МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.

Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра зованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.
d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.

Химические свойства.

Электроотрицательность металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Характеристика хрома и его соединений

Хром был открыт в 1797 г. французским химиком Луи Николой Вокленом в минерале крокоит («сибирский красный свинец»). Воклен обработал хром поташем, затем с помощью соляной кислоты получил оксид хрома, из которого восстановил хром углем.

Название хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет».

Распространенность в природе

Хром относится к распространенным элементам. В природе встречается только в виде соединений. Известно более 40 минералов, содержащих хром. Основными минералами являются: хромит (хромистый железняк) FeCr₂O₄, крокоит PbCrO₄, волконскоит Cr₂Si₄O₁₀(OH)₂ · nH₂O, уваровит Ca₃Cr₂(SiO₄)₃ и др. В метеоритах обнаружены сульфидные минералы хрома. Хром также содержится в океанической воде.

Положение в ПСХЭ Д.И. Менделеева

• 
  Находится в IV периоде, в VI группе, в побочной подгруппе
  
• 
  Хром – d-элемент. Валентные электроны 3d⁴4s², однако вследствие устойчивости d⁵-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного s-электрона на 3d-подуровень, поэтому валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d⁵4s¹.
  
• 
  СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6 Характерная степень окисления +3, в меньшей мере +6. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.
  

Физические свойства.

Хром – голубовато-белый металл. Очень твердый. Чистый хром пластичен. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7,19 г/см³. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.

Химические свойства.

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

1. 
   Взаимодействие с простыми веществами.
   

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде: 4Cr + 3O₂  2Cr₂O₃

1. 
   С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III): 2Cr + 3Cl₂  2CrCl₃
   
2. 
   С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N₂  2CrN
   

или 4Cr + N₂ = 2Cr₂N.

3. 
   С серой при температуре выше 300°С: 2Cr + 3S   Cr₂S₃
   
4. 
   Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:
   

Cr + 2B = CrB₂ (возможно образование Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₄),

2Cr + 3C = Cr₂C₃ (возможно образование Cr₂₃C₆, Cr₇B₃),

Cr + 2Si = CrSi₂ (возможно образование Cr₃Si, Cr₅Si₃, CrSi).

5. 
   С водородом непосредственно не взаимодействует.
   

2. 
   Взаимодействие со сложными веществами.
   

1. 
   В раскалённом состоянии реагирует с парами воды: 2Cr + 3H₂O Cr₂O₃ + 3H₂
   
2. 
   Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄). В отсутствии воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺. Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂
   

2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

3. 
   Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты: 2 Сr + 6 Н₂SО₄(конц) Сr₂(SО₄)₃ + 3 SО₂↑ + 6 Н₂О
   

Сr + 6 НNО₃(конц) Сr(NО₃)₃ + 3 NO₂↑ + 3 Н₂О

4. 
   При нагревании взаимодействует с сероводородом, образуя сульфид хрома(II):
   

Cr + H₂S(г) CrS + H₂↑

5. 
   Взаимодействие с щелочными реагентами:
   

а) не растворяется в водных растворах щелочей, медленно реагирует с расплавами с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO₂ + 2K₂O + 3H₂.

б) Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Cr + KClO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + KCl + H₂O.

6. 
   Восстановление металлов из оксидов и солей
   

Хром вытесняет менее активные металлы из оксидов и растворов их солей:

2Cr + 3CuCl₂ = 2CrCl₃ + 3Cu.

Получение.

1. 
   Алюминотермия: Cr₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Cr
   
2. 
   Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н₂ Cr + H₂O
   

Применение.

Хром используется в качестве легирующей добавки в различных сортах сталей. Хром придает сталям твердость и прочность. Из хромсодержащих сталей изготавливают лопатки газовых турбин и детали реактивных двигателей. Применяется для хромирования изделий.
Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) CrO

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или черного цвета. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется:

Химические свойства. CrO – основной оксид.

1. 
   Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O
   
2. 
   Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O₂ 2 Cr₂O₃
   
3. 
   Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н₂ Cr + H₂O
   

Получение.

