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Ferrato(VI)

El ferrato (VI) es un anión inorgánico con la fórmula química [FeO 4 ] 2− . Es fotosensible , aporta un color violeta pálido a los compuestos y soluciones que lo contienen y es una de las especies oxidantes estables al agua más fuertes que se conocen. Aunque está clasificado como una base débil , las soluciones concentradas que contienen ferrato (VI) son corrosivas y atacan la piel y solo son estables a un pH alto . Es similar al permanganato, algo más estable .

Nomenclatura

El término ferrato se utiliza normalmente para referirse al ferrato(VI), aunque puede referirse a otros aniones que contienen hierro , muchos de los cuales se encuentran más comúnmente que las sales de [FeO 4 ] 2− . Estos incluyen las especies altamente reducidas tetracarbonilferrato de disodio Na 2 [Fe(CO) 4 ] , K 2 [Fe(CO) 4 ] y las sales del complejo de hierro(III) tetracloroferrato [FeCl 4 ] − en tetracloroferrato de 1-butil-3-metilimidazolio . Aunque rara vez se han estudiado, también existen oxianiones de hierro ferrato(V) [FeO 4 ] 3− y ferrato(IV) [FeO 4 ] 4− . Estos también se denominan ferratos. [1]

Síntesis

Las sales de ferrato (VI) se forman oxidando el hierro en un medio acuoso con agentes oxidantes fuertes en condiciones alcalinas , o en estado sólido calentando una mezcla de limaduras de hierro y nitrato de potasio en polvo. [2]

Por ejemplo, los ferratos se producen calentando hidróxido de hierro (III) con hipoclorito de sodio en una solución alcalina : [3]

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

El anión generalmente precipita como sal de bario (II) , formando ferrato de bario . [3]

Propiedades

El Fe(VI) es un agente oxidante fuerte en todo el rango de pH, con un potencial de reducción (par Fe(VI)/Fe(III)) que varía de +2,2 V a +0,7 V frente a SHE en medios ácidos y básicos respectivamente.

[FeO
4]2−
+ 8 H + + 3 e − ⇌ Fe 3+
+ 4 H 2 O ; E 0 = +2,20 V (medio ácido)
[FeO
4]2−
+ 4 H2O + 3 e− ⇌ Fe ( OH)
3+ 5 OH−
; E 0 = +0,72 V (medio básico)

Debido a esto, el anión ferrato(VI) es inestable a valores de pH neutros [2] o ácidos , descomponiéndose en hierro(III): [3] La reducción pasa por especies intermedias en las que el hierro tiene estados de oxidación +5 y +4. [4] Estos aniones son incluso más reactivos que el ferrato(VI). [5] En condiciones alcalinas los ferratos son más estables, durando alrededor de 8 a 9 horas a pH 8 o 9. [5]

Las soluciones acuosas de ferratos son de color rosa cuando están diluidas y de color rojo oscuro o morado en concentraciones más altas. [4] [6] El ion ferrato es un agente oxidante más fuerte que el permanganato , [7] y oxida el amoníaco a nitrógeno molecular . [8]

El ion ferrato(VI) tiene dos electrones desapareados y, por lo tanto, es paramagnético . Tiene una geometría molecular tetraédrica , isoestructural con los iones cromato y permanganato. [4]

Aplicaciones

Los ferratos son excelentes desinfectantes y son capaces de eliminar y destruir virus . [9] También son de interés como un potencial químico de tratamiento de agua respetuoso con el medio ambiente, ya que el subproducto de la oxidación del ferrato es el hierro (III) relativamente benigno. [10]

El ferrato de sodio ( Na2FeO4 ) es un reactivo útil con buena selectividad y es estable en solución acuosa de pH alto, permaneciendo soluble en una solución acuosa saturada con hidróxido de sodio. [ cita requerida ]

Véase también

Referencias

  1. ^ Graham Hill; John Holman (2000). Química en contexto (5.ª ed.). Nelson Thornes. pág. 202. ISBN 0-17-448276-0.
  2. ^ de RK Sharma (2007). Libro de texto de química de coordinación . Discovery Publishing House. págs. 124-125. ISBN 978-81-8356-223-2.
  3. ^ abc Gary Wulfsberg (1991). Principios de la química inorgánica descriptiva . University Science Books. págs. 142-143. ISBN 0-935702-66-0.
  4. ^ abc Egon Wiberg; Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman (2001). Química inorgánica . Academic Press. págs. 1457–1458. ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ de Gary M. Brittenham (1994). Raymond J. Bergeron (ed.). El desarrollo de quelantes de hierro para uso clínico . CRC Press. págs. 37–38. ISBN 0-8493-8679-9.
  6. ^ John Daintith, ed. (2004). Diccionario Oxford de química (5.ª ed.). Oxford University Press. pág. 235. ISBN 0-19-860918-3.
  7. ^ Kenneth Malcolm Mackay; Rosemary Ann Mackay; W. Henderson (2002). Introducción a la química inorgánica moderna (6.ª ed.). CRC Press. págs. 334-335. ISBN 0-7487-6420-8.
  8. ^ Karlis Svanks (junio de 1976). "Oxidación de amoniaco en agua por ferratos (VI) y (IV)" (PDF) . Centro de Recursos Hídricos, Universidad Estatal de Ohio. p. 3. Consultado el 4 de mayo de 2010 .
  9. ^ Stanley E. Manahan (2005). Química ambiental (8.ª ed.). CRC Press. pág. 234. ISBN 1-56670-633-5.
  10. ^ Sharma, Virender K.; Zboril, Radek; Varma, Rajender S. (2015). "Ferratos: oxidantes más ecológicos con acción multimodal en tecnologías de tratamiento de agua". Accounts of Chemical Research . 48 (2): 182–191. doi :10.1021/ar5004219. ISSN  0001-4842. PMID  25668700.