Ферраты

Раствор феррата натрия (слева) в сравнении с перманганатом калия (справа)

Ферра́ты — соли, содержащие феррат-анион FeO₄²⁻ (Fe(VI)). Соответствуют железной кислоте H₂FeO₄, которая в свободном виде не существует. Как правило, окрашены в фиолетовый цвет.

Свойства

Ферраты являются сильными окислителями. При восстановлении железо проходит через промежуточные степени окисления +5 и +4, которые очень нестабильны. Окислительно-восстановительные потенциалы феррат-иона:

$\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+8\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+3\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}^{3+}+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{E}^0=+2,2\text{B}$

$\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+3\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_3+5\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}{E}^0=+0,72\text{B}$

В кислой среде ферраты разлагаются с выделением кислорода:

$4\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+20\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}⟶4\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}^{3+}+3\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+10\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Также ферраты медленно разлагаются в нейтральной среде:

$4\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+10\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶4\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_3+3\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+8\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

Окисляют аммиак даже на холоде:

$2\mathrm{K}{\phantom{A}}_2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3\cdot \mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+\mathrm{N}{\phantom{A}}_2\uparrow +4\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}$

Растворимость ферратов в воде близка к растворимости сульфатов. Так, феррат калия растворим довольно хорошо, а феррат бария нерастворим, что используется для осаждения и последующего отделения соли:

$\mathrm{K}{\phantom{A}}_2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4\downarrow$

Применение

Будучи сильными окислителями, ферраты легко окисляют органические загрязняющие вещества и обладают антисептическим действием. При этом они, в отличие от хлора, не образуют ядовитых продуктов. Поэтому ферраты используют при водоочистке и водоподготовке.

Получение

Существует несколько способов синтеза ферратов.

Первый способ — окисление соединений железа(III) хлором или гипохлоритом в сильнощелочной среде:

$2\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_3+3\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+10\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+6\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+8\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

$2\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_3+3\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+4\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+3\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+5\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Второй способ — электролиз концентрированного раствора щёлочи на железном аноде:

$\mathrm{F}\mathrm{e}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{K}{\phantom{A}}_2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2$

Также существует способ получения при помощи нагрева смеси, например, K₂O₂ и Fe₂O₃ в атмосфере кислорода или в присутствии KNO₃.

Ссылки

• Шаблон:Книга