Neorg-6._d-jelementy Cr Fe Mn


Чтобы посмотреть этот PDF файл с форматированием и разметкой, скачайте его и откройте на своем компьютере.
Медь

Электронное строение:

3d
10
4s
1
.

ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА!

Содержание в земной коре:

5·10
-
3

мас. %.

Минералы
:

халькопирит CuFeS
2
, халькозин Cu
2
S, м
а-
лахит CuCO
3

· Cu(OH)
2

С
тепени окисления: +2(наиболее устойчивая),


+1


Свойс
тва
.


В ряду активности стоит правее водорода. Довольно инертный металл.

1.
Вз
аимодействие с неметаллами:

не
реагирует с водородом, азотом, угл
е-
родом и кремнием
.

Реагирует с кисл
о-
родом, серой, галог
е
нами.

2
Cu

+
O
2

= 2
CuO

(чѐрный цвет)
;

Cu

+
S


t


CuS


ѐрный цвет)
;

2
Cu

+
I
2

= 2
CuI

(не бывает йодида меди (
II
)!)

Cu

+
Br
2

=
CuBr
2

2.
Взаимодействие с кислотами:
в ряду
напряжений металлов медь распол
о-
жена после вод
о
рода

поэтому она не
взаимодействует с растворами разбавле
н-
ной соляной и серной кислот и щел
о
ч
ей.

Cu

+
HCl



Растворяется в разбавленной азотной кислоте:

3Cu + 8HNO
3

(
разб
)
= 3Cu(NO
3
)
2

+ 2NO + 4H
2
O.

Реагирует с концентрированными ра
с
творами
се
р
ной и азотной кислот:

Cu + 4HNO
3

(
конц
)
= Cu(NO
3
)
2

+ 2NO
2

+ 2H
2
O.

Cu + 2H
2
SO
4

(
конц
)

= CuSO
4

+ SO
2

+ 2H
2
O;

3. Восстановительные свойства:
выте
с-
няет из солей менее активные мета
л-
лы.

Cu +
2
AgNO
3

=Cu(NO
3
)
2

+
2
Ag



Способы получения меди

1) Гидрометаллургические методы получения меди
:


Р
астворени
е

медных минералов в разбавленных растворах серной кисло
ты
,
с посл
еду
ю-
щим вытеснением

металлическим железом:

CuSO
4

+
Fe

=
Cu

+
F
e
SO
4
.


2) Электролиз растворов.
2
CuSO
4

+ 2
H
2
O
-
(эл.ток)

2
Cu

+
O
2

+ 2
H
2
SO
4
.


Оксид и гидроксид меди (
II
)

Оксид меди (
II
)
CuO



кристаллы черн
о
го цвета. Основной оксид.


Получение:
1) пр
и прокалив
а-
нии гидр
о
ксида меди (
II
) при 200°С:
Cu
(
OH
)
2

=
CuO

+
H
2
O

2) при окислении металлической
меди на воздухе при 400

500°С:
2
Cu

+
O
2

= 2
CuO
.

C
войства:

1)Реагирует с разбавленными кислотами:

CuO

+
H
2
SO
4

=
CuSO
4

+
H
2
O
.

2) Восстанавливается до м
е
ди
:

CuO + H
2


(t)

Cu + H
2
O;

CuO + CO

(t)

Cu + CO
2
;

CuO + NH
3

(t)

N
2

+ H
2
O
.

Гидроксид меди (
II
)
Cu
(
OH
)
2



вещество голубого цвета. Нерастворимое о
с
нование.


Получение:

обменное взаимоде
й-
ствие солей м
е
ди (
II
) и щелочи:

CuCl
2

+ 2NaOH = Cu(OH)
2


+ 2NaCl;

Свой
ства:

При нагревании выше 70°С разлагается на оксид м
е-
ди (
II
) и воду:
Cu
(
OH
)
2


(
t
)

CuO

+
H
2
O

Легко реагирует с кислотами с образованием с
о
лей:

Cu(OH)
2

+ 2HCl = CuCl
2

+ 2H
2
O.






Цинк


В
а
лентные электроны 3
d
10
4
s
2
.

