Ferrato

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Struttura dello ione ferrato

In chimica, il termine ferrato(VI) si riferisce all'anione FeO42−, nel quale il ferro è nel suo stato di ossidazione +6, o ad un sale contenente questo anione. Il termine Ferrato è spesso usato per indicare il ferrato(VI), ma secondo le convenzioni della nomenclatura IUPAC, può riferirsi anche ad altri ossoanioni del ferro, come il ferrato(V) e il ferrato(IV).[1]

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

I sali di Ferrato(VI) sono formati dall'ossidazione del ferro in soluzione mediante forti agenti ossidanti e in condizione di pH basico, o allo stato solido scaldando una mistura di trucioli di ferro e polvere di nitrato di potassio.[2]

I Ferrati possono anche essere prodotti scaldando idrossido ferrico con ipoclorito di sodio in soluzione alcalina:[3]

2 Fe(OH)3 + 3 OCl + 4 OH → 2 FeO42− + 5 H2O + 3 Cl

La resa può essere incrementata precipitando lo ione FeO42− con Ba2+, formando ferrato di bario.[3]

Lo ione Ferrato (VI) ha due elettroni spaiati,e questo lo rende paramagnetico. Ha una geometria molecolare tetraedrica.[4]

Proprietà[modifica | modifica wikitesto]

L'anione Ferrato (VI) è instabile a pH neutri[2] o acidi, decomponendosi in ferro(III):[3]

FeO42− + 3 e + 8 H+ → Fe3+ + 4 H2O

La riduzione passa attraverso delle specie intermedie nelle quali il ferro ha stati di ossidazione +5 e +4.[4] Queste sono risultate più reattive del ferrato(VI).[5] In condizioni alcaline, i ferrati sono più stabili, resistendo circa 8 - 9 ore a pH 8 o 9.[5] Mentre sono stabili come solidi asciutti

Le soluzioni acquose dei ferrati sono rosa quando diluite, e rosso scuro o porpora a più alte concentrazioni.[4][6] Lo ione ferrato è un agente più ossidante del permanganato,[7] e ossida il Cr3+ a CrO42−,[8] e ammoniaca a azoto elementare.[9]

I Ferrati sono eccellenti disinfettanti, e sono capaci di rimuovere i metalli pesanti, i fosfati, e distruggono i virus.[10]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Graham Hill e John Holman, Chemistry in context, 5th, Nelson Thornes, 2000, p. 202, ISBN 0-17-448276-0.
  2. ^ a b R. K. Sharma, Text Book Of Coordination Chemistry, Discovery Publishing House, 2007, pp. 124–125, ISBN 81-8356-223-X.
  3. ^ a b c Gary Wulfsberg, Principles of descriptive inorganic chemistry, University Science Books, 1991, pp. 142–143, ISBN 0-935702-66-0.
  4. ^ a b c Egon Wiberg, Nils Wiberg e Arnold Frederick Holleman, Inorganic chemistry, Academic Press, 2001, pp. 1457–1458, ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ a b Gary M. Brittenham, The Development of Iron Chelators for Clinical Use, a cura di Raymond J. Bergeron, CRC Press, 1994, pp. 37–38, ISBN 0-8493-8679-9.
  6. ^ John Daintith (a cura di), Oxford dictionary of chemistry, 5th, Oxford University Press, 2004, p. 235, ISBN 0-19-860918-3.
  7. ^ Kenneth Malcolm Mackay, Rosemary Ann Mackay e W. Henderson, Introduction to modern inorganic chemistry, 6th, CRC Press, 2002, pp. 334–335, ISBN 0-7487-6420-8.
  8. ^ Amit Arora, Text Book Of Inorganic Chemistry, Discovery Publishing House, 2005, pp. 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, giugno 1976, p. 3. URL consultato il 4 maggio 2010.
  10. ^ Stanley E. Manahan, Environmental chemistry, 8th, CRC Press, 2005, p. 234, ISBN 1-56670-633-5.

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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