contrainte mécanique, module d'Young Convertisseur d'énergie et de travail Convertisseur de puissance Convertisseur de force Convertisseur de temps Convertisseur vitesse linéaire Convertisseur de nombres de convertisseur d'efficacité thermique et d'efficacité énergétique à angle plat en divers systèmes notations Convertisseur d'unités de mesure de quantité d'information Taux de change Tailles de vêtements et chaussures pour femmes Tailles vêtements pour hommes et convertisseur de chaussures vitesse angulaire et vitesse de rotation Convertisseur d'accélération Convertisseur accélération angulaire Convertisseur de densité Convertisseur de volume spécifique Convertisseur de moment d'inertie Convertisseur de moment de force Convertisseur de couple Convertisseur chaleur spécifique combustion (en masse) Convertisseur de densité énergétique et de chaleur spécifique de combustion (en volume) Convertisseur de différence de température Convertisseur de coefficient dilatation thermique Convertisseur résistance thermique Convertisseur de conductivité thermique Convertisseur capacité thermique spécifique Convertisseur de puissance d'exposition à l'énergie et de rayonnement thermique Convertisseur de densité flux de chaleur Convertisseur de coefficient de transfert de chaleur Convertisseur de débit volumique Convertisseur de débit massique Convertisseur de débit molaire Convertisseur de densité de débit massique Convertisseur dilatation thermique concentration molaire concentration de masse en solution Convertisseur de viscosité dynamique (absolue) Convertisseur de viscosité cinématique Convertisseur Convertisseur de perméabilité à la vapeur Convertisseur de perméabilité à la vapeur et de taux de transfert de vapeur Convertisseur de niveau sonore Convertisseur de sensibilité du microphone Convertisseur de niveau de pression acoustique (SPL) Convertisseur de niveau de pression sonore avec pression de référence sélectionnable Convertisseur de luminosité Convertisseur d'intensité lumineuse Convertisseur d'éclairement Convertisseur de résolution infographie Convertisseur de fréquence et de longueur d'onde Puissance optique en dioptries et distance focale Puissance optique en dioptries et grossissement de l'objectif (×) Convertisseur charge électrique Convertisseur de densité de charge linéaire Convertisseur densité superficielle Convertisseur de charges densité apparente Convertisseur de charges courant électrique Convertisseur de densité de courant linéaire Convertisseur de densité de courant de surface Convertisseur d'intensité de champ électrique Convertisseur potentiel électrostatique et convertisseur de tension résistance électrique Convertisseur de résistivité électrique Convertisseur conductivité électrique Convertisseur de conductivité électrique Capacité électrique Convertisseur d'inductance Convertisseur de calibre de fil américain Niveaux en dBm (dBm ou dBmW), dBV (dBV), watts et autres unités Convertisseur force magnétomotrice Convertisseur de tension champ magnétique dilatation thermique flux magnétique Convertisseur d'induction magnétique Rayonnement. Convertisseur de débit de dose absorbée rayonnement ionisant Radioactivité. Convertisseur désintégration radioactive Radiation. Convertisseur de dose d'exposition Rayonnement. Convertisseur de dose absorbée Convertisseur de préfixe décimal Transfert de données Convertisseur d'unités de typographie et d'imagerie Convertisseur d'unités de volume de bois Calcul de masse molaire Tableau périodique éléments chimiques D. I. Mendeleïev

Formule chimique

Masse molaire de Fe 2 (SO 4) 3, sulfate de fer (III) 399.8778 g/mole

55,845 2+(32,065+15,9994 4) 3

Fractions massiques des éléments du composé

Utiliser le calculateur de masse molaire

Les formules chimiques doivent être saisies en respectant la casse
Les indices sont saisis sous forme de nombres réguliers
Pointer sur ligne médiane(signe de multiplication), utilisé par exemple dans les formules d'hydrates cristallins, est remplacé par un point régulier.
Exemple : au lieu de CuSO₄·5H₂O dans le convertisseur, pour faciliter la saisie, l'orthographe CuSO4.5H2O est utilisée.

Calculateur de masse molaire

Taupe

Toutes les substances sont constituées d'atomes et de molécules. En chimie, il est important de mesurer avec précision la masse des substances qui réagissent et qui en résultent. Par définition, une taupe est une quantité de substance qui contient la même quantité éléments structurels(atomes, molécules, ions, électrons et autres particules ou leurs groupes), combien d'atomes sont contenus dans 12 grammes d'un isotope du carbone avec une masse atomique relative de 12. Ce nombre est appelé constante ou nombre d'Avogadro et est égal à 6,02214129(27)×10²³ mol⁻¹ .

