Тексты лекций по разделу «химия элементов» для студентов 1 курса специальности 1 31 01 01 «Биология (научно-педагогическая деятельность)»
|
|
Скачать 2.03 Mb.
|
|
Возникновение металлической электропроводности можно объяснить за счет образования ковалентных связей между тремя Зd-электронами атома ванадия и тремя 2р-электронами атома азота, а два электрона 4s-подуровня ванадия могут при этом переходить в состояние электронов проводимости ввиду увеличения разрыва между энергетическими уровнями. Аналогично происходит перераспределение энергии в электронных уровнях атомов ниобия и тантала, если учесть, что свободный f-подуровень (4f; 5f) еще больше увеличивает различие в энергетических слоях электронов. Нитриды, карбиды, силиды и бориды представляют собой кристаллические фазы с довольно узким интервалом однородности, а не точно стехиометрические соединения. Лекция 11 Общая характеристика d-элементов VI группы
11.1 Характеристика d-элементов VI группы Побочная подгруппа VI группы представлена следующими элементами: Сr, Mo и W. Все они являются d-элементами, так как у них застраивается электронами d-подуровень предвнешнего уровня. Валентными электронами этих элементов являются электроны внешнего S-подуровня и предвнешнего d-подуровня всего 6 электронов. Электронная конфигурация внешнего уровня и предвнешнего d-подуровня: Сr – 3d54S1; Мо – 4d55S1; W – 5d46S2. d–элементы 6 группы занимают 4 место в своей декаде d–элементов, поэтому d–подуровень должен содержать 4 электрона, а на внешнем уровне должны находиться два s–электрона, как это и наблюдается для вольфрама. Для хрома и молибдена имеет место «проскок» одного s–электрона с внешнего уровня на предвнешний d–подуровень, в результате чего каждая d-орбиталь будет занята одним электроном, что соответствует наиболее устойчивому состоянию атома. │↑│↑│↑│↑│ │ (n –1)d → │↑│↑│↑│↑│↑│ (n – 1)d nS│↑↓│ nS │↑│ Параметры атомов d-элементов VI группы представлены в таблице 11.1. Таблица 11.1 – Основные параметры атомов элементов VI группы
Анализируя эти данные, можно сказать, что наблюдается общая для всех d-элементов закономерность: радиусы атомов сверху вниз в подгруппе увеличиваются, но незначительно. Поскольку масса атомов в том же ряду сильно возрастает, то это приводит к уплотнению электронных оболочек у молибдена и особенно у вольфрама. Вырвать электрон из такой уплотненной структуры труднее, поэтому энергия ионизации при переходе от хрома к вольфраму возрастает, вследствие чего химическая активность элементов сверху вниз в подгруппе уменьшается. Ввиду того, что молибден и вольфрам имеют примерно одинаковый атомный и ионный радиусы, по свойствам они ближе друг к другу, чем к хрому. В соединениях хром и его аналоги проявляют степени окисления (С.О.) 0, +1, +2, +3, +4, +5 и +6. Максимальная С.О. соответствует числу валентных электронов. Характерные С.О. хрома +3 и в меньшей мере +6 и +2. У молибдена и вольфрама, как и у других 4d- и 5d-элементов, наиболее характерна высшая С.О., то есть +6. Таким образом, для элементов подгруппы Cr наблюдается общая для d-элементов закономерность: повышение в группе сверху вниз устойчивой С.О. Поэтому окислительная способность соединений, где элементы проявляют высшую С.О., равную +6, сверху вниз в подгруппе уменьшается, так как устойчивость соединений в этом ряду увеличивается. Например, в ряду кислот: Н2СrO4 ↓ устойчивость Cr+6 ↑ окислительная способность Н2МоО4 ↑увеличивается Мо+6 ↓ уменьшается Н2WО4 ↓ уменьшает W+6 ↓ уменьшает Для Cr, Mo, W наиболее типичны координационные числа 6 и 4. Известны также производные, в которых к.