Voir la source de Fer

{{autre4|l'élément chimique, le corps simple et les composés correspondants|les autres significations|Fer (homonymie)}}
{{Infobox Élément/Fer}}

Le '''fer''' est l'[[élément chimique]] de [[numéro atomique]] 26, de [[liste des éléments chimiques|symbole]] Fe.

Le [[corps simple]] dévoile plusieurs formes [[Allotropie|allotropique]]s selon la [[pression]] et la [[température]]. Le fer pur est un métal [[Fragilité|tenace]], [[ductilité|ductile]] et relativement [[malléable]], [[Ferromagnétisme|magnétique]] dans les conditions ambiantes. Mais l'élément Fe se retrouve aussi sous forme d'[[alliage]]s, [[Solution solide|solutions solides]] ou composés d'insertion divers, car l'adjonction de très faibles quantités d'éléments additionnels modifie considérablement les propriétés mécaniques. Outre ses propriétés physiques et chimiques remarquables et sa présence naturelle dans d'innombrables composés chimiques et biochimiques, par son implication dans un grand nombre de matériaux d'importance économique majeure ou son rôle biologique crucial, le fer représente le [[métal de transition]] et le matériau [[Ferromagnétisme|ferromagnétique]] le plus courant dans la vie quotidienne. Allié au [[carbone]] et avec d'autres éléments d'addition, il permet d'obtenir les [[acier]]s, plus durs et résistants, dont la sensibilité aux [[Traitement thermomécanique|traitements thermomécaniques]] permet de diversifier encore plus les propriétés du matériau.

== Généralités ==
Le fer possédant la structure électronique suivante (couches stables de l'[[Argon]]) 3d⁶ 4s² fait partie du groupe des éléments d dit [[métaux de transition]], il montre des analogies caractéristiques avec le [[ruthénium]], l'[[osmium]] dans sa rangée verticale, le [[cobalt]] et le [[nickel]] dans sa rangée horizontale, Fe, Co et Ni formant le classique « groupe du fer » ou « triade des métaux ferreux », à grande similarité chimique<ref>Du fait de la contraction des [[lanthanide]]s, les deuxièmes et troisièmes sections des éléments de transition présentent davantage de similarités : ce qui induit la comparaison des ressemblances horizontales. Une tradition d'étude chimique ancienne privilégie cependant les groupes verticaux, à savoir Fe, Ru et Os puis Co, Rh et Ir, et enfin Ni, Pd et Pt, pour mieux suivre l'accroissement des états de valence en descendant le tableau périodique. J.D. Lee, ''Précis de Chimie minérale'', opus cité, {{p.|204-205}}.</ref>{{,}}<ref>Le fer est le sixième élément de la première série des métaux de transition appartenant à la quatrième ligne de la [[classification périodique]]. Sa configuration électronique est celle du gaz rare précédent, l'argon, à laquelle s'ajoute les électrons de valence : deux électrons 4s et 6 électrons 3d. Les propriétés chimiques du fer s'expliquent à partir de cette structure électronique. Lire infra sur les degrés d'oxydation.</ref>.

=== Étymologie et origine du mot, vocabulaire ===
Le mot français « [[wikt:fer|fer]] », attesté déjà au {{s-|X}} en [[ancien français]], est issu du mot latin neutre ''[[wikt:ferrum|ferrum]],i'' signifiant le métal fer ainsi que dans un sens élargi, les armes (épée, glaive etc.) et autres objets en fer, associés aux choses apportant le goût et la saveur caractéristique du fer, et à l'insensibilité et la cruauté au sens figuré etc.<ref>{{Lien web |auteur=Félix Gaffiot |titre=Dictionnaire latin-français, entrée « ferrum, i, n. » |url=https://www.lexilogos.com/latin/gaffiot.php?q=ferrum |site=lexilogos.com |année=1934 |consulté le=21/02/2022 |passage=page 662}}</ref>{{,}}<ref>Le ''dictionnaire de l'ancien français'' de Algirdas Julien Greimas distingue déjà le fer (métal) du fer (armes). A la première acception, il associe le verbe ''ferrer'' polysémique attesté au début du {{s-|XII}} dans le [[Voyage de Charlemagne à Jérusalem et à Constantinople|Voyage de Charlemagne]], les adjectif ''ferrin'', ''ferron'' ou ''ferroneus'', les substantifs ''ferreor'' ou ''ferron'' (ouvrier en fer, forgeron, maréchal-ferrant, marchand de fer, fabricant en bas fourneaux) etc.</ref>. Le mot qui désigne à la fin de l'époque moderne l'élément ou le corps chimique, le métal au sens abstrait est « indénombrable » au sens où il ne s'utilise pas au pluriel ni directement avec un [[numéral]]<ref>{{Lien web|langue=fr|titre=Annexe : Glossaire grammatical|url=https://fr.wiktionary.org/wiki/Annexe:Glossaire_grammatical#I |site=Wiktionnaire|consulté le=22/02/2022|passage=entrée « indénombrable »}}.</ref>{{,}}{{note|groupe=Note|Ce qui n'est pas le cas dans une expression comme « [[wikt:avoir plusieurs fers au feu|avoir plusieurs fers au feu]] », où le mot fer admet le pluriel quand il désigne {{incise|ici métaphoriquement}} ou concrètement autrefois une barre ou pièce de fer à travailler à la forge, un outil à réparer ou à concevoir}}<ref>{{Lien web|langue=fr|titre="Tenir deux fers au feu"|url=https://www.linternaute.fr/expression/langue-francaise/19159/tenir-deux-fers-au-feu/ |site=lintern@ute.fr |consulté le= 23/02/2022}}.</ref>. Le mot neutre [[allemand]] ''das Eisen'' (die Eisen au pluriel) provient probablement du [[celtique continental]] ''isarnon''<ref>Hans Breuer, ''Atlas de Chimie'', opus cité, en particulier {{p.|249}}</ref>{{,}}<ref>La racine du mot serait commune aux domaines celtes et germaniques : ''eisarn'' en [[langue gothique]], ''īsan'' ou ''īsarn'' en [[vieux haut allemand]] ou ancien alémanique, ''isen'' ou ''isern'' en [[Moyen allemand occidental|moyen allemand]] mais aussi ''iron'' en anglais, ''järn'' en [[suédois]] proche du vieux norsk ou nordique, et ''īarn'' en [[vieil irlandais]]. Das Herkunftswörterbuch, [[Duden]] band 7, Mannheim, 1989, 845 pages. entrée Eisen, p. 150.</ref>.

Le mot ''ferrum'', qui a laissé tardivement ses deux initiales au symbole chimique international Fe, est associé à l'adjectif ''ferrĕus,-a,-um'' signifiant « de fer, en fer », les deux termes latins colportant déjà les nombreuses allusions imagées et classiques relatives au fer, marquant l'insensibilité et la dureté (cœur de fer), l'inflexibilité et la détermination, la résolution guerrière, la cruauté et l'absence de pitié (''ferro ignique'', par le fer et le feu), comme la force (''ferrea vox'' ou voix de fer, ''ferrea mano'' à la fois main de fer et grappin), la robustesse (anticipant une « santé de fer »), l'âpreté, la permanence, la lourdeur (''ferreus somnus'' ou sommeil de plomb) et anticipant l'emploi générique de l'adjectif « ferreux » attesté au {{s-|XVIII}}<ref>Dictionnaire latin-français de [[Félix Gaffiot]]. L'adjectif ''ferrique'', certes de sens plus restreint, n'apparaîtrait que dans le dictionnaire de l'Académie, en 1842. Albert Dauzat (dir.), ''Nouveau dictionnaire étymologique et historique'', Librairie Larousse, {{4e}} édition, 1964, en particulier entrée « fer » {{p.|301}}.</ref>. L'adjectif ''ferrātus,a,um'' signifie « garni de fer, ferré, armé de fer », le substantif masculin pluriel ''ferrati'' rappelle les soldats bardés de fer. L'adjectif ''ferrārĭus,a,um'' concerne aussi le fer, et a fini par désigner aussi le ''faber'' ou febvre médiéval, c'est-à-dire le [[forgeron]], ouvrier par excellence, travailleur du fer ainsi que, au pluriel, les mines de fer par « ferrārĭa (metalla) »<ref>Le mot latin masculin ''ferrāmentārius,ǐi'' désigne le forgeron ou le serrurier. Le mot neutre ''ferrāmentum,i'' correspond au fruit de son labeur, instruments ou outils en fer, voire des lames coupantes ou efficaces (bona ferramenta). ''Ferrea,æ'' est la bêche à embout de fer des agriculteurs et jardiniers. La mine de fer se nomme aussi par le féminin ''ferrǐfǒdīna,æ''.</ref>.

Le mot latin était traditionnellement rattaché à la famille de sens de ''[[wikt:firmus|firmus]]'' (« ferme, solide »)<ref> {{Ouvrage|langue=en|nom=Charlton T. Lewis & Charles Short|titre=''A Latin Dictionary''|lieu=Oxford|éditeur=The Clarendon Press|année=1879|passage=entrée « ferrum »|lire en ligne=http://www.perseus.tufts.edu/hopper/text?doc=Perseus:text:1999.04.0059:entry=ferrum}}. </ref>. Mais aujourd'hui on voit dans l’espagnol ''hierro'' et l’anglais ''iron'' (même sens) un emprunt celtique et on le rattache plutôt au radical de ''[[wikt:aes|aes]]'' (« airin » et autres métaux) et sa racine [[Indo-européen commun|indo-européenne]] reconstruite : ''*ḫeṷis'' ou encore ''*ai̯os-'' au sens générique de « métal » (cuivre, bronze ou fer)<ref> {{Ouvrage|langue=de/en|nom=[[Julius Pokorny]]|titre=Indogermanisches etymologisches Wörterbuch|traduction titre=Dictionnaire étymologique indo-germanique|lieu=Tübingen–Berne–Munich|éditeur=A. Francke|année=1957/1969|passage=entrées « ai̯os » et « ḫeṷis »|lire en ligne=https://web.archive.org/web/20100523211431/http://dnghu.org/indoeuropean.html}}.</ref>.

Notons que l'[[alchimie]] la plus ancienne fait correspondre le fer à la planète rouge [[Mars (planète)|Mars]], autrefois associée au terrible et sanguinaire dieu romain de la guerre, [[Mars (mythologie)|Mars]], qui patronne, après la courte période dévolue au culte des morts en février, l'usage par les jeunes gens des armes d'attaque et autres protections défensives, en fer ou en airain. L'[[anémie ferriprive]], causée par une carence en fer dans le corps, se nomme aussi « carence martiale », dans la lignée des appellations de médecine alchimiste<ref>Ivan Kiriow, ''Incroyables éléments'', Larousse, mars 2022, 144 pages, {{ISBN|978-2-03-602460-1}} en particulier le Fer {{p.|46-47}}, Encart intitulé « Par Mars ! », {{p.|47}} et § Le fer et le sang, {{p.|46}}.</ref>. La pyrite ou bisulfure de fer FeS{{ind|2}}, composé minéral ferreux considéré autrefois comme dimorphe, se présente souvent en cristaux cubique jaune d'or, d'un très bel éclat, sous l'appellation de « pyrite martiale »<ref>L'autre forme cristalline de la pyrite, en prisme orthorhombique d'un jaune verdâtre, assez fragile au contact de l'air et se décomposant lentement en sulfate ferreux, se nommait pyrite blanche ou marcassite. Louis Troost, ''Précis de Chimie'', opus cité, chapitre XI, Fer, § 561 Bisulfure de fer, {{p.|255-256}}.</ref>. Le mot grec ''πύρ, πύρός'' associé au « feu profane », domestique ou guerrier (racine pyro-) se retrouve dans les anciens noms du « fer pulvérulent » ou de maints composés soufrés du fer, formant les premiers « briquets » paléolithiques transportables il y a minima 80 000 ans : la frappe sèche d'un [[silex]] sur un minerai de fer, type marcassite, ou le choc entre deux pyrites, produit une étincelle de feu, initiant la combustion de matières sèches.

L'adjectif ''ferrugineux, euse'' signifiant en français ce « qui contient du fer ou l'un de ses composés » provient de l'évolution des adjectifs latins ''ferrūgĭnus,-a,-um'', ''ferrūgǐnōsus,-a,-um'' ou ''ferrūgǐněus,-a,-um'' au sens de « ferrugineux, couleur de fer », associés au mot féminin ''ferrūgo, au génitif ferrugĭnis'' désignant la rouille du fer, mais aussi une palette de couleurs, de brun foncée à la couleur de rouille plus rougeâtre, voire pourpre foncé ou bleu sombre<ref>L'adjectif ''ferrūgǐněus,a,um'' signifie aussi bleu foncé. Le mot source ''ferrūgo,ĭnis'', parfois écrit ''ferrago'' en latin médiéval, symbolise également au sens figuré l'envie, la jalousie. ''Dictionnaire latin-français'' de Félix Gaffiot, opus cité supra, p. 662. Pour Sénèque, l'expression ''ferratæ aquæ'' correspond aux eaux ferrugineuses, considérées revigorantes. Le mot féminin ''aerūgo,ĭnis'' désigne de préférence le vert-de-gris ou rouille du cuivre.</ref>. Le mot latin de genre neutre, ''ferrūmen,ĭnis'' signifie d'après l'usage de [[Pline l'Ancien|Pline]], la [[soudage|soudure]], la substance pour souder<ref>Ce mot s'accorde même avec une notion poétique, l'adjonction de mots dans un vers traduit. Le mot féminin ''ferrūmǐnātǐon,ōnis'', indique plus tardivement l'idée de soudure et l'action de souder.</ref>. Il est associé au verbe [[Transitivité (grammaire)|transitif]] ''ferrūmǐno, ferrūmǐnāre'' correspondant à notre verbe ''souder''.

== Physico-chimie nucléaire, isotopes, fréquence ==
Le [[fer 56]] est le [[Isotope stable|nucléide stable]] le plus lourd issu de la [[Fusion du silicium (réaction nucléaire)|fusion du silicium]] par [[Réaction alpha|réactions α]] lors de la [[nucléosynthèse stellaire]], qui produit en fait du [[nickel 56]], lequel est instable et donne du <sup>56</sup>Fe par deux [[Radioactivité β|désintégrations β<sup>+</sup>]] successives ; les éléments de [[numéro atomique]] plus élevé sont synthétisés par des réactions plus énergétiques intervenant plutôt lors de l'explosion de [[supernova]]s.

=== Propriétés nucléaires ===
Le noyau de [[fer 56]] possède la masse par [[nucléon]] la plus faible de tous les [[nucléide]]s mais pas l'énergie de liaison la plus élevée, en raison d'une proportion de [[proton]]s un peu plus élevée que le [[nickel 62]] qui, lui, a l'énergie de liaison la plus élevée par nucléon<ref>{{en}} [http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/nucene/nucbin2.html#c1 ''The Most Tightly Bound Nuclei''] (« Les nucléides les plus solidement liés »).</ref>.

Le fer 56 résulte de la désintégration naturelle du [[nickel 56]], isotope instable produit au cœur d'étoiles massives par fusion du silicium 28 au cours de [[Réaction alpha|réactions alpha]] en cascade qui s'arrêtent au nickel précisément parce que ce dernier possède l'[[énergie de liaison nucléaire]] par nucléon la plus élevée : poursuivre la fusion, pour produire par exemple du {{nobr|zinc 60}}, consommerait de l'énergie au lieu d'en libérer.

=== Isotopes ===
{{article détaillé|Isotopes du fer}}

Le fer possède 28 isotopes connus, de nombre de masse variant de 45 à 72, ainsi que six [[isomérie nucléaire|isomères nucléaires]]. Parmi ces isotopes, quatre sont stables, <sup>54</sup>Fe, <sup>56</sup>Fe, <sup>57</sup>Fe et <sup>58</sup>Fe. <sup>56</sup>Fe est largement le plus abondant (91,754 %), suivi de <sup>54</sup>Fe (5,845 % possiblement légèrement radioactif avec une [[demi-vie]] supérieure à {{unité|3.1 e22 années}}), <sup>57</sup>Fe (2,119 %) et <sup>58</sup>Fe (0,282 %). La masse atomique standard du fer est de {{nombre|55.845(2)|[[unité de masse atomique unifiée|u]]}}.

Le plus stable des radioisotopes du fer est <sup>60</sup>Fe avec une demi-vie de {{nombre|1.5 million}} d'années, suivi de <sup>55</sup>Fe ({{nombre|2.7 années}}), <sup>59</sup>Fe (un peu moins de {{nombre|44.5 jours}}) et de <sup>52</sup>Fe ({{nombre|8.5 heures}}).

=== Occurrence et abondance naturelle ===
Cet élément jugé le plus stable de l'Univers, définissant le creux de la [[vallée de stabilité]] des éléments, est aussi le plus abondant dans les [[météorite]]s ainsi que dans les [[Noyau planétaire|noyaux des planètes]] intérieures du système solaire. Environ une météorite sur vingt comprend de la [[taénite]], unique alliage de minéral de fer-nickel (fer 35-80 %), et de la [[kamacite]] (fer 90-95 %). Rares dans l'espace, les [[météorite ferreuse|météorites de fer]] sont une source de fer nickelé.
La couleur rouge ou ocre rouge de la surface poussiéreuse de notre lointaine voisine [[Mars (planète)|Mars]] est due à un [[régolithe]] riche en [[hématite]] {{formule chimique|Fe|2|O|3}} amorphe ; la ''planète rouge'' est en quelque sorte une « planète rouillée » ou en fer oxydé.

Le fer, classé en quatrième position d'abondance terrestre après l'oxygène, le silicium et l'aluminium, est surtout l'élément le plus abondant au cœur de la Terre, puisqu'il est concentré à plus de 80 % en masse dans son [[noyau terrestre|noyau]] central, lui conférant ces propriétés magnétiques. Si le noyau interne ou « graine » est une boule de Fe et de Ni à une température proche de {{tmp|6000|°C}} et à une haute pression avoisinant {{nombre|3,5|millions}} de bars, le noyau externe en « alliage » fer-nickel forme autour une large couche liquide extrêmement visqueuse. Les mouvements relatifs au sein de ces masses de fer, y compris des mouvements de convection de cette couche externe, sont supposés expliquer, selon les géophysiciens, le [[champ magnétique terrestre]]<ref>Ivan Kiriow, ''Incroyables éléments'', Larousse, mars 2022, 144 pages, {{ISBN|978-2-03-602460-1}} en particulier le Fer {{p.|46-47}}.</ref>.

Le [[Fer (minéral)|fer minéral]] non oxydé existe dans la nature, soit d'origine extra-terrestre [[Fer météoritique|météoritique]] représentés par les sidérites (météorites métalliques contenant parfois 90 % en masse de Fe) ou d'origine terrestre. Dans le second cas, il existe le « fer tellurique » ou [[fer natif]] des chimistes, sous forme pure α-Fe d'une grande rareté, et des alliages de Fe avec du nickel (5 à 18 %), d'origine magmatique, parfois confondu avec le fer météoritique<ref>Jean-Claude Boulliard, ''Les Minéraux, sciences et collections'', CNRS éditions, Paris, 2016, 607 pages, en particulier Groupe du fer, comportant le fer natif α-Fe, la taenite, un fer nickélifère, β-(Fe, Ni) etc. page 178.</ref>. Le fer natif est dit aussi « basaltique », car ces masses impressionnantes de plusieurs tonnes, par exemple observées près d'Ovifak au [[Groenland]], proviennent de la réduction du magma au contact des couches de charbon, en progression souterraine et transversale<ref>La présence de cémentite Fe{{ind|3}}C sous forme de minéral [[cohénite]] témoigne parfois de la réaction initiale à chaud. Claire Koenig, Dossier sur le fer, Futura sciences en lien externe.</ref>. Ces ressources nullement inconnues des premiers [[forgeron]]s, habiles [[sidérurgiste]]s, sont évidemment rares et surtout disséminées, mais ce [[fer météorique]] atterri à la surface de notre planète semble bien à l'origine de la plus ancienne [[sidérurgie]] humaine, comme l'atteste un poignard en « fer du ciel » de plus de {{nombre|3000|ans}} retrouvé dans la tombe du pharaon [[Toutânkhamon]]<ref>Ivan Kiriow, ''Incroyables éléments'', Larousse, mars 2022, 144 pages, {{ISBN|978-2-03-602460-1}} en particulier le Fer § Tombé du ciel {{p.|47}}. La modeste sidérurgie égyptienne est attestée au {{IVe}} millénaire avant J.-C. Les alliages de Fe et Ni ont de grandes qualités. Lire ''infra''.</ref>. Mais le métal fer le plus commun a surtout été obtenu, par réduction directe des principaux minerais, de plus en plus massivement au cours de l'Antiquité, il y a plus de {{nombre|2200|ans}}, et précocement par diverses civilisations caucasiennes il y a plus de trois millénaires. Si les combinaisons chimiques minérales ou organiques comportant le fer sont pléthoriques, les véritables minerais concentrés, à forte teneur en fer, sans impuretés indésirables, sont beaucoup moins communs et souvent très localisés dans des [[Mine de fer|mines de fer]] la plupart connues de haute antiquité.