1. 
   При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O₂ 2 CrO
   
2. 
   При прокаливании Сr(ОН)₂ в отсутствие кислорода: Сr(ОН)₂ CrO + H₂O
   

Cr₂O₃ + 3Н₂ 2Cr + 3H₂O

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)₂

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)₂ – слабое основание.

1. 
   Взаимодействует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O
   

С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.

2. 
   Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)₃:
   

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

3. 
   При прокаливании разлагается:
   

а) без доступа воздуха: Сr(ОН)₂ CrO + H₂O

б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)₂ 2 Cr₂O₃ + 4H₂O

Получение.

1. 
   Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl₂ + 2 NaОН = Сr(ОН)₂↓ + 2 NaСl.
   

Соли хрома (II). Известны галогениды хрома (II), сульфат и перхлорат, растворы солей окрашены в синий цвет.

1. 
   Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха:
   

4CrCl₂ + O₂ + 4HCl = 4CrCl₃ + 2H₂O

2. 
   при отсутствии окислителя восстанавливают даже воду, разлагая её с выделением водорода:
   

2CrCl₂ + 2H₂O = 2CrOHCl₂ + H₂.

3. 
   Получаются при восстановлении солей хрома (III) водородом в момент выделения:
   

2CrCl₃ + 3Zn + 4HCl = 2CrCl₂ + 3ZnCl₂ + 2H₂.

4. 
   Галогениды образуются при взаимодействии простых веществ.
   

Соединения трёхвалентного хрома

У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.

Оксид хрома (III) Cr₂O₃

Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.

Химические свойства. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании.

Cr₂O₃ , полученный осторожным обезвоживанием свежеосажденного Сr(ОН)_3, химически активен – проявляет амфотерные свойства.

1. 
   Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr₂O₃ + 6HCl 2 CrCl₃ + 3H₂O
   
2. 
   Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr₂O₃ + 2NaOH 2NaCrO₂ + H₂O
   

Хромит натрия

Cr₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O→2Na₃[Сr(ОН)₆]

Гексагидроксохромат(III) натрия

3. 
   При сплавлении с карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr₂O₃ + Na₂CO₃ 2NaCrO₂ + CO₂.
   
4. 
   Взаимодействует с кислотными и основными оксидами: Cr₂O₃ + СаО Са(CrO₂)₂
   

Cr₂O₃ + SO₃ Cr₂(SO₄)₃

5. 
   При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:
   

Cr₂O₃ + 3Н₂ 2Cr + 3H₂O

Получение.

1. 
   При окислении хрома: 4Cr + 3O₂  2Cr₂O₃
   
2. 
   При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)₃ Cr₂O₃ + 3H₂O
   
3. 
   При термическом разложении дихромата аммония: (NH₄)₂Cr₂O₇ Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O
   

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃

Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)₃ – амфотерный гидроксид

1. 
   Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:
   

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ →Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

2. 
   Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота: Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆].
   

Cr(OH)₃ + KOH(кр) KCrO₂+ 2H₂O

(хромит калия)

3. 
   При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)₃ Cr₂O₃ + 3H₂O
   

Получение.

1. 
   При действии щелочей на соли Сr³⁺ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета: Сr₂(SО₄)₃ + 6NaОН → 2 Сr(ОН)₃↓ + 3 Na₂SО₄,
   
2. 
   При пропускании углекислого газа через щелочной раствор гексагидроксохромата (III) натрия: Na₃[Cr(OH)₆] + 3СО₂ = Cr(OH)₃ + 3NaHCO₃.
   

Соли хрома (III). Хром в степени окисления +3 образует два типа солей, в которые входит в состав

катиона и аниона.

1. 
   Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются:
   

NaCrO₂ + HCl + H₂O = Cr(OH)₃ + NaCl;

в избытке кислоты: NaCrO₂ + 4HCl = CrCl₃ + NaCl + 2H₂O.

2. 
   Соли Cr³⁺ проявляют все свойства солей, большинство из них хорошо растворимы в воде и гидролизуются.
   

Соединения хрома (III) проявляют окислительные и восстановительные свойства:

2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10 KOH = 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O (Cr³⁺ – восстановитель)

2CrCl₃ + 3Zn + 4HCl = 2CrCl₂ + 3ZnCl₂ + 2H₂ (Cr³⁺ – окислитель)
Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Ядовит!