ч. Мо и W достигает 8. Примеры: [Cr(OH)4]-;[Cr(H2O)6]3+ ; [MoF6]3-; [MoF8]2-; [WF8]2- При этом в образовании связей могут участвовать d-орбитали предвнешнего уровня, а также s- и р-орбитали внешнего уровня. Характер связи элементов подгруппы Сr в соединениях определяется во многом С.О. элемента. Для Cr, Mo, W при низких С.О. (+1, +2) характерны ионные связи, а при высоких С.О. – ковалентные связи. В соответствии с этим Сr+2О – основной оксид, Сr2+3О3 – амфотерный, а Сr+6О3 – кислотный. Аналогично Сr(OH)2 – основание, Сr(OH)3 – амфотерный гидроксид, Н2СrО4 – кислота. Содержание хрома в земной коре составляет 0,02% (масс), молибдена – 10-3% (масс), вольфрама – 7 ∙ 10-3% (масс). Основной рудой хрома является хромистый железняк Fe(CrO2)2 (хромит). Молибден встречается в виде минерала молибденита МоS2 (молибденовый блеск), а также молибдатов: РвМоО4 (вульфенит) и МgMoO4. Важнейшие вольфрамовые руды – вольфрамит (смесь FeWO4 и МnWO4), шеелит СаWO4 и стольцит РвWO4. Для получения чистого хрома сначала получают оксид Cr2O3, который затем восстанавливают алюмотермическим способом: Cr2O3 + 2Al  Al2O3 + 2Cr.Для целей металлургии хром получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромистый железняк восстанавливают углем в электрической печи: Fe(CrO2)2 + 4C Fe + 2Cr + 4CO.Молибден и вольфрам получают, переводя перечисленные выше минералы в оксиды, из которых металл восстанавливают водородом при высоких температурах: 2МоS2 + 7O2 2MoO3 + 4SO2;MoO3 + 3H2 Mo + 3H2O.В виде простых веществ хром, молибден и вольфрам – серовато-белые блестящие металлы. Все они тугоплавки, а вольфрам является самым тугоплавким из металлов (Т пл.= 3380оС). Электропроводность металлов при переходе от хрома к вольфраму в целом увеличивается и составляет для молибдена и вольфрама приблизительно 30% электропроводности серебра. На свойства металлов в большой степени влияют примеси. Так, технический хром – один из самых твердых металлов, в то время как чистый хром пластичен. ^ Химическая активность в ряду Cr – Mo – W заметно понижается. При обычных условиях все три металла заметно взаимодействуют лишь со фтором: Ме + 3F2 → MeF6 (CrF3). В обычных условиях эти металлы устойчивы к кислороду воздуха и воде. В ряду стандартных электродных потенциалов металлов хром стоит до водорода между цинком и железом, молибден также до водорода, но недалеко от него, а вольфрам находится после водорода. Поэтому хром вытесняет водород из разбавленных НСl и Н2SO4: Сr + 2HCl → CrCl2 + H2↑; Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2↑. В концентрированных H2SO4 и НNO3 на холоде хром пассивируется. При нагревании хром медленно растворяется в этих кислотах: to 2Cr + 6H2SO4 конц. → Сr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O. Соляная кислота и разбавленная Н2SO4 на Мо и W не действуют. Молибден растворяется лишь в горячей концентрированной Н2SO4. Вольфрам растворяется только в горячей смеси плавиковой и азотной кислот: Эо + 2НN+5O3 + 8HF → H2 [Э+6F8] + 2N+2O + 4H2O, где Э = Мо, W. При высокой температуре, особенно в мелкораздробленном состоянии, Сr, Mo, W довольно легко окисляются многими неметаллами: Сr + O2 Сr Cr2O3;S CrS;Сr + Cl2 CrCl3.При этом в случае хрома образуются чаще всего соединения с наиболее устойчивой С.О. хрома (+3). При взаимодействии Мо и W с неметалами, как правило, образуются соединения, в которых С.