Le fer est le {{6e|élément}} le plus commun dans l'[[Univers]], il est formé comme « élément final » de [[fusion nucléaire]], par [[Fusion du silicium (réaction nucléaire)|fusion du silicium]] dans les étoiles massives. Tandis qu'il compose environ 5 % en masse de la [[croûte terrestre]], le [[noyau terrestre]] est censé être en grande partie un alliage de fer-[[nickel]], constituant ainsi 35 % de la masse de la [[Terre]] dans son ensemble. Le fer est, selon les sources, soit l'élément le plus abondant de la Terre ou a minima en {{2e|position}} en masse après l'[[oxygène]], qui domine dans la croûte terrestre. Le fer n'est que le {{4e|élément}} le plus abondant dans la croûte terrestre, soit a minima 4,7 % en masse, représentant le second métal après l'aluminium Al. Ces deux métaux Fe et Al y sont généralement présents sous une forme oxydée.

==== Gisements ====
[[Fichier:Erzberg3.jpg|redresse=1.15|vignette|Le fer est recyclable, mais son extraction n'est pas dénuée d'impact environnemental et énergétique (Mine de [[Erzberg]], [[Styrie (Land)|Styrie]]).]]

{{article détaillé|Minerai de fer}}

La majeure partie du fer dans la croûte terrestre, proche de sa surface, est combinée avec l'oxygène, formant notamment des minerais à base de divers oxydes de fer<ref>Robert Vorpe, Matériaux, opus cité, chapitre 2 Métaux ferreux, 2.1 Le fer, origine, {{p.|8}}. Voir aussi Louis Troost, ''Précis de Chimie'', opus cité, chapitre XI, Fer, {{p.|249}}.</ref>, tels que : 
* le [[sesquioxyde de fer]] [[Oxyde de fer(II,III)|{{formule chimique|Fe|3|O|4}}]] ou [[magnétite]] des [[Minéralogie|minéralogiste]]s, nommée aussi « pierre d'aimant », qui représente le plus ancien matériau ferromagnétique connu : l'oxyde magnétique ou ''magnétite'' Fe{{ind|3}}O{{ind|4}}, aux propriétés connues au moins depuis l'Antiquité apparaît sous le mot [[latin classique]] ''magnēs lapis'' souvent réduit en ''magnēs'', désignant l'[[aimant]] minéral, et son adjectif correspondant ''magnētǐcus, -a, -um'', dérivé à l'origine d'un qualificatif gréco-romain décrivant les contrées montagneuses de [[Magnésie antique|Magnésie]], aux mines de fer abondantes en cette variété [[minéral]]e<ref>Dictionnaire illustré latin-français de [[Félix Gaffiot]], Librairie Hachette, Paris, 1934, {{p.|938}}, {{3e}} colonne. La Magnésie est désormais une contrée orientale de la [[Thessalie]].</ref>. Ces cristaux cubiques contiennent 70 % en masse de fer<ref>Les proportions en fer des minerais exploités sont indiquées par Hans Breuer, ''Atlas de Chimie'', opus cité, p. 251</ref>.
* l'oxyde ferrique ou [[hématite]] [[Oxyde de fer(III)|{{formule chimique|Fe|2|O|3}}]] dénommée « hématite rouge », « ocre rouge ou sanguine » des anciens lorsqu'elle est en masses amorphes et compactes, ou « fer oligiste » lorsque le minéral dévoile des cristaux visibles, contenant 65 % en masse de Fe.
* l'oxyhydroxyde ferrique ou [[limonite]] sèche [[Oxyhydroxyde de fer(III)|{{formule chimique|FeO(OH)}}]] ou {{formule chimique|Fe|2|O|3|· H|2|O}} proche de l'hématite brune ou « fer oolithique » dans sa constitution faiblement hydratée {{formule chimique|2(Fe|2|O|3|)· 3 H|2|O}}, sous forme de masses jaunes ou brunes<ref> Les limonites courantes {{formule chimique|Fe|2|O|3|·''n''H|2|O}} fortement hydratées, c'est-à-dire des amas d'oxyhydroxydes de fer {{formule chimique|FeO(OH). ''n'' H|2|O}} ou d'[[Hydroxyde de fer|hydroxydes de fer]] {{formule chimique|Fe(OH)|2|. n H|2|O}}, fortement hydratés, n'ont guère eu d'intérêt en métallurgie.</ref>. Ces variétés de limonite expliquent l'intérêt, après 1865 et les prémisses techniques de la déphosphoration, de la « [[Minette lorraine|minette]] », véritable roche sédimentaire, formée par une [[arénite]] ferrugineuse, en couches rouges à composition calcaire ou en couches vertes à composition silicatée. Si l'hématite brune aux cristaux rhombiques contient jusqu'à 62 % de fer, la minette de Lorraine jadis exploitée ne contient pas le tiers de sa masse en fer, restant au mieux légèrement en dessous<ref>Ce minerai s'est accumulé au début du Jurassique moyen, à la [[Aalénien|période aalénienne]].[https://sites.ac-nancy-metz.fr/base-geol/glossaire.php?idterme=28 Pétrographie, sédimentologie et gisements de minette]</ref>.

On peut ajouter le [[Carbonate de fer(II)|carbonate de fer]] {{formule chimique|Fe|2|CO|3}} ou « fer spathique » aux cristaux trigonaux, dénommé précisément [[sidérite]] par les minéralogistes. Ces meilleurs gisements contiennent jusqu'à 40 % en masse de fer. Remarquons, sur un plan chimique, la pyrite avec ces cristaux cubiques contient dans ses gisements compactes jusqu'à 46 % en masse de fer. La métallurgie ancienne rejetant les composés ferreux à base de soufre, l'industrie l'utilisait autrefois pour pallier l'absence de soufre natif.

L'ensemble des réserves de minerais de fer peut être estimé à {{nobr|800 milliards}} de tonne, dont seulement un dixième, soit 85 milliards de tonnes de Fe, est aisément exploitable<ref>Hans Breuer, Atlas de la Chimie, opus cité, {{p.|251}}.</ref>. Selon d'autres sources restrictives, les réserves mondiales de minerai de fer sont estimées à {{nobr|180 milliards}} de tonnes, contenant {{nobr|87 milliards}} de tonnes de fer, et seraient détenues essentiellement par l'Ukraine (16,7 %), le Brésil (16,1 %) et la Russie (13,9 %). L'office minier canadien estime en 2020 que les réserves des trois premiers pays producteurs de minerais de fer actuels les surpassent, soit l'Australie avec 50, le Brésil avec 34 et la Chine 20 milliards de tonnes. Notons que 90 % des gisements de minerai de fer dans le monde sont retenus dans une couche de faible épaisseur et très riche en Fe(II), la [[Formation ferrifère rubanée|couche de fer rubané]]. Aux premiers temps de la vie, à l'éon Archéen vers {{unité|-2 à -4 Ga}}, les cyanobactéries vivent dans des océans de Fe(II). Lorsqu'elles commencent à faire de la photosynthèse, l'oxygène produit, avant de polluer l'atmosphère, est dissous et réagit avec Fe(II) pour former des oxydes de Fe(III) qui précipitent au fond des océans. Après consommation de Fe(II), l'oxygène se concentre dans les océans puis dans l'atmosphère, il constitue alors un poison pour la proto-vie. Ainsi, les gisements de fer rubané se trouvent systématiquement entre les couches géologiques des massifs cristallins (schistes, gneiss{{etc.}}) et les couches calcaires dolomitiques (coraux), par exemple constituant les massifs préalpins. Les terres émergées issues de la fragmentation du [[Gondwana]], à l'instar du [[Brésil]], de l'[[Inde]] ou de l'[[Australie]] gardent traces de ces lointaines accumulations : les riches gisements miniers du [[Pilbara (Australie)|Pilbara]], de [[Mine des Carajás|Carajas]] ou de la contrée de Joda, dans l'[[Odisha|état indien d'Odisha]].

=== Fonctions dans la biosphère ===
Le fer joue un rôle majeur en tant qu'[[oligoélément]] ou [[micronutriment]] pour de nombreuses espèces, et comme élément régulant l'amplitude et la dynamique de la [[productivité primaire]] océanique, ce qui en fait une composante essentielle des [[cycles biogéochimiques]] marins et des [[puits de carbone marin]]s<ref name=TagliabueNature2017/>.

Les données récentes montrent que le cycle du fer océanique d'abord supposé lié aux apports de poussières riches en fer est en réalité bien plus complexe, et étroitement couplé biogéochimiquement avec des nutriments majeurs (carbonés, azotés)<ref name=TagliabueNature2017>Alessandro Tagliabue, ''The integral role of iron in ocean biogeochemistry'', ''Nature'', 543, 51–59, 2 mars 2017, {{doi|10.1038/nature21058}} ([http://www.nature.com/nature/journal/v543/n7643/full/nature21058.html résumé])</ref>. On a montré en 2017 que dans les zones pauvres en fer de l'Antarctique, le fer particulaire issu du rabotage des roches par les glaciers est une source alternative de fer que le [[phytoplancton]] sait exploiter<ref>Kristen French, ''Iron chemistry matters for ocean carbon uptake'', 26 juin 2017, Earth Institute, Columbia University</ref>.
Des études ont montré que certains phytoplanctons semblent effectivement bénéficier d'un taux élevé de {{CO2}}, mais pour assimiler ce {{CO2}} il leur faut aussi du fer ; il est spéculé depuis la fin du {{s-|XX|e}} que l'ensemencement de l'océan avec du fer pourrait aider à limiter le changement climatique. Or on découvre que chez la plupart des espèces phytoplanctoniques, ce fer n’est assimilable qu’en présence de carbonates. Problème : ces derniers sont détruits par l’acidification induite par la solubilisation du {{CO2}} dans l’eau<ref>[http://www.actu-environnement.com/media/pdf/news-22635-OMM-bulletin-annuel-GES-2014.pdf ''The State of Greenhouse Gases in the Atmosphere Based on Global Observations through 2013''] (consulté le 11 septembre 2014), voir notamment le {{chap.|''Ocean acidification''}}, {{p.|4}}.</ref>.

== Chimie du fer ==

=== Corps simple ===
Une [[Mole (unité)|mole]] de fer pèse 55,845 g<ref>Ce chiffre précis, tenant compte notamment des différents isotopes de nombre de masse 54, 56, 57 et 58 représente la [[masse molaire]] de ce corps simple.</ref>. Le fer dévoile un polymorphisme métallique. L'allotropie n'en applique pas moins un changement basique et brusque du cortège des propriétés physiques (dilatation, résistivité, chaleur spécifique liée à la structure cristallochimique{{etc.}}).

==== Propriétés physiques du corps simple pur ====
[[Fichier:Fer-3 phases.jpg|redresse=1.33|gauche|vignette|Phases solides du fer en fonction de la pression et de la température.]]
{{clr|left}}
C'est un [[métal]] qui, en fonction de la température, présente un évident polymorphisme métallique. L'[[allotropie]] distingue :
* dans les [[conditions normales de température et de pression]], c'est-à-dire aux basses températures ou « à basse température », un solide [[cristal]]lin de structure [[cubique centré]]e nommé fer α, dont la structure est appelée [[ferrite (acier)|ferrite]] dans l'acier<ref>Le mot de genre féminin « ferrite » ou la ferrite désigne cette variété allotropique de fer dans les alliages ferreux. Il ne faut pas le confondre confondre avec un ferrite ou mieux les ferrites, céramiques ferrimagnétiques à base de composés d'oxydes binaires, décrites infra.</ref>. Le fer α est fortement [[ferromagnétisme|ferromagnétique]] : les [[moment magnétique|moments magnétiques]] des atomes s'alignent sous l'influence d'un champ magnétique extérieur et conservent leur nouvelle orientation après la disparition de ce champ. Sa [[température de Curie]] est de {{tmp|770|°C}}. Sa [[capacité calorifique]] est de {{unité|0.5|kJ||kg|-1|°C|-1}}. À température ambiante, il a une [[dureté (matériau)|dureté]] entre 4 et 5 sur l'[[échelle de Mohs]]. Sa masse volumique avoisine {{unité|7,86 g/cm3}} à {{tmp|20|°C}}. Il s'agit d'un métal conducteur électrique moyen, marqué par une [[résistivité]] ρ = 9,7 μΩ.cm<ref>Université du Maine, Fiche descriptive Fe, opus cité, {{p.|1}}. Pour mémoire, sa résistivité est plus élevée que pour Al 2,63 et pour Cu 1,72 μΩ.cm</ref>. Le fer alpha est caractérisé par une chaleur de sublimation atomique équivalent à {{unité|99.6|kcal/atome-gramme}} à température ambiante ({{unité|298 K}}) ;
* le fer β bêta est une structure cubique face centrée obtenue au-dessus du point de Curie, vers {{tmp|770|°C}} ou {{unité/2|1042|K}}. Le ferromagnétisme du fer α disparaît sans réarrangement atomique ;
* dès les hautes températures à pression ambiante, à partir de {{tmp|912|°C}}, le fer α devient un fer [[cubique à faces centrées]] (fer γ, structure appelée [[austénite]] dans l'acier), la transformation implique une variation d'énergie interne d'environ {{unité|0.22|kcal/atome-gramme}} à {{unité|1184 K}}. Le {{nobr|fer γ}} est [[paramagnétique]] ;
* au-delà de {{tmp|1394|°C}} ou {{unité|1665 K}}, il redevient un minéral de maille [[cubique centré]]e (fer δ) ; cette transformation implique une variation d'énergie interne d'environ {{unité|0.27|kcal/atome-gramme}} ;
* la transformation en fer ε (structure [[Système cristallin hexagonal|hexagonale compacte]]) se produit à température ambiante à {{unité|130|[[Bar (unité)|kilobars]]}}<ref>{{article | langue=en | auteur1=R.L. Clendenen | auteur2=H.G. Drickamer | titre=The effect of pressure on the volume and lattice parameters of ruthenium and iron | périodique=Journal of Physics and Chemistry of Solids | lien périodique=Journal of Physics and Chemistry of Solids | année=1964 | volume=25 | numéro=8 | passage=865-868 | doi=10.1016/0022-3697(64)90098-8 | issn = 0022-3697 }}.</ref>{{,}}<ref>{{article | langue=en | auteur1=Ho-Kwang Mao | auteur2=William A. Bassett | auteur3=Taro Takahashi | titre=Effect of Pressure on Crystal Structure and Lattice Parameters of Iron up to {{nobr|300 kbar}} | périodique=Journal of Applied Physics | lien périodique=Journal of Applied Physics | année=1967 | volume=38 | numéro=1 | passage=272-276 | doi=10.1063/1.1708965}}.</ref>.

Le corps pur fond à {{tmp|1538|°C}} avec une [[chaleur latente de fusion]] qui est de l'ordre de {{unité/2|3.7|kcal/atome-gramme}}. L'ébullition du fer, caractérisée par une chaleur latente d'ébullition de l'ordre de {{unité/2|84.18|kcal/atome-gramme}} apparaît vers {{tmp|2860|°C}}, en pratique pour un corps simple plus ou moins impur entre {{tmp|2750|°C}} et {{tmp|3000|°C}}.

==== Fer métal usuel ====
En 1830, [[Jean-Baptiste Dumas (chimiste)|Jean-Baptiste Dumas]] avouait que les chimistes connaissaient à peine les propriétés du fer parfaitement pur, car le matériau usuel contient souvent un demi-centième de carbone, sans compter d'autres traces ou impuretés qui expliquent la multitude des qualificatifs traditionnels<ref>Jean-Baptiste Dumas, Traite de chimie appliquée aux arts, opus cité, {{p.|17-18}}.</ref>. Le fer peut être extrait très pur de ses divers oxydes par une réduction chimique à l'aide du [[dihydrogène|gaz hydrogène]]. La masse spongieuse obtenue peut être remise en forme à la forge au laboratoire : gris bleuâtre, ce fer pur, décrit plus haut, qui garde des propriétés constantes et peu variables, reste semblable aux fers ordinaires, mais il est aussi plus mou, légèrement plus dense, plus malléable, plus pâteux ou moins fusible à haute température. Les avancées de l'[[électrochimie]] à la [[Belle Époque]] ont fait advenir le « fer électrolytique », un fer très pur obtenu par [[électrolyse]] de sels de fer.

Notons que le fer, sur l'actuel marché industriel mondial, peut être obtenu par des procédés chimiques fort variables, utilisant des [[couples d'oxydo-réduction]] inédits ou inconnus de la Vieille Europe, qui laissent aussi d'autres impuretés ou traces significatives et donc des matériaux ferreux de qualité parfois médiocres. D'autre part, les techniques de chauffage performantes, notamment par des [[Four (métallurgie)|fours électriques]], ont accru depuis un demi-siècle les capacités de recyclage de ce matériau.

Le [[fer doux]] issu des procédés de la fin du {{s-|XIX}} était décrit de la façon suivante<ref>Louis Troost, ''Précis de chimie'', opus cité, le fer. Le fer doux correspond à la fin du {{s-|XX}} à un acier à très basse teneur en C, recuit et de préférence utilisé pour les noyaux de circuits magnétiques. Le Petit Larousse, 1992.</ref> : ce solide de couleur blanc gris ou blanc grisâtre, avec son éclat métallique brillant, a une [[densité]] est de l'ordre de 7,7. Mais le [[fer forgé]] avoisine 7,79 et le fer fondu 7,81. Cette densité augmente par [[écrouissage]] jusqu'à 7,84, qui ne surpasse la valeur de la masse volumique du Fe corps pur 7,874 kg/mètre cube. Le fer a le plus souvent une texture grenue. Par le [[Marteau (outil)|martelage]], elle devient fibreuse. Cette texture fibreuse se modifie lentement au repos vers un état cristallin ou rapidement sous l'influence de vibrations. En changeant de structure, le fer perd sa [[ténacité]]. C'est un facteur limitant de l'usage du fer pour des pièces de structure. Bien que leur aspect extérieur soit inchangé, les [[Essieu|essieux]] de locomotive ou simplement les rails en fer fortement sollicités, autrefois, devaient être changés au bout de plusieurs années.

Le fer est le plus tenace des métaux usuels : pour la meilleure qualité, il faut {{unité|250|kg}} pour rompre un fil de {{unité|2|mm}} de diamètre selon Troost<ref>Les fils de Ni et Co sont encore plus tenaces. Louis Troost, ''Précis de chimie'', opus cité, {{p.|172}}.</ref>. La ténacité d'un fin « fil de fer » pur d'un millimètre carré de section peut atteindre 30 kg. Le fer n'est pas dur : il est rayé par le verre. Très ductile et résistant, il se travaille facilement à chaud ou à froid.

Le métal usuel était facilement déclaré, dans les traités et manuels de la [[Belle Époque]], bon conducteur de l'électricité et de la chaleur. Si on accorde une [[Conductivité thermique|conductibilité par la chaleur]] de 1000 à l'argent à température ambiante ({{tmp|15|°C}}), le cuivre se situe à 736 et le fer à 119. La [[conductibilité électrique]] fixée arbitrairement à 1000 pour l'argent accorde 153 au fer. La [[chaleur spécifique]] est de l'ordre de {{nombre|0,1138 cal/g/K}}<ref>La capacité thermique massique du corps pur est légèrement supérieure, de l'ordre de {{nombre|0,1195 cal/g/K}}</ref>. Le fer est [[malléable]] et [[ductile]]. Son passage au [[laminoir]], caractéristique de la première propriété, est moins aisée que pour le [[zinc]], mais plus que pour le nickel. La ductilité observable au passage à la filière le classe entre l'[[aluminium]] et le nickel.

Le ferromagnétisme caractérise le classique « groupe du fer » Fe, Co et Ni rencontré dans le tableau périodique<ref>Lire chapeau du premier chapitre « Généralités ».</ref> : ces corps simples peuvent prendre une forte [[aimantation]]. Le fer pur et le fer doux sont capables de s'aimanter facilement. Ses propriétés magnétiques décroissent rapidement dès que la température augmente. Une fois la matière chauffée au rouge, elles deviennent nulles<ref>Il s'agit de la disparition du ferromagnétisme, à la température de Curie, décrite supra dans les propriétés physiques du Fe pur.</ref>. Avant de fondre vers {{tmp|1500|°C}}, le fer se ramollit et devient pâteux<ref name="ref_auto_1">Louis Troost, ''Précis de chimie'', opus cité, le fer</ref>{{,}}<ref>Dans les manuels il y a cinquante ans, la température de fusion concernant le fer, simplement purifié par voie chimique (réduction par dihydrogène) ou par électrolyse, affichait {{tmp|1527|°C}} °C. Celle du fer usuel avoisinait {{tmp|1500|°C}}.</ref>. Dans cet état, il prend toute les formes sous le [[Marteau (outil)|marteau]], et se [[soudage|soude]] facilement à lui-même.