Химические свойства. CrO₃ – кислотный оксид. Очень сильный окислитель.

1. 
   Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄ хромовая кислота
   

2 CrO₃ + H₂O → H₂Cr₂O₇ дихромовая кислота

2. 
   Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:
   

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

3. 
   Реагирует с основными оксидами: CrO₃ + BaO = BaCrO₄
   
4. 
   Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, окисляет фосфор, углерод и серу, многие органические вещества:
   

4CrO₃ + 3C = 2Cr₂O₃ + 3CO₂;

4CrO₃ + C₂H₅OH + 6H₂SO₄ = 2Cr₂(SO₄)₃ + 2CO₂ + 9H₂O.

5. 
   Термически неустойчив: 4 CrO₃ → 2Cr₂O₃ + 3O₂ ↑
   

Получение.

1. 
   Получают из хромата (или дихромата) калия действием H₂SO₄(конц.).
   

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

Гидроксиды хрома (VI) H₂CrO₄ - хромовая кислота, H₂Cr₂O₇ - дихромовая кислота

Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.

В растворе хромовых кислот существует равновесие: 2H₂CrO₄ = H₂Cr₂O₇ + H₂O.

Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы.

Хроматы – соли хромовых кислот. Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO₄^2- и обладают желтой окраской, дихроматы – соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr₂O₇^2- оранжевого цвета.

1. 
   Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой. Хроматы в кислой среде переходят в дихроматы, а дихроматы в щелочной среде – в хроматы, эти явления сопровождаются соответствующим изменением окраски раствора.
   

оранжевый

оранжевый

желтый
2CrO₄^2- + 2H⁺ Cr₂O₇^2- + H₂O. Cr₂O₇^2- + 2ОН^–2CrO₄^2- + H₂O


желтый

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O K₂Cr₂O₇ + КОН 2K₂CrO₄ + H₂O

2. 
   Хроматы и особенно дихроматы - сильные окислители, восстанавливаются до соединений хрома (III).
   

• 
  В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):
  

K₂Cr₂O₇ + 3Н₂S + H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3S↓ + 2KOH

• 
  в кислой соли хрома (III):
  

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O;

• 
  в щелочной – производные анионного комплекса [Cr(OH)₆]^3-:
  

2K₂CrO₄ + 3(NH₄)₂S + 2KOH + 2H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3S + 6NH₃.
Применение соединений хрома

Оксид хрома (II) применяется в качестве адсорбента для очистки углеводородов от кислорода.

Оксид хрома (III) служит пигментом лаков и красок, применяется в качестве абразивного материала.

Дихромат калия используется в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов.


Характеристика марганца и его соединений

Получен в чистом виде в 1808 г о.Джоном. название происходит от греческого «манганоми»(проясняю, навожу блеск) и связано со словом «манганес». Обозначавшим в средние века минерал пиролюзит.

Распространенность в природе

Марганец – в свободном состоянии не встречается,по растпространенности занимает пятое место после железа. Образует большое количество собственных минералов, основными из которых являются: пиролюзит MnO₂, манганит Mn₂O₃ · H₂O, родонит MnSiO₃.Содержится в океанической воде.

Положение в ПСХЭ Д.И. Менделеева

• 
  Находится в IV периоде, вVII группе, в побочной подгруппе
  
• 
  d-элемент. Валентные электроны 3d⁵4s².
  
• 
  степени окисления +2, +3, +4, +5, +6, +7 Характерные СО +2, +4, +7 в меньшей мере +6.
  
• 
  Соединения марганца (II) проявляют преимущественно основные свойства, марганца (IV) – амфотерные, соединения марганца (VI) и (VII) – кислотные.
  

Физические свойства.

Марганец – серебристо-белый металл, твердый и хрупкий, проводит электрический ток. Чистый марганец можно прокатывать и штамповать. Температура плавления 1245°С, температура кипения 2200°С, плотность 7,44 г/см³. На воздухе покрыт прочной оксидной пленкой.

