Ферраты — соли, содержащие феррат-анион FeO₄^2-. Соответствуют железной кислоте H₂FeO₄, которая в свободном виде не существует. Как правило, имеют фиолетовый цвет.

Свойства

Ферраты — сильнейшие окислители. Окислительно-восстановительный потенциал феррат-иона
FeO₄^2- + 8H⁺ + 3e^- = Fe³⁺ + 4H₂O E⁰ = +2.2В
FeO₄^2- + 4H₂O + 3e^- = Fe(OH)₃ + 5OH^- E⁰ = +0.72В^[1]
В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:^[2]:
4FeO₄^2- + 20H⁺ = 4Fe³⁺ + 3O₂ + 10H₂O

Также ферраты медленно разлагаются в нейтральной среде:
4FeO₄^2- + 10H₂O = 4Fe(OH)₃ + 3O₂ + 8OH^-

Растворимость ферратов близка к растворимости сульфатов. Так, феррат калия растворим довольно хорошо, а феррат бария — нерастворим.

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 всё активнее и активнее используют при водоочистке и водоподготовке.

Получение

Существует несколько способов синтеза ферратов^[3],[4].
Первый способ — окисление гидроксида железа (III) хлором или гипохлоритом в сильнощелочной среде:
2Fe(OH)₃ + 3Cl₂ + 10OH^- = 2FeO₄^2- + 6Cl^- + 8H₂O
2Fe(OH)₃ + 3ClO^- + 4OH^- = 2FeO₄^2- + 3Cl^- + 5H₂O
Второй способ — электролиз раствора щелочи на железном аноде:
Fe + 2KOH + 2H₂O = K₂FeO₄ + 3H₂

Литература

1. ↑ Sharma V.K. (2002) Potassium ferrate (VI): an environmentally friendly oxidant. Adv. Environ. Res. 6: 143—156
2. ↑ Реми Г. Курс неорганической химии. т. 2. М., Мир, 1966. С. 309.
3. ↑ Light S., Yu X. Recent Advances in Fe(VI) Synthesis. In: Sharma V.K. Ferrates. Synthesis, Properties, and Applications in Water and Wastewater Treatment. American Chemical Society, 2008. pp. 2-51.
4. ↑ Брауэр Г. (ред.) Руководство по неорганическому синтезу. т. 5. М., Мир, 1985. С. 1757—1757.

Ссылки

• Sharma V.K. Ferrates. Synthesis, Properties, and Applications in Water and Wastewater Treatment. American Chemical Society, 2008.