Проявляет степень окисления +2.

Содерж
ание цинка в земной коре 7·10
-
3

мас.%.
Минерал: сфалерит (цинковая о
б
манка)
ZnS
.

Г
олубовато
-
белый металл, хрупкий
при комнатной темпер
а
туре.

Температура плавления 420°С,

температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см
3
.




Свойства цинка.

Амфотерный

металл.

Взаимодействие с неметаллами:
не вза
и-
модействует
с водородом, азотом, б
о-
ром, кремнием, у
г
ле
родом
.

2Zn + O
2

= 2ZnO.

Zn + S = ZnS

Zn

+
Cl
2

=
ZnCl
2

Взаимодействие с водой: в воде не ра
с-
творяется. Реагирует
с п
а
рами воды при
температуре красного кале
ния

с обр
а-
зованием оксида цинка и водор
о
да:

Zn

+
H
2
O
(пар)

(
t
)


ZnO

+
H
2

Взаимодействие с кислотами
:


Zn + 2HCl = ZnCl
2

+ H
2
;

Zn + H
2
SO
4

(
разб
)

= ZnSO
4

+ H
2
.

Zn + 2H
2
SO
4(
конц
)
= ZnSO
4

+ SO
2

+ 2H
2
O;

4Zn+10HNO
3(
разб
)
=4Zn(NO
3
)
2
+NH
4
NO
3
+3H
2
O.

Zn + 4HNO
3(
конц
)

= Zn(NO
3
)
2

+ 2NO
2

+ 2H
2
O

Взаимодействие со щелочами:

реаг
и-
рует с растворами щелочей с образован
и-
ем гидроксокомплексов, при сплавлении
образует ци
н
каты:

Zn + 2NaOH + 2H
2
O = Na
2
[Zn(OH)
4
] + H
2

Zn

+ 2
KOH

=
K
2
ZnO
2

+
H
2
.


Взаимодействие с оксидами и солями:

цинк вытесняет металлы, стоящие в р
я
ду
напряжения правее него, из растворов с
о-
лей и окс
и
дов.

Zn + CuSO
4

= Cu + ZnSO
4
;

Zn

+
CuO

=
Cu

+
ZnO


Получение цинка:

пирометаллургический метод.

1) Обжиг сульфида цинка: 2
ZnS

+ 3
O
2

= 2
ZnO

+ 2
SO
2

2) Восстановление ко
ксом:
ZnO

+
C


(
t
)


Zn

+
CO
.



Оксид цинка (
II
)
ZnO



белые кристаллы. Амфотерный оксид.

При температуре выше 1000°С восстанавл
и
вается до
металлического цинка углеродом, угарным г
а
зом и
водородом:

ZnO + C

(t)


Zn + CO;

ZnO + CO

(t)


Zn + CO
2
;

ZnO

+
H
2


(t)

Zn

+
H
2
O
.

С водой не взаимодействует. Проявляет а
м
фотерные
свойства, реагирует с растворами кислот и щел
о
чей:

ZnO

+ 2
HCl

=
ZnCl
2

+
H
2
O
;

ZnO

+ 2
NaOH

+
H
2
O

=
Na
2
[
Zn
(
OH
)
4
].

При сплавлении с оксидами металлов образует ци
н-
каты:

ZnO

+
CoO


(t)

CoZnO
2
.


П
ри взаимодействии с оксидами неметаллов образ
у-
ет соли, где является кати
о
ном:

2ZnO + SiO
2

(t)

ZnSiO
3
,

ZnO + B
2
O
3


(t)

Zn(BO
2
)
2
.



Получение:

1) при горении металлического цинка: 2
Zn

+
O
2

= 2
ZnO
;


2) при термическом разложении соле
й:
ZnCO
3


(
t
)

ZnO

+
CO
2
.


Гидроксид цинка (
II
)
Zn
(
OH
)
2



бесцветное кристаллическое или аморфное вещес
т
во.
Амфотерный гидроксид.

