 | |
 Растворы феррата (слева) и перманганата (справа) | |
| Имена | |
|---|---|
| Название ИЮПАК Феррат (VI) | |
| Систематическое название ИЮПАК Тетраоксоиронбис (олат) [ необходима ссылка ] | |
| Другие названия [FeO 4 ] 2- | |
| Идентификаторы | |
3D модель ( JSmol ) | |
| ЧЭБИ | |
| ChemSpider | |
| 2055 | |
PubChem CID | |
| |
| |
| Характеристики | |
| [FeO 4 ] 2- | |
| Молярная масса | 119,843 г моль -1 |
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |
 проверить ( что есть ?)  | |
| Ссылки на инфобоксы | |
Феррат (VI) представляет собой неорганический анион с химической формулой [FeO 4 ] 2– . Он светочувствителен , придает бледно-фиолетовый цвет соединениям и растворам, содержащим его, и является одним из самых сильных известных водостабильных окислителей. Хотя он классифицируется как слабое основание , концентрированные растворы, содержащие феррат (VI), вызывают коррозию и поражают кожу, и они стабильны только при высоком pH .
Номенклатура [ править ]
Термин феррат , как правило , используется для обозначения феррата (VI), хотя оно может относиться к другим железе отработанных анионов , многие из которых являются более часто встречающимися , чем соли [FeO 4 ] 2- . К ним относятся сильно восстановленные виды динатрия тетракарбонилферрат Na
2[Fe (CO)
4] , К
2[Fe (CO)
4] и соли комплексного тетрахлорферрата железа (III) [FeCl 4 ] - в тетрахлорферрате 1-бутил-3-метилимидазолия . Феррат (V) [FeO 4 ] 3– и феррат (IV) [FeO 4 ] 4– оксианионы железа также существуют, хотя и редко изучаются . Они тоже называются ферратами. [1]
Синтез [ править ]
Соли феррата (VI) образуются путем окисления железа в водной среде с помощью сильных окислителей в щелочных условиях или в твердом состоянии при нагревании смеси опилок железа и порошкообразного нитрата калия. [2]
Например, ферраты получают путем нагревания гидроксида железа (III) с гипохлоритом натрия в щелочном растворе : [3]
- 2 Fe (OH)
3+ 3 OCl-
+ 4 OH - → 2 [FeO
4]2−
+ 5 часов2O + 3 Cl-
Анион обычно осаждается в виде соли бария (II) , образуя феррат бария . [3]
Свойства [ править ]
Fe (VI) является сильным окислителем во всем диапазоне pH с потенциалом восстановления (пара Fe (VI) / Fe (III)), изменяющимся от +2,2 В до +0,7 В по сравнению с SHE в кислой и основной средах соответственно.
- [FeO
4]2−
+ 8 H + + 3 e - ⇌ Fe 3+
+ 4 часа
2О ; E 0 = +2,20 В (кислая среда) - [FeO
4]2−
+ 4 часа
2О + 3 е - ⇌ Fe (ОН)
3+ 5 ОН-
; E 0 = +0,72 В (основная среда)
Из-за этого анион феррата (VI) нестабилен при нейтральных [2] или кислых значениях pH , разлагаясь до железа (III): [3] Восстановление происходит через промежуточные частицы, в которых железо имеет степени окисления +5 и +4. [4] Эти анионы даже более активны, чем феррат (VI). [5] В щелочных условиях ферраты более стабильны, сохраняются от 8 до 9 часов при pH 8 или 9. [5]
Водные растворы ферратов становятся розовыми при разбавлении и темно-красными или пурпурными при более высоких концентрациях. [4] [6] феррат ион является более сильным Окислитель , чем перманганат , [7] и будет окисляться хромом (III) , чтобы дихромат , [8] и аммиак до молекулярного азота . [9]
Ион феррата (VI) имеет два неспаренных электрона и, таким образом, является парамагнитным . Он имеет тетраэдрическую молекулярную геометрию , изоструктуру с ионами хромата и перманганата. [4]
Приложения [ править ]
Ферраты - отличные дезинфицирующие средства , они способны удалять и уничтожать вирусы . [10] Они также представляют интерес как потенциальные экологически безопасные химические вещества для очистки воды, поскольку побочным продуктом окисления феррата является относительно безвредное железо (III). [11]
Феррат натрия ( Na
2FeO
4) является полезным реагентом с хорошей селективностью и стабильным в водном растворе с высоким pH, оставаясь растворимым в водном растворе, насыщенном гидроксидом натрия. [ необходима цитата ]
См. Также [ править ]
- Высоковалентное железо
- Феррат калия
- Феррат бария
Ссылки [ править ]
- ^ Грэм Хилл; Джон Холман (2000). Химия в контексте (5-е изд.). Нельсон Торнс. п. 202. ISBN. 0-17-448276-0.
- ^ а б Р. К. Шарма (2007). Учебник координационной химии . Издательство Discovery. С. 124–125. ISBN 978-81-8356-223-2.
- ^ a b c Гэри Вульфсберг (1991). Основы описательной неорганической химии . Книги университетских наук. С. 142–143. ISBN 0-935702-66-0.
- ^ a b c Эгон Виберг; Нильс Виберг; Арнольд Фредерик Холлеман (2001). Неорганическая химия . Академическая пресса. С. 1457–1458. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ a b Гэри М. Бриттенхэм (1994). Раймонд Дж. Бержерон (ред.). Разработка хелаторов железа для клинического использования . CRC Press. С. 37–38. ISBN 0-8493-8679-9.
- ^ Джон Дейнтит, изд. (2004). Оксфордский химический словарь (5-е изд.). Издательство Оксфордского университета. п. 235. ISBN 0-19-860918-3.
- ^ Кеннет Малкольм Маккей; Розмари Энн Маккей; У. Хендерсон (2002). Введение в современную неорганическую химию (6-е изд.). CRC Press. С. 334–335. ISBN 0-7487-6420-8.
- ^ Амит Арора (2005). Учебник неорганической химии . Издательство Discovery. С. 691–692. ISBN 81-8356-013-X.
- ^ Карлис Svanks (июнь 1976). «Окисление аммиака в воде ферратами (VI) и (IV)» (PDF) . Центр водных ресурсов, Государственный университет Огайо. п. 3 . Проверено 4 мая 2010 .
- ↑ Стэнли Э. Манахан (2005). Химия окружающей среды (8-е изд.). CRC Press. п. 234. ISBN 1-56670-633-5.
- ^ Шарма, Вирендер К .; Зборил, Радек; Варма, Раджендер С. (2015). «Ферраты: более экологичные оксиданты с мультимодальным действием в технологиях очистки воды» . Счета химических исследований . 48 (2): 182–191. DOI : 10.1021 / ar5004219 . ISSN 0001-4842 . PMID 25668700 .
