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Ferrato
la structure chaussé d'ions

en chimie, le terme ferré (VI) Il fait référence à 'anion FeO42-, dans lequel la fer est dans son état d'oxydation +6, ou d'un sel contenant cet anion. le terme Ferrato Il est souvent utilisé pour indiquer la chaussé (VI), mais selon les conventions de nommage UICPA, Il peut également se référer à d'autres ossoanioni fer, tels que le ferrate (V) et le ferrate (IV).[1]

résumé

Les sels de Ferrato (VI) sont formées par 'oxydation fer dans solution en utilisant des agents oxydants forts et dans la condition de pH basique, ou à l'état solide par chauffage d'un mélange de copeaux de fer et de la saleté de le nitrate de potassium.[2]

Le Ferrati peut également être produit par chauffage hydroxyde ferrique avec l'hypochlorite de sodium en solution alcaline:[3]

2 Fe (OH)3 + 3 OCl- + 4 OH- → 2 FeO42- + 5 H2O 3 + Cl-

Le rendement peut être augmenté par précipitation du FeO ion42- avec Ba2+, formation chaussé de baryum.[3]

Le Ferrato ion (VI) présente deux électrons non appariés, ce qui rend paramagnétique. Il a une géométrie moléculaire tétraédrique.[4]

propriété

L'anion Ferrato (VI) est instable pH neutre[2] ou les acides, la décomposition du fer (III):[3]

FeO42- + 3 et- + 8 H+ → Fe3+ + 4 H2OU

La réduction passe par les espèces intermédiaires dans lesquels le fer a les états d'oxydation +5 et +4.[4] Ceux-ci étaient les chaussés le plus réactif (VI).[5] Dans des conditions alcalines, chaussé sont plus stables, résistant à environ 8-9 heures à un pH de 8 ou 9.[5] Alors qu'ils sont stables sous forme de solides secs

Les solutions aqueuses de chaussé sont roses lorsqu'il est dilué, et rouge foncé ou violet à des concentrations plus élevées.[4][6] L'ion chaussé est un agent plus oxydant la permanganate,[7] et oxyde Cr3+ à CrO42-,[8] et ammoniaque à azote Élémentaire.[9]

Le Ferrati sont excellents désinfectants, et ils sont en mesure d'éliminer métaux lourds, la phosphates, et détruire virus.[10]

notes

  1. ^ Graham Hill et John Holman, Chimie dans le contexte, 5, Nelson Thornes, 2000, p. 202 ISBN 0-17-448276-0.
  2. ^ à b R. K. Sharma, Livre texte de chimie de coordination, Discovery Publishing House, 2007, pp. 124-125, ISBN 81-8356-223-X.
  3. ^ à b c Gary Wulfsberg, Principes de la chimie inorganique descriptive, University Science Books, 1991, pp. 142-143, ISBN 0-935702-66-0.
  4. ^ à b c Egon Wiberg, Nils Wiberg et Arnold Frederick Holleman, chimie inorganique, Academic Press, 2001, pp. 1457-1458, ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ à b Gary M. Brittenham, Le développement du fer chélateurs pour une utilisation clinique, édité par Raymond J. Bergeron, CRC Press, 1994, pp. 37-38, ISBN 0-8493-8679-9.
  6. ^ John Daintith (ed) Oxford dictionnaire de la chimie, 5e, Oxford University Press, 2004, p. 235, ISBN 0-19-860918-3.
  7. ^ Kenneth Malcolm Mackay, Rosemary Ann Mackay et W. Henderson, Introduction à la chimie inorganique moderne, 6, CRC Press, 2002, pp. 334-335, ISBN 0-7487-6420-8.
  8. ^ Amit Arora, Livre de texte de la chimie inorganique, Discovery Publishing House, 2005, pp. 691-692, ISBN 81-8356-013-X.
  9. ^ Karlis Svanks, L'oxydation de l'ammoniac dans l'eau par les ferrates (VI) et (IV) (PDF), Centre des ressources en eau, l'Ohio State University, Juin 1976, p. 3. Récupéré le 4 mai 2010.
  10. ^ Stanley E. Manahan, chimie de l'environnement, 8, CRC Press, 2005, p. 234 ISBN 1-56670-633-5.

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