Химические свойства

Марганец – активный металл.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

1. 
   Взаимодействие с неметаллами С неметаллами проявляет преимущественно СО +2
   

а) Легко окисляется кислородом воздуха с образованием оксидов различного состава:

• 
  выше 800°С образуется смешанный оксид марганца (II, III): 3Mn + 2O₂ = Mn₃O₄;
  
• 
  450 – 800°С - оксид марганца (III): 4Mn + 3O₂ = 2Mn₂O₃
  
• 
  ниже 450°С - оксид марганца (IV): Mn + O₂ = MnO₂.
  

б) С галогенами, кроме фтора, дает галогениды марганца (II): Mn + Cl₂ = MnCl₂.

2Mn + 3F₂ = 2MnF₃ (MnF₄);

в) При нагревании реагирует с серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием: Mn + S = MnS;

2Mn + N₂ = 2MnN (возможно образование MnN₆, Mn₅N₂, Mn₄N, Mn₃N₂ и других нитридов);

Mn + P = MnP (возможно образование MnP₃, Mn₂P, Mn₃P, Mn₃P₂ и других фосфидов);

3Mn + С = Mn₃С (возможно образование Mn₅С₂, Mn₁₅С₄, Mn₂С₇ и других карбидов);

Mn + Si = MnSi (возможно образование Mn₃Si, Mn₅Si и других силицидов).

3. 
   Взаимодействие со сложными веществами.
   

1. 
   Взаимодействие с водой
   

При комнатной температуре очень медленно взаимодействует с водой, при нагревании с умеренной скоростью: Mn + 2H₂O = MnO₂ + 2H₂.

2. 
   Взаимодействие с кислотами
   

а) Вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, образуюя соли марганца (II):

Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂;

Mn + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂;

б) с разбавленной азотной кислотой образует нитрат марганца (II) и оксид азота (II):

3Mn + 8HNO₃ = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

в) Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец. Взаимодействует при нагревании: Mn + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Mn + 4HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

3. 
   Восстановление металлов из оксидов
   

Восстанавливает менее активные металлы из их оксидов:

5Mn + Nb₂O₅ = 5MnO + 2Nb.

Способы получения

1. 
   Восстановлением пиролюзита углеродом или кремнием (в виде силикомарганца), реже – алюминием: MnO₂ + 2С = Mn + 2СО.
   
2. 
   Электролизом водного раствора сульфата марганца, на катоде выделяется марганец:
   

MnSO₄ + 2H₂O Mn + O₂ + Н₂ + H₂SO₄.
Применение.

Марганец применяют в качестве добавки к стали, улучшающей ее свойства. Повышенную стойкость к ударам и истиранию имеет марганцовистая сталь. Из сплавов Гейслера (Al - Mn) изготавливают очень сильные постоянные магниты. Манганин (12% Mn, 3% Ni, 85% Сu) обладает ничтожно малым температурным коэффициентом электросопротивления и другими ценными электротехническими свойствами.

Соединения марганца(II)

Оксид марганца (II) MnO – кристаллическое вещество серо-зеленого цвета, обладает полупроводниковыми свойствами.

MnO – основной оксид. Проявляет восстановительные свойства.

1. 
   С водой и растворами щелочей не взаимодействует.
   
2. 
   Взаимодействует с кислотами, образуя соли марганца (II) и воду: MnO + 2HCl = MnCl₂ + H₂O.
   
3. 
   При сплавлении со щелочами в избытке кислорода образует гипоманганаты:
   

4MnO + 12NaOH + 3O₂ = 4Na₃MnO₄ + 6H₂O.

Получение.

1. 
   Термическое разложении гидроксида марганца (II) и солей в инертной атмосфере:
   

Mn(OH)₂ = MnO + H₂O;

MnCO₃ = MnO + CO₂.

Гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂ – вещество белого цвета, плохо растворимое в воде.

Mn(OH)₂ – основание средней силы, проявляет преимущественно основные свойства. Является восстановителем.