==== Obtention du corps pur ====
L'appellation actuelle « fil de fer » ne signifie en rien fil en fer pur, les fils de fer sont en fait fabriqués en acier doux, très malléable. Louis Troost signale que certains fil de fer représentait le fer accessible le plus pur à la Belle Epoque.
[[Fichier:Iron electrolytic and 1cm3 cube.jpg|upright=1.3|vignette|Fragments purs (à plus de 99,97 %) de fer, raffinés par [[électrolyse]], à côté d’un cube d’{{unité|1 cm3}} de fer de haute pureté (99,9999 %), pour comparaison (celle-ci est faussée du fait du polissage du cube seul).]]
Le procédé électrochimique est un moyen courant d'obtenir du fer purifié, à partir d'un sel de fer préalablement raffiné. La décomposition thermique de composés du fer, comme le [[fer pentacarbonyle]], permet d'obtenir des couches de fer de grande pureté. La simple réduction d'un oxyde de fer, préalablement purifié, reste aussi une voie d'accès. Le métal peut être encore purifié par [[fusion de zone]].

Ce fer pur est nécessaire pour entreprendre la fabrication de divers catalyseurs ou autres matériaux ferromagnétiques, voire des électro-aimants avec leurs noyaux de fer doux. Le fer, de même que le zinc, le cuivre, le plomb, le mercure, l'aluminium, le platine etc. offre divers usages à l'état purifié.

==== Propriétés chimiques ====
Le fer paraît inaltérable à l'air sec, à température ordinaire. En réalité, une couche d'oxyde protectrice se forme à la surface du métal<ref>Hans Breuer, Atlas de Chimie, opus cité, {{p.|249}}.</ref>.
Une manipulation facile, à l'époque industrielle, démontre le pouvoir réducteur du fer chauffé au rouge, qui décompose aisément la [[vapeur d'eau]]<ref>Une température au-delà de {{tmp|500|°C}} est nécessaire pour initier cette décomposition. Ibidem. Aux hautes températures il se forme uniquement de l'oxyde ferrique plus stable Fe{{ind|2}}O{{ind|3}}. JD Lee, précis de chimie minérale, opus cité, {{p.|206}}.</ref>. Le fer est réducteur au rouge sombre.
:: 3 Fe <sub>(s) chauffé au rouge sombre</sub> + 4 {{H2O}} <sub>vapeur d'eau</sub> → Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> <sub>(s)</sub> + 4 {{H2}} <sub>gaz</sub> (réaction légèrement exothermique)

Cette réaction, pris comme un véritable équilibre à la température de 590 °C, peut être segmenté en deux aspects particuliers :  
:: Fe <sub>(s) chauffé sous 590 °C</sub> + {{H2O}} <sub>vapeur d'eau</sub> → FeO <sub>(s)</sub> + {{H2}} <sub>gaz</sub> (réaction légèrement exothermique)
:: 3 FeO <sub>(s) au dessus de 590 °C</sub> + {{H2O}} <sub>vapeur d'eau</sub> → Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> <sub>(s)</sub> + {{H2}} <sub>gaz</sub> (réaction légèrement exothermique)

Si le fer n'est pas attaqué à l'air sec, il est par contre facilement corrodé en présence d'humidité<ref>Lire infra. § Action de l'oxygène, corrosion à l'air humide. L'air sec, poussiéreux et salin de contrées minières ou des marges désertiques révèle un potentiel corrosif dès la moindre trace d'humidité.</ref>.

===== Action des acides et des bases =====
Le fer métal pur est insoluble dans l'eau et les [[Base (chimie)|base]]s<ref>En pratique, du fait des impuretés dans la couche superficielle, la rouille apparaît lentement en milieu aqueux neutre, fortement contrariée en milieu basique, mieux activée en présence de gaz dioxygène ou de gaz dioxyde de carbone dissous. Lire ''infra''.</ref>. D'une manière générale, il est attaqué facilement par les [[acide]]s. Les acides peu oxydants provoquent un dégagement de gaz [[dihydrogène]].

La dissolution par les acides est toutefois plus subtile à étudier. Si l'[[acide sulfurique]] frais et étendu d'eau réagit à froid sur le fer en produisant du gaz [[dihydrogène|hydrogène]] et du [[sulfate ferreux]], l'acide concentré n'attaque le fer que s'il est préalablement chauffé. La réaction produit [[anhydride sulfureux]] et sulfate ferreux. Au bilan, l'acide sulfurique attaque le métal d'autant moins que cet acide fort est plus concentré. Si l'eau régale ou l'acide nitrique HNO{{ind|3}}. H{{ind|2}}O monohydraté passive le fer et le rendent momentanément « passif » vis-à-vis des acides dilués tant que la couche de passivation n'est pas craquelée, l'[[acide nitrique]] concentré transforme le métal en [[nitrate ferrique]], en dégageant du gaz [[protoxyde d'azote]] et bioxyde d'azote<ref>Á chaud, l'eau régale permet la dissolution du fer et de ses alliages, mieux que l'acide sulfurique concentré et frais.</ref>. L'acide nitrique étendu d'eau ou dilué dissout ce métal non passivé sans dégagement de gaz, laissant du [[nitrate d'ammonium]] et du nitrate ferrique.

L'[[acide chlorhydrique]] dilué réagit à froid : elle dissout le fer en formant le [[chlorure ferreux]] en solution aqueuse et un dégagement de gaz dihydrogène<ref>Le métal fer est attaqué, certes moins facilement que le zinc ou le magnésium. Ce n'est donc pas par définition un métal noble, comme le cuivre, l'argent, l'or, le platine.</ref>.
:: Fe <sub>(s)</sub> + 2 HCl <sub>acide chlorhydrique dissocié en solution aqueuse</sub> → FeCl<sub>2</sub> <sub>chlorure ferrique, sel ionique dissocié en solution aqueuse</sub> + {{H2}} <sub>gaz</sub>

Retenons que les [[Acide halogénohydrique|acides halogénhydriques]], à savoir HF, HCl, HBr, HI, ainsi que l'[[acide phosphorique]] H{{ind|3}}PO{{ind|4}} et l'[[acide nitrique]], attaquent le fer qui passe en solution, il est vrai suivant différentes lois [[Cinétique chimique|cinétique]]s du fait de phénomènes de surface.
  
L'industrie chimique, à l'origine de ces subtiles études du rôle des acides, a longtemps utilisé, sans trop se soucier, des fûts en fer à usage unique pour transporter les acides forts, voire des réacteurs ou cuves à base de fer ou de tôles pour conduire des réactions avec ces acides forts. L'acide concentré génère au mieux une couche de passivation transitoire sur le matériau ou au pire une lente attaque superficielle du fer. Mais l'effet de dilution, le simple ajout d'acides diluées, voire la présence de phases aqueuses jointives à différentes concentrations posent de redoutables problèmes de corrosion, voire de dissolution de paroi ferreuse. Par effet de pile, souvent sournois, une vaste cuve pleine d'eau, mal nettoyée, peut se rompre au niveau de la séparation de solutions aqueuses différentes non homogénéisées, depuis longtemps en superposition.
 
Rappelons que le fer métal, s'il n'a pas été rendu passif par l'acide nitrique concentré, mis au contact d'une solution saline comprenant un cation d'un métal plus noble entraine une réaction de déplacement. Ainsi le fer déplace le cuivre, l'argent, l'étain, c'est-à-dire le métal Fe est progressivement remplacé par ces derniers corps simple métallique plus nobles :
:: Fe<sub>(s)</sub> + Cu<sup>2+</sup> <sub>ion cuivreux en solution aqueuse</sub> → Fe<sup>2+</sup> <sub>aqueux</sub> + Cu<sub>(s)</sub>

Les solutions alcalines rendent encore plus sûrement le fer passif. Notons que le fer, malgré son [[Hydroxyde de fer(II)|hydroxyde de fer]] basique, est attaqué par la [[soude caustique]] à chaud, alors qu'il est insoluble dans l'[[éthanol|alcool]] et l'[[Éther diéthylique|éther]].

===== Action de l'oxygène, corrosion à l'air humide =====
Le fer est un corps combustible, il se brûle à l'air ou en présence d'oxygène, affirmait en 1793 dans leur ''Avis aux ouvriers en fer'', les savants Berthollet, Monge et Vandermonde<ref>Claude-Louis Berthollet, Gaspard Monge, Alexandre-Théophile Vandermonde, ''Avis aux ouvriers en fer, sur la fabrication de l'acier'', {{opcit}}, Observation préliminaires, {{p.|2-4}}.</ref>. Si un opérateur remue de la limaille de fer dans un creuset fortement chauffé, la limaille perd son aspect métallique, prend une couleur briquetée, et la matière transformée, après avoir fixé l'oxygène, devient plus pesante. Et les auteurs de conclure que, dans les mines, le fer est présent dans cet état.

Chauffé au rouge en présence d'air, le fer donne de l'oxyde magnétique, qui correspond à la forge à l'oxyde des « battitures », représentées par des petits morceaux de fer incandescents qui se détachent sous le choc du [[Marteau (outil)|marteau]] des forgerons<ref>Une température au-delà de {{tmp|500|°C}} est nécessaire pour initier cette réaction. Ibidem. Aux hautes températures il se forme uniquement de l'oxyde ferrique plus stable Fe{{ind|2}}O{{ind|3}}. JD Lee, précis de chimie minérale, opus cité, {{p.|206}}.</ref>.

:: 3 Fe <sub>(s) chauffé au rouge</sub> + 2 {{O2}} <sub>gaz</sub> → Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> <sub>(s) cristal [[enthalpie de formation]] <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-1118 kJ/mol}}</sub> (réaction exothermique)

De manière similaire, le choc violent d'un [[silex]] sur une lame de fer génère des « étincelles », en réalité matérialisées par des petites parcelles qui brûlent partiellement dans l'air  

Si le fer en lames fines, portées au rouge, brûle dans le gaz [[dioxygène|oxygène]], le fer pulvérulent, encore nommé « fer pyrophorique », qui provient de la réduction d'un oxyde de fer par H{{ind|2}}, une fois chauffé dans un tube de verre sans embout à une température modeste, produit, après avoir été jeté en l'air sec, une « pluie de feu »<ref name="ref_auto_1" />. Le fer finement divisé est ainsi très réactif : il brûle spontanément à l'air sec<ref>Université du Maine, Fiche descriptive Fe, opus cité, {{p.|1}}. Le fer est moins réactif à l'état massif.</ref>. C'est le principe fort ancien de la « ferrothermie », aujourd'hui en grande partie éclipsée par l'[[aluminothermie]] dans le champ des procédés. Une autre expérience classique est la combustion éclairante et complète d'une spirale de fer dans le gaz O{{ind|2}}, puisque l'oxyde fusible produit se détache progressivement et laisse à nu le fer porté au rouge.

La classification des métaux proposée par le chimiste [[Louis Jacques Thénard|Thénard]], modifiée par son élève [[Henri Victor Regnault|Regnault]], fait appartenir le fer à la troisième section ou type, qui rassemble le Fe, Mn, Cr, Ni, Co, V, U et Th. Ces métaux parfois lourds s'oxydent à l'air sec à températures élevées, décompose l'eau au rouge sombre, ou à froid en présence d'acides ou même de traces d'acides. Leurs divers oxydes sont stables à la chaleur.

[[Antoine Lavoisier]] considérait l'altération du fer par la [[Rouille (oxyde)|rouille]] comme une combustion lente, en présence d'air humide. L'air (en particulier son oxygène O{{ind|2}}), la vapeur d'eau et le [[gaz carbonique]] CO{{ind|2}}, dont la triple présence est nécessaire, expliquent cette oxydation extrêmement lente au début : le fer décomposerait, selon Louis Troost, l'eau en présence de CO{{ind|2}} acide dissous dans l'eau. En réalité, les atomes de Fe forment des ions ferreux et les électrons libérés migrent vers une impureté ou pointe de la structure métallique ou l'équivalent ponctuel d'un métal plus noble. Ces électrons excédentaires peuvent neutraliser des ions [[hydronium]], engendrant de l'hydrogène natif qui réagit avec le gaz dioxygène pour reformer le plus souvent de l'eau<ref>Voici un mécanisme simplifié d'ionisation ou formation d'ion ferreux, selon J.D. Lee, Précis opus cité, {{p.|208}}

:: Fe → Fe<sup>2+</sup> + 2 e<sup>-</sup>
:: 2 H<sup>+</sup> + 2 e<sup>-</sup> → 2 H<sup>.</sup>
:: 2 H<sup>.</sup> + ½ {{O2}} → {{H2O}}
L'effet de pile peut être décrit : au pôle positif, l'anode ou le fer, au pôle négatif, la cathode équivalent au métal noble. Au final, les sels ou en proche surface, les oxydes de Fer (II) ou (III), voire mixte, ne sont ni couvrants, ni protecteurs, ce qui aggrave la corrosion.</ref>. Apparaissent des traces de carbonate ferreux Fe(CO{{ind|3}}) et du gaz H{{ind|2}} en partie dégagé. L'air oxyde lentement ce composé ferreux en hydrate ferrique et en CO{{ind|2}}. L'analyse minutieuse des tâches de rouille, cachant le plus souvent une corrosion profonde sous-jacente, révèle la formation résiduelle d'[[ammoniaque]] qui provient de l'[[diazote|azote]] de l'air, gaz dissous dans l'eau. Le fer reste par ailleurs intact en milieu alcalin ou dans une dissolution alcaline même aérée, car la présence de CO{{ind|2}} a disparu.

À l'[[air]] libre en présence d'humidité, le métal se [[corrosion|corrode]] facilement en formant de la [[rouille (oxyde)|rouille]], constituée d'oxydes et d'[[Oxyhydroxyde de fer(III)|oxyhydroxydes ferriques]] hydratés, qu'on peut écrire {{formule chimique|Fe|2|O|3|·''n''H|2|O et FeO(OH)·''n''H|2|O}} respectivement. La rouille étant un matériau poreux, la réaction d'oxydation peut se propager jusqu'au cœur du métal, contrairement, par exemple, à l'aluminium, qui forme une couche fine d'oxyde imperméable.

Comment préserver le fer de cette oxydation lentement catastrophique ? Une couche protectrice ou intermédiaire s'impose<ref>Louis Troost, ''Précis de chimie'', opus cité, {{p.|175}}. § 337 Moyen de prévenir l'oxydation : étamage, galvanisation, ainsi que sous-paragraphe « peintures et vernis ».</ref>, soit : 
* par un métal relativement protecteur, par une couche suffisante et stable d'[[étain]], caractéristique du fer étamé ou [[fer-blanc]], par une couche protectrice de [[zinc]], tant qu'elle ne sera pas altérée, dans le cas du fer galvanisé. Dans le premier cas, la surface de fer ne doit être mise à nu, sinon l'effet de pile, déjà présentée, initie une faible décomposition de l'eau, l'oxygène O{{ind|2}} attaquant le fer, la corrosion étant largement aggravée en profondeur par les couples d'oxydo-réduction de l'étain. Dans le cas de la [[galvanisation]], une fraction de la surface découverte induit d'abord un effet de piles qui attaque préférentiellement le zinc induisant une couche d'hydrocarbonate de zinc imperméable, le fer restant intact momentanément tant que dure ce dernier recouvrement.
* par des recouvrements de couches de peintures anticorrosives ou autres vernis, voire de corps gras ou de graisse épaisse. Ainsi, dès la fin du {{s-|XIX}}, sont protégés diverses pièces métalliques de machines, les [[ferrure]]s et autres réalisations de [[ferronnerie]], le [[fer puddlé]] [[rivetage|riveté]] à chaud des ponts ou de la [[Tour Eiffel]] etc.

===== Action des corps halogènes =====
Le fer paraît également stable dans le gaz [[dichlore]] sec. Mais la combustion du fer préalablement chauffé à {{tmp|600|°C}} dans ce gaz halogène est plus violente qu'avec le gaz oxygène, produisant une plus grande chaleur et une plus forte lumière et engendrant le [[chlorure ferrique]].
:: Fe <sub>(s) chauffé au rouge</sub> + 3/2 Cl{{ind|2}} <sub>gaz</sub> → FeCl<sub>3</sub> <sub>(s) cristal, <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = -399 kJ/mol</sub> (réaction fortement exothermique)

Le gaz [[difluor]] réagit certes à froid, mais l'attaque sur le métal s'arrête vite, grâce à une couche de passivation de [[Fluorure de fer(III)|fluorure ferrique]] FeF{{ind|3}}. Il faut alors chauffer pour favoriser un début de réaction plus complète avec le fluor.

Nous pouvons remarquer que la « combustion » avec les oxydants forts donne exclusivement le fer (III) ferrique. Mais la molécule de dibrome illustre mieux l'action ambivalente des halogènes forts ou oxydants, par exemple la formation du bromure ferreux :
:: Fe <sub>(s) chauffé</sub> + Br{{ind|2}} <sub>gaz</sub> → FeBr<sub>2</sub> <sub>(s) cristal <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-249,8 kJ/mol}}</sub> (réaction exothermique)

Mais en excès et éventuellement sous pression, la réaction parvient finalement au degré d'oxydation III en formant le [[tribromure de fer]] ou bromure ferrique.
:: Fe <sub>(s) chauffé</sub> + 3/2 Br{{ind|2}} <sub>gaz en excès</sub> → FeBr<sub>3</sub> <sub>(s) cristal <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-268,2 kJ/mol}}</sub> (réaction exothermique)
En réalité, il est possible de maîtriser l'attaque chimique du difluor et du dichlore pour obtenir le composé ferreux, à savoir le [[Fluorure de fer(II)|fluorure ferreux]] et le [[chlorure ferreux]].

La combustion avec les oxydants faibles ne parvient qu'au degré d'oxydation II ferreux<ref>Université du Maine, Fiche de chimie descriptive, le fer, opus cité, Chapitre I : Propriétés du métal, {{p.|1}}.</ref>.
:: Fe <sub>(s) chauffé au rouge</sub> + I{{ind|2}} <sub>gaz</sub> → FeI<sub>2</sub> <sub>(s) cristal <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-113 kJ/mol}}</sub>

===== Formation de composés avec les métalloïdes =====
Avec les non métaux ou métalloïdes comme le [[soufre]], le [[carbone]] ou l'[[azote]] (N{{ind|2}} ou NH{{ind|3}}), la réaction est douce<ref name="ref_auto_2">Université du Maine, Fiche descriptive du fer, opus cité, {{p.|1}} </ref>.
Le soufre en poudre sèche réagit avec le fer à haute température à la flamme, se manifestant par une vive incandescence. Le fer brûle ainsi dans la vapeur de soufre, au même titre que le cuivre, métal noble. En proportion à peu près stœchiométrique, le résultat de la réaction modérément exothermique demeure le [[Sulfure de fer(II)|sulfure ferreux]] FeS, composé de Fe(II) et sulfure (-II), et en cas d'excès engagé dans la réaction de S, du [[disulfure de fer]] ou bisulfure FeS{{ind|2}} composé de Fe (II) noir, correspondant selon sa structure cristalline à la [[pyrite]] ou à la [[marcassite]] (pyrite blanche)<ref>Louis Troost, ''Précis de chimie'', opus cité, {{p.|175-176}}</ref>.
:: Fe <sub>(s) limaille</sub> + S <sub>(s) fleur de soufre</sub> <sub>mélange chauffé à la flamme</sub> → FeS <sub>(s) cristal, <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-100 kJ/mol}}</sub> (réaction peu exothermique)
:: FeS <sub>(s)</sub> + S <sub>(s) fleur de soufre en excès</sub> → FeS<sub>2</sub> <sub>(s) cristaux de pyrite à maille cubique NaCl, <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-178 kJ/mol}}</sub> 

L'action d'une part de « fleur de soufre » humide, mélangée dans un flacon avec deux parts de limaille de fer, en présence de gouttelettes d'eau tiède, offre un spectacle caractéristique. Le mélange s'échauffe, noircit grâce à l'apparition de sulfure de fer FeS. Le flacon fermé par un bouchon traversé par un tube de verre ouvert aux deux bouts laisse échapper la vapeur d'eau, qui se condense. Voici dévoilé le principe du « volcan de [[Nicolas Lémery]] », expérience minérale autrefois réalisée avec une masse de fleur de soufre et de limaille enfouie dans le sol.