При температуре выше 125°С разлагае
т
ся:

Zn
(
OH
)
2

=
ZnO

+
H
2
O

Гидроксид цинка проявляет амфотерные сво
й-
Zn(OH)
2

+ H
2
SO
4

= ZnSO
4

+ 2H
2
O;

ства, легко растворяет
ся в кислотах и щел
о
чах:

Zn(OH)
2

+ 2NaOH = Na
2
[Zn(OH)
4
]


Получ
ение:

при взаимодействии солей цинка со щелочами

в недостатке
:




ZnCl
2

+ 2
NaOH
(недост) =
Zn
(
OH
)
2


+ 2
NaCl
.


Хром

d
-
элеме
нт.

Валентные электроны хрома им
е-
ют следующую конфиг
у
рацию:
3
d
5
4
s
1
.
(ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА!)

Содержание
в земной коре
:

3,5·10
-
2 мас. %.

Ос
новной минерал
: хромит (хромистый железняк)
FeCr
2
O
4
.


В соединениях хром проя
в
ляет
степени оки
с
ления +2, +3, +4,
+5, +6.
Характерная степень
окисл
е
ния +3.

Г
олубовато
-
белый металл.

Температура плавления 1890°С, температура кипения
2680 °
C
, пло
т
ность 7,19 г/см
3
.

На воздухе покрыт прочной пленкой о
к
сида.


Химические свойства хрома

Взаимодействие с неметаллами:

С водородом н
епосредственно не взаимоде
й-
ствует.

4Cr + 3O
2

= 2Cr
2
O
3
.

2Cr + 3Cl
2

= 2CrCl
3
.

2
Cr

+ 3
S


t


Cr
2
S
3
.

Взаимодействие с кислотами:

хром в
ы-
тес
няет водород из растворов
к
и
слот, при
этом переходит в
степень

оки
с
ления +2.

Концентрированная азотная и серная
кислоты п
ассивируют хром.


Хром может растворяться в них лишь при
сильном нагревании, образуются соли хрома
(
III
) и продукты восстановления к
и
слоты:

Cr + 2HCl = CrCl
2

+ H
2
;

Cr + H
2
SO
4

= CrSO
4

+ H
2
.

В присутствии кислорода воздуха образую
т-
ся соли хрома (
III
):

4Cr +
12HCl + 3O
2

= 4CrCl
3

+ 6H
2
O.

2Cr + 6H
2
SO
4


t


Cr
2
(SO
4
)
3

+ 3SO
2

+ 6H
2
O;

Cr + 6HNO
3

= Cr(NO
3
)
3
+ 3NO
2

+ 3H
2
O.


Хром
способен вытеснять металлы из ра
с-
творов их солей:

2
Cr

+ 3
CuCl
2

= 2
CrCl
3

+ 3
Cu
.


Со щелочами не реагирует!


Способы получения хрома
.

Хром об
ычно получают в виде сплава с железом (фе
р-
рохром). Для этого хромит восстанавлив
а
ют углем:

FeCr
2
O
4

+4C

(t)

Fe + 2Cr
+ 4CO

Относительно чистый хром получают методом алюм
о-
термии:

2Al + Cr
2
O
3


t


2Cr + Al
2
O
3


Соединения хрома.

Соединения хрома (
II
) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (
III
)


а
м-
фотерные, соединения хрома (
VI
)


кисло
т
ные.

+2

+3

+6

CrO


основный о
к
сид

Cr
2
O
3



амфотерный о
к-
сид

CrO
3



кислотный оксид

Cr(OH)
2




основ
а
ние

Cr(OH)
3



амфоте
р
ный
гидр
о
ксид

H
2
CrO
4


кислота
хромовая

-

неу
с-
то
й
чива

H
2
Cr
2
O
7



кислота двухром
о
вая

Соли


с к
и
слотами:
CrSO
4

Соли


с кислотами:
CrCl
3

Гидроксокомплексы:
Na
3
[
Cr
(
OH
)
6
].

Хромиты:
KCrO
2

Соли
-

с основ
а
ниями:

Хроматы:
Na
2
CrO
4

Дихроматы:
K
2
Cr
2
O
7



Соединения хрома (
II
)

Оксид хрома (
II
)
Cr
O


основный о
к
сид.