Nombre d'Avogadro N A = 6,02214129(27)×10²³ mol⁻¹

En d’autres termes, une taupe est une quantité de substance égale en masse à la somme des masses atomiques des atomes et des molécules de la substance, multipliée par le nombre d’Avogadro. L'unité de quantité d'une substance, la taupe, est l'une des sept unités de base du SI et est symbolisée par la taupe. Puisque le nom de l'unité et son symbole coïncident, il est à noter que le symbole n'est pas décliné, contrairement au nom de l'unité, qui peut être décliné selon règles normales Langue russe. Par définition, une mole de carbone 12 pur équivaut exactement à 12 g.

Masse molaire

Masse molaire - propriété physique d'une substance, définie comme le rapport entre la masse de cette substance et la quantité de substance en moles. En d’autres termes, il s’agit de la masse d’une mole d’une substance. L'unité SI de masse molaire est le kilogramme/mol (kg/mol). Cependant, les chimistes sont habitués à utiliser l’unité g/mol, plus pratique.

masse molaire= g/mole

Masse molaire des éléments et composés

Les composés sont des substances constituées de différents atomes, qui sont chimiquement liés les uns aux autres. Par exemple, les substances suivantes, que l’on peut trouver dans la cuisine de toute femme au foyer, sont des composés chimiques :

sel (chlorure de sodium) NaCl
sucre (saccharose) C₁₂H₂₂O₁₁
vinaigre (solution acide acétique) CH₃COOH

La masse molaire d'un élément chimique en grammes par mole est numériquement la même que la masse des atomes de l'élément exprimée en unités de masse atomique (ou daltons). La masse molaire des composés est égale à la somme des masses molaires des éléments qui composent le composé, en tenant compte du nombre d'atomes du composé. Par exemple, la masse molaire de l'eau (H₂O) est d'environ 2 × 2 + 16 = 18 g/mol.

Poids moléculaire

La masse moléculaire (l'ancien nom est poids moléculaire) est la masse d'une molécule, calculée comme la somme des masses de chaque atome qui compose la molécule, multipliée par le nombre d'atomes de cette molécule. Le poids moléculaire est sans dimension grandeur physique, numériquement égal à la masse molaire. C'est, poids moléculaire diffère de la masse molaire en dimension. Même si la masse moléculaire est une quantité sans dimension, elle possède toujours une quantité appelée unité de masse atomique (amu) ou dalton (Da), et approximativement égal à la masse un proton ou un neutron. Unité atomique la masse est également numériquement égale à 1 g/mol.

Calcul de la masse molaire

La masse molaire est calculée comme suit :

déterminer masses atomiqueséléments selon le tableau périodique;

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Sulfate ferreux - composé chimique, extrêmement commun dans la nature et largement utilisé dans divers domaines activité économique. Il existe des modifications divalentes et trivalentes de cette substance. La première variété, également appelée sulfate ferreux, est un composé inorganique binaire non volatil de formule FeSO 4. Extérieurement, ce composé chimique est constitué d'hydrates cristallins transparents de couleur bleu verdâtre clair, ayant haut degré hygroscopique et solubilité dans milieu aquatique. Sous vide, FeSO 4 se décompose avec une forte intensité, effondrement complet se produit à une température d’environ 700°C.

Le sulfate ferreux est un réactif largement utilisé qui cristallise à partir de solutions à température ambiante sous forme d'heptahydraté FeSO 4 ∙ 7H 2 O, qui est une substance bleu pâle. Lors d'un stockage à long terme, il s'érode et se transforme en une substance poudreuse blanche, et sur en plein air devient progressivement jaune à cause de processus oxydatifs. L'altération du sulfate de fer s'explique par le fait que sa structure contient une molécule d'eau de la sphère externe, qui quitte facilement le réseau cristallin.

