Încălțat
În chimie , termenul de ferat (VI) se referă la anionul FeO 4 2− , în care fierul se află în starea sa de oxidare +6 sau la o sare care conține acest anion. Termenul Ferrato este adesea folosit pentru a indica ferrato (VI), dar conform convențiilor din nomenclatura IUPAC , se poate referi și la alți oxoanioni de fier, cum ar fi ferrato (V) și ferrato (IV). [1]
Sinteză
Sărurile de ferat (VI) se formează prin oxidarea fierului în soluție prin agenți de oxidare puternici și în condiții de pH bazic, sau în stare solidă prin încălzirea unui amestec de bărbierit de fier și pulbere de azotat de potasiu . [2]
Feratele pot fi produse și prin încălzirea hidroxidului feric cu hipoclorit de sodiu într-o soluție alcalină: [3]
- 2 Fe (OH) 3 + 3 OCl - + 4 OH - → 2 FeO 4 2− + 5 H 2 O + 3 Cl -
Randamentul poate fi crescut prin precipitarea ionului FeO 4 2− cu Ba 2+ , formând ferat de bariu . [3]
Ionul ferrat (VI) are doi electroni nepereche și acest lucru îl face paramagnetic . Are o geometrie moleculară tetraedrică. [4]
Proprietate
Anionul ferat (VI) este instabil la pH neutru [2] sau acid, descompunându-se în fier (III): [3]
- FeO 4 2− + 3 și - + 8 H + → Fe 3+ + 4 H 2 O
Reducerea trece prin specii intermediare în care fierul are stări de oxidare +5 și +4. [4] Acestea au fost mai reactive decât feratul (VI). [5] În condiții alcaline, feratele sunt mai stabile, rezistând aproximativ 8 - 9 ore la pH 8 sau 9. [5] În timp ce sunt stabile ca solide uscate
Soluțiile apoase de ferați sunt roz când sunt diluate și roșu închis sau violet la concentrații mai mari. [4] [6] Ionul ferat este un agent mai oxidant decât permanganatul , [7] și oxidează Cr 3+ la CrO 4 2− , [8] și amoniacul la azot elementar. [9]
Feratele sunt dezinfectanți excelenți și sunt capabili să îndepărteze metalele grele , fosfații și să distrugă virușii . [10]
Notă
- ^ Graham Hill și John Holman, Chemistry in context , 5th, Nelson Thornes, 2000, p. 202, ISBN 0-17-448276-0 .
- ^ a b RK Sharma, Cartea de text a chimiei coordonării , Editura Discovery, 2007, pp. 124–125, ISBN 81-8356-223-X .
- ^ a b c Gary Wulfsberg, Principiile chimiei anorganice descriptive , University Science Books, 1991, pp. 142–143, ISBN 0-935702-66-0 .
- ^ a b c Egon Wiberg, Nils Wiberg și Arnold Frederick Holleman, Chimie anorganică , Academic Press, 2001, pp. 1457–1458, ISBN 0-12-352651-5 .
- ^ a b Gary M. Brittenham,Dezvoltarea chelatorilor de fier pentru uz clinic , editat de Raymond J. Bergeron, CRC Press, 1994, pp. 37–38, ISBN 0-8493-8679-9 .
- ^ John Daintith (ed.), Oxford dictionary of chemistry , 5th, Oxford University Press, 2004, p. 235, ISBN 0-19-860918-3 .
- ^ Kenneth Malcolm Mackay, Rosemary Ann Mackay și W. Henderson, Introducere în chimia anorganică modernă , 6, CRC Press, 2002, pp. 334-335, ISBN 0-7487-6420-8 .
- ^ Amit Arora, Cartea de text a chimiei anorganice , Editura Discovery, 2005, pp. 691–692, ISBN 81-8356-013-X .
- ^ Karlis Svanks, Oxidation of Ammonia in Water by Ferrates (VI) and (IV) ( PDF ), su kb.osu.edu , Water Resources Center, Ohio State University, iunie 1976, p. 3. Accesat la 4 mai 2010 .
- ^ Stanley E. Manahan, Environmental chimie , 8th, CRC Press, 2005, p. 234, ISBN 1-56670-633-5 .
