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鐵(VI)酸鹽

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鐵酸鹽
IUPAC名
Ferrate(VI)
系統名
Tetraoxoironbis(olate)[來源請求]
別名 鐵酸鹽
識別
CAS編號 16836-06-9  checkY
PubChem 25000034
ChemSpider 21865127
SMILES
 
  • [O-][Fe]([O-])(=O)=O
InChI
 
  • 1/Fe.4O/q;;;2*-1/rFeO4/c2-1(3,4)5/q-2
InChIKey XGBDPAYTQGQHEW-WTZHFVRHAI
ChEBI 30992
性質
化學式 FeO42-
莫耳質量 119.843 g mol-1 g·mol⁻¹
若非註明,所有數據均出自標準狀態(25 ℃,100 kPa)下。

鐵酸鹽的鐵酸根是無機陰離子化學式[FeO₄]²⁻。它對光敏感,其化合物和溶液呈淡紫色,為已知對水穩定的極強氧化劑。儘管歸為弱鹼,鐵酸鹽濃溶液仍有腐蝕性,且會燒傷皮膚,只能在強鹼環境穩定存在。

命名法

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ferrate通常指代鐵酸根,但也可以指其它含鐵陰離子,當中許多比[FeO₄]²⁻鹽常見。這包括有強還原性的四羰基鐵酸二鈉Na₂[Fe(CO)₄]和三價鐵錯合物四氯鐵酸根[FeCl₄]⁻。鐵的含氧陰離子鐵(V)酸根[FeO₄]³⁻和鐵(IV)酸根[FeO₄]⁴⁻也同樣存在,但其研究較少。這些也稱為鐵酸根。[1]

合成

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鐵酸鹽可在鹼性條件用強氧化劑在水溶液氧化鐵,或加熱固態的鐵屑和粉狀硝酸鉀的混合物而形成。[2]

如在鹼性溶液加熱氫氧化鐵次氯酸鈉製備鐵酸鹽:[3]

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

通常讓陰離子以鹽形式沉澱出來,形成鐵酸鋇[3]

性質

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鐵酸根離子不穩定,在中性[2]或酸性環境會分解為三價鐵:[3]

[FeO₄]²⁻+3e⁻+8H⁺ ⇌ Fe³⁺+4H₂O

還原過程中間體中鐵的氧化態有+5和+4[4]。這些陰離子甚至比鐵酸根活潑[5]。鐵酸根在鹼性條件更穩定,酸值為8或9時能存在8至9小時[5]

稀鐵酸鹽水溶液為粉紅色,濃時為深紅或紫色[4][6]。與過錳酸鹽相比,鐵酸鹽是更強的氧化劑[7],可將三價鉻氧化成重鉻酸鹽[8],或將氧化成分子[9]

鐵酸鹽是優秀的消毒劑,能移除並殺死病毒[10]

鐵酸根離子有兩個不成對電子,有順磁性。其為四面體形分子構型[4]

參見

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參考資料

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  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 , 編. The Development of Iron Chelators for Clinical Use. CRC Press. 1994: 37–38. ISBN 0-8493-8679-9. 
  6. ^ John Daintith (編). 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.