Феррат(VI)
 | |
 Растворы феррата (слева) и перманганата (справа) | |
| Имена | |
|---|---|
| Название ИЮПАК Феррат(VI) | |
| Систематическое название ИЮПАК Тетраоксоиронбис(олят) [ необходима ссылка ] | |
| Другие имена [ FeO4 ] 2- | |
| Идентификаторы | |
3D модель ( JSmol ) |
|
| ЧЭБИ |
|
| ChemSpider |
|
| 2055 | |
CID PubChem |
|
| |
| |
| Характеристики | |
| [ FeO4 ] 2- | |
| Молярная масса | 119,843 г моль −1 |
Если не указано иное, данные приведены для материалов в стандартном состоянии (при 25 °C [77 °F], 100 кПа). | |
Феррат(VI) — 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 водоустойчивых окислителей. Хотя он классифицируется как слабое основание , концентрированные растворы, содержащие феррат(VI), вызывают коррозию и воздействуют на кожу и стабильны только при высоком pH . Он похож на несколько более устойчивый перманганат .
Номенклатура
Термин феррат обычно используется для обозначения феррата(VI), хотя он может относиться к другим железосодержащим анионам , многие из которых встречаются чаще, чем соли [FeO 4 ] 2− . К ним относятся высоковосстановленные виды динатрий тетракарбонилферрата Na 2 [Fe(CO) 4 ] , K 2 [Fe(CO) 4 ] и соли комплекса железа(III) тетрахлорферрата [FeCl 4 ] − в тетрахлорферрате 1-бутил-3-метилимидазолия . Хотя они редко изучаются, также существуют оксианионы железа феррата(V) [FeO 4 ] 3− и феррата(IV) [FeO 4 ] 4− . Их также называют ферратами. [1]
Синтез
Соли феррата(VI) образуются при окислении железа в водной среде сильными окислителями в щелочных условиях или в твердом состоянии при нагревании смеси железных опилок и порошкообразного нитрата калия. [2]
Например, ферраты получают путем нагревания гидроксида железа (III) с гипохлоритом натрия в щелочном растворе : [3]
Анион обычно осаждается в виде соли бария (II) , образуя феррат бария . [3]
Характеристики
Fe(VI) является сильным окислителем во всем диапазоне pH, его восстановительный потенциал (пара Fe(VI)/Fe(III)) варьируется от +2,2 В до +0,7 В относительно SHE в кислой и щелочной средах соответственно.
- [FeO
4]2−
+ 8 Н + + 3 е − ⇌ Fe 3+
+ 4 H 2 O ; E 0 = +2,20 В (кислая среда) - [FeO
4]2−
+ 4H2O + 3e− ⇌Fe ( OH )
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 проходит через промежуточные виды, в которых железо имеет степени окисления +5 и +4. [4] Эти анионы еще более реакционноспособны, чем феррат(VI). [5] В щелочных условиях ферраты более стабильны и сохраняются в течение примерно 8-9 часов при pH 8 или 9. [5]
Водные растворы ферратов розовые при разбавлении и темно-красные или фиолетовые при более высоких концентрациях. [4] [6] Ион феррата является более сильным окислителем, чем перманганат , [7] и окисляет аммиак до молекулярного азота . [8]
Ион феррата(VI) имеет два неспаренных электрона и, таким образом, является парамагнитным . Он имеет тетраэдрическую молекулярную геометрию , изоструктурную с хромат- и перманганат-ионами. [4]
Приложения
Ферраты являются прекрасными дезинфицирующими средствами и способны удалять и уничтожать вирусы . [9] Они также представляют интерес как потенциально экологически безопасные химикаты для очистки воды, поскольку побочным продуктом окисления феррата является относительно безопасное железо (III). [10]
Феррат натрия ( Na2FeO4 ) является полезным реагентом с хорошей селективностью и стабилен в водном растворе с высоким pH, оставаясь растворимым в водном растворе, насыщенном гидроксидом натрия. [ необходима цитата ]
Смотрите также
Ссылки
- ^ Грэм Хилл; Джон Холман (2000). Химия в контексте (5-е изд.). Нельсон Торнс. стр. 202. ISBN 0-17-448276-0.
- ^ ab RK Sharma (2007). Учебник координационной химии . Discovery Publishing House. стр. 124– 125. ISBN 978-81-8356-223-2.
- ^ abc Гари Вульфсберг (1991). Принципы описательной неорганической химии . University Science Books. стр. 142– 143. ISBN 0-935702-66-0.
- ^ abc Эгон Виберг; Нильс Виберг; Арнольд Фредерик Холлеман (2001). Неорганическая химия . Academic Press. стр. 1457– 1458. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ ab Gary M. Brittenham (1994). Raymond J. Bergeron (ред.). Разработка хелаторов железа для клинического использования . CRC Press. стр. 37–38 . ISBN 0-8493-8679-9.
- ^ Джон Дейнтит, ред. (2004). Оксфордский словарь химии (5-е изд.). Oxford University Press. стр. 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. стр. 334–335 . ISBN 0-7487-6420-8.
- ^ Карлис Сванкс (июнь 1976 г.). «Окисление аммиака в воде ферратами (VI) и (IV)» (PDF) . Центр водных ресурсов, Университет штата Огайо. стр. 3 . Получено 04.05.2010 .
- ^ Стэнли Э. Манахан (2005). Химия окружающей среды (8-е изд.). CRC Press. стр. 234. ISBN 1-56670-633-5.
- ^ Шарма, Вирендер К.; Зборил, Радек; Варма, Раджендер С. (2015). «Ферраты: более экологичные окислители с мультимодальным действием в технологиях очистки воды». Accounts of Chemical Research . 48 (2): 182– 191. doi :10.1021/ar5004219. ISSN 0001-4842. PMID 25668700.
