WikiDer > Феррат (VI)

Ferrate(VI)
Феррат (VI)
Ароматическая скелетная формула феррата
Раствор феррата и перманганата.jpg
Растворы феррата (слева)
и перманганат (верно)
Имена
Название ИЮПАК
Феррат (VI)
Систематическое название ИЮПАК
Тетраоксоиронбис (олат)[нужна цитата]
Другие имена
[FeO4]2-
Идентификаторы
3D модель (JSmol)
ЧЭБИ
ChemSpider
Характеристики
[FeO4]2-
Молярная масса119,843 г моль−1
Если не указано иное, данные для материалов приводятся в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
проверитьY проверять (что проверитьY☒N ?)
Ссылки на инфобоксы

Феррат (VI) это неорганический анион с химическая формула [FeO4]2−. это светочувствительный, придает бледно-фиолетовый цвет соединениям и содержащим его растворам и является одним из самых сильных известных устойчивых к воде окислителей. Хотя он классифицируется как слабая база, концентрированные растворы, содержащие феррат (VI), вызывают коррозию и поражают кожу, и стабильны только при высоких pH.

Номенклатура

Период, термин феррат обычно используется для обозначения феррата (VI), хотя может относиться к другим утюг-содержащий анионы, многие из которых встречаются чаще, чем соли [FeO4]2−. К ним относятся сильно восстановленные виды динатрия тетракарбонилферрат Na
2[Fe (CO)
4], K
2[Fe (CO)
4] и соли тетрахлорферрата комплекса железа (III) [FeCl4]− в 1-бутил-3-метилимидазолия тетрахлорферрат. Феррат (V) [FeO4]3− и феррат (IV) [FeO4]4− оксианионы железа тоже существуют. Они тоже называются ферратами.[1]

Синтез

Соли феррата (VI) образуются окисляющий утюг в водный среда с сильными окислителями под щелочные условияили в твердом состоянии путем нагревания смеси железных опилок и порошкообразного нитрата калия.[2]

Например, ферраты производятся путем нагрева. гидроксид железа (III) с гипохлорит натрия в щелочной решение:[3]

2 Fe (ОН)
3 + 3 OCl−
 + 4  ОЙ− → 2 [FeO
4]2−
 + 5 ЧАС
2О + 3 Cl−

Анион обычно осаждается в виде барий (II) соль, образующая феррат бария.[3]

Характеристики

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 ОНА в кислой и основной средах соответственно.

[FeO
4]2−
 + 8  ЧАС+ + 3 е− ⇌ Fe3+
 + 4 ЧАС
2О; E0 = +2,20 В (кислая среда)
[FeO
4]2−
 + 4 ЧАС
2О + 3 е− ⇌ Fe (ОН)
3 + 5 ОЙ−
; E0 = +0,72 В (основная среда)

Из-за этого анион феррата (VI) нестабилен при нейтральной[2] или кислый pH значения, разлагающиеся 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 имеют розовый цвет при разбавлении и темно-красный или пурпурный при более высоких концентрациях.[4][6] Феррат-ион является более сильным окислитель чем перманганат,[7] и будет окислять хром (III) к дихромат,[8] и аммиак к молекулярному азот.[9]

Ион феррата (VI) имеет два неспаренные электроны, и, таким образом, парамагнитный. Оно имеет тетраэдрическая молекулярная геометрия, изоструктурные хромат- и перманганат-ионам.[4]

Приложения

Ферраты отличные дезинфицирующие средства, и способны удалять и уничтожать вирусы.[10] Они также представляют интерес как потенциальные экологически безопасные химические вещества для обработки воды, поскольку побочным продуктом окисления феррата является относительно безвредное железо (III).[11]

Феррат натрия (Na
2FeO
4) представляет собой полезный реагент с хорошей селективностью и устойчив в водном растворе с высоким pH, оставаясь растворимым в водном растворе, насыщенном гидроксидом натрия.[нужна цитата]

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ Грэм Хилл; Джон Холман (2000). Химия в контексте (5-е изд.). Нельсон Торнс. п. 202. ISBN 0-17-448276-0.
  2. ^ а б Р. К. Шарма (2007). Учебник по координационной химии. Издательство Discovery. С. 124–125. ISBN 81-8356-223-X.
  3. ^ а б c Гэри Вульфсберг (1991). Принципы описательной неорганической химии. Книги университетских наук. С. 142–143. ISBN 0-935702-66-0.
  4. ^ а б c Эгон Виберг; Нильс Виберг; Арнольд Фредерик Холлеман (2001). Неорганическая химия. Академическая пресса. С. 1457–1458. ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ а б Гэри М. Бриттенхэм (1994). Раймонд Дж. Бержерон (ред.). Разработка хелаторов железа для клинического использования. CRC Press. С. 37–38. ISBN 0-8493-8679-9.
  6. ^ Джон Дейнтит, изд. (2004). Оксфордский химический словарь (5-е изд.). Издательство Оксфордского университета. п. 235. ISBN 0-19-860918-3.
  7. ^ 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.
  8. ^ Амит Арора (2005). Учебник неорганической химии. Издательство Discovery. С. 691–692. ISBN 81-8356-013-X.
  9. ^ Карлис Сванкс (июнь 1976 г.). «Окисление аммиака в воде ферратами (VI) и (IV)» (PDF). Центр водных ресурсов, Государственный университет Огайо. п. 3. Получено 2010-05-04.
  10. ^ Стэнли Э. Манахан (2005). Экологическая химия (8-е изд.). CRC Press. п. 234. ISBN 1-56670-633-5.
  11. ^ Sharma, Virender K .; Зборил, Радек; Варма, Раджендер С. (2015). «Ферраты: более экологичные оксиданты с мультимодальным действием в технологиях очистки воды». Отчеты о химических исследованиях. 48 (2): 182–191. Дои:10.1021 / ar5004219. ISSN 0001-4842.