 |
Общая характеристика элементов семейства железа .Железо. Химическая активность простого вещества, способность к комплексообразованию.
|
|
|
|
Соединений марганец VI: манганаты,их образоние,термическая устойчивость,диспропорционирование в растворе и условия стабилизации.
Соединения марганца /VI/
Оксид марганца в составе MnO3 в свободном состоянии не выделен. Отвечающий
ему гидроксид Н2MnO4 проявляет свойства кислоты /марганцовистая кислота/. Соли этой
кислоты - манганаты – получаются, как указано выше, окислением соединений марганца
/II/ или марганца /IV/ в щелочной среде.
Свободная марганцовистая кислота неустойчива. При получении ее действием
кислот на щелочные растворы манганатов она диспропорционирует в соответствии с
уравнением:
3H2MnO4=MnO2+2HMnO4+2H2O
При подкислении щелочного раствора манганата серной кислотой, суммарная реакция
выражается уравнением:
3K2MnO4 +3H2SO4=2HMnO4+MnO2+3K2SO4+2H2O
Гидролиз манганатов также сопровождается их диспропорционированием:
3K2MnO4 +2H2O= MnO2+2KMnO4+6KOH
Именно поэтому щелочные растворы магнатов при разбавлении их водой образуют
перманганаты и выпадающий в осадок диоксид марганца MnO2. Однако в сильно
щелочной среде гидролиз манганатов подавляется и здесь они довольно устойчивы.
Манганаты – сильные окислители, восстанавливающиеся в щелочной среде и
нейтральной до диоксида марганца, а в кислой – до солей марганца /II/. Однако под
действием сильных окислителей они могут быть окислены до степени окисления +7,
например:
2K2MnO4 + Br2=2KMnO4+2KBr
Соединения марганца VII- оксид, марганцовая кислота, перманганаты,КОи ОВ свойства, продукты восстановления перманганатов при различних значениях pH, окисление органических соединений термическое разложение. Химические основы применение калия перманганата и его раствора как антисептического средства и в фармацевтическом анализе.
|
|
|
Соединения марганца /VII/
Марганцовый ангидрид – Mn2O7 - темно-зеленая маслянистая жидкость, которая
образуется при действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия.
Mn2O7 крайне неустойчив и при слабом нагревании или при ударе взрывается с
образованием оксида марганца (IV) и кислорода. Mn2O7 очень сильный окислитель.
Например, этиловый спирт и другие органические вещества при соприкосновении с ним
воспламеняются.
НMnО4 – марганцовая кислота – известна только в растворах и проявляет сильно
выраженные кислотные свойства. Как сама кислота, так и её соли – перманганаты –
принадлежат к сильным окислителям. Продукты восстановления перманганатов различны
в зависимости от реакции среды: В кислой среде восстановление идет до солей марганца
/II/, в нейтральной и слабо щелочной – до диоксида марганца, а в сильно щелочной – до?
манганатов:
в кислой среде: MnO4
- +5 е +8H+ =Mn2++4H2O
в нейтральной среде: MnO4
- +3 е +2Н2О=MnO2+4OH-
в щелочной среде: MnO4
- + е = MnO4
2-
Одна из характерных для перманганатов реакций – взаимодействие их в
нейтральном водном растворе с солями марганца /II/ в результате которого образуется
диоксид марганца (реакция сопропорционирования):
3MnSO4 +2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
Перманганат калия термически неустойчив: при нагревании выше 2400 он
разлагается по схеме:
2KMnO4 =K2MnO4+MnO2+O2↑
Эта реакция используется для получения в лабораторных условиях кислорода.
Превращение перманганатов в манганаты с выделением кислорода может
самопроизвольно происходить и в сильно щелочных растворах, что связано с упомянутой
выше устойчивостью манганатов в щелочной среде. Это превращение выражается
следующим уравнением:
4KMnO4 +4KOH=4K2MnO4 +O2 +2H2O
Калия перманганат (калий марганцовокислый, "марганцовка"), темно-или краснофиолетовые кристаллы с металлическим блеском, растворимые в воде. Является сильным окислителем, от чего зависят его антисептические свойства. Применяют в водных растворах для полоскания рта и горла (0,020,1 %), для смазывания ожоговых и язвенных поверхностей (2-5 %), для промывания ран (0,1-0,5%), для спринцевания при гинекологических и урологических заболеваниях (0,02-0,1 %), в той же концентрации для промывания желудка при некоторых отравлениях.
|
|
|
Общая характеристика элементов семейства железа.Железо. Химическая активность простого вещества, способность к комплексообразованию.
С емейство железа входит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя железо, кобальт и никель. Они являются первыми d-элементами, у которых происходит заполнение d- орбиталей слоя по второму электрону. Эти элементы имеют два электрона на наружном слое атома, все они являются металлами. По свойствам все три элемента похожи между собой. Для них характерна степень окисления 2, 3, 4. Реже проявляются более высокие степени окисления. Ни один элемент из семейства железа не проявляет максимальной степени окисления +8. В соединениях они обычно проявляют степени окисления +2 и +3. С этими степенями окисления они образуют оксиды:ЭО и Э2О3,которым соответствуют гидроксиды Э(ОН)2 и Э(ОН)3.Проявление высокой степени окисления и амфотерных свойств характерно для железа.
Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe. Один из самых распространённых в земной коре металлов.Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.
Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2)и предпоследнем (3d6).В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2,+3 и иногда +6.
|
|
|
Свойства простого вещества Железо относится к металлам средней химической активности. В отсутствии влаги в обычных условиях железо пассивируется, но во влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной.. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe2O3•xH2O. При нагревании (в особенности,в мелкораздробленном состоянии) железо взаимодействует почти со всеми неметаллами. При этом (в зависимости от условий и активности неметалла) могут образоваться твердые растворы (с С,Si,N,B,P,H),металлоподобные (Fe3C),Fe3Si, Fe3 P,Fe4N,Fe2N) или солеподобные (FeO,Fes)соединения. С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe3O4, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe2O3. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.
При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом, образуя карбид Fe3C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.
При нагревании железо реагирует с галогенами. Так как FeF3 нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200—300 °C. В хлоре железо горит (при температуре около 200 °C), при этом образуется коричневый летучий димер Fe2Cl6. Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr3. При нагревании FeCl3 и, особенно, FeBr3 отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа(II). При взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe3I8.
Железо легко взаимодействует с разбавленными кислотами с образованием производных Fe(II),в концентрированных HNO3 И H2SO4 оно пассивируется.В Обычных условиях в щелочах железо не растворяется.
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой при нагревании реакция протекает с образованием сульфата железа(III):
2 Fe +6 H2SO4 -Fe2(SO4)3+3SO2 I +6H2O
|
|
|