при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С
окисляе
т
ся: 4
CrO

+
O
2

= 2
Cr
2
O
3
.

Гидроксид хрома (
II
)
Cr
(
OH
)
2


проявляет о
с-
новные свойс
т
ва

Реагирует с

кислотами, образуя соли хрома (
II
) с
и
него цвета:
Cr
(
OH
)
2

+
H
2
SO
4

=
Cr
SO
4

+ 2
H
2
O
.

Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом возд
у-
ха: 4
Cr
(
OH
)
2

+
O
2

+ 2
H
2
O

= 4
Cr
(
OH
)
3
.

Получается при взаимодействии солей хрома (
II
) со щелочами
в о
т
сутствии кислорода:
CrCl
2

+ 2
NaOH

=
Cr
(
OH
)
2


+ 2
NaCl
.

Все
соли хр
о
ма (
II
)



сил
ьные восстанов
и
тели

в растворах окисляются кислородом во
з
духа:

4CrCl
2

+ O
2

+ 4HCl = 4CrCl
3

+ 2H
2
O


C
оединения хрома (
III)
.


У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.

Оксид хрома (
III
) получается при термич
е-
ском разложении дихромата амм
ония, ги
д-
роксида хрома, нитрата хрома (
III
)

(NH
4
)
2
Cr
2
O
7


(t)

Cr
2
O
3

+ N
2

+ 4H
2
O

2Cr(OH)
3


(t)

Cr
2
O
3

+ 3H
2
O

Оксид хрома (
III
)
Cr
2
O
3



темно
-
зеленый
порошок. Химически инертен. В воде, кисл
о-
тах и щ
е
лочах не растворяется. С трудом
растворяется в сильных кисло
тах при дл
и-
тельном н
а
гревании.

Проявляет амфотерные свойства.

При
сплавлении с оксидами, гидроксидами и ка
р-
бонатами щелочных металлов образует хр
о-
миты
:



Cr
2
O
3

+ 2KOH

(t)

2KCrO
2

+ H
2
O;


Cr
2
O
3

+ Na
2
CO
3


(t)

2NaCrO
2

+ CO
2
.


С

кислотами реагирует с тру
дом.

При сплавлении с окислителями и щелоч
ью
переходит в
хромат.

Cr
2
O
3

+ KClO
3

+
4
KOH

(t)

2K
2
CrO
4

+ KCl +
2H
2
O

Гидроксид хрома (
III
)
Cr
(
OH
)
3



вещес
т-
во серо
-
зелѐного цвета.

Разлагается при температуре около 150°С:
2
Cr
(
OH
)
3


(
t
)

Cr
2
O
3

+ 3
H
2
O

Проявляет а
мфотерные свойства, легко ра
с-
творяется в кислотах и щел
о
чах:

2Cr(OH)
3

+ 6HCl = 2CrCl
3

+ 3H
2
O;

Cr(OH)
3

+ 3NaOH = Na
3
[Cr(OH)
6
].

Под действием окислителей в щелочной
среде переходит в хромат:

2Cr(OH)
3

+ 10NaOH + 3Cl
2

= 2Na
2
CrO
4

+
6NaCl + 8H
2
O


Соли хрома (
I
II
):

Бывают двух видов: соли хрома (
III
) (
CrCl
3
) с кислотами и хром
и
ты
NaCrO
2
или гидроксокомплексы
K
3
[
Cr
(
OH
)
6
].




Свойства:

1. Соли хрома (
III
) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (
III
), который сразу ра
с-
творяется, образуя гидроксокомпле
к
сы.

CrCl
3
+ 3
KOH
(нед)


Cr
(
OH
)
3

+ 3
KCl

CrCl
3

+ 6
KOH
(изб)


K
3
[
Cr
(
OH
)
6
] + 3
KCl


2. Взаимный гидролиз: при смешивании растворов солей хлора (
III
) с растворами сул
ь-
фидов, сульфитов, карбонатов происходит выпадение осадка гидроксида хрома (
III
) и
выделение газ
а:
2
CrCl
3

+ 3
Na
2
S

+ 6
H
2
O

= 2
Cr
(
OH
)
3

+ 3
H
2
S

+ 6
NaCl


3. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой
-

разр
у
шаются.

