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




НазваниеХрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет»
страница1/8
Дата публикации17.06.2013
Размер0,56 Mb.
ТипДокументы
pochit.ru > Физика > Документы
  1   2   3   4   5   6   7   8
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.

  1. С серой при температуре выше 300°С: 2Cr + 3S   Cr2S3

  2. 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).

  1. С водородом непосредственно не взаимодействует.

  1. 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

  1. 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 Н24(конц) Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О

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

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

Cr + H2S(г) CrS + H2

  1. 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.

  1. 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.

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

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

  1. 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

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

2CrCl2 + 2H2O = 2CrOHCl2 + H2.

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

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

  1. 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

  1. При сплавлении с карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr2O3 + Na2CO3 2NaCrO2 + CO2.

  2. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами: Cr2O3 + СаО Са(CrO2)2

Cr2O3 + SO3 Cr2(SO4)3

  1. 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

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

Cr(OH)3 + KOH(кр) KCrO2+ 2H2O

(хромит калия)

  1. 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 Na24,

  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.

  1. 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

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

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

  1. Реагирует с основными оксидами: CrO3 + BaO = BaCrO4

  2. 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.

  1. 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 CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы – соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- 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
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O. Cr2O72- + 2ОН2CrO42- + H2O


желтый


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

  1. 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).

  1. ^ 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.

  1. 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.

  1. 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) MnOкристаллическое 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)2вещество 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].

  1. 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;

  1. 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.

  1. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства:

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

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

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

  1. 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 MnO42- (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.

  1. 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;

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

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

  1. 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.

  1. 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

  1. в нейтральной – марганца (IV): 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

  2. в щелочной – марганца (VI): 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

  3. При нагревании разлагаются: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.


^ Железо и его соединения

Железоодин 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. Tплавл=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

  1. 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 + 4H2Fe3O4 + 4H2 ↑

  2. Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2↑

  1. 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).

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

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

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

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

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

  1. 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
  1   2   3   4   5   6   7   8

Похожие:

Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconСоединения двухвалентного хрома
Растворяется в разбавленной хлороводородной кислоте. Мало растворим в разбавленных серной и азотной кислотах. Восстанавливается водородом...
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconКогда-то, в давние-давние времена, рассказывали греки, над городом...
Орхоменом проплывала высоко в небе туча. Воздушная нимфа Нефела (что и значит по-гречески «туча») увидала на горе над городом красивый...
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconУрок с использованием эор. Урок «Железо и его соединения»
Урок с использованием эор. Урок «Железо и его соединения» подготовлен для 9 класса и проводится при изучении темы «Металлы и их соединения»....
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconУрок «Фосфор и его соединения». Цель: 1
Цель: Повторить строение атома Р, познакомиться с его аллотропными видоизменениями, рассмотреть кислородные соединения фосфора
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconБилет №2. Вопрос №1
Ль от водорода к астату, то металлы будут расположены в левом нижнем углу от нее. Однако деление на металлы и неметаллы в пс условно....
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconКлассификация и номенклатура неорганических соединений
Также рассматривают бинарные соединения с водородом – гидриды (NaH, AlH3, CaH2); с азотом – нитриды (AlN,Si3N4,); соединения с углеродом...
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» icon14. Методы передачи данных в сетях. Метод коммутации каналов требует...
В соответствии с объемом сообщения и пропускной способностью канала связи это занимает в источнике отрезок времени (t6 – t7). В момент...
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconРассказ по теме: «Углерод и его соединения»
Основные соединения углерода – оксиды углерода: угарный и углекислый газ и угольная кислота (формула, название, нахождение в природе,...
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconХарактеристика переходных элементов меди, цинка, хрома, железа по...
Характеристика переходных элементов – меди, цинка, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д....
Хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет» iconОткрытое обучение это инновационное явление в российской системе...
Его развитие связано с актуальной задачей реализации глобальной концепции, выдвинутой юнеско, "образование для всех", признающей...
Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2019
контакты
pochit.ru
Главная страница