高铁酸盐

维基百科,自由的百科全书
跳转至: 导航搜索
高铁酸盐
IUPAC名
Ferrate(VI)
系统名
Tetraoxoironbis(olate)[來源請求]
别名 高铁酸盐(2-)
识别
PubChem 25000034
ChemSpider 21865127
ChEBI 30992
SMILES
InChI
性质
化学式 FeO42-
摩尔质量 119.843 g mol-1 g·mol⁻¹
精确质量 119.914600621 g mol-1
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

高铁酸盐中的高铁酸根是一种无机阴离子化学式[FeO4]2-。它对光敏感,使得化合物和溶解有它的溶液呈淡紫色。其为已知最强的对水稳定的氧化物质之一。尽管它被归为弱碱,高铁酸盐浓溶液仍具有腐蚀性,且会烧伤皮肤,只能在高pH环境中稳定存在。

命名法[编辑]

ferrate通常指代高铁酸根,尽管它可以指其它含铁阴离子,其中有许多比[FeO4]2-的盐更为常见。这包括有强烈还原性的四羰基铁酸二钠Na2[Fe(CO)4]和三价铁络合物四氯合铁酸根[FeCl4]-。铁的含氧阴离子铁(V)酸根[FeO4]3-和铁(IV)酸根[FeO4]4-也同样存在,但对它们的研究较少。这些也称为高铁酸根。[1]

合成[编辑]

高铁酸盐可在碱性条件用强氧化剂在水溶液氧化铁,或加热固态的铁屑和粉状硝酸钾的混合物而形成。[2]

例如,在碱性溶液中加热氢氧化铁次氯酸钠制备高铁酸盐:[3]

2 Fe(OH)3 + 3 OCl + 4 OH → 2 [FeO4]2− + 5 H2O + 3 Cl

通常让阴离子以盐的形式沉淀出来,形成高铁酸钡[3]

性质[编辑]

高铁酸根阴离子不稳定,在中性[2]或酸性pH环境中会分解为三价铁:[3]

[FeO4]2− + 3 e + 8 H+ 化学平衡符号 Fe3+ + 4 H2O

还原过程中间体中铁的氧化态有+5和+4[4]。这些阴离子甚至比高铁酸根更活泼[5]。碱性条件下高铁酸根更稳定,pH为8或9时能存在约8至9小时[5]

高铁酸盐的水溶液较稀时为粉红色,较浓时为深红或紫色在较高浓[4][6]。与高锰酸盐相比,高铁酸盐是更强的氧化剂[7],可以将三价铬氧化成重铬酸盐[8],或将氧化成分子[9]

高铁酸盐是优秀的消毒剂,能移除并杀死病毒[10]

高铁酸根离子有两个不成对电子,因此具有顺磁性。其为四面体形分子构型[4]

参见[编辑]

参考[编辑]

  1. ^ Graham Hill; John Holman. Chemistry in context 5th. Nelson Thornes. 2000: 202. ISBN 0-17-448276-0. 
  2. ^ 2.0 2.1 R. K. Sharma. Text Book Of Coordination Chemistry. Discovery Publishing House. 2007: 124–125. ISBN 81-8356-223-X. 
  3. ^ 3.0 3.1 3.2 Gary Wulfsberg. Principles of descriptive inorganic chemistry. University Science Books. 1991: 142–143. ISBN 0-935702-66-0. 
  4. ^ 4.0 4.1 4.2 Egon Wiberg; Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman. Inorganic chemistry. Academic Press. 2001: 1457–1458. ISBN 0-12-352651-5. 
  5. ^ 5.0 5.1 Gary M. Brittenham. Raymond J. Bergeron, 编. The Development of Iron Chelators for Clinical Use. CRC Press. 1994: 37–38. ISBN 0-8493-8679-9. 
  6. ^ John Daintith (编). Oxford dictionary of chemistry 5th. Oxford University Press. 2004: 235. ISBN 0-19-860918-3. 
  7. ^ Kenneth Malcolm Mackay; Rosemary Ann Mackay; W. Henderson. Introduction to modern inorganic chemistry 6th. CRC Press. 2002: 334–335. ISBN 0-7487-6420-8. 
  8. ^ Amit Arora. Text Book Of Inorganic Chemistry. Discovery Publishing House. 2005: 691–692. ISBN 81-8356-013-X. 
  9. ^ Karlis Svanks. Oxidation of Ammonia in Water by Ferrates(VI) and (IV) (PDF). Water Resources Center, Ohio State University: 3. June 1976 [2010-05-04]. 
  10. ^ Stanley E. Manahan. Environmental chemistry 8th. CRC Press. 2005: 234. ISBN 1-56670-633-5.