NaCrO
2

+
HCl

+
H
2
O

=
Cr
(
OH
)
3

+
NaCl

(недостаток кислоты);


в избытке кислоты:
NaCrO
2

+ 4
HCl

=
CrCl
3

+
NaCl

+ 2
H
2
O
.




Соединения хрома (
VI
)

Оксид хрома (
VI
)
CrO
3



темно
-
красное кристаллич
е-
ское вещество. Гигроскоп
и
чен,
расплывается на воздухе, м
а-
лоусто
й
чив, разлагается при
нормальных услов
и
ях.

Проявляет кислотные свойства. Растворяется в воде, о
б-
разуя хромовые кислоты:

CrO
3

+ H
2
O = H
2
CrO
4
,

2CrO
3

+ H
2
O = H
2
Cr
2
O
7
.

с основаниями образует соли
-

хроматы:

CrO
3

+ BaO = BaCrO
4
,

CrO
3

+ 2NaOH = Na
2
CrO
4

+ H
2
O

Очень сильный окислитель: 4
CrO
3
+
3
C

(
t
)

2
Cr
2
O
3

+ 3
CO
2

Образуется при ра
з
ложении
хромата натрия серной кисл
о-
той при 200°С:

Na
2
CrO
4

+ 2H
2
SO
4
(
конц
) =CrO
3

+ 2NaHSO
4

+ H
2
O

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

Хроматы


соли хромовой к
и-
слоты


им
е
ют в своем составе
анион
CrO
4
2
-

и обладают же
л-
той окр
а
ской,

дихроматы
-

соли дихромовой к
и
с
лоты


содержат анион
Cr
2
O
7
2
-

ора
н-
жевого цвета.

Хроматы усто
й-
чивы в щелочной среде, а д
и-
хром
а
ты


в кислой.

Соли хрома (
VI
)


сильные окислители. В нейтрал
ь
ной
среде образуется гидр
о
ксид хрома (
III
):

K
2
Cr
2
O
7
+3(NH
4
)
2
S+H
2
O=2Cr(OH)
3

+3S

+6NH
3

+2KOH

в

кислой

-

соли

хрома

(III): K
2
Cr
2
O
7

+ 3K
2
SO
3

+ 4H
2
SO
4
=
Cr
2
(SO
4
)
3

+ 4K
2
SO
4

+ 4H
2
O;

в

щелочной



гидроксокомплекс
:

2K
2
CrO
4

+ 3(NH
4
)
2
S + 2KOH + 2H
2
O = 2K
3
[Cr(OH)
6
] + 3S


+ 6NH
3
.


Железо.

Железо


d
-
элемент.

Валентные электро
ны

имеют сл
е-
дующую конфигур
а
цию: 3
d
6
4
s
2
.

По

распространенности в природе занимает че
т-
вертое место, уступая лишь кислор
о
ду, кремнию и
алюминию.

Минералы железа:

магнетит (магнитный желе
з-
няк)
Fe
3
O
4
, красный железняк
Fe
2
O
3
, пирит
FeS
2
.

Степени окисления: +2, +3, +6,
(+8). Наиболее стабил
ь
ная +
3.

Железо имеет сероватый оттенок, обладает ма
г-
нитными свойствами.


Свойства железа.

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо
взаимодействует с кислородом:

3
Fe

+ 2
O
2

=
Fe
3
O
4
.


С неметаллами:

2Fe + 3Cl
2

= 2FeCl
3
,Fe+S =FeS.

В воде в присутствии кислор
ода железо медленно
окисляется кислородом воздуха (корр
о
дирует):

4
Fe

+ 3
O
2

+ 6
H
2
O

= 4
Fe
(
OH
)
3
.


При температуре 700

900 °С раскаленное железо
реагирует с водяным паром:

3
Fe

+ 4
H
2
O

=
Fe
3
O
4

+ 4
H
2
.


