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:
В кислой среде ферраты разлагаются с выделением кислорода: 4 FeO4^{2-}{} + 20 H^+ -> 4 Fe^{3+}{} + 3 O2 + 10 H2O
Также ферраты медленно разлагаются в нейтральной среде: 4 FeO4^{2-}{} + 10 H2O -> 4 Fe(OH)3 + 3 O2 + 8 OH^-
Окисляют аммиак даже на холоде: 2 K2FeO4{} + 2 NH3{} + H2O -> Fe2O3.H2O{} + N2{\uparrow} + 4 KOH
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: K2FeO4{} + BaCl2 -> 2 KCl{} + BaFeO4{\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 Fe(OH)3 + 3 Cl2 + 10 OH^- -> 2 FeO4^{2-}{} + 6 Cl^- + 8 H2O 2 Fe(OH)3 + 3 ClO^- + 4 OH^- -> 2 FeO4^{2-}{} + 3 Cl^- + 5 H2O
Второй способ — электролиз концентрированного раствора щёлочи на железном аноде: Fe + 2 KOH + 2 H2O -> K2FeO4 + 3 H2
Также существует способ получения при помощи нагрева смеси, например, K2O2 и Fe2O3 в атмосфере кислорода или в присутствии KNO3.
Примечания
Ссылки
Категория:Соединения железа по алфавиту