L'élément métalloïde « azote » a longtemps été rejeté pour former une combinaison quelconque avec le fer<ref>Louis Troost, ''Précis de chimie'', opus cité, Propriété chimique {{p.|253}}</ref>. Pourtant, les composés d'insertion FeN{{ind|x}}, préparés par traitement industriel de surface à l'aide de N{{ind|2}} ou NH{{ind|3}}, durcissent le fer et augmente sa résistance à l'abrasion<ref name="ref_auto_2" />. L'hydrogène forme aussi des composés d'insertion, la structure cristalline du fer fixant les atomes, d'autant plus facilement que le matériau fer est divisé, léger et microporeux sous forme d'une mousse. Une analogie avec les mousses de nickel peut être proposée.

Le fer réagit avec le carbone à plus de {{tmp|1100|°C}}, laissant si les proportions sont convenables, de la [[cémentite]] Fe{{ind|3}} C, composé d'insertion à 6,67 % en masse de carbone:
:: 3 Fe <sub>(s)</sub> + C <sub>(s) charbon de bois ou coke raffiné</sub> <sub>mélange par couches T > {{tmp|1100|°C}}</sub> → Fe<sub>3</sub>C <sub>cémentite (Fe comprenant 6,67 % en masse de C)</sub> <sub>avec <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|25,1 kJ/mol}}</sub>

La formation de ce composé d'insertion est plus facile et directe avec le gaz [[monoxyde de carbone]] CO:
:: 3 Fe <sub>(s)</sub> + 2 CO <sub>gaz</sub> <sub>mélange chauffé vers {{tmp|1000|°C}}</sub> → Fe<sub>3</sub>C <sub>cémentite</sub> + CO<sub>2</sub> <sub>gaz dioxyde de carbone</sub>

Le diagramme Fe-C des sidérurgistes représentant en abscisse la proportion massique de carbone C jusqu'à 7 % et en ordonnée les températures atteintes par le milieu supposé homogène jusqu'à {{tmp|1600|°C}} permet de distinguer la phase liquide supérieure des diverses phases solides ou structures cristallines, marquées par les eutectoïdes, et de séparer les aciers pauvres en C et les fontes<ref>Université du Maine, Fiche descriptive du fer, opus cité, {{p.|2}}. Les diagrammes d'équilibre fer-carbone sont à la base des connaissances de aciers.</ref>. La [[Perlite (acier)|perlite]] est un acier eutectoïde à 0,8 % de C.

Le fer pulvérulent réagit aussi avec le monoxyde de carbone, mais en formant le [[fer pentacarbonyle]], un liquide à température et pression ambiante, jaune et huileux, à odeur douce, facilement inflammable, et qui se décompose à à {{tmp|60|°C}} en laissant un fer pulvérulent très pur<ref>Hans Breuer, Atlas de Chimie, opus cité, p.255.</ref>. Le fer emprunte la configuration électronique du [[krypton]], placé au centre de la molécule de Fe pentacarbonyle.
:: Fe <sub>(s) pulvérulent</sub> + 5 CO <sub>gaz</sub> <sub>sous 200 bars à {{tmp|200|°C}}</sub> → Fe (CO<sub>5</sub>) <sub>bipyramide trigonale</sub> (réaction exothermique ΔH = {{nombre|-226,9 kJ/mol}})

Notons que la réaction de fer au rouge sombre avec le gaz dioxyde de carbone est analogue à l'équilibre observée avec la vapeur d'eau.
:: 3 Fe <sub>(s) chauffé au rouge sombre</sub> + 4 CO<sub>2</sub> <sub>gaz carbonique</sub> → Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> <sub>(s)</sub> + 4 CO <sub>gaz</sub> (réaction légèrement exothermique)

Cet équilibre à la température de 590 °C peut être segmenté en deux réactions équilibrées spécifiques :  
:: Fe <sub>(s) chauffé sous 590 °C</sub> + {{CO2}} <sub>gaz carbonique</sub> → FeO <sub>(s)</sub> + CO <sub>gaz</sub> <sub>avec <math>\Delta H^\circ_{\mathrm{f},T standard}</math> = {{nombre|-272 kJ/mol}}</sub>
:: 3 FeO <sub>(s) au dessus de 590 °C</sub> + {{CO2}} <sub>gaz carbonique</sub> → Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> <sub>(s)</sub> + CO <sub>gaz</sub>

==== Alliages ====
Le métal fer s'allie à de nombreux métaux ou autres non-métaux. Le résultat fait souvent partie des métaux ferreux<ref>Notez la polysémie de l'adjectif ferreux, ferreuse au féminin. Le premier sens, le plus général, s'accorde à ce qui contient du fer : un minerai ferreux, un composé ferreux, un matériaux ferreux. Le second sens plus restrictif aux ions, composés, molécules, solides dans lequel le fer est ou reste bivalent, donc au degré d'oxydation II. Par exemple, le chlorure ferreux ou FeCl{{ind|2}}.</ref>

Le fer n'est pratiquement pas utilisé à l'état pur (hormis pour résoudre certains problèmes de soudabilité, notamment sur [[acier inoxydable|aciers inoxydables]]). La [[Fonte (métallurgie)|fonte]] et l'[[acier]] ({{unité/2|1000|Mt}}) sont les principaux alliages :
* la fonte contient de 2,1 % à 6,67 % de [[carbone]] ; Les gueuses de hauts fourneaux, c'est-à-dire du fer contenant 4 % de carbone, sont très dures et cassantes.
* l'acier contient de 0,025 % à 2,1 % de carbone, le fer étant le principal élément entrant dans sa composition ; L'acier doux contient entre 0,15 et 0,3 % de C, l'acier moyen entre 0,3 et 0,6 %, l'acier à haute teneur en carbone 0,6 % à 0,8 % et enfin l'acier à outils entre 0,8 et 1,4 % de C<ref>J.D. Lee, Précis de chimie minérale, opus cité, p. 209-210.</ref>.
* en dessous de 0,025 % de carbone, on parle de « fers industriels ». Le fer complétement décarburé redevient malléable.

Les [[ferroalliage]]s sont multiples : le [[ferromanganèse]] peut contenir jusqu'à 80 % de Mn, le [[ferromolybdène]] couvre une teneur massique en Mo entre 40 et 80 %, le [[ferronickel]] affiche une proportion massique de Ni supérieure au quart, sans oublier le [[ferrocérium]] dont un usage commun est la pierre à briquet, le [[ferrochrome]] employé pour la fabrication des aciers inoxydables et autres aciers spéciaux<ref>Le terme ferroalliages et ses déclinaisons en alliages binaires présentées sont par exemple citées dans [[Le Petit Larousse]], dictionnaire 1992.</ref>. Le ferrocarbone contient jusqu'à 2 % de C, le [[ferrophosphore]] de l'ordre d'un quart en masse, le ferroaluminium entre 30 et 60 % d'aluminium. Le ferrobore est un important ferroalliage, agent d'addition du bore mais aussi puissant désoxydant dans les aciers, comportant entre 10 et 20 % de B<ref>[https://lelementarium.fr/product/ferrobore/ Le ferrobore] sur le site de la [[Société chimique de France|SCF]] présentant les éléments chimiques.</ref>.

Il existe d'autres ferroalliages assez récents, comme le [[ferrosilicium]] ou le ferromagnésium. L'usage affiché de « ferromagnésium », déjà du type FeSiMg, au cours des années 1970, pour fabriquer au [[Japon]], à bas coûts, des pièces cruciales de petits [[moteurs thermiques]], pour [[moto]] de petite cylindrée ou de simple [[Tondeuse à gazon|tondeuse]]s, a étonné nombre de chimistes, conscient d'une évidente corrosion thermique. Avec ses composants de conception facile et moulée, peu onéreux, prévus pour être remplacés au bout de quelques années, l'usage banalisé de ce petit équipement produit par les constructeurs nippons a bousculé la métallurgie établie<ref>Si certains chimistes industriels louaient la qualité de la conception et la rapidité de production, une majorité de spécialistes de la corrosion évoquaient déjà l'obsolescence programmée.</ref>. Pourtant, l'évolution technique a validé ces productions innovantes, paradoxalement jugées éphémères et le « ferromagnésium » et ses avatars se sont banalisés dans la production d'acier, la fonderie, l'industrie automobile, la production de Mg ou comme la confection d'autres alliages<ref>[https://parsferro.com/what-is-ferro-magnesium-formula/ Exemple de composition de Ferromagnésium] Fe Si{{ind|0,4 à 0,5}} Mg{{ind|0,04 à 0,15}} Ca{{ind|0,015 à 0,03}} Al{{ind|0,01 max}} Atomes de Terres rares {{ind|0,005 à 0,2}}</ref>.

L'ajout de divers éléments d'additions V, Cr, Ni, Mo, W, Mn, Ti etc., souvent en petites quantités, et au besoin par des ferroalliages miscibles dans le bain fondu, permet d'obtenir des fontes d'acier et des aciers spéciaux, mais l'élément ayant la plus forte incidence sur les propriétés de ces alliages reste le carbone. Avec l'essor des multiples productions ferreuses, une chimie du fer est advenue, dont le centre de gravité humain n'est plus l'Europe, ni l'Amérique du Nord, mais les rivages de l'Asie orientale qui produisent l'essentiel de l'acier, notamment la Chine produisant plus de la moitié de la production mondiale de fer et donc d'acier depuis 2010. L'industrie sidérurgique chinoise cherche à optimiser la production, autant avec des couples d'oxydo-réductions inédits depuis des décennies que des techniques récentes de chauffe ultrarapide, générant même avec des minerais ferreux pauvres de la fonte éclair (« flash iron-making »)<ref>[https://fr.businessam.be/la-technologie-revolutionnaire-chinoise-de-fabrication-de-fer-flash-va-transformer-lindustrie-siderurgique/ Le "fer flash" transforme l'industrie sidérurgique] par la lettre belge Business AM du 16 décembre 2024.</ref>.

Les [[Acier inoxydable|aciers inoxydables]] (stainless steel), comportant du Cr, Ni et Ti doivent leurs propriétés de résistance à la corrosion notamment à la présence de [[chrome]] qui, en s'oxydant en présence de l'oxygène de l'air, va former une fine pellicule protectrice, ce qui explique en particulier la passivation.

La [[fluorescence X]] permet une approche de la composition métallique d'un matériau, par simple appareil portatif. L'analyse du fer et de ses alliages exige encore parfois de passer par une dissolution complète. Un demi gramme de métal solide à étudier est chauffé avec de l'acide sulfurique jusqu'à cessation complète du dégagement de gaz dihydrogène. Il est possible de procéder au mieux avec de l'eau régale, car s'il apparaît un précipité gris foncé ou noir de [[carbure de chrome]], [[carbure de tungstène]], [[carbure de molybdène]] etc., il sera de toute manière nécessaire d'ajouter un peu d'acide nitrique concentré et de continuer à chauffer jusqu'à disparition de ces points noirs. Avant de procéder à l'analyse, il faudra dans les deux cas éliminer l'acide nitrique par évaporation avec l'acide sulfurique jusqu'à l'apparition de fumées blanches de [[trioxyde de soufre]]. En solution, l'opérateur peut retrouver le cation ferrique Fe{{exp|3+}}, avec les cations Cr{{exp|3+}}, Mn{{exp|2+}}, Ni{{exp|2+}}, Co{{exp|2+}}, Cu{{exp|2+}}, Ti{{exp|4+}}... mais aussi les [[vanadate]]s, [[molybdate]], [[aluminate]] etc. S'il reste un précipité orange ou blanc, il faut le filtrer et le laver à l'eau additionnée de HCl pour retrouver trace du Si ou W, sous forme d'[[acide tungstique]] ou d'[[acide silicique]].

=== Degrés d'oxydation du métal ===
La chimie du fer sur notre planète a découvert a minima 7 ou 8 [[Nombre d'oxydation|degrés d'oxydation]], à savoir -2, 0, 1 (rare), 2, 3, 4, 5, 6, qu'il est possible de réduire aux plus stables et communs<ref>J.D. Lee, Précis de Chimie minérale, opus cité, {{p.|205}}.</ref> :
* 0 dans le [[corps simple]] fer et ses [[alliage]]s ;
* +II dans les composés '''ferreux''' ([[ion ferreux]] Fe{{exp|2+}} dans les composés ioniques) ;
* +III dans les composés '''ferriques''' ([[ion ferrique]] Fe{{exp|3+}} dans les composés ioniques).

Les deux électrons de valence 4s sont facilement ionisés, ainsi qu'un électron 3d laissant une couche électronique périphérique avec cinq électrons d à moitié remplie. Cette ultime configuration (3d)⁵
confère à l'ion ferrique une grande stabilité. Ainsi s'explique la facilité d'accès aux degrés d'oxydation II et III<ref name="ref_auto_3">''Le dictionnaire des sciences'', sous la direction de Lionel Salem, Hachette, 1990, 482 pages avec index. Entrée Fer, p. 179-180.</ref>. Le [[rayon ionique]] du Fe{{exp|2+}} équivaut à {{unité|0.76 Å}} : il est petit, stabilisé par les couches (3d) complètes<ref>J.D. Lee, Précis de Chimie minérale, opus cité, {{p.|209}}. Notez que le rayon covalent du Fe, selon Lee, se situe à {{unité|1.17 Å}}, alors que le rayon atomique calculé est {{unité|1.56 Å}} ou {{unité|156 pm}} ou [[picomètre]].</ref>. Le [[rayon ionique]] du Fe{{exp|3+}}, légèrement plus petit, équivaut à {{unité|0.67 Å}} : il accuse un caractère acide au sens général. Ces configurations électroniques expliquent la facilité de formation de nombreux complexes stables en solution.

Il existe de nombreux halogénures, sulfures et carbures de fer. Dans les [[carbure de fer|carbures]], le degré d'oxydation du fer n'est pas définissable de façon univoque. On en connaît trois, de [[formule brute|formules]] {{fchim|Fe|3|C}}, {{fchim|Fe|5|C|2}} et {{fchim|Fe|7|C|3}}.

À très haute [[température thermodynamique|température]], le fer peut être présent dans des états d'[[ionisation]] bien plus élevés, dont on peut observer plusieurs [[raie spectrale|raies d'émission]] dans l'atmosphère [[Soleil#Atmosphère|du Soleil]] et [[atmosphère stellaire|des autres étoiles]]. Les ions Fe{{exp|9+}} et Fe{{exp|10+}} notamment, également notés Fe{{exp|X}} et Fe{{exp|XI}}, sont détectés dans les zones de la [[couronne solaire]] portées à des températures de l'ordre de {{unité|1-1,5 e6 K}}<ref>{{Article| langue=en| titre=Mapping the distribution of electron temperature and Fe charge states in the corona
with total solar eclipse observations| auteur1=S. Rifai Habbal| auteur2=M. Druckmüller| auteur3=H. Morgan| auteur4=A. Daw| auteur5=J. Johnson| et al.=oui| périodique=[[The Astrophysical Journal]]| volume=708| date=10 janvier 2010| pages=1650-1662| doi=10.1088/0004-637X/708/2/1650| accès doi=libre| consulté le=9 février 2023}}.</ref>. L'ion Fe{{exp|16+}}, noté Fe{{exp|XVII}}, a la même [[configuration électronique]] que le [[néon]], ce qui le rend stable dans une large gamme de températures (environ {{unité|2-10 e6 K}}) ; on le détecte dans les [[éruption solaire|éruptions solaires]]<ref>{{Article| langue=en| titre=Experiment resolves long-standing iron-spectrum discrepancy| auteur1=Daniel Garisto| périodique=[[Physics Today]]| date=2 février 2023| doi=10.1063/PT.6.1.20230202a| accès doi=libre| consulté le=8 février 2023}}.</ref>{{,}}<ref>{{Article| langue=en| titre=Experiment resolves long-standing iron-spectrum discrepancy| auteur1=Steffen Kühn| auteur2=Charles Cheung| auteur3=Natalia S. Oreshkina| auteur4=René Steinbrügge| auteur5=Moto Togawa| et al.=oui| périodique=[[Physical Review Letters]]| volume=129| numéro=24| numéro article=245001| date=5 décembre 2022| doi=10.1103/PhysRevLett.129.245001| lire en ligne=http://link.aps.org/pdf/10.1103/PhysRevLett.129.245001| accès url=libre| consulté le=8 février 2023}}.</ref>.

Le fer peut former avec l'oxygène, suivant les conditions d'oxydation croissante, trois [[Oxyde de fer|oxydes de fer]] déjà mentionnés :
* l'[[oxyde de fer(II)]] FeO dit « ''oxyde ferreux'' » ;
* l'[[oxyde de fer(II,III)]] {{formule chimique|Fe|3|O|4}} dit « ''oxyde magnétique'' », véritable oxyde mixte à la fois ferreux et ferrique. Cette magnétite contient le fer sous les deux états communs de valence, disposé dans les deux types d'interstices disponibles, tétraédriques ou octaédriques, de l'empilement cubique compact des ions oxygène, formant une structure de type [[spinelle]].
* l'[[oxyde de fer(III)]] {{formule chimique|Fe|2|O|3}} ou « ''oxyde ferrique'' » ;

Les [[Ferrite (céramique ferromagnétique)|ferrite]]s, céramiques constituées de mélanges d'oxydes binaires dérivés de la magnétite, de formule générique {{Formule chimique|M Fe|2|O|4}} où M correspondant à un ou plusieurs atomes de métal bivalent, par exemple Ni, Co, Mn, Zn, Mg, Cu, Fe etc. sont des matériaux magnétiques remarquables, aux propriétés comparables à celles des ferro-aimants, dont l'aimantation s'évanouit à la température de Curie, laissant un simple matériau paramagnétique<ref>Le mot ferrite est de genre masculin selon le dictionnaire Larousse, 1994. Il est défini au pluriel dans le dictionnaire de physique, dirigé par Alfred Kastler, opus cité, p. 185.</ref>. Elles servaient d'aimants permanents, de bobines de transformateurs, de mémoires d'ordinateur etc. [[Louis Néel]] en substituant des cations fer par un autre métal choisi, dans l'un des interstices de la structure spinelle déjà décrite, formée par les atomes d'oxygène, a découvert à partir de ces cristaux cubiques les propriétés du [[ferrimagnétisme]]<ref name="ref_auto_3" />.

Une des propriétés fondamentales du fer isotope 57 est l'absorption de [[rayon γ]] de faible énergie. La [[spectroscopie Mössbauer]] basée sur cette propriété singulière et l'[[Effet Mössbauer|effet homonyme]] fournit un outil puissant, de haute résolution, pour la distinction des différents degrés d'oxydation du fer. Avec cette technique utilisée en physique, chimie et biologie, il est possible de faire une analyse quantitative en présence de mélange de phases de fer.

De nombreux complexes du fer sont connus, dans des environnements variés et à des degrés d'oxydations divers, parfois mixtes. Les différents états de [[spin]] possibles pour les électrons de l'atome central de fer, suivant la nature du champ des [[Ligand (chimie)|ligand]]s, leur conférent des propriétés électroniques particulières<ref name="ref_auto_3" />. Ils existent, pour un nombre d'électrons appariés croissant, des complexes :
* [[Haut spin et bas spin|haut spin]] (de spin total 5/2)
* spin intermédiaire (spin total 3/2)
* bas spin (spin total 1/2)

La chimie en [[solution aqueuse]] est en particulier marquée par leurs présences.

=== Chimie en solution aqueuse ===
Les ions fer en [[chimie analytique]] appartiennent au groupe III dit du « sulfure d'ammonium », car le réactif collecteur est le [[sulfure d'ammonium]] {{Formule chimique|(NH|4|)|2|S}} en milieu ammoniacal {{Formule chimique|(NH|4|)OH}}. Le fer III ou Fe{{exp|3+}} appartient au sous groupe de l'[[ammoniaque]], avec d'autres cations qui précipitent définitivement par action du mélange {{Formule chimique|(NH|4|)OH}} et {{Formule chimique|(NH|4|)Cl}}. Le fer II ou Fe{{exp|2+}} ressort a contrario du sous groupe du zinc, avec le Zn{{exp|2+}}, Co{{exp|2+}}, Ni{{exp|2+}}, Mn{{exp|2+}}, soient des cations qui précipitent par action du mélange {{Formule chimique|(NH|4|)OH}} et {{Formule chimique|(NH|4|)Cl}}, mais dont les précipités redeviennent solubles dans un excès de réactif. La séparation s'explique par deux réactions chimiques distinctes : le fer III réagit avec le réactif collecteur pour former un [[hydroxyde ferrique|hydroxyde de fer ferrique]], alors que le Fe II réagit avec le sulfure d'ammonium {{Formule chimique|(NH|4|)|2|S}} pour former un sulfure.