Железо реагирует с разбавленными растворами с
о-
ляной и серно
й кислот, образуя соли ж
е
леза (
II
):

Fe + 2HCl = FeCl
2

+ H
2
,

Fe + H
2
SO
4

= FeSO
4

+ H
2
;

C

разбавленной азотной кислотой образует нитрат
железа (
III
):

Fe + 4HNO
3

= Fe(NO
3
)
3

+ NO + 2H
2
O.

При обычных условиях концентрированные (до
70%) серная и азотная кислоты

пассивируют
ж
е-
лезо. При нагревании возможно взаимодействие с
образованием солей ж
е
леза (
III
):

2Fe + 6H
2
SO
4
=
Fe
2
(SO
4
)
3

+3SO
2
+6H
2
O,

Fe + 6HNO
3

=
Fe(NO
3
)
3

+ 3NO
2
+ 3H
2
O.

Железо вытесняют металлы, которые ра
с
положены
правее в электрохимическом р
я
ду напряжений и
х
Fe

+
SnCl
2

=
FeCl
2

+
Sn


растворов солей:

Соединения железа (
II
).

Соединения железа со степень окисления железа +2 малоу
с-
тойчивы и легко окисляются до пр
о
изводных железа (
III
).

Оксид железа (
II
)



порошок
черного цвета. Проявляет преим
у-
щественно основн
ые сво
й
ства.

В воде не растворяется, растворяется в неокисля
ю-
щих кислотах:
FeO
+2
HCl

=
FeCl
2
+
H
2
O
.

Проявляет восстановительные свойства: 3
FeO

+
10
HNO
3

= 3
Fe
(
NO
3
)
3

+
NO

+ 5
H
2
O
.

Получается в процессе восстано
в-
ления оксида железа (
III
) водор
о-
дом или оксидом
угл
е
рода (
II
):

Fe
2
O
3

+ H
2

= 2FeO + H
2
O,

Fe
2
O
3

+ CO = 2FeO + CO
2
.

Гидроксид железа (
II
)

Fe
(
OH
)
2

имеет серовато
-
зеленую окраску, в
воде не растворяется.

При температуре выше 150 °С разлагается, быстро
приобретает бурую окраску

вследс
т
вие окисления:


4Fe(OH)
2

+ O
2

+ 2H
2
O = 4Fe(OH)
3
.

Проявляет основные свойства, реагирует с неоки
с-
ляющими кислотами:
Fe
(
OH
)
2
+ 2
HCl

=
FeCl
2

+ 2
H
2
O
.

При взаимодействии с азотной или концентрирова
н-
ной серной кислотой образуются соли железа (
III
):
2
Fe
(
OH
)
2

+ 4
H
2
SO
4

=
Fe
2
(
SO
4
)
3

+
SO
2

+ 6
H
2
O
.

Легко окисляется: 2
Fe
(
OH
)
2

+
H
2
O
2

=2
Fe
(
OH
)
3

Получается при взаимодейс
т
вии
солей железа (
II
) с раствором щ
е-
лочи без доступа возд
у
ха:

FeSO
4

+ 2NaOH = Fe(OH)
2

+ Na
2
SO
4
.


Соединения железа (
III
).

Степ
ень окисления +3
наиболее характерна для
жел
е
за.

Оксид железа (
III
)
Fe
2
O
3



вещество
бурого цвета. Проявляет слабо

выр
а-
женные амфотерные свойства с прео
б-
ладанием основных. Проявляет окисл
и-
тельные и восстановительные свойс
т
ва.

Реагирует с кислот
а
ми:

Fe
2
O
3

+ 6
HCl

= 2
FeCl
3

+ 3
H
2
O


С растворами щело
чей не реагирует, но при
сплавлении

образует ферриты:

Fe
2
O
3

+ 2NaOH
(
спл
)

= 2NaFeO
2

+ H
2
O

При нагревании восстанавливается вод
о
родом
или оксидом углерода (
II
):

Fe
2
O
3

+ H
2

= 2FeO + H
2
O

Fe
2
O
3

+ CO = 2FeO + CO
2

Получается при термическом разлож
е-
нии гидр
оксида железа (
III
) или
при
обжиге

п
и
рита:

2Fe(OH)
3


(t)

Fe
2
O
3

+ 3H
2
O

4FeS
2

+ 11O
2

= 2Fe
2
O
3

+ 8SO
2

пирит

Гидроксид железа (
III
)
Fe
(
OH
)
3


вещество бурого цвета. Как и оксид,
проявляет слабовыраженные амфоте
р-
ные свойства с преобладанием осно
в-
ных.