1. 
   Взаимодействует с кислотами: Mn(OH)₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + 2H₂O;
   
2. 
   При обычных условиях с водными растворами щелочей не взаимодействует, при длительном нагревании возможно образование гескагидроксоманганата (II):
   

Mn(OH)₂ + 4NaOH = Na₄[Mn(OH)₆].

3. 
   На воздухе быстро окисляется: 2Mn(OH)₂ + O₂ = 2MnO₂ + 2H₂O.
   

Получение.

1. 
   При взаимодействии солей марганца (II) с растворами щелочей:
   

Mn(NO₃)₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + 2NaNO₃.
Соли марганца (II). Марганец (II) образует соли со многими анионами, многие из них хорошо растворимы в воде, образуя растворы розового цвета. Мало растворимы сульфид, карбонат и ортофосфат марганца (II). Проявляют все свойства солей, в растворе гидролизуют.

Обладают восстановительными свойствами.

1. 
   В щелочной среде окисляются до манганатов – производных марганца (VI):
   

MnSO₄ + 2Br₂ + 8KOH = K₂MnO₄ + 4KBr + Na₂SO₄ + 4H₂O;

2. 
   в кислой – до производных марганца (VII):
   

2MnSO₄ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2PbSO₄ + 2H₂O.
Соединения марганца(IV)

Оксид марганца (IV) MnO₂ – наиболее устойчивое соединение марганца, кристаллическое вещество черно-бурого цвета, широко распространено в земной коре в виде минерала пиролюзит.

MnO₂ – амфотерный оксид. Сильный окислитель.

1. 
   При нагревании разлагается, постепенно отцепляя кислород и образуя оксид марганца (III), оксид марганца (II, III) и оксид марганца (II). 2MnO₂ 2MnO + O₂
   
2. 
   При 170°С восстанавливается водородом: MnO₂ + H₂ = MnO + H₂O.
   
3. 
   При сплавлении со щелочами или основными оксидами образует манганиты:
   

MnO₂ + CaO = CaMnO₃;

MnO₂ + Ba(OH)₂ = BaMnO₃ + H₂O;

в присутствии кислорода – манганаты: 2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O.

4. 
   При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства:
   

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.

5. 
   При взаимодействии с серной или азотной кислотой разлагается с выделением кислорода:
   

2MnO₂ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + O₂ + 2H₂O.

6. 
   В присутствии более сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:
   

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

Получение.

1. 
   Термическим разложением нитрата марганца (II): Mn(NO₃)₂ MnO₂ + 2NO₂
   
2. 
   восстановлением перманганата калия в нейтральной среде:
   

2KMnO₄ + 3MnCl₂ + 2H₂O = 5MnO₂ + 2KCl + 4HCl.

Гидроксид марганца (IV) – марганцоватистая кислота Mn(OH)₄ (H₄MnO₄), H₂MnO₃ – неустойчивое соединение, проявляет амфотерные свойства.

Соли марганца (IV) - неустойчивы, их трудно выделить в чистом виде. Проявляют окислительные свойства.

Соединения марганца(VI)

Соединения марганца (VI) немногочисленны. Степень окисления +6 стабилизируется в манганат-ионе MnO₄^2- (в растворе зеленого цвета), который устойчив в щелочной среде, в нейтральной и кислой среде он диспропорционирует:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

Соответствующая кислота не выделена.

1. 
   Соединения марганца (VI) – сильные окислители:
   

K₂MnO₄ + 2HCl + KNO₂ = MnO₂ + H₂O + KNO₃ + 2KCl.

2. 
   При взаимодействии с более сильными окислителями проявляют восстановительное свойства:
   

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl.

Получение.

1. 
   Образуются при восстановлении перманганата в щелочной среде:
   

2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

2. 
   при сплавлении оксидов со щелочами в присутствии кислорода воздуха:
   

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O;

3. 
   при термическом разложении перманганата:
   

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Соединения марганца(VII)

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ – маслянистая жидкость черно-зеленого цвета, гигроскопичная.

Mn₂O₇ – кислотный оксид

1. 
   Неустойчив при нагревании. При температуре выше 50°С разлагается с образованием кислорода и низших оксидов, при более высокой температуре взрывается:
   

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂.