==== Les divers ions fer en solution aqueuse, complexation des cations fer ====
[[Fichier:IronInRocksMakeRiverRed.jpg|upright=1.3|vignette|La coloration orangée rougeâtre de cette rivière est due à l'[[ion]] ferrique, Fe(III) ou Fe<sup>3+</sup>, dans les roches.]]

En solution aqueuse, l’élément chimique fer est présent sous forme ionique par deux valences principales :
* Fe{{exp|2+}} soit l'ion fer(II), appelé cation ''ferreux''.
: Les cations hexahydratés :{{Formule chimique|Fe(H|2|O)|6}}<sup>2+</sup> sont de véritables complexes qui apparaissent vert pâle, peu acide ou réducteur en solution aqueuse. Suivant l'environnement chimique en solution, ils peuvent aussi prendre différentes couleurs. La solution obtenue par dissolution de [[sel de Mohr]] de formule {{Formule chimique|Fe(H|2|O)|6|(NH|4|)|2|(SO|4|)|2|. 6 H|2|O}}, un sulfate d'ammonium et de fer (II), présente une couleur vert pâle. Normalisée, la solution de sel de Mohr permet le dosage des ions permanganate. Une telle solution est stable pour les pH inférieurs à 6. Pour un pH supérieur à cette valeur, l'hydroxyde de fer(II) {{Formule chimique|Fe(OH)|2}} précipite ;
* Fe{{exp|3+}} soit l'ion fer(III), appelé cation ''ferrique''.
: Les complexes ou cations hexahydratés {{Formule chimique|Fe(H|2|O)|6}} {{exp|3+}} sont violet, acide et oxydant en solution aqueuse. Notons que la perception de la couleur est souvent empêchée par l'apparition de fines particules d'oxyde ferrique en suspension, le plus souvent brun jaunâtre ou encore, du fait de son acidité, par les produits d'hydrolyse brun rougeâtre<ref>Bruce H. Mahan, ''Chimie'', opus cité, § fer p. 676.</ref>. En pratique, une solution d'ions ferriques paraît incolore à orange selon le milieu aqueux. Les solutions de chlorure de fer(III) sont orange. L'addition d'acide nitrique efface la couleur des produits d'hydrolyse, ainsi les solutions aqueuses de nitrate de fer(III) sont presqu'incolores. Ces solutions doivent avoir un pH inférieur à 2 car l'hydroxyde de fer(III) {{Formule chimique|Fe(OH)|3}} est peu soluble.
* Fe(VI) avec l'anion [[Ferrate(VI)|ferrate]] {{Formule chimique|FeO|4}} {{exp|2-}}, formé par l'action de la potasse KOH ou un courant de gaz dichlore sur l'hydroxyde de fer III<ref>L'action d'une base forte et d'un courant de dichlore sur l'oxyde ferrique {{Formule chimique|Fe|2|O|3}} aboutit aussi à une solutions de l'ion ferrate. Bruce Mahan, ''Chimie'', opus cité, p. 676.</ref>. Cet anion ferrate est un oxydant très fort, pratiquement plus fort que l'ion [[permanganate]]. Mais les ferrates ne se conservent qu'en milieu très basique. Stable en solution basique, l'anion ferrate se décompose en milieu neutre ou acide selon le schéma :
::  2 FeO<sub>4</sub> <sup>2−</sup> <sub>aqueux</sub> + 10 H<sup>+</sup> <sub>ion hydronium en solution aqueuse</sub> = 2 Fe<sup>3+</sup> <sub>aqueux</sub> + 3/2 {{O2}} <sub>gaz</sub> + 5 H<sub>2</sub>O

Des complexes du fer en solution aqueuse se forment aussi facilement avec un grand nombre de donneurs d'électrons, concrètement par simple addition du ligand (au bon pH). La formation de complexes, de structures géométriques précises, souvent octaédriques, n'est pas anodine, elle affecte évidemment les stabilités relatives des différents états d'oxydation. Les complexes les plus courants et les plus stables impliquent différents ligands détaillés ci-dessous :
* l'ion [[cyanure]] CN<sup>−</sup>, toxique, permet de former des anions complexes stables, non ou moins toxiques, où les cations centraux et les anions cyanures ainsi assemblés ne réagissent plus avec leurs réactifs classiques

:: Fe<sup>2+</sup><sub>aqueux</sub> + 6 CN<sup>-</sup><sub>aqueux</sub> → Fe(CN)<sub>6</sub><sup>4−</sup> <sub>ion ferrocyanure en milieu aqueux, avec ΔH = -359,5 kJ/mol</sub>
:pour Fe(II) : {{Formule chimique|Fe(CN)|6}}<sup>4−</sup>, anion hexacyanoferrate(II) autrefois ferrocyanure, [[diamagnétique]], jaune ; Ce premier complexe de Fe(II), très stable, permet par ailleurs de détecter de traces de HS{{exp|-}} en formant un composé pourpre, il permet aussi de préparer, par adjonction du cation ferrique, le [[bleu de Prusse]] ; les solutions de sels de fer (II) mis en présence d'anions ferricyanures laissent un autre précipité bleu foncé différent, le [[bleu de Turnbull]]. Le [[ferrocyanure de potassium]] {{Formule chimique|K|4|(Fe(CN)|6|. 3 H|2|O}}, arborant ses cristaux de maille [[monoclinique]], jaunes et solubles dans l'eau, était nommé, autrefois en chimie industrielle, ''prussiate jaune''.

:: Fe<sup>3+</sup><sub>aqueux</sub> + 6 CN<sup>-</sup> → Fe(CN)<sub>6</sub><sup>3−</sup> <sub>ion ferricyanure en milieu aqueux, avec ΔH = -296,7 kJ/mol</sub>
:pour Fe(III) : {{Formule chimique|Fe(CN)|6}}<sup>3−</sup>, anion hexacyanoferrate(III) autrefois ferricyanure, [[paramagnétique]], orange ou brun rouge; La solution aqueuse est jaune, toxique et instable<ref>Hans Breuer, Atlas de Chimie, opus cité, § cyanocomplexes de fer, page 255.</ref>. Le [[ferricyanure de potassium]] {{Formule chimique|K|3|(Fe(CN)|6|. 3H|2|O}} dévoilant des cristaux toxiques, monocliniques, en prismes de couleur brun rouge, se nommait dans l'industrie et les laboratoires ''prussiate rouge''.

:Comparons les potentiels de réduction des couples suivants en solution aqueuse : 
: couple Fe<sup>3+</sup> / Fe<sup>2+</sup> : Fe<sup>3+</sup> + e<sup>−</sup> = Fe<sup>2+</sup> avec ''E''° = {{unité|+0,771 V}}
: couple anion ferricyanure / anion ferrocyanure : Fe(CN)<sub>6</sub><sup>3−</sup> + e<sup>−</sup> = Fe(CN)<sub>6</sub><sup>4−</sup> avec ''E''° = {{unité|+0,36 V}} 
:Si l'ion ferrique est un bon oxydant, l'anion ferricyanure l'est beaucoup moins<ref>Bruce Mahan, ''Chimie'', opus cité, p. 676.</ref>. Tout se passe comme si la formation de l'ion complexe stabilisait l'ion ferrique sous jacent Fe(III) que l'ion ferreux sous-jacent Fe(II).

* ion [[fluorure]] F<sup>−</sup>
:pour Fe(III) : FeF<sup>2+</sup>, ion fluorofer(III) ou FeF{{ind|6}}{{exp|3-}} incolore. En chimie analytique, ce complexe permet de marquer la couleur des ions fer(III) ;
* ion [[chlorure]] Cl<sup>−</sup> avec l'ion ferrique formant le complexe jaune FeCl{{ind|4}}{{exp|-}}
* ion [[phosphate]] pour s'associer avec l'ion ferrique {{Formule chimique|Fe(PO|4|)|2|}}{{exp|3-}}
* ion [[acétate]] avec l'ion ferrique {{Formule chimique|Fe(CH|3|COO)|2|}}{{exp|+}} rouge
* ion [[oxalate]] {{Formule chimique|C|2|O|4|}}<sup>2−</sup> pour se complexer avec l'ion ferreux {{Formule chimique|Fe(C|2|O|4|)|3|}}{{exp|4-}} et avec l'ion ferrique {{Formule chimique|Fe(C|2|O|4|)}}{{exp|+}} vert.
* ion [[tartrate]] pour former avec l'ion ferrique {{Formule chimique|Fe(C|4|H|4|O|6|}}{{exp|+}}
* [[EDTA]] formant avec l'ion ferreux Fe(EDTA){{exp|2-}} et avec l'ion ferrique Fe(EDTA){{exp|-}} 
* gaz [[Protoxyde d'azote|NO]] pour former avec l'ion ferreux Fe(NO){{ind|x}}{{exp|2+}} brun
* ion 2,2'-dipyridyle (DIP) pour former le complexe dipyridyle-Fe{{exp|2+}} rouge intense en milieu réducteur, ce qui ouvre la voie à un dosage par spectrophotométrie.
* [[1,10-phénantroline]] (orthophénantroline, en abrégé o-phen)
:pour Fe(II) : Fe(ophen)<sub>3</sub><sup>2+</sup>, complexe rouge de [[ferroïne]], ions triorthophénantrolinefer(II)
:pour Fe(III) : Fe(ophen)<sub>3</sub><sup>3+</sup>, vert ou bleu pâle, ions triorthophénantrolinefer(III)
:Le couple redox constitué de ces deux complexes est utilisé comme indicateur de titrage d'oxydoréduction ; La formation spécifique et sensible, par Fe{{exp|2+}} et l'orthophénanthroline, d'un complexe rouge peut être utilisée pour l'identification du cation ferreux<ref>Le réactif est le chlorhydrate de l'orthophénanthroline en solution aqueuse à 2 %. Le mode opératoire, sur plaque à godet, consiste à déposer une goutte de solution légèrement acide de ce qui est supposé être Fe{{exp|2+}}, puis quelques cristaux de chlorhydrate d'hydroxylamine jouant le rôle de réducteur pour faire passer tout le fer à l'état bivalent et enfin une goutte de ce réactif.</ref>. Notons que la réaction est gênée, soit par les colorations propres d'autres ions éventuellement présents (Dans ce cas, il faut diluer avant l'essai), soit par la consommation de réactifs par certains cations comme Cu{{exp|2+}}, Ni{{exp|2+}}, Co{{exp|2+}}, Zn{{exp|2+}}, Cd{{exp|2+}} ou Sb{{exp|3+}} (Il faut alors ajouter un excès de réactif). 
* [[diméthylglyoxime]] ou DMG : La diméthylglyoxime forme avec le cation Fe<sup>2+</sup> en milieu ammoniacal un complexe rouge. Voilà une réaction d'identification classique de l'ion ferreux, utilisant le réactif composé d'une solution alcoolique de DMG à 1 % en masse<ref>Sur une plaque, déposer une goutte de solution légèrement acide de ce qui est supposé être Fe{{exp|2+}}, quelques cristaux de chlorhydrate d'hydroxylamine réducteur, une goutte de la solution du réactif et une goutte d'ammoniaque concentré.</ref>. Le complexe rouge formé, parfois plus facilement observable par centrifugation, disparaît lentement par oxydation de l'air.
* ions [[thiocyanate]] SCN<sup>−</sup>
: pour Fe(III) en milieu acide : Fe(SCN)<sup>2+</sup>, complexe rouge sang, ion thiocyanatofer(III)
:: Fe<sup>3+</sup><sub>aqueux</sub> + 3 SCN<sup>-</sup><sub>aqueux</sub> → Fe(SCN)<sub>3</sub> <sub>complexe rouge en milieu aqueux</sub>
Ce complexe rouge permet de mettre en évidence de petite quantité d'ion fer(III) en solution grâce à sa couleur caractéristique.

==== Réaction de précipitation ====
Une des réactions de précipitation connue donne le complexe solide [[bleu de Prusse]], en faisant réagir du [[ferrocyanure de potassium]] sur un sel ferrique, soit à partir de l'hexacyanoferrate de Fe II et du cation ferrique. Sa formation permet une prudente identification des ions cyanures, en évitant de se placer en milieu acide avant la complexation totale.
:: 3 Fe(CN)<sub>6</sub><sup>4−</sup> + 4 Fe<sup>3+</sup><sub>aqueux</sub> → Fe<sub>4</sub> (Fe(CN)<sub>6</sub>)<sub>3</sub> <sub>précipité bleu de Prusse, insoluble dans l'eau et l'alcool</sub> avec p[[Produit de solubilité|Ks]] ≈ 40,5

Il s'agit d'une détection qualitative pratique du fer dissous dans l'eau. Un réactif est préparé sur le terrain, adapté juste après la prise d'un petit prélèvement d'eau, en mélangeant préalablement 1 % en masse de ferrocyanure de potassium et 1 % en masse d'acide chlorhydrique<ref>Ben Selinger, ''Chemistry in the market Place'', fifth edition, Harcourt Brace, Sydney, 1998. En particulier, § Chemical transformations p. 78.</ref>. Si l'ajout du réactif frais donne un précipité bleu profond, la présence de fer est assurée dans l'échantillon<ref>Se méfier du contenant, casseroles ou récipient en fer, pot en argiles ferreuse, ou des éventuelles couches ferrugineuses en contact, qui contamine le liquide analysé.</ref>.
  
Un certain nombre d'ions conduisent à la précipitation des ions du fer en solution, les composés du fer ferrique (III) étant de loin les moins solubles. L'ion [[hydroxyle]] HO<sup>−</sup>, après mise en solution des hydroxydes alcalins ou de l'ammoniaque, donne avec l'ion ferreux un précipité blanc d'[[Hydroxyde de fer(II)|hydroxyde ferreux]], qui fonce très rapidement une fois exposé à l'air.
:: Fe<sup>2+</sup><sub>aqueux</sub> + 2 HO<sup>−</sup><sub>aqueux</sub> → Fe(OH)<sub>2</sub> <sub>hydroxyde ferreux</sub> avec pKs ≈ 15,1
:: Fe<sup>3+</sup><sub>aqueux</sub> + 3 HO<sup>−</sup><sub>aqueux</sub> → Fe(OH)<sub>3</sub> <sub>[[hydroxyde ferrique]]</sub> avec pKs ≈ 37

L'anion [[sulfure]] S<sup>2−</sup>, en particulier le sulfure d'ammonium, permet de former le [[sulfure de fer(II)]] FeS dans les solutions neutres ou alcalines, et le [[sulfure de fer(III)]] {{Formule chimique|Fe|2|S|3}} pour des pH pas trop acides. Il faut en effet qu'une quantité raisonnable d'ions sulfure soit présents, ce qui n'est pas le cas à pH acide puisque l'ion sulfure est alors sous sa forme diacide, le [[sulfure d'hydrogène]] {{Formule chimique|H|2|S}}.
:: Fe<sup>2+</sup><sub>aqueux</sub> + S<sup>2−</sup><sub>aqueux</sub> → FeS <sub>précipité noir en masse, vert foncé si colloïdal</sub> avec pKs ≈ 16,4
:: 2 Fe<sup>3+</sup><sub>aqueux</sub> + 3 S<sup>2−</sup><sub>aqueux</sub> → Fe<sub>2</sub>S<sub>3</sub> <sub>précipité noir</sub> avec pKs ≈ 85

Le sulfure ferreux est facilement soluble dans les acides forts, avec dégagement de sulfure d'hydrogène {{Formule chimique|H|2|S}}<ref>En pratique, ce solide est soluble pour les pH inférieures à 4,5 si la concentration en ions ferreux équivaut à 0,01 ig/l ou ion gramme (mole) par litre. Nous avons vu qu'il est possible de précipiter FeS par action de {{Formule chimique|H|2|S}} sur une solution de Fe{{exp|2+}} à condition que le pH dépasse 4,5. Pour rester dans ce cas, une addition d'[[acétate de sodium]] peut tamponner la solution ferreuse à un pH constant proche de 5.</ref>.
:: FeS <sub>précipité solide</sub> + 2 H<sup>+</sup><sub>aqueux</sub> →  Fe<sup>2+</sup><sub>aqueux</sub> + H<sub>2</sub>S <sub>gaz nauséabond et toxique qui se dégage</sub>

Le précipité de sulfure ferrique est facilement soluble en milieu acide, même dans l'[[acide acétique]]. Lors de la dissolution, l'ion ferrique est réduit en ion ferreux.
:: Fe<sub>2</sub>S<sub>3</sub> <sub>précipité solide</sub> + 4 H<sup>+</sup><sub>aqueux</sub> →  2 Fe<sup>2+</sup><sub>aqueux</sub> + S<sub>précipité de soufre</sub> + 2 H<sub>2</sub>S<sub>gaz</sub>

{{Formule chimique|Fe|2|S|3|}} s'hydrolyse lentement à froid, mais beaucoup plus vite à chaud selon le schéma :
:: Fe<sub>2</sub>S<sub>3</sub> <sub>précipité solide</sub> + 4 H<sub>2</sub>O →  2 Fe(OH)<sub>3</sub> <sub>précipité d'hydroxyde ferrique</sub> + 3 H<sub>2</sub>S <sub>gaz</sub>

Notons que l'hydrogène sulfuré {{Formule chimique|H|2|S}} décolore les solutions acides de Fe{{exp|3+}}, en provoquant la réduction en Fe{{exp|2+}} avec dépôt de soufre S :
:: 2 Fe<sup>3+</sup><sub>aqueux</sub> +  H<sub>2</sub>S →  2 Fe<sup>2+</sup><sub>aqueux</sub> + S<sub>précipité de soufre</sub> + 2 H<sup>+</sup><sub>aqueux</sub>

L'anion carbonate en l'absence d'oxygène mène à la précipitation du [[Carbonate de fer(II)|carbonate ferreux]] blanc. L'anion phosphate forme avec l'ion ferrique un précipité de [[phosphate de fer(III)]], neutre, blanc jaunâtre.

==== Oxydoréduction des ions du fer ====
[[Image:Pourbaix Diagram of Iron.svg|vignette|Le [[diagramme de Pourbaix]] du fer fournit des informations sur le [[Nombre d'oxydation|degré d'oxydation]] attendu du fer en solution aqueuse en fonction du [[Potentiel d'oxydoréduction|potentiel]] Ԑ et du [[Potentiel hydrogène|pH]].]]
Les potentiels de référence des couples caractéristiques du fer en milieu aqueux sont les suivants<ref>Université du Maine, Fiche descriptive du fer, opus cité, en particulier § 2 Le fer aux degrés +II et +III en solution § 3 La corrosion du Fer, {{p.|2-3}}. H. Ebert, Chimie technique, Formulaire de poche, opus cité, donne curieusement page 214 une tension électrochimique ''E''° du Fe° vers le cation ferreux de {{unité|-0,409 V}} et page 215 un potentiel rédox standard avec électrode de référence en Pt ''E''° ions ferreux vers ions ferriques de {{unité|+0,771 V}}</ref>:
: Fe<sup>2+</sup> / Fe : ''E''° = {{unité|-0,44 V}}
: Fe<sup>3+</sup> / Fe<sup>2+</sup> : ''E''° = {{unité|+0,77 V}}

Interprétons ces résultats expérimentaux : 
* i) le fer métallique n'est pas stable en milieu aqueux. Le fer est un réducteur. Il s'oxyde d'autant plus vite que le pH est bas.
* ii) en présence de dioxygène dissous, les ions fer(II) ne sont pas stables non plus puisque ''E''°({{O2}} / {{H2O}}) ≈ {{unité|1,3 V}}<ref>C'est une bonne approximation car ''E''°({{O2}} gaz / {{H2O}}) = {{unité|1,229 V}}. M. Bernard, F. Busnot, ''Usuel de chimie générale et minérale'', opus cité, Lire dans le tableau « Potentiels d'électrode en solution aqueuse à 298 K », entrée oxygène {{p.|211}}.</ref>. Les ions ferreux sont oxydables en présence de gaz oxygène, et les sels ferreux facilement oxydables à l'air. Les ions ferriques ont un faible caractère oxydant.

Ces potentiels de référence changent en fonction des ions présents en solution, surtout si les constantes de stabilité des complexes correspondant en Fe(II) et Fe(III) sont notablement différentes.

De manière concrète, l'oxydation du cation ferreux Fe{{exp|2+}} en cation ferrique Fe{{exp|3+}} peut être effectuer par de nombreux oxydants, il faut souvent chauffer pour accélérer significativement la vitesse de réaction. Citons parmi d'autres oxydants :
* l'oxygène de l'air en milieu acide ou en milieu basique
* l'ion permanganate en milieu acide
* l'ion nitrate en milieu acide
* un halogène en milieu basique

La réduction du cation ferrique Fe{{exp|3+}} en Fe{{exp|2+}} peut par exemple être effectuée par l'hydrogène sulfuré H{{ind|2}}S, l'anion [[sulfite]], l'anion [[iodure]], le métal zinc Zn ou le cation stanneux Sn{{exp|2+}}.
 