Le sulfate de fer anhydre trivalent est jaune clair, paramagnétique, extrêmement hygroscopique et monoclinique. Capable de former des modifications structurelles orthorhombiques et hexagonales. Le sulfate ferrique cristallise bien à partir de diverses solutions sous la forme de divers composés hydratés en contenant jusqu'à dix. Lorsqu'il est chauffé lentement, il se transforme en un sel anhydre qui se décompose facilement en hématite et anhydrite sulfurique à une température d'environ 650°C. Comme beaucoup d’autres sels de cations triples, le sulfate ferreux forme de l’alun, qui cristallise sous forme d’octaèdres violet pâle. Cette substance est un bon agent réducteur pour l’ion Ag+, qui a une forte propriétés oxydantes. Le sulfate ferreux, dont l'hydrolyse s'observe lors de l'ébullition de la solution dans laquelle il est contenu, existe dans la nature principalement dans la jarosite (minéral).

Dans l'industrie, cette substance est obtenue principalement comme sous-produit dans les usines de transformation des métaux à partir de diverses solutions de décapage utilisées pour éliminer le tartre des produits sidérurgiques. Cette substance peut également être isolée en calcinant des pyrites ou des marcassites avec du NaCl dans environnement aérien. Une autre méthode pour sa synthèse consiste à chauffer l’oxyde de fer dans des sels d’acide sulfurique. En pratique de laboratoire, ce composé est isolé de Fe(OH) 2.

Une grande curiosité est suscitée par le fait que du sulfate ferreux a été découvert sur Mars en 2009 vaisseau spatial« Esprit », à partir duquel les scientifiques ont conclu que de puissants processus oxydatifs se produisent à la surface de la planète. En raison de la très faible densité de cette substance, le rover s'est retrouvé si profondément coincé dans ses dépôts qu'une partie de son corps a même touché les couches profondes du sol martien.

Sur Terre, le sulfate ferreux, en raison de sa capacité à s'hydrolyser, avec l'alun d'aluminium, est utilisé comme floculant dans le processus de purification. eau potable. Formant des flocons d'hydroxyde, ce composé chimique adsorbe de nombreuses impuretés nocives. Cette substance a également trouvé une large application en médecine, où elle est utilisée comme agent thérapeutique et prophylactique pour l'anémie ferriprive.

Dans l'industrie, le sulfate ferreux est largement utilisé dans l'industrie textile, où il sert un élément important encre et diverses peintures minérales. Cette substance est également un bon conservateur du bois. Certaines solutions dites résiduelles de sulfate ferreux sont transformées en ferron et en ferrigypse, qui sont un mélange d'hydrates de ce composé avec diverses charges.

Formule brute

Groupe pharmacologique de la substance Sulfate de fer

Classification nosologique (ICD-10)

Code CAS

Caractéristiques de la substance Sulfate de fer

Prismatique cristaux clairs poudre vert bleuâtre ou vert pâle cristalline. Il est soluble dans l'eau pour former une solution verdâtre au goût astringent et à la réaction légèrement acide.

Pharmacologie

Action pharmacologique

Application de la substance Sulfate de fer

Prévention et traitement des carences en fer causées par pour diverses raisons: saignements (y compris polyménorrhée, métrorragies, accouchement, hémorroïdes, ulcère gastrique et duodénum, interventions chirurgicales, saignements de nez fréquents, pertes de sang dues à d'autres maladies) ; besoin accru en fer (grossesse, allaitement, croissance intensive, don, brûlures, hémodialyse) ; apport insuffisant de fer provenant des aliments ou altération de l'absorption (diarrhée chronique, achlorhydrie, gastrectomie, maladie coeliaque, maladie de Crohn, entérite, syndrome de malabsorption).

Contre-indications

Hypersensibilité, altération du métabolisme du fer dans l'organisme, hémochromatose, hémosidérose ; dysfonctionnements gastro-intestinaux qui interfèrent avec l'absorption du fer ; anémie aplasique et hémolytique, thalassémie.

Effets secondaires de la substance Sulfate de fer

De l'extérieur système nerveux et organes des sens : mal de tête, vertiges, faiblesse, irritabilité ; rarement - encéphalopathie avec syndrome épileptique.

De l'extérieur système cardiovasculaire et du sang (hématopoïèse, hémostase) : sensation de pression derrière le sternum.

Du tractus gastro-intestinal : nausées, vomissements, constipation/diarrhée, douleurs abdominales, maux de dents.

Réactions allergiques : démangeaisons, éruption cutanée; rarement - choc anaphylactique.

Autre: rougeurs cutanées, maux de gorge.

Interaction

Réduit l'activité des tétracyclines et de la pénicillamine (lorsqu'elles sont combinées, des complexes mal absorbés se forment dans le tractus gastro-intestinal). Les antiacides réduisent et l'acide ascorbique augmente la résorption du fer.