2. 
   Реагирует с водой, образуя марганцовую кислоту: Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄.
   

Получение.

Оксид марганца можно получить только косвенным путем:

2KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O.

Марганцовая кислота HMnO₄ – сильная кислота, неустойчивая, существует только в растворах разлагается уже выше 3°С:

4HMnO₄ = 4MnO₂ + 2H₂O + 3O₂.

Соли марганцевой кислоты – перманганаты – содержат в составе перманганат-ион MnO₄^-, в растворе – фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства.

1. 
   В кислой среде образуют соединения марганца (II):
   

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O

2. 
   в нейтральной – марганца (IV): 2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH
   
3. 
   в щелочной – марганца (VI): 2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O
   
4. 
   При нагревании разлагаются: 2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.
   

Железо и его соединения

Железо – один из металлов, известных человеку с доисторических времен. Первые образцы железа, попавшие в руки человека, были метеоритного происхождения, такое железо называлось «звездным».

Распространенность в природе

Железо по распространенности в природе занимает четвертое место после кислорода, кремния и алюминия. Известно свыше 300 минералов, которые входят в состав железных руд. Железные руды, содержащие не менее 16 мас. % железа, имеют промышленное значение. Основными формами минералов железа являются оксидные и сульфидные соединения:

магнетит (магнитный железняк) Fe₃O₄, лимонит Fe₂O₃·nH₂O,

гематит (железный блеск, красный железняк, кровавик) Fe₂O₃, пирротин FeS,

пирит FeS₂. сидерит FeCO₃

Очень редко встречается самородное железо метеоритного происхождения. Огромное количество железа располагается в глубинных слоях Земли, ядро нашей планеты – это сплав железа с никелем.

Железо – важнейший биоэлемент, оно входит в состав гемоглобина крови.

Положение в ПСХЭ Д.И. Менделеева

• 
  Находится в IV периоде, в VIII группе, в побочной подгруппе
  
• 
  Валентные электроны: 3d⁶4s²
  
• 
  Наиболее типичные степени окисления: +2 и +3. При этом наиболее устойчива степень окисления +3, чем +2, поскольку на 3d-оболочке существует всего один лишний электрон сверх устойчивой d⁵-конфигурации. В жестких окислительных условиях проявляет степень окисления +6.
  

Физические свойства.

Железо – сравнительно мягкий, ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Электро- и теплопроводность в 6 раз ниже, чем у меди. T_плавл=1539⁰С. ρ = 7,87г/см³.

Химические свойства.

В химическом отношении железо относится к металлам средней активности

СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

1. 
   Горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III): 3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄(FeO•Fe₂O₃)
   
2. 
   Во влажном воздухе окисляется с образованием гидроксида железа(III) – ржавчины:
   

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

3. 
   Железо реагирует с неметаллами при нагревании: а) с галогенами 2Fe + 3Br₂  2FeBr₃
   

б) с серой Fe + S  FeS

в) с азотом 4Fe + N₂ 2Fe₂N

г) с фосфором 3Fe + P Fe₃P

д) с углеродом 3Fe + С Fe₃С

II. Взаимодействие со сложными веществами.

1. 
   При высокой температуре (700–900C) реагирует с парами воды: 3Fe + 4H₂O  Fe₃O₄ + 4H₂ ↑
   
2. 
   Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:
   

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

Fe + H₂SO₄(разб.) → FeSO₄ + H₂↑

3. 
   В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3: 2Fe + 6H₂SO₄(конц.)  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O
   

Fe + 6HNO₃(конц.)  Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

4. 
   При взаимодействии с щелочными расплавами сильных окислителей, проявляет СО +6:
   

Fe + KClO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O

Fe + 3KNO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + 3KNO₂ + H₂O

5. 
   Железо вытесняет металлы, стоящие правее него в ряду напряжений из растворов их солей.
   

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓

6. 
   Для железа характерно образование карбонилов, в которых железо имеет СО, равную 0.
   

Fe + 5CO Fe(CO)₅

Получение.

1. 
   Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): FeO + C Fe + CO
   

Fe₂O₃ + 3CO 2Fe + 3CO₂

следующая страница>