L'oxydoréduction est une manière de titrer les ions fer(II), par exemple par les ions cérium(IV) (couple Ce<sup>4+</sup>/Ce<sup>3+</sup>) ou par les ions permanganate MnO<sub>4</sub><sup>−</sup> (couple MnO<sub>4</sub><sup>−</sup> / Mn<sup>2+</sup> en milieu acide sulfurique).

Bien que la réduction en fer métallique des ions du fer soit possible, elle est rarement pratiquée à partir de solution aqueuse, si on excepte les vieilles techniques électrochimiques.

=== Chimie organométallique ===
Le premier complexe organométallique isolé comme tel, en 1951, fut un complexe du fer : le [[ferrocène]]. Il est constitué d'un ion fer(II) avec deux ions cyclopentadiényles {{formule chimique|C|5|H|5}}<sup>−</sup>. De nombreux autres complexes ont été produits depuis, soit dérivés du ferrocène, soit de nature toute différente.

== Biochimie du fer et utilisation biochimique ==
{{article détaillé|Métabolisme du fer}}
Le fer est indispensable à la vie des végétaux et des animaux.
Les molécules, composés à valence mixte, qui contiennent les deux états d'oxydation II et III du fer, sont très importantes dans le monde vivant. Elles participent au processus de transfert électronique, à l'instar des [[Protéine fer-soufre|protéines fer-soufre]] présente dans la [[Chaîne respiratoire|chaine respiratoire]]. La [[ferrédoxine]] est une simple protéine simple qui contient ou retient du fer et du soufre<ref>Il s'agit d'une métalloprotéine où le fer oscille entre les états d'oxydation II et III. Les ferrédoxines acceptent des électrons à un niveau d'énergie élevé, autrement dit en électrochimie, à un potentiel rédox bas. Ainsi elles permettent la photoréduction du [[NADP]], la formation de H{{ind|2}} moléculaire etc.</ref>. Elle joue depuis l'origine de la vie un rôle fondamental dans les oxydations et réductions au sein de tous les êtres vivants, notamment au cours de la synthèse de la [[photosynthèse]] des plantes à [[chlorophylle]], c'est-à-dire les plantes vertes<ref>Notons qu'il existe d'autres cations métalliques (Cu, Mn) impliquées dans les [[oxydase]]s.</ref>. Des protéines compliquées peuvent aussi entreposer dans leurs cavités plusieurs milliers d'atomes de fer, sous forme d'hydroxydes ou de phosphates de fer<ref>''Le dictionnaire des sciences'', sous la direction de Lionel Salem, Hachette, 1990, 482 pages avec index. En particulier, p. 180.</ref>. 

Le fer est essentiel, pour les mammifères, au transport de l'[[oxygène]] et à la formation des [[globules rouges]] dans le [[sang]]. Il est un constituant essentiel des [[mitochondrie]]s, puisqu'il entre dans la composition de l'[[hème]] du [[Cytochrome c|{{nobr|cytochrome ''c''}}]]. Il joue aussi un rôle dans la fabrication de nouvelles [[Cellule (biologie)|cellules]], d'[[hormone]]s et de [[neurotransmetteur]]s. 

=== Végétaux ===
Le fer intervient au cours de la synthèse de la chlorophylle ou encore de l'action des [[enzyme]]s, prenant le rôle d'[[Activateur enzymatique|activateur]]. Les [[agronome]]s européens n'ont pris conscience des [[Chlorose|chloroses ferriques]] des végétaux cultivés à partir de la décennie 1840, entre 1843 et 1847. A la fin du {{s-|XIX}}, les chimistes agronomes préconisent de veiller aux éléments indispensables à la vie des plantes, en dehors du carbone atmosphérique, à savoir N, P, K, Ca, S, Mg et Fe. Ce n'est qu'au cours du {{s-|XX}} que le fer a pris place parmi les oligo-éléments<ref>''Larousse agricole'' sous la direction de Jean-Michel Clément, Larousse, Paris, octobre 1981, 1208 pages avec index, entrée fer § Chez les végétaux p. 508.</ref>.

Les cultures ne prélèvent pourtant dans les sols naturels, souvent riches en Fe, qu'au mieux un ou deux kilogrammes par hectare. Or sur les terres riches en calcaire actif, voire trop chaulées, l'absorption du fer par la plante peut être entravée, par un excès de [[Chaux (matière)|chaux]] qui immobilise le fer, le rendant inassimilable<ref>Il est rare que la chlorose ferrique s'explique par la pauvreté ou l'absence du fer dans le sol. Le calcaire actif à hauteur de 20 % et 30 % peut être fatal.</ref>. Cette carence conditionnée explique la perte de couleur verte, les organites prennent une teinte jaunâtre, signalement de la chlorose ferrique. La [[vigne]], les arbres fruitiers comme le [[pêcher]] ou le [[Poirier commun|poirier]], le [[lupin]], diverses plantes ornementales de jardin ou essences forestières y sont particulièrement sensibles<ref>Dans les cas extrêmes, un [[porte-greffe]] résistant s'impose pour lutter contre la chlorose dévastatrice. Cette solution est très ancienne, car les paysans évitaient toute culture improductive ou arboriculture inutile, en bannissant les espèces sensibles en milieux "chlorosants".</ref>. Une première solution technique est l'apport dans le sol de chélates, qui libèrent lentement pour les racines de la plantes le fer associé dans des combinaisons organiques. Cette solution s'est appliquée par une dispersion de chélates tous les deux ou trois ans en [[Champagne crayeuse]], où la chlorose affectait souvent le [[vignoble]] et les [[verger]]s. Les pulvérisations foliaires donnent des résultats inégaux, signalons que les apports techniques de fer et d'azote soluble, délicats et coûteux, le plus souvent à renouveler et sujets à moultes précautions d'application, peuvent être satisfaisants.

=== Animaux ===
L'analyse chimique détecte le fer dans l'hémoglobine, la myoglobine, les tissus réserves du foie ou de la rate, de la moelle osseuse et des muqueuses intestinales<ref name="ref_auto_6">''Larousse agricole'' sous la direction de Jean-Michel Clément, Larousse, Paris, octobre 1981, 1208 pages avec index, entrée fer § Chez les animaux p. 508-509.</ref>. Le cation fer permet la fixation de l'oxygène au sein de l'hémoglobine et de la myoglobine, comme il demeure un activateur des enzymes d'oxydation que sont le [[cytochrome]], la [[catalase]] et la [[peroxydase]]<ref>Peroxydases et catalases sont des enzymes activées par Fe{{exp|3+}} fixant le peroxyde d'hydrogène. Les cytochromes opèrent un transfert d'électron entre Fe(II) et Fe(III). Ce fonctionnement est similaire à la chlorophylle, qui utilise les cations Mg et non ceux du fer. Claire Koenig, Fe dans le sang, opus cité</ref>. La carence d'assimilation en fer provoque d'abord une anémie, par des troubles récurrents de la synthèse de l'hémoglobine, chez les animaux domestiques ou d'élevage<ref>La grande majorité des aliments sont riches en fer, les fourrages en contiennent 100 à 500 mg par kilogramme de matière sèche, les céréales 30 à 40 mg par kg, etc.</ref>. Le premier signal de l'anémie qui favorise les maladies infectieuses et parasitaires est la chute de la teneur en fer du plasma sanguin, qui est d'ordinaire située entre 100 et 200 mg pour 100 millilitres. Notons qu'il existe d'autres causes qu'une triviale déficience en fer : une carence en cuivre entrave la mobilisation de la réserve ferrique du foie, l'absence de cobalt est également cause d'une réaction catalytique déficiente lors de la synthèse d'hémoglobine, une alimentation lacunaire en acides aminés indispensables perturbe aussi cette synthèse.

L'alimentation lactée, des jeunes à la mamelle ou biberonnés, ne contient que 0,5 à 2 mg par litre. L'occurrence d'une anémie n'est point négligeable. Étudions le cas des porcelets, qui, à peine nés, n'ont qu'une réserve de fer limitée à 36 mg<ref name="ref_auto_6" />. Or la croissance rapide, avec un triplement du poids de naissance en trois semaines, nécessite des besoins en fer de l'ordre de 15 mg par jour, dépassant largement les apports naturelles du [[lait de truie]] équivalent à 0,9 mg par jour. Une potion ferrugineuse, contenant par litre 10 g de sous acétate de fer, 1 g de [[sulfate de cuivre]] et 0,1 g de [[Nitrate de cobalt(II)|nitrate de cobalt]] peut prévenir l'anémie, alors que le complément de fer dans l'alimentation maternelle ne contre point la carence, sachant au mieux que 6 à 11 % de la dose passe dans le lait. Les effets de la carence sont variables : débilitant ou mortels chez certaines espèces, ils étaient parfois recherchés chez les [[Agnelet (animal)|agnelet]]s et [[Veau de lait|veaux de lait]], l'éleveur souhaitant une viande blanche.

=== Fer oligo-élément de l'organisme humain, toxicologie du fer ===
Le fer est un [[Oligo-élément|élément]] indispensable au corps humain. Le corps humain en contient environ {{unité/2|4,5|g}}, soit un clou fin de 7,5 cm de long<ref>L'estimation minimale de {{unité/2|4.5|g}} provient de Hans Breuer, ''Atlas de Chimie'', opus cité, p. 251. L'idée du clou pointu est proposé par Dan Green, dans ''Eléments chimiques Minute, 220 concepts clés expliqués en un instant'', éditions Contre-dires, 2017, 416 pages. {{ISBN|978-2-84933-385-3}}. Traduction et adaptation française par Antonia Leibovici de l'ouvrage anglais de vulgarisation scientifique ''The Periodic Tables in minutes'', Quercus Editions Ltd 2016.</ref>. Le chimiste australien Ben Selinger s'accorde avec la large fourchette entre 3 et 5 g dans le corps<ref>Plus de la moitié serait présente dans les hèmes de l'hémoglobine. Ben Selinger, ''Chemistry in the market Place'', fifth edition, Harcourt Brace, Sydney, 1998. En particulier, § Vitamins and minerals, p. 69. Claire Koenig, ibidem, propose entre 4 à 5 g dans le corps humain et retient 70 % de fer en relation avec le pigment hémoglobine, 6 % de fer pour la myoglobine, et pratiquement autant pour les enzymes et cytochromes.</ref>. Une diminution de fer sérique signe sur le plan médical une anémie, alors qu'une augmentation dans le même [[sérum sanguin]] signale une [[hémochromatose]].

Si du fer est excrété, à un rythme minimal de 1 à 2 mg/jour, par la [[bile]] du [[foie]], les [[fèce]]s et les [[urine]]s, voire la [[sueur]] et les [[desquamation]]s corporelles, de petites quantités de Fe(II) sont résorbées par l'intestin grêle, et mises en réserve sous forme de [[ferritine]], à la fois dans la rate, le foie et la [[moelle osseuse]]. La moelle osseuse, où le fer apparaît aussi sous la forme d'[[hémosidérine]], contribue à la création d'hématies ou globules rouges. Le fer actif est toutefois rapidement renouvelé, en particulier la totalité du fer sérique est renouvelée tous les trois heures dans l'organisme humain<ref>Claire Koenig, Fe dans le sang, opus cité. Au tournant des années 2000, de nombreux groupements de recherche, en France, en Europe et dans le monde, étudient directement ou indirectement les carences en fer. Ainsi l'unité spécialisée du CNRS intitulée "Dérégulations du métabolisme du fer".</ref>. Il faut impérativement compenser ces menues pertes fonctionnelles<ref>Claire Koenig, ibidem, propose un bilan du fer pour un corps humain moyen (Homme H de 70 kg, femme F de 60 kg), à l'état ferreux ou à l'état ferrique, libres ou inclus dans divers complexes hétéro-protéiques. La teneur moyenne par kg, dissymétrique, se situe à 50 à 60 mg pour H, 40 à 50 mg pour F. Respectivement pour H et F, l'hémoglobine représente 3 g et 2,5 g de Fe, la myoglobine 0,3 g et 0,2 g, le stockage par ferritine et hémosidérine 0,8 à 1 g et 0,4 à 0,5 g en fourchette alors que à la fois pour H et F, les enzymes et cytochromes représentent environ 0,3 g et le nécessaire transport plasmatique par la transferrine demande environ 4 mg. </ref>.

La dose journalière nécessaire oscille entre {{unité/2|12|mg}} et {{unité/2|15|mg}}<ref name="ref_auto_4">Hans Breuer, ''Atlas de Chimie'', opus cité, p. 251.</ref>{{,}}<ref>Claire Koenig, ibidem, estime les quantités journalières minimales de Fe à absorber ou assimiler pour compenser des pertes ordinaires ou régulières, selon l'âge et le sexe humain. Ainsi les nourrissons ou bébé de 3 à 12 mois requiert 7 à 10 mg, un enfant de 1 à 12 ans 10 mg, les adolescents en croissance 15 mg, les hommes adultes 10 mg, les femmes de la puberté à la ménopause 16 à 18 mg, les femmes enceintes 20 à 30 mg. Notons que l'équipement en diverses hémoglobines distingue le nourrisson (Lire infra § suivant) et que des travaux lourds, des tâches intenses ou des activités sportives ou guerrières, potentiellement accidentogènes, exigent évidemment plus.</ref>. Pour la femme en [[ménopause]] et l’homme adulte en général, les [[apports journaliers recommandés]] de fer sont a minima {{unité/2|10|mg}} ; ce besoin nutritionnel concernant la femme de sa puberté à la ménopause est a minima de {{unité/2|16|mg}} à {{unité/2|18|mg}}<ref>Ben Selinger indique 10 mg pour l'homme adulte en bonne santé (sans contusion ni perte de sang) et 15 mg pour une femme adulte. Il n'oublie pas que celle-ci doit accumuler des réserves. Lire infra.</ref>. Mais le corps humain peut consommer du fer et avoir besoin de 20 mg par jour de fer assimilable, pour produire exceptionnellement de nouveaux globules rouges pour le sang ou de la [[myoglobine]] musculaire. Dans les toutes premières années de la vie d'un enfant, les besoins en fer alimentaire sont très importants, sous peine de carence alimentaire provoquant une grave [[anémie ferriprive]]. Les femmes, à cause d'abondantes pertes [[menstruel|menstruelles]] de sang lors de leurs règles, doivent compenser une perte rapide entre {{unité/2|20|mg}} et {{unité/2|30|mg}} de fer<ref>Claire Koenig, Fe dans le sang, opus cité. Ben Selinger propose une moyenne haute de {{unité/2|28|mg}} de fer pour une hémorragie menstruelle. Ben Selinger, ''Chemistry in the market Place'', fifth edition, Harcourt Brace, Sydney, 1998. En particulier, § Vitamins and minerals, p. 69.</ref>. Les séquences grossesse/accouchement/allaitement pourrait représenter un gramme. Les études actuelles prouvent que la population féminine en Europe occidentale est majoritairement légèrement anémiée, ou carencée en fer, avec des assimilations inférieures aux doses prescrites<ref>C'est ce que suggère déjà Ben Selinger dans les années 1990. Il ajoute que la plupart des ustensiles de cuisine en fer, les casseroles et autres pots ou récipients en argiles ferreuses ou ferrugineuses ou trivialement les simples outils en fer d'autrefois ont disparu, car ils ont été remplacés par l'acier inoxydable ou l'aluminium. L'éradication moderne récente de ces sources microscopiques de fer assimilable, cumulées, expliquerait, selon cet auteur, l'augmentation des anémies humaines, en particulier chez les femmes plus sensibles. Ben Selinger, ''Chemistry in the market Place'', fifth edition, Harcourt Brace, Sydney, 1998. En particulier, § Vitamins and minerals, p. 69 et § Chemical transformations p. 78</ref>.

Par ailleurs, un surdosage ou excès en fer est également nocif pour la santé. En effet, une quantité chronique trop importante de fer augmenterait le risque d'[[hépatite]], de [[cancer]], et pourrait être impliquée dans la [[maladie de Parkinson]]. Le fer devient franchement toxique à partir d'une assimilation chronique de 200 mg par jour, alors que la dose létale se fixe suivant les individus entre 7 et 35 g. L'accumulation de fer dans l'organisme entraîne la mort cellulaire. Des chercheurs de l'[[Inserm]] suspectent que l'excès de fer pourrait être impliqué dans la dégénérescence des neurones chez les patients atteints de la maladie de Parkinson<ref>{{Lien web|langue=fr|url=http://www.inserm.fr/espace-journalistes/l-exces-de-fer-dans-les-cellules-nerveuses-implique-dans-la-maladie-de-parkinson|site=[[Inserm]]|titre=L'excès de fer dans les cellules nerveuses impliqué dans la maladie de Parkinson|date= 28 octobre 2008|consulté le=23 avril 2015}}</ref>{{,}}<ref>[http://afp.google.com/article/ALeqM5iC0b4el2ExuzYtIa7HELudOw8l6A Un excès de fer impliqué dans la maladie de Parkinson], Google/[[Agence France-Presse|AFP]], 28 octobre 2008</ref>. Certains composés de fer, facilement assimilables par inhalation ou contact de la peau et des muqueuses, sont toxiques : une limite autorisée de 8 mg/m³ est en général recommandée sur les lieux de travail exposés<ref name="ref_auto_4" />.

=== Complexes du fer ===
Au cours des années 1980 et 1990, la synthèse de complexes du fer, effectuée dans divers buts [[Biomimétisme|biomimétique]]s, ouvrait le champ de la compréhension des structures et mécanismes réactionnels de centres actifs de métalloprotéines. Le fer intervient dans les processus essentiels de transport d'oxygène, de transport et de stockage du fer lui-même, sans oublier le transfert d'électrons. Les protéines dites « héminiques » dévoilent un environnement [[porphyrine|porphyrinique]] du fer ionisé, ainsi l'hémoglobine marqueur rouge du [[sang]] humain<ref>Lionel Salem, Le dictionnaire des sciences, opus cité supra, multiples entrées : Fer p. 180, Hémoglobine p. 212, Porphyrine p.347-348. Les hèmes sont des complexes fer(II)-porphyrine qu'il est possible de synthétiser avec le protohème IX ou 1,3,5,8-tétraméthyl-2,4-divinyl-6,7 acide propionique-porphine. Claire Koenig, Fe dans le sang, opus cité.</ref>.

L'[[hémoglobine]] est une métalloprotéine constituée d'un complexe du fer(II)<ref>Lire l'article "hémoglobine", accessible, précis et complet sur ce sujet.</ref>. Ce complexe permet aux [[globule rouge|érythrocites]] ou hématies de transporter le [[dioxygène]] des poumons aux cellules du corps. La solubilité du dioxygène dans le sang est largement insuffisante pour alimenter efficacement les cellules<ref>La diffusion spontanée est limitée à 2 mm de tissus. Chez les métazoaires, la circulation du gaz dioxygène paraît lacunaire.</ref>. L'[[hémolymphe]] apparaît responsable des transferts de O{{ind|2}} dès que la taille du petit animal primitif ou actuel l'exige<ref>La diffusion passive existent chez quelques vers inférieurs, les [[cœlentérés]], les [[lamellibranches]] et les [[poissons osseux]].</ref>. La nécessité d'un transporteur efficace de gaz O{{ind|2}} est passé par un pigment respiratoire, facilement saturé à une pression partielle de gaz O{{ind|2}} faible, inférieure au milieu ambiant et qui libère O{{ind|2}} dans des régions de basses pressions. Il existe une gamme de pigments respiratoires associés au Fe, à savoir l'hémoglobine, la myoglobine utilisé pour les réserve d'oxygène dans les muscles, la [[chlorocruorine]], l'[[Hémérythrine|haemérithrine]], dévoilant des affinités variables pour O{{ind|2}}<ref>N'oublions pas l'[[hémocyanine]] bleue basée sur le cation cuivre, caractéristique du sans de l'escargot. L'affinité pour O{{ind|2}} est exprimée en P{{ind|50 %}}, c'est-à-dire à la pression relative de saturation de la moitié du pigment transporteur. Claire Koenig, Fe dans le sang, opus cité.</ref>. Ce n'est nullement un hasard si l'hémoglobine affichant la meilleure efficacité, à une teneur de 0,3 à 0,4 %, se retrouvent chez les [[Homéotherme|homéothermes]], animaux dont la vie cellulaire nécessite d'importants apports en O{{ind|2}}. Ce groupement hème est constitué d'un cation Fe(II), capable de se combiner de façon réversible avec le dioxygène moléculaire et d'un protéine, la [[globine]], constituée de deux paires de chaines [[Polypeptide|polypeptidique]]s α et β composées de 141 et 146 [[Acide aminé|acides aminés]]. Chaque paire est associée à une molécule d'hème, ce qui fait que chaque macromolécule d'hémoglobine, possédant quatre sites d'hèmes, peut fixer quatre molécules d'oxygène sur le fer<ref>Lionel Salem, Le dictionnaire des sciences, opus cité supra, entrée Fer p. 180, Hémoglobine p. 212, Porphyrine p.347-348.</ref>. Le fer est complexé par quatre atomes d'une [[porphyrine]] et par l'azote d'un résidu [[histidine]] appartenant à la chaîne protéique. Le sixième site de complexation du fer est soit vacant, soit occupé par une molécule de dioxygène (apport d'oxygène) soit par une molécule de gaz carbonique (élimination de CO{{ind|2}}). Il est notable que le fer(II) fixe réversiblement une molécule de dioxygène sans être oxydé. Cela est dû à l'encombrement structurel du fer.