О. элемента равна +6. Общим для элементов подгруппы хрома является отсутствие взаимодействия с водородом. ^ Черный оксид хрома (II) СrO получить очень трудно. Он образуется при окислении амальгамы хрома (то есть оксидной пленки нет) воздухом при обычных условиях: Сr + ½ O2 → CrO. При нагревании окисление продолжается до Сr2O3. CrO – неустойчивое соединение основного характера: СrO + 2HCl → CrCl2 + H2O. ^ r(OH)2 – нерастворимое в воде желтое вещество, которое получают подщелачиванием растворов солей хрома (II): СrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2↓ + 2NaCl. Гидроксид хрома (II) имеет основной характер, то есть взаимодействует только с кислотами и не растворяется в растворах щелочей: Сr(OH)2 + 2HCl ↔ CrCl2 + 2H2O. Сr(OH)2 является слабым основанием. Сr (II) образует ряд комплексов. Для хрома в С.О. +2 характерно координационное число 6. Например, в водных растворах ион Сr2+ гидратируется, образуя аквакомплексы синего цвета [Cr(H2O)6]2+. Галогениды хрома (II) поглощают газообразный аммиак, образуя аммиакаты: Cr Cl2 + 6NH3 → [Cr(NH3)6] Cl2. У хрома С.О. +3 в соединениях является наиболее устойчивой. Оксид хрома (III) Сr2O3 получают: а) при накаливании порошка металлического хрома на воздухе: 4Cr + 3O2 2Cr2O3;б) прокаливанием оксида хрома (VI) или бихромата аммония: 4CrO3 2Cr2O3 + 3O2;(NH4)2 Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O;в) при нагревании гидроксида хрома (III): 2Сr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O.Аморфный оксид Cr2O3 – темно-зеленый порошок. Кристаллическая модификация Cr2O3 – черный порошок. Он отличается высокой тугоплавкостью, химически инертен. В воде, кислотах и растворах щелочей не растворяется. Однако, при сплавлении оксида Cr (III) со щелочами и основными оксидами образуются соли метахромистой кислоты: Cr2О3 + 2КОН 2К CrО2 + Н2О;Cr2О3 + СаО Са (CrО2)2.При сплавлении Cr2О3 с дисульфатом калия образуется сульфат хрома (III): 3К2S2O7 3K2SO4 + 3SO3;+  Cr2О3 + 3SO3 Cr2(SO4)3Cr2О3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4. Эти реакции показывают амфотерный характер Cr2О3. Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)3 осаждают из растворов солей хрома (III) щелочами в виде объемистого студенистого серовато-зеленоватого осадка, нерастворимого в воде: Сr+3 + 3OH- → Cr(OH)3↓; CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaCl. Гидроксид хрома Cr(OH)3 имеет амфотерный характер и свежеполученный гидроксид хрома (III) легко растворяется в кислотах и в растворах щелочей: Cr(OH)3 + 3НСl ↔ CrCl3 + 3H2O; Cr(OH)3 + NaOH ↔ Na [Cr(OH)4]. Основные и особенно кислотные свойства гидроксида хрома (III) выражены слабо. Поэтому соли Cr+3 подвергаются в растворах значительному гидролизу, а растворимые хромиты при отсутствии избытка щелочи гидролизованы практически нацело: Cr3+ + HOH ↔ Cr(OH)2+ + H+; [Cr(OH)6]3- + HOH ↔ [Cr(OH)5 H2O]2- + OH-. Квасцы. Cr (III), как и Аl (III), образует с активными металлами и NH4+ двойные соли – квасцы. Пример: КСr (SO4)2∙12 H2O и (NH4)Cr (SO4)2∙12 H2O. Они образуются при взаимодействии растворов М2+1SO4 и Cr2(SO4)3. В растворе эти соли диссоциируют: КCr(SO4)2 ↔ К+ + Cr3+ + 2 SO42-. Далее идет гидролиз по катиону Cr3+: Cr3+ + Н2О ↔ Cr(OH)2+ + Н+ кислая среда. Cr (II) как и Cr (II) активный комплексообразователь. Координационное число Cr (III) равно 6 и 4. Примеры: аквакомплекс [Cr(H2O)6]3+ сине-фиолетовый цвет; гидроксокомплекс [Cr(OH)6]3- изумрудно-зеленый цвет; аминокомплекс [Cr(NH3)6]3+ фиолетовый цвет. Соединения, в которых С.