El carbonato ferroso puede prepararse haciendo reaccionar una solución de dos iones, como el cloruro de hierro (II) y el carbonato de sodio:^[3]​

Fe + CO
2 + H
2O → FeCO
3 + H
2

El carbonato ferroso también puede prepararse a partir de soluciones de sales de hierro(II), como el perclorato de hierro(II), con bicarbonato sódico, lo que libera dióxido de carbono:^[4]​

FeCl
2 + Na
2CO
3 → FeCO
3 + 2NaCl

Sel y otros utilizaron esta reacción ( pero con FeCl
2 en lugar de Fe(ClO
4)₂ ) a 0,2 M para preparar FeCO
3 amorfo. ^[5]​

Se debe tener cuidado de excluir el oxígeno O
2 de las soluciones, porque el ion Fe2+
se oxida fácilmente a Fe3+
, especialmente a un pH superior a 6,0 ^[4]​

El carbonato ferroso también se forma directamente en las superficies de acero o hierro expuestas a soluciones de dióxido de carbono, formando una incrustación de carbonato ferroso.^[6]​

Fe(ClO
4)₂ + 2NaHCO
3 → FeCO
3 + 2NaClO
4 + CO
2 + H
2O

Wei Sun y otros determinaron la dependencia de la solubilidad en agua con la temperatura.

${\displaystyle \log K_{\mathit {sp}}=-59.3498-0.041377T-2.1963/T+24.5724\log T+2.518{\sqrt {I}}-0.657I,}$ 

donde T es la temperatura absoluta en kelvins, e I es la fuerza iónica del líquido. ^[6]​

El carbonato de hierro se descompone a unos 500-600 grados Celsius (773,2-873,2 K). ^[7]​

El carbonato ferroso se ha utilizado como suplemento dietético de hierro para tratar la anemia. Se observa que tiene una biodisponibilidad muy baja en gatos y perros. ^[8]​

El carbonato ferroso es ligeramente tóxico; la dosis letal oral probable se sitúa entre 0,5 y 5 g/kg (entre 35 y 350 g para una persona de 70 kg).^[9]​

A diferencia del carbonato de hierro (II), el carbonato de hierro (III) no se ha aislado. Los intentos de producir carbonato de hierro(III) mediante la reacción de iones férricos acuosos e iones carbonato dan lugar a la producción de óxido de hierro(III) con la liberación de dióxido de carbono o bicarbonato. ^[10]​

1. ↑ Número CAS
2. ↑ «Crystal structure refinements of magnesite, calcite, rhodochrosite, siderite, smithonite, and dolomite, with discussion of some aspects of the stereochemistry of calcite type carbonates». Zeitschrift für Kristallographie - Crystalline Materials 156 (3–4): 233-243. 1981. doi:10.1524/zkri.1981.156.3-4.233. 
3. ↑ (1995): "Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology". 4th ed. Volume 1.
4. ↑ ^{a b} Singer, Philip C.; Stumm, Werner (1970). «The Solubility of Ferrous Iron in Carbonate-Bearing Waters». Journal (American Water Works Association) 62 (3): 198-202. ISSN 0003-150X. doi:10.1002/j.1551-8833.1970.tb03888.x. 
5. ↑ Sel, Ozlem; Radha, A.V.; Dideriksen, Knud; Navrotsky, Alexandra (2012-06). «Amorphous iron (II) carbonate: Crystallization energetics and comparison to other carbonate minerals related to CO2 sequestration». Geochimica et Cosmochimica Acta (en inglés) 87: 61-68. doi:10.1016/j.gca.2012.03.011. Consultado el 27 de marzo de 2025. 
6. ↑ ^{a b} Wei Sun (2009): "Kinetics of iron carbonate and iron sulfide scale formation in CO2/H2S corrosion". PhD Thesis, Ohio University.
7. ↑ «Kinetics of Thermal Decomposition of Iron Carbonate». Egyptian Journal of Chemistry 53 (6): 871-884. 31 de diciembre de 2010. ISSN 2357-0245. doi:10.21608/ejchem.2010.1268. 
8. ↑ «AAFCO methods for substantiating nutritional adequacy of dog and cat foods (proposed for 2014 publication)». AAFCO. 2013. 
9. ↑ Gosselin, R.E., H.C. Hodge, R.P. Smith, and M.N. Gleason. Clinical Toxicology of Commercial Products. 4th ed. Baltimore: Williams and Wilkins, 1976., p. II-97
10. ↑ Ronald Rich (2007). «8 Iron through Hassium». Inorganic Reactions in Water (en inglés) (1st edición). Springer Berlin, Heidelberg. p. 178. ISBN 9783540739616. doi:10.1007/978-3-540-73962-3. 

• Esta obra contiene una traducción derivada de «Iron(II) carbonate» de Wikipedia en inglés, concretamente de esta versión, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.
  •   Datos: Q4214595