Il existe une gamme d'hémoglobines qui s'observe par exemple chez le nourrisson des premiers jours, marqué par l'hémoglobine γ qualifiée d'[[hémoglobine fœtale]]<ref>Claire Koenig, Fe dans le sang, opus cité. Il s'agit d'une notation chimique d'une partie des chaînes peptidiques.</ref>. Un an après la naissance, le bébé accède à un profil d'hémoglobines proche de celui de l'adulte. L'hémoglobine α représente alors presque la moitié, suivi par l'hémoglobine β, alors que subsiste aussi l'hémoglobine δ plus rare. 

Les protéines non héminiques offre un environnement au fer diffèrent. L'ion fer est entouré d'atomes d'oxygène, d'azote et de soufre appartenant aux chaines peptidiques. Les métalloprotéines insérées dans les protéines non héminiques se caractérisent par : un ou deux atomes de Fe lié à un de soufre, deux associés à deux de soufre Fe{{ind|2}}S{{ind|2}}, quatre à quatre de soufre Fe{{ind|4}}S{{ind|4}} avec résidus de [[cystéine]]. Le fer y est oscillant entre Fe(II) et Fe(III).

Le fer de l'[[hémérythrine]], métalloprotéine singulière des invertébrés, s'entoure d'atomes d'oxygène et d'azote, tantôt trois atomes azote de l'histidine, tantôt deux atomes d'azote, tout en restant lié à trois atomes d'oxygène.

=== Dans l'alimentation ===

{{article détaillé|Teneur en fer des aliments}}

Le fer est un [[oligo-élément]] et fait partie des [[sels minéraux]] indispensables qu'on retrouve dans les [[teneur en fer des aliments|aliments]], mais peut être toxique sous certaines formes. Une carence en fer est, il faut le rappeler, source d'[[anémie]] qui peut avoir de graves conséquences. Elles peuvent affecter le développement cognitif et socio-émotionnel du cerveau de l'enfant<ref>R. Colin Carter, Joseph L. Jacobson, Matthew J. Burden, Rinat Armony-Sivan, Neil C. Dodge, Mary Lu Angelilli, Betsy Lozoff et Sandra W. Jacobson, ''Iron Deficiency Anemia and Cognitive Function in Infancy'', ''Pediatrics'', août 2010, {{vol.|126}}, {{n°|2}}, e427-e434, [http://pediatrics.aappublications.org/cgi/content/abstract/126/2/e427 résumé]</ref>. Elles peuvent compliquer diverses pathologies chroniques, aggraver les [[infection]]s et exacerber les effets de certaines [[intoxication]]s ([[saturnisme]] par exemple).

Pour ne pas colporter la légende du fer contenu dans un [[épinard]] suprême et roboratif, à l'usage d'un quelconque [[Popeye (personnage)|Popeye]], mentionnons quelques aliments riches en fer assimilable. Un classement est ordonné de façon décroissante en accord avec la description [[diététique]] en teneurs optimales exprimées en mg de Fe pour 100 g d'aliment mentionné. Ainsi les moules contiennent 24 mg, le [[boudin noir]] 20, le foie animal entre 10 et 15 mg, les [[fève|fèves]] 9, le [[pois chiche]], production héritée du [[néolithique]] maghrébin 7,2 mg pour 100 g, les [[Lentille cultivée|lentille]]s ou le [[Jaune d'œuf|jaune d'oeuf]]s 6, les [[huître]]s 5,5 mg pour 100 g, les [[Noix de cajou|noix de Cajou]] 5 mg pour 100 g.  

Comme le bœuf, les insectes sont une bonne source de fer<ref>{{Article|prénom1=Gladys O.|nom1=Latunde-Dada|prénom2=Wenge|nom2=Yang|prénom3=Mayra|nom3=Vera Aviles|titre=In Vitro Iron Availability from Insects and Sirloin Beef|périodique=Journal of Agricultural and Food Chemistry|volume=64|numéro=44|date=2016-11-09|issn=0021-8561|doi=10.1021/acs.jafc.6b03286|lire en ligne=https://dx.doi.org/10.1021/acs.jafc.6b03286|consulté le=2016-11-16|pages=8420–8424}}</ref>. Le fer contenu dans les végétaux (fer dit « non héminique ») Fe<sup>3+</sup> ou fer ferrique est moins bien absorbé par l'organisme que celui contenu dans les aliments crus d'origine animale (fer « héminique ») Fe<sup>2+</sup> ou fer ferreux. La cuisson des viandes transforme une partie du fer héminique en fer non héminique, moins [[Biodisponibilité (médecine)|biodisponible]].

L'absorption du fer est favorisée si on le consomme avec certains [[nutriment]]s, comme la [[vitamine C]] (présente par exemple dans les agrumes, le chou-fleur ou les poivrons rouges). Mettre du jus de citron sur ses aliments est donc une excellente habitude culinaire si l'on manque de fer ; par contre, un complément en vitamine C est inutile si l'on ne souffre pas de carence en vitamine C (la carence extrême est le scorbut), même si cela ne peut pas mener à une [[hypervitaminose]] puisque la vitamine C est hydrosoluble (et donc son surplus s'élimine par la sudation et la voie urinaire).

De même, cuisiner avec de l'ail et de l'oignon augmente la biodisponibilité du fer et du zinc présents dans le bol alimentaire<ref>{{Article|prénom1=Smita|nom1=Gautam|prénom2=Kalpana|nom2=Platel|prénom3=Krishnapura|nom3=Srinivasan|titre=Higher bioaccessibility of iron and zinc from food grains in the presence of garlic and onion|périodique=Journal of Agricultural and Food Chemistry|volume=58|numéro=14|date=2010-07-28|issn=1520-5118|pmid=20597543|doi=10.1021/jf100716t|lire en ligne=https://pubmed.ncbi.nlm.nih.gov/20597543/|consulté le=2022-11-17|pages=8426–8429}}</ref>.

En revanche son absorption est inhibée par la consommation de thé et/ou de café<ref>Voir par exemple la notice du Ferrostrane ([[férédétate]] de [[sodium]]) de Teofarma ou du Timoferol ({{nobr|vitamine C}} + Fe) d'Elerte.</ref> car les tanins (polyphénols) sont des chélateurs de fer. C'est pourquoi il est recommandé aux personnes à risques (adolescentes, femmes enceintes, femmes en âge de procréer, végétariens) et buveuses de thé ou de café d'en boire plutôt une heure avant le repas ou deux heures après<ref>{{Lien web|langue=fr|url=http://www.passeportsante.net/fr/Maux/Problemes/Fiche.aspx?doc=anemie_ferriprive_pm#P88_7104|titre=L'anémie ferriprive|mois=août |année=2011|site=passeportsante.net|consulté le=23 avril 2015}}</ref>.

=== En pharmacie ===
{{article détaillé|Fer (médicament)}}

Le fer est utilisé en tant que médicament. Il est utilisé dans les cas de carences en fer (dites « carence martiale ») pouvant provoquer une [[asthénie]], voire une [[anémie ferriprive]]. Il peut être donné par voie orale ou en injection.

== Technologie : sidérurgie et métallurgie du fer ==
{{Article détaillé|Histoire de la production de l'acier}}

Le fer était connu dès le [[chalcolithique]] à travers les sites de fer telluriques et surtout les [[météorite de fer|météorites de fer]] au fer souvent déjà allié de grande qualité, et il n'est pas assuré que sa [[métallurgie]] soit demeurée confidentielle comme on l'estime souvent jusqu'au {{-s|XII}}, époque qui marque, précisément, le début de l'[[âge du fer]] : autour du {{-s|XV}} les [[Hittites]], en [[Anatolie]], avaient développé une assez bonne maîtrise du travail du fer, leur tradition déterminant son origine dans la région du [[Caucase]], et cette technique semble également avoir été connue assez tôt en [[Inde]] du nord, notamment dans l'[[Uttar Pradesh]]. L'âge du fer débute au {{-s|XIII}} en [[Anatolie]], à la fin du {{-s|XI}} en [[Grèce]], à la fin du {{-s|X}} en [[Italie]], vers le {{-s|IX}} dans le reste de l'[[Europe]] et au {{-s|VI}} en [[Asie orientale]].

Dans le monde hellénistique le fer est l'attribut d'[[Héphaïstos]], dieu grec de la métallurgie et des volcans<ref>{{Lien web|url=http://www.mythologie.ca/dieux/hephaistos.html|titre=Héphaïstos le dieu grec du feu et du fer|site=mythologie.ca}}</ref>. Chez les Romains, toujours forgé par Vulcain, avatar italique de Héphaïstos, il est un attribut princier de Mars.
Les [[alchimiste]]s donnèrent au fer le nom de Mars, [[Mars (mythologie)|dieu de la guerre dans la mythologie romaine]].

Jusqu'au milieu du [[Moyen Âge]], l'[[Europe]] raffina le fer au moyen de [[bas fourneau]]x, qui ne produisent pas de [[Fonte (métallurgie)|fonte]] ; la technique du [[haut fourneau]], qui, elle, produit de la [[fonte brute]] à partir de [[charbon de bois]] et de [[minerai de fer]], a été mise au point en [[Chine]] au milieu du {{-s|V}}<!-- ne pas ajouter de point ici.-->. Elle est courante en Europe occidentale dès le milieu du {{s|XV}}.

L’[[Occident]] réinvente indépendamment la technique plus d'un millier d'années après la Chine. Selon le [[doxographe]] antique [[Théophraste]], c'est Délas, un [[Phrygie]]n, qui inventa le fer<ref>{{PliHN}} : Livre {{VII}}</ref>.

Les infimes changements dans les pièces de métal solide obtenues par le labeur physique du forgeron (martelage, réchauffement, alliages superficiels{{etc.}}) sont très peu importants pour le [[chimiste]]. La chimie du fer oublie en grande partie l'appréciation extrêmement fine des forgerons ou des maitres de forges au cours de la longue histoire technique du fer.

=== Sidérurgie ===
{{article détaillé|Sidérurgie}}

Le fer s'obtient industriellement en [[Réaction d'oxydoréduction|réduisant]] par le [[monoxyde de carbone]] (CO) provenant du carbone les [[oxyde]]s de fer contenus dans le minerai ; ceci peut être réalisé depuis l'[[âge du fer]], et jusqu'au {{XIXe siècle}} dans certaines régions du monde, par réduction du minerai avec du [[charbon de bois]] dans un [[bas fourneau]] ou bas-foyer. On obtient, sans passer par une phase liquide, une masse hétérogène de fer, d'acier, voire de fonte, mélangés avec des [[Scorie (métallurgie)|scories]], appelée « [[Loupe (sidérurgie)|loupe]] », « massiot » ou « éponge de fer ». Afin de rendre le métal propre à l'élaboration d'objets, la « loupe » peut être brisée et triée par type de teneur en carbone ou plus simplement être [[Cinglage (sidérurgie)|directement compactée]] à la forge.

C'est avec le développement des moulins et de la force hydraulique que la lignée technique du [[haut fourneau]] a pu se développer et s'est globalement imposée au détriment de celle du bas fourneau. La principale différence dans ce procédé est que la réduction des oxydes de fer se fait en même temps que la [[Fusion (physique)|fusion]]. Le métal est produit en phase liquide sous forme de fonte qui a absorbé une partie du carbone du coke et qui fond plus facilement que le fer (température de fusion plus basse d'au moins {{tmp|200|°C}}). Mais la [[Fonte (métallurgie)|fonte]] devra ensuite être transformée en fer.

C'est aussi en ajoutant de la [[Dioxyde de silicium|silice]] au minerai à [[gangue]] calcaire, ou du calcaire au minerai à gangue siliceuse, que l'on est passé au haut fourneau : une proportion précise de silice et de calcaire donne un [[Laitier (sidérurgie)|laitier]] facilement [[Fusion (physique)|fusible]] qui se sépare naturellement de la [[Fonte (métallurgie)|fonte]] liquide.
Pendant longtemps les hauts fourneaux ont fonctionné au charbon de bois. Le [[coke (charbon)|coke]], plus dur et plus abondant, a permis de faire des hauts fourneaux beaucoup plus hauts mais produisant une [[Fonte (métallurgie)|fonte]] chargée en [[soufre]].

Pour obtenir un métal forgeable, il faut [[affinage des métaux|affiner]] la fonte. Cette étape, réalisée dans une [[aciérie]], consiste essentiellement à décarburer la fonte pour obtenir un alliage plus faible en carbone : fer ou acier. La fonte est transformée en acier au [[Convertisseur (sidérurgie)|convertisseur]]. Dans cette cuve, on souffle de l'[[Dioxygène|oxygène]] sur ou dans la fonte pour en éliminer le [[carbone]].

Si l'élimination du carbone par combustion avec l'oxygène est l'étape principale dans l'affinage de la fonte, l'aciérie va également :
* éliminer le soufre venant du coke chargé dans le haut-fourneau ; en injectant du [[carbure de calcium]], du [[magnésium]] et/ou de la [[Hydroxyde de sodium|soude]], le soufre forme des sulfures qui viennent flotter parmi le laitier de la fonte ; ce laitier sera alors enlevé à l'aide d'un racloir ;
* brûler le [[silicium]] dissous dans la fonte ; cette combustion est la première réaction chimique qui se produit dans un [[Convertisseur (sidérurgie)|convertisseur]] ; elle est suivie immédiatement par la [[Combustion du carbone (réaction chimique)|combustion du carbone]] ;
* éliminer le [[phosphore]] venant du minerai ; comme le soufre, cet autre élément fragilisant, on procède par réaction avec de la [[chaux (matière)|chaux]] dans le convertisseur, pour former du P{{ind|2}}O{{ind|5}} qui, en allant dans le laitier, sera éliminé par séparation d'avec le fer liquide ; la réaction de déphosphoration est la troisième et dernière réaction chimique recherchée dans le [[Convertisseur (sidérurgie)|convertisseur]].

Dans certains cas, l'abondance de [[gaz naturel]] ou la difficulté d'adapter le minerai de fer au haut fourneau, ont mené à l'adoption de la filière dite de « [[réduction directe (sidérurgie)|réduction directe]] ». Le principe consiste à réduire le fer présent dans les minerais sans passer par l'étape de fusion (comme au bas fourneau), en utilisant des gaz [[réducteur (chimie)|réducteurs]] obtenus à partir d'[[hydrocarbure]]s ou de [[charbon]]. Un grand nombre de procédés a été développé. En 2010, 5 % de l'acier produit sont issus de fer obtenu par réduction directe.

=== Recyclage ===
{{article détaillé|Ferraille}}

[[Image:Sidérurgie Circuit Fer 2012.svg|thumb|upright=1.3|Schéma simplifié de l'approvisionnement de la sidérurgie mondiale en millions de tonnes de fer contenu en 2012.]]

La plupart des métaux à base de fer sont magnétiques. Cette propriété simplifie leur tri. Dans la deuxième moitié du {{s-|XX}}, le faible coût des [[ferraille]]s rend les [[aciérie électrique|aciéries électriques]] plus compétitives que les [[haut fourneau|hauts fourneaux]].

== Industrie du fer : une économie du minerai à l'acier ==
{{article détaillé|Production d'acier|Fabrication de l'acier}}
Les experts en économie des matériaux estiment que 98 % en masse du Fe des minerais de fer rejoint le marché très diversifié des aciers, auquel on peut adjoindre le fer doux<ref>''Iron ore, hematite, magnetite and taconite'', Mineral information institut, 7 avril 2006.</ref>. Les quelques deux pour cent restant se partagent entre quatre activités notables :
* la poudre de fer pour composer des ferroalliages, fabriquer les aimants, les noyaux haute fréquence, concevoir divers [[Catalyse|catalyseur]]s et réaliser des pièces automobiles par [[frittage]] etc.
* les poudres de composés bleu ferrique, incorporés dans les [[Peinture (matière)|peinture]]s, les [[encre |encres d'imprimerie]], les [[Papier peint|papiers peints]], les [[Lessive (détergent)|lessive]]s, les [[engrais]], voire dans l'industrie [[plasturgie|plasturgique]] et l'[[Industrie des cosmétique|industrie cosmétique]] ([[Fard à paupières|fards à paupière]]), 
* l'oxyde de fer noir, pour les encres magnétiques etc.
* le fer radioactif pour la recherche biochimique et métallurgique.

En 2024, la production d'acier est estimée à 1751 Mt<ref name="ref_auto_5">Rapport IEF and Co, 2024.</ref>. Elle est en baisse de 0,9 %, une baisse faible mais continue depuis trois années, du fait de la réduction de la production manufacturière mondiale, en particulier de la mutation du secteur automobile, et de la déprise généralisée du [[marché immobilier]] (moins de logement, d'équipements etc.), cette réduction n'étant pas étrangère aux incertitudes [[géopolitique]]s et aux situations économiques [[inflation|inflationniste]]s<ref>La baisse du trafic portuaire est en partie due à la baisse des exportations d'acier. L'activité du port aux aciers de [[port de Dunkerque|Dunkerque]] était largement réduite en 2023 et 2024, et la stagnation observable par l'activité à [[port d'Anvers|Anvers-Bruges]], premier port européen de l'acier : le recul des [[importation]]s avoisinait 3,7 % au premier semestre 2024, alors que les [[exportation]]s européennes s'élevaient par réaction de 7,4 %.</ref>.

La [[Chine|république populaire de Chine]] reste en tête avec 819 Mt, malgré une demande intérieure, depuis quelques décennies motrice, mais qui faiblit désormais, en dépit des programmes de grands travaux ou d'infrastructures<ref>Le site worldsteel.org, dans sa [https://worldsteel.org/about-steel/facts/steelfacts/ rubrique d'initiation à l'acier], propose une large évaluation de la production globale chinoise avec 1119 Mt.</ref>. Les gigantesques conglomérats sidérurgiques, [[China Baowu Steel Group]] avoisinant 130 Mt, [[Ansteel]] 56 Mt ou [[HBIS Group]] 41 Mt, soit le premier, troisième et cinquième groupe à l'échelle mondiale en 2023, gardent des coûts de production faibles, tout en continuant des investissements de longue haleine<ref>Expometals présente l'actualité métallurgique, notamment [https://www.expometals.net/fr/news/les-50-plus-grandes-acieries-du-monde-id17033 les plus grosses entreprises de sidérurgie] en 2023.</ref>. La Chine qui compterait 27 grandes entreprises productrices sur les cinquante premières mondiales garde aussi la première place pour ses activités extractives du minerai de fer<ref name="ref_auto_5" />. La Chine avait déjà produit 60 % du fer métallique mondial en 2010, soit environ {{nobr|600 millions}} sur {{nobr|1 milliard}} de tonnes<ref>{{en}} http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/iron_&_steel/mcs-2011-feste.pdf « ''Iron and Steel'' »], USGS Minerals.</ref>. Ce qui représentait 45 % de l'[[acier]] mondial, soit environ {{nobr|630 millions}} sur {{unité|1.4 milliard}} de tonnes), devant le [[Japon]] (8,2 % du fer et 7,9 % de l'acier produits dans le monde).

L'[[Union indienne]] occupe la seconde position en 2024, avec 140,7 Mt. L'acier indien est toujours en croissance. Du fait de l'appel du secteur de la construction, les aciéries modernisées augmentent leurs capacités de production, en restant attractives auprès des investisseurs sur le marché financier. La progression du second groupe international [[ArcelorMittal]] illustre cette ambition, suivie par [[Tata Steel]] et JSW Steel Limited.

Troisième, la sidérurgie nippone demeure dans la compétition, avec 86,9 Mt. Le [[Japon]] reste une référence autant pour ses champs d'innovation que la qualité des productions traditionnelles. [[Nippon Steel]] traitant 44 Mt en quatrième position et [[JFE Holdings]] 25 Mt à la quatorzième place du classement mondial, les géants du secteur continuent d'investir dans les aciers à haute résistance et les procédés de fabrication plus écologiques.