О. элемента равна +6, наиболее характерна для Мо, W и в меньшей степени для Cr. Оксиды ЭО3 (CrО3, МоО3 и WО3). МоО3 и WО3 образуются при накаливании металлов на воздухе: to 2Э + 3О2 → 2ЭО3. CrО3 может быть получен лишь косвенным путем, так как при нагревании Cr в воздухе образуется Cr2О3. CrО3 осаждается при добавлении избытка концентрированной H2SO4 к насыщенному раствору хромата: К2 CrО4 + H2SO4 конц. = CrО3↓ + К2 SO4 + Н2О. МоО3 – бесцветные кристаллы; WО3 – светло-желтые кристаллы; CrО3 – темно-красные кристаллы. МоО3 и WО3 устойчивы и при нагревании в газовую фазу переходят без разложения. При нагревании CrО3 легко разлагается, выделяя О2. to 4 CrО3 → 2 Cr2О3 + 3О2. CrО3 легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту: CrО3 + Н2О → Н2 CrО4. МоО3 и WО3 в воде не растворяются. Кислотная природа этих оксидов проявляется при растворении в растворах щелочей: ЭО3 + 2КОН → К2ЭО4 + Н2О. При этом образуются соли соответственно хромовой, молибденовой и вольфрамовой кислот. Хромовую кислоту получают, растворяя CrО3 в Н2О. Молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем подкислением растворов их солей: (NH4)2MоO4 + 2HNO3 → H2MоO4↓ + 2NH4NO3. Сила кислот в ряду Н2СrO4 – Н2МоО4 - Н2WO4 – убывает. Хромовая кислота Н2СrO4 – кислота средней силы (К1 = 2∙10-1, К2=3∙10-7), в свободном состоянии не выделена. H2MoO4 выделена в свободном виде. Это белый порошок, почти не растворим в воде. Константы первой ступени кислотной и основной диссоциации H2MoO4 имеют порядок 10-2 и 10-13, соответственно. Большинство солей кислот Н2ЭО4 малорастворимы в Н2О. Хорошо растворяются лишь соли Na+ и К+. Хроматы окрашены в желтый цвет иона СrO42-, молибдаты и вольфраматы бесцветны. Все соли хромовых кислот ядовиты. При подкислении раствора хромата образуется гидрохромат, который очень неустойчив и, выделяя воду, превращается в бихромат: 2 СrO42- + 2Н+ ↔ 2Н СrO4- ↔ Сr2О72- + Н2О. При этом желтая окраска раствора сменяется на оранжевую, характерную для иона Сr2О72-. Это равновесие очень подвижно. Его можно сместить изменением рН среды: прибавление к раствору кислот (ионов Н+) смещает равновесие в сторону образования дихромата, а прибавление щелочи влево (за счет связывания ионов Н+). Таким образом, в присутствии избытка ионов ОН- в растворе практически существуют только ионы СrO42-, а при избытке ионов водорода - ионы Сr2О72-: 2К2 СrO4 + H2SO4 → К2 Сr2О7 + К2 SO4 + Н2О; К2 Сr2О7 + 2КОН → 2К2 СrO4 + Н2О. Двухромовая кислота Н2Сr2О7 значительно сильнее хромовой, К2 = 2∙10-2. В свободном виде также не выделена. Соединения Cr (VI) - сильные окислители, переходят в окислительно-восстановительных реакциях в производные Сr(III). Наиболее сильно окислительные свойства Cr (VI) выражены в кислой среде. К2 Сr2О7 + 6КJ + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7H2O. При этом оранжевый цвет раствора бихромата калия сменяется на зеленый или зеленовато-фиолетовый цвет растворов Cr3+. В противоположность хрому, окислительные свойства производных Мо(VI) и W (VI) даже в кислой среде проявляются лишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями, например, с водородом в момент выделения. При обработке кислого раствора хромата или дихромата пероксидом водорода образуется пероксид хрома СrO(O2)2 или СrO5: Сr2О72- + 4Н2О2 + 2Н+ = 2CrO (O2)2 + 5H2O. CrO (O2)2 – голубого цвета, в водном растворе нестоек и распадается на кислород и аквакомплексы [Cr(H2O)6]3+. Пероксид хрома устойчив в эфире и образует пероксо-комплекс CrO (O2)2 ∙ L, где L – эфир, пиридин и др. Эти комплексы имеют форму пентагональной пирамиды с атомом кислорода в вершине: Пероксид хрома в своем составе содержит две пероксидные группы (-О-О-), за счет которых проявляет окислительные свойства. ^ Хром является постоянной составной частью всех органов и тканей человека. В организме взрослого человека содержится 6 мг хрома (10-5%). Наибольшее количество обнаружено в костях, волосах и ногтях. Из внутрисекреторных органов наиболее богат хромом гипофиз. Молибден