Легко

реагир
у
ет с кислотами:

Fe
(
OH
)
3

+ 3
HCl

=
FeCl
3

+ 3
H
2
O


При сплавлении со щелочами образует ферр
и-
ты:
Fe
(
OH
)
3
+
NaOH
(спл)
=
NaFeO
2
+2
H
2
O

2
Fe
(
OH
)
3
+
Na
2
CO
3(спл)
=2
NaFeO
2
+
CO
2
+3
H
2
O

При нагревании разлагается:

2Fe(OH)
3


(t)

Fe
2
O
3

+ H
2
O

Получается при взаимодейс
т
вии солей
железа (
III
) с раств
о
рами щелочей:

Fe
2
(SO
4
)
3

+ 6NaOH = 2Fe(OH)
3

+ 3Na
2
SO
4


Качественная реакция на катион
Fe
2+



взаимодействие с гексациан
о
ферратом (
III
)
калия (красной кровяной солью):
FeSO
4

+
K
3
[
Fe
(
CN
)
6
] =
KFe
[
Fe
(
CN
)
6
]


+
K
2
SO
4



осадок син
е
го цвета

Качественная реакция на катион
Fe
3+



взаимодействие с гексациан
о
ферратом (
II
)
калия (желтой кровяной солью):
FeCl
3

+
K
4
[
Fe
(
CN
)
6
]
=
KFe
[
Fe
(
CN
)
6
]


+ 3
KC
l


осадок синего цвета





Электронная конфигурация валентного слоя



Природное соединение


ПИРОЛЮЗИТ
MnO
2


Получение:
Алюмотермия: 3
MnO
2

+ 4
Al

2
Al
2
O
3

+ 3
Mn



Характерные степени окисления и соединения.

+2

+4

+6

+7

MnO



основный
о
к
сид

Mn
(
OH
)
2

Соли


с кисло
т
а-
ми:

MnCl
2
,
MnSO
4
(бесцве
т
ные)

MnO
2

(пиролюзит)

(бурый ос
а
док)

Соли


манганаты

K
2
MnO
4

(зеленые)

Mn
2
O
7

Кислотный оксид

(зеленая жи
д
кость)

Марганцев
ая к
и
слота

HMnO
4

Соли


перманг
а
наты

KMnO
4


(фиолетовые)


Химические свойства

При нагревании взаимодействует с кислор
о-
дом, галогенами, серой. При взаимоде
й
ствии
с кислородом образуется диоксид марганца:

Mn + O
2



MnO
2

Mn + S
MnS

Растворяется

в


кислотах
-
неокислителях
:

Mn + 2HCl
MnCl
2

+ H
2

С концентрированной серной кислотой
:

Mn + 2
H
2
SO
4
(
конц
.)


MnSO
4

+
SO
2


+2
H
2
O

С разбавленной
азотной кислотой

3Mn+8
HNO
3
(
разб
)

3
Mn(NO
3
)
2

+2
NO

+4
H
2
O


Соединения Mn(II)


Оксид марганца (II) MnO

получается восстановлением природного п
ир
о
люзита MnO
2
водородом:

MnO
2

+ H
2

MnO + H
2
O


Гидроксид марганца (II) Mn(OH)
2

-

светло
-
розовое нерастворимое в в
о
де основание:
MnSO
4

+ 2
NaOH

Mn
(
OH
)
2

+
Na
2
SO
4


Гидроксид марганца (II) Mn(OH)
2

в водных растворах проявляет
основные свойства,

раствор
яется в кислотах, но не растворяется в щелочах:

Mn(OH)
2


+ 2HCl = MnCl
2
+ 2H
2
O


На воздухе Mn(OH)
2

темнеет из
-
за окисления:

2
Mn
(
OH
)
2

+
O
2

=
2
MnO
2

+ 2
H
2
O


Соединения Mn(I
V
)


Оксид марганца (IV) MnO
2

-

тѐмно
-
коричневый порошок
, нера
с
творимый в воде.