Les [[États-Unis]] garde un rang stabilisé avec 81,3 Mt en 2024. Les investissements croissants récents imposent une efficacité énergétique, corrélée à une modernisation des installations. La politique protectionniste a entravé largement la chute sidérurgique, mais la réduction de l'empreinte carbone ne semble une préoccupation soutenue. Les géants [[Nucor]] leader à la 15e position mondiale, voire Cleveland-Cliffs et [[U.S. Steel]] se sont imposés, malgré des parcours industriels différents, la première ayant émergée au tournant des fours électriques et du recyclage des matériaux ferreux.

La [[Russie|fédération de Russie]] affiche 76 Mt, produisant un acier compétitif de qualité : le monde de l'acier russe, bénéficiant des vastes ressources en minerais de fer, encore accru par les récents accaparements territoriaux, mais aussi en gaz ou pétrole, a indéniablement gardé son expertise technique. La [[Corée du Sud|république de Corée du Sud]] occupe la sixième place avec 66,6 Mt, elle ne cesse de développer des innovations technologiques, en produisant notamment des aciers spéciaux de haute qualité. [[POSCO|POSCO Holdings]] et [[Hyundai Steel]] occupent en 2023 respectivement avec 38, 5 Mt et 19,2 Mt la septième place et la dix-huitième place dans le classements mondial des entreprise sidérurgiques.

Les marchés de l'acier en 2024 ne sont nullement moroses car trois demandes fortes et pérenne, à savoir les réseaux électriques mondiaux (20 Mt par an), les équipements d'énergie (40 Mt par an), les véhicules légers à venir peuvent être entrevues, à défaut des équipements militaires. La stagnation du marché mondial semble pourtant une réalité : à la domination large de la Chine répond la montée inexorable de l'Inde, et la stabilité du Japon, des États-Unis, de la Russie et de la Corée du Sud<ref>Blog Art et Fer d'un artisan ferronnier de Cambrai, en particulier [https://artetfer-shop.fr/blog/les-pays-producteurs-dacier-en-2024/ Les Pays producteurs d'acier en 2024.]</ref>.

=== Extraction et préparation de minerais de fer ===
Rares sont les pays producteurs de minerais de fer ayant diminué leurs activités extractives et(ou) préparatives, entre 2010 et 2017<ref>Classement des États du monde, par production de minerai de fer en tonnes, en particulier années 2000, 2010 et 2017,''World Mineral Statistics'', Natural Environment Research Council du [[British Geological Survey]], accessible sur le [https://atlasocio.com/ site internet] de l'Atlas sociologique mondial.</ref>. L'Ukraine est passée de 78,5 Mt à 60,5 Mt à cause des guerres civiles amenant insécurité et occupation dissidente de ses districts miniers de l'Est, l'Inde de 207 Mt à 201 Mt. Si les États-Unis sont passés de 63 Mt en 2000 à 49,5 Mt en 2010 avant d'être recalés à la dixième place mondiale en 2017 avec 46,3 Mt, le Canada lui a vendu son petit excédent, car ce pays voisin a assuré une production croissante entre 2010 et 2017, de 37 à 49 Mt. La croissance est impérative pour garder son rang, ainsi la Chine conforte son leadership : partie de 224 Mt en 2000, elle parvient à 1078 Mt en 2010 et 1229 Mt en 2017<ref name="ref_auto_5" />. L'Australie partant de 171 Mt affiche 433 Mt en 2010 puis 885 Mt en 2017, ce qui lui assure haut la main le second rang. La production du Brésil se laisse distancer dans cette course impitoyable, de 210 Mt lui permettant une seconde place en 2000, à 372 Mt en 2010 pour arriver troisième à 435 Mt en 2017. L'Inde minière avait honoré une ambition de croissance pendant la première décennie après 2000, de 81 Mt en 2000 à 207 Mt, assurant une quatrième position, avant de se contracter à 201 Mt en 2017. La Russie assure au mieux un rythme constant, de 87 Mt en 2000 à 95,5 Mt en 2010 avant de replonger en 2017 à 95 Mt. En retrait par rapport aux grands pays producteurs épris de croissance, l'Afrique du Sud gère plus lentement son importante ressource minière, passant de 34 Mt en 2000 à 59 Mt en 2010 pour fournir 75 Mt en 2017. Elle se fait pratiquement rejoindre à sa sixième place par l'Iran affichant 74 Mt en 2017, dont la production était partie pourtant de plus bas, 12 Mt en 2000 soit au delà de la dixième place, puis 36 Mt en 2010<ref>Classement des États du monde, par production de minerai de fer, ''World Mineral Statistics'', Natural Environment Research Council du [[British Geological Survey]]</ref>.

==== Production mondiale de minerais de fer ====
En 2017, la production mondiale de minerais de fer a atteint a minima 2,2 milliards de tonnes, soit une cadence de 70 tonnes extraites par seconde. Il existe diverses données minières anglo-saxonnes, notamment canadiennes, qui contredisent les classements mondiaux, à partir de la prise en compte de l'extraction brute avérée et non du minerai de fer concentré, utilisable, après préparation industrielle. La Chine est assurément le premier importateur mondial, le premier raffineur et utilisateur de minerai brut au monde<ref>Ressource naturelle du Canada. Indication de la production minière de minerai de fer : 1) Australie 879 Mt soit presque 40% de l'extraction en masse 2) Brésil 436 Mt soit presque 20 % 3) Chine 191 Mt 4) Inde 154 Mt 5) Russie 101 Mt 6) Ukraine 71 Mt 7) Afrique du Sud 69 Mt 8) Iran 57 Mt 9) Canada 49 Mt 10) USA 44 Mt</ref>. Mais sa place au niveau de l'extraction serait nettement plus limitée, par exemple, en 2020, derrière l'Australie caracolant en tête avec 900 Mt et 37,5 % de l'extraction mondiale, le Brésil à 400 Mt et 17 %. La Chine, troisième pays minier pour le fer, en 2020 n'extrait de son sous-sol que 340 Mt d'équivalent minerai. Son minerai du [[Liaoning]], du [[Sichuan]], du [[Hebei]], du [[Shanxi]] ou de [[Mongolie-Intérieure|Mongolie intérieure]] est d'ailleurs plus pauvres, de l'ordre moyen de 30 % en masse, que ceux d'autres pays miniers, dépassant allègrement 60 % en masse. L'Inde arrive en quatrième place assurant 230 Mt soit 10 % en masse de la production mondiale, devant la Russie extrayant 95 Mt.

La production mondiale de [[minerai de fer]] (extrait ou préparé après réception) se serait élevée à {{unité|2.4 milliards}} de tonnes en 2010, assurée en grande partie par la [[République populaire de Chine|Chine]] (37,5 %), devant l'[[Australie]] (17,5 %), le [[Brésil]] (15,4 %), l'[[Inde]] (10,8 %), la [[Russie]] (4,2 %) et l'[[Ukraine]] (3,0 %) <ref>{{en}} [http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/iron_ore/mcs-2011-feore.pdf « ''Iron Ore'' »], USGS Minerals.</ref>. En 2007, si la république populaire de Chine produisait un tiers de l'acier mondial, elle réalisait aussi 50 % des exportations de minerai de fer transformé<ref>Alain Faujas, « Le minerai de fer augmentera d'au moins 65 % en 2008 », ''[[Le Monde]]'', 20 février 2008, mis en ligne le 19 février 2008, {{Lire en ligne|lien=https://www.lemonde.fr/economie/article/2008/02/19/le-minerai-de-fer-augmentera-d-au-moins-65-en-2008_1013170_3234.html#ens_id=1007909}}</ref>. En 2009, les trois plus grands pays miniers exportateurs bruts sont, par ordre, l'Australie, le Brésil et l'Inde.


Les principaux pays producteurs de minerais de fer en 2013 sont<ref>{{Lien web|nom=Kirk|prénom=William S.|titre=USGS Minerals Information: Iron Ore|url=http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/iron_ore/|site=minerals.usgs.gov|consulté le=2016-10-23}}</ref> :
{| class="wikitable"
!
!Pays
!Minerai 
(millions tonnes)
!% monde
minerai fer
!Fer contenu
(millions tonnes)
!% monde
fer contenu
|-
|1
|[[Chine]]
|1 450,0
|45,9
|'''436,0'''
|29,5
|-
|2
|[[Australie]]
|609,0
|19,3
|'''377,0'''
|25,5
|-
|3
|[[Brésil]]
|386,27
|12,2
|'''245,67'''
|16,6
|-
|4
|[[Inde]]
|150,0
|4,7
|'''96,0'''
|6,5
|-
|5
|[[Russie]]
|105,0
|3,3
|'''60,7'''
|4,1
|-
|6
|[[Afrique du Sud]]
|71,53
|2,3
|'''45,7'''
|3,1
|-
|7
|[[Ukraine]]
|81,97
|2,6
|'''45,1'''
|3,0
|-
|8
|[[États-Unis]]
|53,0
|1,7
|'''32,8'''
|2,2
|-
|9
|[[Canada]]
|42,8
|1,4
|'''26,0'''
|1,8
|-
|10
|[[Iran]]
|50,0
|1,6
|'''24,0'''
|1,6
|-
|11
|[[Suède]]
|26,04
|0,8
|'''17,19'''
|1,2
|-
|12
|[[Kazakhstan]]
|25,5
|0,8
|'''14,5'''
|1,0
|-
|13
|[[Chili]]
|17,11
|0,5
|'''9,09'''
|0,6
|-
|14
|[[Mauritanie]]
|13,0
|0,4
|'''7,8'''
|0,5
|-
|15
|[[Mexique]]
|14,5
|0,5
|'''7,53'''
|0,5
|-
|16
|[[Venezuela]]
|10,58
|0,3
|'''6,58'''
|0,4
|-
|17
|[[Malaisie]]
|10,0
|0,3
|'''5,7'''
|0,4
|-
|18
|[[Pérou]]
|6,79
|0,2
|'''4,55'''
|0,3
|-
|19
|[[Mongolie]]
|6,01
|0,2
|'''3,79'''
|0,3
|-
|20
|[[Turquie]]
|4,45
|0,1
|'''2,98'''
|0,2
|-
! colspan="2" |Total mondial
!3 160
!100
!1 480
!100
|}

Les principales sociétés productrices de minerais de fer dans le monde étaient en 2008<ref>selon Bernstein Research, données parues dans ''Les Échos'', 5 février 2008, {{p.|35}}</ref> :
* [[BHP Billiton]] et [[Rio Tinto (entreprise)|Rio Tinto]] (39,6 % du marché mondial estimé en 2008, en cas de fusion de ces entreprises présentes dans le Pilbara) ;
* [[Vale (entreprise)|Vale]], ex-CVRD, connue pour l'exploitation de la mine de Carajas au Brésil (35,7 %) ;
* [[Rio Tinto (entreprise)|Rio Tinto]] (24 % seul) ;
* [[BHP Billiton]] (16 % seul) ;
* [[Fortescue Metals Group|Fortescue]] (5,4 %) ;
* [[Kumba (entreprise)|Kumba]] (5,2 %) ;
* autres (LKAB, SNIM, CVG Ferrominera, Hierro Peru, Kudremukh, CAP) (13,7 %).
* National Mineral Development Corporation, société étatique en Inde

=== Autres productions anciennes : produits magnétiques ===
Le fer métallique et ses oxydes sont utilisés depuis des décennies pour fixer des informations analogiques ou numériques sur des supports appropriés ([[bande magnétique|bandes magnétiques]], cassettes audio et vidéo, [[disquette]]s). L'usage de ces matériaux est cependant désormais supplanté par des composés possédant une meilleure [[permittivité]], par exemple dans les [[disque dur|disques durs]].

== Notes ==
{{Références|groupe=Note}}

== Références ==
{{Références|taille=30}}

== Bibliographie ==
* [[Claude-Louis Berthollet]], [[Gaspard Monge]], [[Alexandre-Théophile Vandermonde]], ''Avis aux ouvriers en fer, sur la fabrication de l'acier'', in quarto, De l'imprimerie du département de la guerre, rue de la Michodière, {{n°|3}}, Tome 8, document publié par ordre du Comité de salut public (Convention nationale), Paris, 1793, 31 pages avec cinq feuilles de planches. Bibliothèque nationale de France, département Arsenal, RESERVE 4-NF-17625 (8), [https://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k1512054t/f15.item.r=acier%20fondu Accessible] sur gallica.bnf.fr.
* [[Élie Bertrand]], ''Dictionnaire universel des fossiles propres, et des fossiles accidentels contenant une description des terres, des sables, des sels…'', chez Louis Chambeau, Avignon, 1763, 606{{nb p.}}, en particulier l'entrée fer {{p.|239-256}}.
* [[Jean-Baptiste Dumas (chimiste)|Jean-Baptiste Dumas]], ''Traité de Chimie appliquée aux arts'', Tome III, chez Béchet Jeune, Paris, 1831, en particulier Livre VI, chapitre II, Le fer, {{p.|17-144}}.
* Hans Breuer, ''Atlas de Chimie'', Encyclopédies d'Aujourd'hui, La Pochothèque, Librairie générale française, 2000, 476 pages avec annexe et index. En particulier, groupe du fer, {{p.|248-255}}.
* Maurice Bernard, Florent Busnot, ''Usuel de chimie générale et minérale'', Nomenclature, atomistique, données sur les solides et sur les solutions, constantes physico-chimiques, renseignements pratiques, Dunod, Paris, 1984 (première édition), 636 pages, avec index.
* [[Gaston Charlot]], ''Chimie analytique quantitative'', deuxième tirage, Masson, Paris, 1984, Tome 1 Méthodes chimiques et physico-chimiques, 325 pages et tome 2, Méthodes sélectionnées d'analyse chimique des éléments, 280 pages. En particulier, Tome 1 ion ferreux et(ou) ferrique p. 5, p. 153, p. 193, p. 196, p. 198, complexe fluorures p. 26, Ferrocènes p. 59 etc. Tome 2, Ferrocyanures et ferricyanures, p. 379, Fer p. 410, dosages p. 412-416 etc. 
* Gaston Charlot, ''Les réactions chimiques en solutions aqueuses, et caractérisation des ions'', Masson, Paris, 1983, 7e édition, 416 pages.
* Heinz Ebert, ''Chimie technique'', formulaire de poche, édition originale Technik-Tabellen-Verlag Fikentscher & Co, Darmstadt, édition française Mac Graw-Hill, Paris, 1985, 283 pages avec index, traduit de l'allemand par Francis Pichon. {{ISBN|978-2-7042-1108-1}}
* J.D. Lee, ''Précis de chimie minérale'', traduit par Valentin Hérault, Bordas Paris, 1979, réédition Dunod 1986, 282 pages, en particulier paragraphe 6 : éléments du bloc d, {{p.|181-226}} et Groupe du fer, cobalt, nickel, {{p.|204-210}}.
* {{Ouvrage|auteur=Robert Luft |titre=Dictionnaire des corps purs simples de la chimie |éditeur=Association Cultures et Techniques |lieu=Nantes |année=1997 |pages totales=392 |isbn=978-2-9510168-3-5}}, en particulier le {{chap.|26}} fer {{p.|132-134}}.
* [[Bruce H. Mahan|Bruce Herbert Mahan]], ''Chimie'', InterEdition, Paris, 1977, 832{{nb p.}}{{,}}{{trad.}}de ''{{Langue|en|texte=University Chemistry}}'', {{2e}}{{éd.}}, Addison-Wesley Publishing Company, Massachusetts, 1969 {{ISBN|978-2-7296-0065-5}}, en particulier § Fer {{p.|673-676}} et § 16.11, Complexes des métaux de transition, p. 687-692, et § 16.12, Liaisons dans les complexes des métaux de transition, p. 693-701.
* [[Louis Joseph Troost|Louis Troost]], ''Traité de Chimie'', {{6e}} édition, G. Masson éditeur, Paris, 1880, 876 pages avec table des matières. Opus à nombreuses rééditions, parfois simplifié en Précis de Chimie, ''infra''.
* Louis Troost, ''Précis de Chimie'', Masson et Cie, {{36e}} édition, MDCCCC ou 1900, en particulier chapitre I Métaux {{p.|171-181}} et chapitre IX Fer (Fe) {{p.|249-257}}. Version écourté de son ''Traité de Chimie''.
* [[Paul Pascal]], P. Bothorel, Adolphe Pacault, Guy Pannetier (dir.), ''Nouveau traité de chimie minérale : Fer et complexes du fer'', {{vol.|17-18}}, Masson, 1958.
* Simone Talbot-Besnard, article « Fer l'élément métallique », in ''Encyclopædia Universalis'', France, 2020. Lire aussi les articles de Nicole Chézeau, « Apparition de l'industrie du fer », d'Olivier Lavoisy, « apparition des Hauts fourneaux », « Fer, fonte, acier (repères chronologiques) » etc.
* Courtenay Stanley Goss Phillips, [[Robert Williams (chimiste)|Robert Joseph Patton Williams]], ''Chimie minérale'' tome 2, Métaux, Dunod université, 1971, 699 pages avec appendices et index des sujets. Traduction par Valentin Hérault. Une approche holistique des métaux par les chimistes d'Oxford Phillips et Bob Williams.
* [[Université du Maine (France)|Université du Maine]], ''Fiche de chimie descriptive, Le Fer'', 13 pages en cinq parties (I. Propriété du métal (voisine de Co et Ni), II Le fer au degrés d'oxydation II (+2) et III (+3) en solution III. La corrosion du fer IV. Le fer aux degrés II et III dans l'état solide, V. La métallurgie du fer) et 21 pages avec annexes.
* Robert Vorpe, ''Matériaux'', Fédération des écoles de mécaniques et d'électricité de la Suisse, Neuchâtel, {{XIIe}} édition, revue et corrigée par René tamisier, 1966. Cours de technologie de 234 pages avec table des matières.

== Voir aussi ==
{{Autres projets
 |commons=Category:Iron|commons titre=Le fer
 |wiktionary=fer|wiktionary titre=fer
}}

=== Articles connexes ===
{{colonnes|taille=17|
* [[Accumulateur nickel-fer]]
* [[Âge du fer]]
* [[Chlorose]]
* [[Déferrisation]]
* [[Fer 56]]
* [[Fer à cheval]]
* [[Fer forgé]]
* [[Ferraille]]
* [[ferrimagnétisme]] 
* [[Ferroalliage]]
* [[ferroélasticité]]
* [[ferroélectricité]]
* [[ferromagnétisme]]
* [[Forge (métallurgie)|Forge]]
* [[Hémochromatose]]
* [[Hydroxyde de fer(II)]]
* [[Hydroxyde de fer(III)]]
* [[Mine de fer]], [[Minerai de fer]]
* [[Oxyhydroxyde de fer(III)]]
* [[Oxyde de fer]]
* [[Sol ferralitique]]
* [[Teneur en fer dans les aliments]]
* [[Sulfure de fer(II)]]
* [[Sept métaux]]
* [[Sidérurgie]]
* [[Empoisonnement au fer]]
}}

=== Liens externes ===
{{Liens}}
* Claire Koenig, ''Dossier sur le fer'' publié en onze pages ou sections, de 2005 à 2017, par [[Futura-Sciences]] : 1. [http://www.futura-sciences.com/comprendre/d/dossier565-1.php?p=1&z=26 ''Le fer tombe le masque''], 2. [https://www.futura-sciences.com/sciences/dossiers/chimie-fer-tombe-masque-565/page/2/ Chimie du fer, l'élément métal] 3. Age du fer, quelques étapes, 4. Fabrication du fer dans le bas fourneau 4. Le haut fourneau et son fonctionnement 6. L'acier : fabrication et alliages 7. Monuments en fer : l'architecture métallique 8. Fer dans le sang : à quoi ça sert ? 9. Anémie et fer : symptôme et causes 10. Minerais de fer et métallurgie du fer 11. Fer : livres et sites internet.
* {{en}} Minéralogie de l'élément fer : [http://www.mindat.org/element/Iron Sur Mindat] 
* [https://lelementarium.fr/element/fer/ Présentation de l'élément fer] par le site élémentaire nommé « L'élémentarium » de la Société chimique de France.
* [http://ressources.univ-lemans.fr/AccesLibre/UM/Pedago/chimie/01/04-Chimie_descriptive/res/Chimie_descriptive-fer.pdf Résumé de chimie descriptive du fer, faculté des sciences de l'université du Maine]
* {{lien web |langue=en |url=http://www.periodictable.com/Elements/026/data.html |titre=Technical data for Iron |consulté le=12 août 2016}}, avec en sous-pages les données connues pour chaque isotope

{{Tableau périodique (navigation)}}
{{Familles d'éléments chimiques (navigation)}}

{{Portail|chimie|matériaux|métallurgie}}

[[Catégorie:Fer|*]]
[[Catégorie:Oligo-élément]]