в организме человека входит в состав ферментов: альдегидогидроксидазы, ксантиндегидрогеназы, ксантиноксидазы (всего 7 ферментов). В растениях молибден – важнейший микроэлемент, обеспечивающий мягкую фиксацию атмосферного азота. Молибден – единственный из тяжелых металлов и из элементов 5-го периода, который можно отнести к "металлам жизни". Хром является постоянной составной частью растений, содержание его в них достигает 0,0005%. Хром постоянно встречается в организме животных, как беспозвоночных, так и позвоночных. Всегда содержится в яйцах. Хром оказывает действие на процессы кроветворения. Обладает способностью активировать трипсин, так как входит в состав кристаллического трипсина в виде лабильного соединения, способного отщеплять ионы хрома. Соли хрома подавляют спиртовое брожение, ускоряют работу инсулина; влияют на углеводный обмен и энергетические процессы. Хром занимает центральное место в метаболизме сахара. Недостаточность хрома имеет самоподдерживающийся характер. Когда в организме мало этого микроэлемента, возрастает тяга к сладкому. Хром незаменим для лечения инсулиннезависимого диабета (типа II) – значительно более распространенной и сложной разновидности этого заболевания. Он также может помогать людям, страдающим инсулинзависимой (типа I) формой диабета. Диабет типа II, который также называют диабетом взрослых, связан с нечувствительностью (резистентностью) к инсулину. Болезнь развивается почти исключительно в результате многолетнего потребления рафинированных углеводов, хотя наличие случаев диабета в семье создает и предрасположенность. Исследования доказали, что ежедневная доза в 1000 мкг (1 мг) органически связанного хрома способна стабилизировать уровень сахара в крови всего за два месяца, чего невозможно добиться с помощью фармакологических препаратов. Будучи ростовым фактором для бактерий, молибден активно влияет на количественный и качественный состав микрофлоры кишечника. Молибден очищает организм от ядовитых веществ, которые, накапливаясь в клетках, могут способствовать возникновению боли, утомления, депрессии, расстройства печени и других нездоровых состояний. Помогая организму избавляться от альдегидов – вредных продуктов деятельности, этот элемент прогоняет "туман" в голове, который зачастую вносит беспорядок в мышление людей, страдающих зависимостями от токсичных продуктов (алкоголь, никотин и др.) или работающих на лакокрасочных или спиртовых производствах. Кроме того, молибден противостоит токсичному накоплению меди, что делает его полезным для лечения болезни Вильсона – наследственного заболевания, связанного с нарушением метаболизма меди, повреждением печени и психическими аномалиями. Он является одним из важнейших диетологических средств для борьбы с сульфитными аллергиями и химической гиперчувствительностью. Ежедневная доза от 200 до 500 мкг молибдена составляет минимум, необходимый большинству людей. Все соединения хрома ядовиты. ПДК в воздухе для хромового ангидрида 0,01 мг/м3 , для феррохрома 2 мг/м3 . Токсические явления наступают после приема внутрь 0,05-0,08 г двухромокислого калия. Минимальная смертельная доза бихромата 0,25 г. При хроническом отравлении хромом наблюдаются головные боли, исхудание, воспалительные изменения слизистой желудка и кишечника. Хром обладает канцерогенным действием. Хромовые соединения вызывают различные кожные заболевания, дерматиты и экземы, протекающие остро и хронически и носят пузырьковый, папулезный, гнойничковый или узелковый характер. Даже относительно высокие дозы молибдена безопасны для большинства людей, поскольку минерал легко выводится из организма с мочой. Единственное предостережение касается тех, кто страдает подагрой. Способность молибдена помогать образованию мочевой кислоты, накопление которой вызывает подагру, может оказаться проблемой. ПДК в виде пыли 4 мг/м3 . Дисульфид молибдена (добавка к смазочным маслам) не смертелен в дозах свыше 5 г/кг веса. ПДК для большинства соединений вольфрама в виде пыли 4-6 мг/м3. Тема 12 Общая характеристика d – элементов VII группы