Образ
уется при термическом разложении нитрата марганца (II):

Mn(NO
3
)
2




MnO
2

+ 2NO
2


При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn
2
O
3

(при 600
0
C) или Mn
3
O
4

(при 1000
0
C).

Сильный окислитель в кислой среде, переходит в +2
:
MnO
2
+
4HCl

MnCl
2

+ Cl
2

+
2H
2
O

Под действием сильных окислителей в сплаве со щелочью переходит в ст
е
пень окисления
+6:

MnO
2

+
Na
2
CO
3

+
NaNO
3

(спл)


Na
2
MnO
4

+
NaNO
2

+
CO
2


Соединения Mn(
V
I)


Степень окисления +6 у марганца наименее устойчива: существует только в сильнощ
е-
лочно
м растворе в виде
солей зеленого цвета


МАНГАНАТОВ.


Манганаты получаются при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

Na
2
SO
3

+ 2
KMnO
4

+ 2
KOH


Na
2
SO
4

+ 2
K
2
MnO
4

+
H
2
O
; или при окислении солей и окс
и-
дов марганца +2 и +4 сильными окислителями в пр
исутствии щелочи:

3MnSO
4

+ 2KClO
3

+ 12KOH (
спл
)


3
K
2
MnO
4

+ 2KCl + 3K
2
SO
4

+ 6H
2
O

Водой манганаты быстро разлагаются

(диспропорционируют на +7 и +4):

3K
2
MnO
4

+ 2H
2
O
2KMnO
4

+ MnO
2

+ 4KOH

Мангана
ты можно легко окислить хлором:
2
K
2
MnO
4

+
Cl
2



2
KMnO
4

+ 2
KCl


Соединения Mn(
VI
I)


Оксид марганца (VII) Mn
2
O
7

-

тѐмно
-
зелѐная жидкость, кисло
т
ный оксид. Получают
действием концентрированной серной кислоты на кристаллич
е
ский KMnO
4

(марганцевая
кислота HMnO
4


нест
а
бильна):
2KMnO
4

+ H
2
SO
4

Mn
2
O
7

+ K
2
SO
4

+ H
2
O

П
ри растворении в щел
очах образует перманганаты:
Mn
2
O
7

+ 2KOH
2KMnO
4

+ H
2
O

Перманганат калия KMn
+7
O
4

-
тѐмно
-
фиолетовое кристаллическое вещество, раств
о-
римое в воде. При нагревании разлагается с выделением кисл
о
рода:

2KMnO
4



K
2
MnO
4

+ MnO
2

+ O
2


При ст
оянии в растворе постепенно распадается:

4
KMnO
4

+ 2
H
2
O


4
MnO
2

+ 4
KOH

+ 3
O
2

Под действием серной кислоты (60%) и горячей щелочи перманганат также выделяет к
и-
слород:
4
KMnO
4

+ 6
H
2
SO
4



4
MnSO
4

+ 5
O
2

+ 2
K
2
SO
4

+ 6
H
2
O


4KMnO
4

+ 4KOH

(t)


4K
2
MnO
4

+
O
2
+ 2H
2
O


Перманганат калия с восстановителями в разных средах:


K
K
M
M
n
n
O
O
4
4



(малиновый ра
с
твор)


+ восстановитель


кислая ср
е
да:

Mn
2+


(
MnCl
2
,
MnSO
4
)

обесцвечив
а
ние

нейтральная ср
е
да:

Mn

+4


(
MnO
2


бурый ос
а
док)

щелочная ср
е
да:

Mn
+6


(
K
2
MnO
4
,

зеленый ра
с
тв
ор)



Приложенные файлы

  • pdf 1031195
    Размер файла: 589 kB Загрузок: 2

Добавить комментарий