Ferrate(VI)
Le ferrate(VI) est l'oxyanion inorganique de formule chimique [FeO4]2−. Il est photosensible, donne une couleur violet pâle aux composés et aux solutions qui en contiennent et est l'une des espèces oxydantes connues les plus stables à l'eau. Bien qu'elle soit classée comme base faible, les solutions concentrées contenant du ferrate(VI) sont corrosives, agressent la peau et ne sont stables qu'à pH élevé.
Nomenclature
[modifier | modifier le code]Le terme ferrate est normalement utilisé pour signifier le ferrate(VI), bien qu'il puisse désigner d'autres anions contenant du fer, dont la plupart sont plus couramment rencontrés que les sels de [FeO4]2−. Ceux-ci incluent les espèces fortement réduites tétracarbonylferrate de disodium (Na2[Fe(CO)4]) et K2[Fe(CO)4], et les sels du complexe tétrachloroferrate de fer(III) [FeCl4]− dans le tétrachloroferrate de 1-butyl-3-méthylimidazolium . Bien que rarement étudiés, les oxyanions ferrate(V) [FeO4]3− et ferrate(IV) [FeO4]4− du fer existent également. Ceux-ci aussi sont appelés ferrates[1].
Synthèse
[modifier | modifier le code]Les sels de ferrate(VI) sont formés en oxydant le fer en milieu aqueux avec des agents oxydants puissants dans des conditions alcalines, ou à l'état solide en chauffant un mélange de limaille de fer et de nitrate de potassium en poudre[2].
Par exemple, les ferrates sont produits en chauffant de l'hydroxyde de fer(III) avec de l'hypochlorite de sodium en solution alcaline[3] :
- 2 Fe(OH)3 + 3 OCl− + 4 OH− → 2 [FeO4]2− + 5 H2O + 3 Cl−
L'anion est généralement précipité sous forme de sel de baryum (II), formant du ferrate de baryum[3].
Propriétés
[modifier | modifier le code]Fe(VI) est un oxydant fort sur toute la gamme de pH, avec un potentiel de réduction (couple Fe(VI)/Fe(III)) variant de +2,2 V à +0,7 V versus SHE en milieu acide et basique respectivement.
- [FeO4]2− + 8 H+ + 3 e− ⇌ Fe3+ + 4 H2O ; E0 = +2.20 V (milieu acide)
- [FeO4]2− + 4 H2O + 3 e− ⇌ Fe(OH)3 + 5 OH− ; E0 = +0.72 V (milieu basique)
De ce fait, l'anion ferrate (VI) est instable à des valeurs de pH neutres[2] ou acides, se décomposant en fer (III)[3]: La réduction passe par des espèces intermédiaires dans lesquelles le fer a des états d'oxydation +5 et +4[4]. Ces anions sont encore plus réactifs que le ferrate(VI)[5]. Dans des conditions alcalines, les ferrates sont plus stables et peuvent demeurer 8 à 9 heures à pH 8 ou 9[5].
Les solutions aqueuses de ferrates sont roses lorsqu'elles sont diluées et rouge foncé ou violet à des concentrations plus élevées[4],[6]. L'ion ferrate est un agent oxydant plus puissant que le permanganate[7], et oxyde l'ammoniac en azote moléculaire[8].
L'ion ferrate(VI) a deux électrons non appariés et est donc paramagnétique. Il a une géométrie moléculaire tétraédrique, isostructurale avec les ions chromate et permanganate[4].
Applications
[modifier | modifier le code]Les ferrates sont d'excellents désinfectants et sont capables d'éliminer et de détruire les virus[9]. Ils sont également intéressants en tant que produits chimiques de traitement de l'eau respectueux de l'environnement, car le sous-produit de l'oxydation des ferrates est le fer (III) relativement bénin[10].
Le ferrate de sodium (Na2FeO4) est un réactif utile avec une bonne sélectivité et est stable en solution aqueuse à pH élevé, restant soluble dans une solution aqueuse saturée en hydroxyde de sodium.[réf. nécessaire]
Notes et références
[modifier | modifier le code]- Graham Hill et John Holman, Chemistry in context, Nelson Thornes, (ISBN 0-17-448276-0), p. 202
- R. K. Sharma, Text Book Of Coordination Chemistry, Discovery Publishing House, , 124–125 p. (ISBN 978-81-8356-223-2)
- Gary Wulfsberg, Principles of descriptive inorganic chemistry, University Science Books, , 142–143 p. (ISBN 0-935702-66-0)
- Egon Wiberg, Nils Wiberg et Arnold Frederick Holleman, Inorganic chemistry, Academic Press, , 1457–1458 p. (ISBN 0-12-352651-5)
- Gary M. Brittenham, The Development of Iron Chelators for Clinical Use, CRC Press, , 37–38 p. (ISBN 0-8493-8679-9)
- Oxford dictionary of chemistry, Oxford University Press, (ISBN 0-19-860918-3), p. 235
- Kenneth Malcolm Mackay, Rosemary Ann Mackay et W. Henderson, Introduction to modern inorganic chemistry, CRC Press, , 334–335 p. (ISBN 0-7487-6420-8)
- Karlis Svanks, « Oxidation of Ammonia in Water by Ferrates(VI) and (IV) », Water Resources Center, Ohio State University, (consulté le ), p. 3
- Stanley E. Manahan, Environmental chemistry, CRC Press, (ISBN 1-56670-633-5), p. 234
- (en) Sharma, Zboril et Varma, « Ferrates: Greener Oxidants with Multimodal Action in Water Treatment Technologies », Accounts of Chemical Research, vol. 48, no 2, , p. 182–191 (ISSN 0001-4842, PMID 25668700, DOI 10.1021/ar5004219, lire en ligne)
Articles connexes
[modifier | modifier le code]- Fer à haute valence
- Ferrate de potassium
- Ferrate de baryum