К элементам группы VII B относятся марганец (Mn), технеций (Тс) и рений (Re). Как и все d – элементы марганец, технеций и рений являются металлами. В таблице 12.1 приведены некоторые параметры атомов марганца и его аналогов: Таблица 12.1 – Основные параметры атома d-элементов VII группы
Как видно из таблицы 12.1, закономерности изменения радиусов атомов и ионов, а также энергии ионизации (Е Эо → Э+) – обычные для подгруппы d–элементов: радиусы частиц сверху вниз в подгруппе незначительно увеличиваются. При этом радиусы атомов и ионов технеция и рения практически одинаковы; энергия ионизации атомов в группе сверху вниз, в общем, возрастает. Химическая активность в подгруппе марганца сверху вниз с возрастанием атомной массы уменьшается: наиболее активен марганец, а технеций и рений малоактивны и близки между собой по свойствам. В ряду стандартных электродных потенциалов металлов марганец стоит до водорода, а технеций и рений располагаются после водорода. Электронная валентная конфигурация марганца, технеция и рения такова: (n – 1) d5n S2, ││││││ ││││ nd │↑│↑│↑│↑│↑│ │↑↓│ np (n – 1)d nS то есть эти элементы имеют наполовину заполненный предвнешний d – подуровень и два электрона на S – орбитали наружного электронного слоя – всего семь валентных электронов. В соединениях элементы подгруппы марганца проявляют переменную степень окисления: 0, +2, +3, +4, +5, +6, +7. Максимальная степень окисления совпадает с числом валентных электронов или с номером группы. Нулевую степень окисления марганец имеет в карбониле марганца Мno2(CO)10. Для марганца наиболее характерны степени окисления +2, +4, +6 и +7, при этом в солях самая устойчивая степень окисления марганца +2(MnSO4), а в оксидах самая устойчивая степень окисления +4(MnO2). Наиболее устойчивые соединения технеция и рения содержат эти элементы в степени окисления +7. Характер связи марганца, технеция и рения в соединениях с другими атомами изменяется в зависимости от их степени окисления: от ионного характера связи для низких степеней окисления (+2) до ковалентного характера связи – в высоких степенях окисления (+6, +7). Причина такого изменения характера связи заключается в следующем: с увеличением степени окисления марганца от +2 до +7 уменьшается радиус иона, а заряд частицы растет, поэтому увеличивается поляризующая способность марганца и связь приобретает все более ковалентный характер. Содержание марганца в земной коре составляет 9 ∙ 10-2%, рения ~ 10-7%. Марганец широко распространен в природе. Важнейшими его минералами являются оксиды: MnO2 – пиролюзит; Mn2O3 – браунит; Mn3O4 – гаусманит. В природе также встречаются другие соединения марганца: MnS – марганцевый блеск, MnS2 – гауэрит, MnCO3 – марганцевый шпат (родохрозит), MnSiО3 – родонит (орлец). Помимо собственных руд, марганец входит в состав руд других металлов, главным образом, железа. Он содержится в небольших количествах в почве, минеральных водах, в растительных и живых организмах. Рений – один из наиболее редких и рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных месторождений, а содержится как примесь в минералах других металлов, например, в молибдените МоS2. Впервые рений был выделен в 1928 году из молибденовой руды. Технеций – радиоактивный элемент, его получают искусственно с помощью ядерных превращений (“технеций” означает “искусственный”). Он был выделен в 1961 году из урановой руды как один из продуктов деления (распада) урана (6,2% от общей массы осколков деления урана). Существует несколько способов получения марганца. В металлургии получают марганец восстановлением его оксидов углеродом или кремнием (кремнийтермия): MnO2 + 2C Mn + 2CO;MnO2 + Si Mn + SiO2.(Полученный марганец содержит некоторое количество углерода или кремния). Если в качестве исходного сырья применяют смесь пиролюзита с оксидами железа, то при восстановлении углеродом образуется сплав марганца с железом – ферромарганец. MnO2 + Fe2O3 + 5C Mn + 2Fe + 5CO.ферромарганец Так как Mn, в основном, используют как добавку в различных сортах стали (марганцовистые стали стойки к ударам и истиранию), то обычно выплавляют в металлургии не чистый марганец, а ферромарганец. Чистый марганец получают алюмотермией: to 3Mn3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Mn. (MnO2 не применяют в этой реакции, так как реакция протекает очень бурно). Марганец получают также электролизом водного раствора MnSO4. При этом марганец выделяется на катоде. Ежегодно получают миллионы тонн марганца. Рений получают восстановлением водородом из перренатов калия или аммония: 2NH4ReO4 + 4H2 2Re + N2 + 8H2O;2KReO4 + 7H2 2KOH + 2Re + 6H2O,(рений отделяют от КОН промыванием водой). Ежегодное производство рения измеряется тоннами (рений очень дорогой металл).
Марганец, технеций и рений – серебристо-белые, твердые и стойкие на воздухе металлы. Марганец по внешнему виду напоминает железо, рений – платину. Эти металлы имеют высокие температуры плавления и кипения. Особенно тугоплавок рений, имеющий температуру плавления 3180оС, уступающий в этом лишь вольфраму. Содержащий примеси марганец хрупок. Однако очень чистый марганец можно прокатывать и штамповать. Химическая активность металлов в ряду Mn – Tc – Re уменьшается. Марганец (в виде куска) в обычных условиях довольно инертен благодаря покрывающей его оксидной пленке и устойчив к кислороду воздуха даже при нагревании. В раздробленном состоянии марганец окисляется кислородом воздуха при обычных условиях до оксида марганца (IV): Mn + O2 → MnO2. При нагревании марганец реагирует с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием, бором. С водородом марганец не взаимодействует: Mn + Cl2 MnCl2;Mn + S MnS;3Mn + N2 Mn3N2;3Mn + 2P Mn3P2;3Mn + C Mn3C.Марганец реагирует с соляной кислотой и разбавленной Н2SO4 c выделением водорода: Mn + 2HCl → MnCl2 + H2↑; Mn + 2H+ → Mn2+ + H2↑. Холодные концентрированные HNO3 и Н2SO4 пассивируют марганец (не реагируют с ним), но при нагревании эти кислоты растворяют марганец: 3Mn + 8HNO3 (конц.) 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O;Mn + 2H2SO4 (конц.) MnSO4 + SO2 + 2H2O.Марганец восстанавливает из растворов ионы менее активных металлов: Mn + CuSO4 → Cu + MnSO4; Mn + Cu2+ → Cu + Mn2+. Технеций и рений вступают в химическое взаимодействие с неметаллами только при высоких температурах, причем с азотом и йодом не реагируют. При этом в отличие от марганца они окисляются неметаллами до более высоких степеней окисления: 4Re + 7O2 2Re2O7; 4Tc + 7O2 2Tc2O7;2Re + 7S Re2S7; Re + 3F2 ReF6.В ряду стандартных электродных потенциалов металлов технеций и рений стоят после водорода, поэтому из кислот водород не вытесняют, но реагируют с азотной кислотой с образованием кислот HReO4 и HTcO4: 3Re + 7HNO3 → 3HReO4 + 7NO + 2H2O. |
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям