Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка18/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23

Підгрупа мангану

Знаходження в природі

У природі трапляються лише манган і реній: манган в основному у вигляді сполук з киснем, а реній - із сіркою.

Елементи підгрупи мангану сильно розрізняються за поширеністю в природі. Манган - 14-й елемент за поширеністю на Землі, він перевершує всі важкі метали, уступаючи тільки залізу. Невеликі кількості мангану містять багато гірських порід. Трапляються також скупчення його сполук, головним чином

MnO2.x2O - піролюзит (кристалічний).

MnО2 зустрічається також у вигляді поліаніту, викристалізуваного з розчинів у кубічній системі, і манганомелану - аморфного гелю, що містить воду.

У природі трапляються ще

Mn2O3 - брауніт,

Mn3O4 - гаусманіт,

MnCO3 - родохрозит, або діалогіт, мангановий шпат, малиновий шпат,

Mn(OH) - манганіт (бура манганова руда),

MnS2 - мангановий колчедан,

(Mn, Fe)2O3 - біксбіт,

MnS - манганова обманка.

Реній - один з найбільш рідкісних та розсіяних елементів. Самостійних родовищ не має, самостійні мінерали утворює рідко. Відомий

CuReS4 - джезказганіт.

Навіть найбільш багатим ренієм мінерали (молібденіти) містять його у кількостях, що зазвичай не перевищують 0.1 % (мас.). Супроводжує також мінерали міді, цинку, свинцю, ніобію, платини, вольфраму.

Добування мангану, технецію та ренію

Манган добувають відновленням його оксидів (піролюзиту, гаусманіту або попередньо обпалених карбонатних або сульфідних руд) вуглецем, силіцієм (у вигляді силікомангану) або алюмінієм:

t

MnО2 + 2C = Mn + 2CO, Ho = -301 кДж,

Mn2 + Si = Mn + Si2,

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3, Ho = -2519 кДж,

3MnО2 + 4Al = 3Mn + 2Al2O3.

Манган добувають також електролізом водного розчину MnSO4. Для цього руду відновлюють до сполук Mn(II), а потім розчиняють у суміші сірчаної кислоти із сульфатом амонію.

Основну масу мангану виплавляють у вигляді феромангану (сплав 60-90 % Mn і 40-10 % Fe).

Оскільки реній є рідкісним елементом і практично не має природних мінералів, для його добування відходи мідного та молибдено-вольфрамового виробництва збагачують для добування ренієвмісних концентратів. Ці відходи спочатку піддають окисному випалу, при цьому реній переходить у вищий оксид Re2O7, що шляхом вищолочування переводять у перренат калію KReО4. Перренат калію відновлюють воднем при нагріванні:

2KReО4 + 7Н2 = 2KOH + 2Re + 6H2O.

Можна використати для відновлення також NH4ReО4 і Re2O7:

2NH4ReО4 + 4Н2 = 2Re + N2 + 8H2O.

Реній високої чистоти можна добути нагріванням ReCl5 або (ReCl3)3 до 1200-1400оС:

2Re3Cl9 = 6Re + 9Cl2.

Металевий реній виділяють також при електролізі розчинів NH4ReО4 і KReО4.

Дуже чисті манган і реній добувають карбонільним способом:

(Е(СО)5) 2  2Е + 10CO (Е = Mn, Re).

Добування технецію тепер засноване на опроміненні його сусідів по періодичній системі - молібдену та рутенію - нейтронами:

-

4298Mo + o1n  4299Mo*4399Tc,
44104Ru + o1n  43104Tc + 11H.
Технецій може бути виділений з урану, що відробив у ядерному реакторі. Для цього уран розчиняють в HNO3 і обробляють розчин сірководнем, при цьому випадає осад Tc2S7.

Фізичні властивості. Манган, технецій, реній - сріблясто-білі метали, схожі за зовнішнім виглядом на залізо (Mn) або платину (Tc, Re). Для мангану відомі чотири модифікації.





Температурна область стійкості

, г/см3

Тип решітки

-Mn

 710оС




Кубічна

-Mn

742-1079 оС

7.44

-

-Mn

1101-1143 оС

7.29

Тетрагональна

-Mn

1160- tпл

7.21

ОЦК (к.ч. 8)



Технецій та реній не мають поліморфних модифікацій і утворюють кристали з щільно упакованою гексагональною структурою (к.ч. 12).

Манган, технецій та реній досить тверді, твердість від мангану до ренію зменшується. Домішки силіцію, фосфору або бору роблять їх крихкими. Дуже чистий манган можна прокатувати та штампувати.

Манган та його аналоги відносять до числа тугоплавких металів. Зростання температур плавлення та кипіння в ряді Mn - Tc - Re свідчить про посилення ковалентного внеску у зв’язок, утворений за рахунок електронів (n - 1)d-орбіталей. Реній за тугоплавкістю поступається лише вольфраму.

Манган, технецій та реній парамагнітні.
Хімічні властивості елементів підгрупи мангану

Манган, технецій, реній - типові d-метали. Близькістю розмірів атомних та іонних радіусів Tc та Re пояснюється схожість їхніх хімічних властивостей. Хімічна активність простих речовин у ряді Mn-Tc-Re знижується. Компактний манган на повітрі вкривається дуже тонкою захисною плівкою Mn2O3, завдяки чому зберігає стійкість до подальшого окиснення навіть при нагріванні. Навпаки, у дрібно роздробленому стані він окиснюється досить легко. При нагріванні технецію та ренію у присутності кисню утворюються леткі оксиди Tc2O7 та Re2O7, які не захищають метал від подальшого окиснення. Внаслідок досить високої активності манган, особливо у роздробленому стані, легко окиснюється при нагріванні галогенами, киснем, сіркою, азотом, фосфором, вуглецем, силіцієм та бором:

Mn + S = MnS,

3Mn + N2 = Mn3N2.

Із фтором манган утворює MnF3 та MnF4, з рештою галогенів - MnГ2. З силіцієм манган утворює ряд силіцидів: Mn5Si3, Mn3Si, Mn5Si. У системі манган – вуглець знайдені різноманітні карбіди: Mn23C6, Mn15C4, Mn3C, Mn5C2, Mn7C3. Їх синтезують з простих речовин або взаємодією металу з вуглеводнями. Описані фосфіди мангану Mn2P, MnP, MnP4 та ін. Їх синтезують з простих речовин у запаяних ампулах.

Технецій та реній вступають до хімічної взаємодії з неметалами при достатньо сильному нагріванні. З киснем утворюються Е2О7. Із фтором реній дає ReF6, із хлором - ReCl5, із бромом - Re3Br9, з йодом не реагує. З сіркою реній дає ReS2, з фосфором - ряд сполук: Re2P, ReP2 тощо. Нітридів та карбідів реній не утворює. Технецій взаємодіє з металами подібно до ренію.

З воднем манган, технецій та реній хімічно не взаємодіють, в інтервалі 0-100 оС практично не реагують з водою. Манган у дрібнодисперсному стані при нагріванні розкладає воду:

Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2.

Тонкий порошок мангану при температурі близько 700оС займається в атмосфері вуглекислого газу, а у вигляді амальгами реагує з вуглекислим газом навіть при кімнатній температурі:

2Mn + CO2 = 2MnO + C.

При температурі 1500оС манган оборотно відновлює кремнезем:

2Mn + SiO2 = 2MnO + Si.

При температурі 900оС манган взаємодіє з бурою Na2B4O7 та оксидом бору з утворенням феромагнітного бориду MnB.

В електрохімічному ряді напруг манган розташований між магнієм та цинком, а технецій та реній відносяться до благородних металів та у ряді напруг розташовані правіше за мідь. Тому манган досить активно взаємодіє з розбавленими HCl та H2SO4:

Mn + 2HCl(розб.) = MnCl2 + H2,

Mn + H2SO4(розб.) = MnSO4 + H2.

Холодні концентровані HNO3 та H2SO4 пасивують манган, а при нагріванні азотна та концентрована сірчана кислоти окиснюють манган до Mn2+:

t

Mn + 2H2SO4(конц.) = MnSO4 + SO2 + 2H2O,

t

Mn + 4HNO3(конц.) = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O,

3Mn + 8HNO3(розб.) = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Технецій та реній не розчиняються у плавиковій та соляній кислотах, розчиняються лише в окиснювальних середовищах - HNO3, H2SO4(конц.), H2O2, бромній воді:

3Е + 7HNO3 (30%) = 3НЕО4 + 7NO + 2H2O,

t

2Re + 7H2SO4(конц.) = 2НReО4 + 7SO2 + 6H2O,

2Re + 7H2O2 = 2HReO4 + 6H2O.

У сильнолужних розчинах манган розчиняється з виділенням водню:

Mn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Mn(OH)4] + H2.

Манган та його аналоги здатні утворювати карбоніли складу (Е(СО)5)2.

Гідроксид мангану(II)

Оскільки оксид MnO з водою не взаємодіє, гідроксид добувають непрямим шляхом - дією лугів на розчини солей Mn2+:

MnSO4 + 2KOH = Mn(OH)2 + K2SO4.

Аміак лише частково осаджує гідроксид мангану, а у присутності іонів амонію осад абсолютно не утворюється.

Гідроксид мангану(II) являє собою драглистий рожево-білий осад, трохи розчинний у воді.

На відміну від інших водних оксидів із змінним вмістом води, склад Mn(OH)2 строго сталий. Mn(OH)2 є основою середньої сили. Легко взаємодіє з кислотами:

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O.

За жорстких умов (сильне та тривале кип'ятіння з розчинами лугів) виявляє деякі ознаки амфотерності, утворюючи аніонні гідроксокомплекси:

t

Mn(OH)2 + 2KOH = K2[Mn(OH)4].

На повітрі осад Mn(OH)2 швидко набуває сірого, а потім коричневого забарвлення внаслідок поступового окиснення Mn(II) до сполук Mn(III) і навіть до сполук Mn(IV):

4Mn(OH)2 + О2 = 4MnO(OH) + 2H2O,

6Mn(OH)2 + О2 = 2Mn3O4+ 6H2O,

2Mn(OH)2 + О2 + 2H2O = 2Mn(OH)4 (або MnO2.xH2O).

Процес окиснення перебігає практично повністю та служить основою для аналітичного кількісного визначення розчиненого у воді кисню.

Солі мангану(II)

Манган(II) утворює солі зі всіма відомими аніонами. Солі мангану(II) утворюються при розчиненні мангану у розбавлених кислотах або при дії кислот на різні природні сполуки мангану. Більшість солей мангану(II) має рожевий колір, так само забарвлені і їхні розчини. Розбавлені розчини солей Mn2+ безбарвні.

Більшість солей Mn(II) добре розчинні у воді. Малорозчинні MnS, MnCO3, Mn3(PO4)2, MnF2, Mn(CN)2.

У кислому середовищі солі мангану(II) є найстійкішими похідними цього елементу. У нейтральних розчинах вони частково гідролізуються. У присутності сильних окисників (PbO2, (NH4)2S2O8, NaBiO3, KClO3, O3)похідні Mn2+ можуть виступати як відновники:

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O (реакція Крума),

3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O,

2Mn(NO3)2 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 10NH4HSO4 + 4HNO3.

Оксид мангану(IV)

Оксид мангану(IV) можна добути обережним прожарюванням (~530 оС) Mn(NO3)2 на повітрі:

Mn(NO3)2 ® MnO2 + 2NO2.

Його можна добути також окисненням Mn(NO3)2 хлоратом калію у конц. азотній кислоті при нагріванні або відновленням перманганату.

Діоксид мангану - чорно-бура тверда речовина, зазвичай змінного складу. За звичайних умов у воді не розчиняється. Досить добре проводить електричний струм.

Оксид мангану(IV) - амфотерна сполука, причому і кислотна, і основна функції у нього виражені слабко. Основній функції відповідає сіль Mn(SO4)2 чорного кольору, яку добувають окисненням MnSO4. У водних розчинах ця сполука гідролізується повністю.

При сплаві з лугами або основними оксидами MnO2 виявляє кислотну функцію:

MnO2 + 2KOH = K2MnO3 + H2O,

MnO2 + BaO = BaMnO3.

Оксид мангану(IV) - досить сильний окисник:

2MnO2 + H2 = Mn2O3 + H2O,

2MnO2 + 3H2S + 3O2 = MnSO4 + MnS2O3 + 3H2O,

MnO2 + 2KI + 3CO2 + H2O = MnCO3 + 2KHCO3 + I2,

MnO2 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O + O2.

При нагріванні з кислотами MnO2 не утворює аквакомплексів Mn4+, а виявляє окисні властивості:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O,

2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + H2O.

При взаємодії MnO2 з гарячою HNO3 також виділяється кисень.

При взаємодії MnO2 з найсильнішими окисниками утворюються похідні Mn(VI) і Mn(VII):

сплавлення

3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O,

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

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O,

MnO2 + 4KOH + Br2 = K2MnO4 + 2KBr + 2H2O,

MnO2 + 2KOH + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + H2O,

MnO2 + KNO3 + K2CO3 = K2MnO4 + KNO2 + CO2.

Оксиду MnO2 відповідає гідроксид Mn(OH)4, що утворюється лише непрямим шляхом. Як і MnO2, Mn(OH)4 амфотерний.

Манганиста кислота та манганати

Ступеню окиснення Mn+6 відповідає нестійка манганиста кислота H2MnO4, яка при добуванні миттєво розкладається:

K2MnO4 + H2SO4 = K2SO4 + H2MnO4,

3H2MnO4 = MnO2 + 2HMnO4 + 2H2O.

Як і H2MnO4, у вільному стані не добутий і оксид Mn(VI) - MnO3.

Солі H2MnO4 - манганати - добувають сплавленням MnO2 з лугом у присутності окисників або відновленням перманганатів у лужному середовищі.

Манганати - сполуки яскраво-зеленого кольору. Манганати натрію та калію добре розчинні у воді, манганат барію малорозчинний.

Похідні MnO42- у водних розчинах існують лише при великому надлишку лугу, інакше вони диспропорціонують:

3MnO42- + 2H2O = 2MnO4- + MnO2 + 4OH-,

3MnO42- + 4H+ = 2MnO4- + MnO2 + 2H2O.

Всі похідні Mn(VI) є окисниками та легко відновлюються у лужному середовищі до MnO2, а в кислому - до солей Mn(II).

Манганат-іон можна окиснити до перманганат-іону MnO4- при взаємодії з хлором:

2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

або електролітично (катодним окисненням):

MnO42- - e- = MnO4-.

При нагріванні вище 500 оС манганати розкладаються з виділенням О2.

Манганова кислота та перманганати

Ступеню окиснення Mn+7 відповідає HMnO4 - манганова кислота, яка при добуванні у вільному вигляді миттєво розкладається:

4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3О2.

Манганова кислота існує лише у розчинах з концентрацією не більше 20%, при великих концентраціях вона розкладається. Водні розчини цієї кислоти можна добути при обробці перманганату барію сірчаною кислотою.

HMnO4 є сильною кислотою, по силі приблизно рівною HClO3. HMnO4 -сильний окисник.

Кислоті HMnO4 відповідають солі МIЕО4 - перманганати.

Перманганати у промисловості добувають електрохімічним окисненням манганату: біля аноду утворюється перманганат, а на катоді виділяється водень.

Використовують також електрохімічне окиснення феромангану у лужному середовищі (КОН). З феромангану виготовляють аноди. При окисненні на аноді утворюються KMnO4 та нерозчинний Fe(OH)3, який відокремлюють.

Водні розчини MnO4- можна готувати також окисненням розчинів Mn(II) за допомогою дуже сильних окисників, наприклад PbO2, NaBiO3, (NH4)2S2O8.

Найважлиішва сіль із сполук мангану(VII) - перманганат калію KMnO4. Перманганати у кристалічному стані - чорні речовини, їхні розчини мають червоно-фіолетове забарвлення (окрім AgMnO4, який має білий колір). Перманганати стійкі у водних розчинах та є сильними окисниками. Напрямок реакції відновлення іону MnO4- залежить від середовища, в якому перебігає процес. Від середовища залежить і окиснювальна активність перманганатів.





кисле середовище

MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O

Ео298 = 1,58 В

Відновник + KMnO4

нейтральне середовище

MnO4-+2H2O+3e-=MnO2+4ОН-

Ео298 = 0,60 В




лужне середовище

MnO4-+e-=MnO42-

Ео298 = 0,56 В


Наприклад:

2KMnO4 + KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO3 + H2O,

2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 +2KOH,

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O,
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4+ H2O,

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH,

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O.
При підвищенні температури перманганати розкладаються:

200-250oC

2KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2,

>500oC

4KMnO4 ® 2K2MnO3 + 2MnO2 + 3O2.

Дією конц. H2SO4 на перманганати добувають оксид мангану(VII):

2КMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

Mn2O7 - нестійка темно-зелена важка масляниста рідина. Оксид мангану(VII) виявляє кислотні властивості, є ангідридом манганової кислоти:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.

Mn2O7 - сильний окисник, енергійно окиснює органічні речовини (спирт, ефір), які при цьому займаються.

Якщо не застосовувати спеціальних заходів, Mn2O7 розкладається із вибухом:

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.

Підгрупа міді

Природні сполуки. Всі елементи IB групи відносяться до порівняно мало розповсюджених у земній корі. Завдяки низькій хімічній активності міді, срібла й золота всі вони хоча й рідко, але трапляються в природі у вільному стані, причому самородки міді досягають значної величини (до декількох сотень кілограмів), самородки золота мають меншу масу (до декількох десятків кілограмів). Тому мідь, срібло й золото відомі з далекої стародавності (з 3600 р. до н.е.).

Мідь і срібло трапляються в природі головним чином у вигляді сульфідів, у тому числі разом із сульфідами інших металів. Мідь також поширена у вигляді арсенідів, хлоридів, карбонатів, стибідів.

Головні мінерали, що містять мідь:

CuFeS2 - халькопірит, мідний колчедан,

Cu2S - халькозин (мідний блиск),

CuS - ковелін,

(CuOH)2CO3 - малахіт,

Cu2O - куприт, червона мідна руда,

Cu3FeS3 - ерубесцит, борніт, кольоровий мідний колчедан,

2CuCO3.Cu(OH)2 - азурит,

Cu3SbS3 - тетраЕдрит,

CuPbSbS3 - бурнонит.

Мідь присутня також і в силікатах, таких як H2CuSiO4 - діоптаз, що кристалізується в гексагональній системі, забарвлений у зелені кольори й використовуваний як прикраса.

Придатними для переробки вважають мідні руди, що містять не менш 0,5% (мас.) міді.

Мідь - найважливіший мікроелемент для рослин. Органічна сполука міді гемоціанин є речовиною, що забарвлює кров молюсків.
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка