Гідрид марганцю. Неорганічна хімія Летні водневі сполуки

Перші систематичні дослідження розчинності водню в марганці належать Люкемейеру-Хассе та Шенку. Вони показали, що зміна розчинності супроводжується α⇔β-перетворенням. Так як вони проводили експерименти з марганцем промислової чистоти, то, можливо, не дивно, що отримані ними результати не узгоджуються з кількісними значеннями, встановленими у пізніших роботах, проведених на марганці високого ступеня чистоти.
Докладні дослідження в температурному інтервалі від 20 до 1300° виконані Сівертсом і Моріцем на дистиляті марганцю, а також Поттером та Люкенсом на електролітичному марганці, що дистилює. В обох випадках при різних температурах вимірювався тиск водню, що знаходиться в рівновазі з попередньо повністю дегазованим металом.
В обох роботах було отримано дуже близькі результати. На рис. 79 наведені дані Сівертса та Мориця щодо об'єму водню, адсорбованого 100 г марганцю в температурному інтервалі від 20 до 1300° при нагріванні та охолодженні двох зразків чистого марганцю.

Розчинність водню в - модифікації марганцю спочатку зменшується, а потім збільшується при підвищенні температури. Розчинність водню в β-марганці помітно вища, ніж у α-марганці, отже перетворення β→α-супроводжується помітним збільшенням адсорбції водню. Розчинність у β-марганці зростає з температурою.
β→γ-перетворення також супроводжується збільшенням розчинності водню, яка в γ-марганці, так само як і в β-марганці, зростає з температурою. Перетворення супроводжується зменшенням розчинності. Розчинність водню в δ-марганці зростає до температури плавлення, а розчинність водню в рідкому марганці помітно вище за його розчинність у будь-якій з модифікацій марганцю в твердому стані.
Таким чином, зміна розчинності водню в різних алотропічних модифікаціях марганцю дозволяє розробити простий та витончений метод досліджень температур алотропічних перетворень, а також їх гістерези при різних швидкостях нагріву та охолодження.
Результати Поттера і Люкенса загалом дуже близькі до результатів Сівертса і Моріца, в чому можна переконатися, розглядаючи дані табл. 47. Схожість результатів дуже хороша, якщо не рахувати зміни розчинності в α-фазі в інтервалі температур від кімнатної до 500°: Сівертс і Моріц знайшли, що розчинність набагато вища, ніж випливає з даних Поттера і Люкенса. Причина такої розбіжності незрозуміла.

Поттер і Люкенс виявили, що при постійній температурі розчинність водню (V) змінюється зі зміною тиску (P) за залежністю:

де К – постійна.
Жоден дослідник не знайшов жодних гідридів марганцю.
Вміст водню в електролітичному марганці. Оскільки водень осідає на катоді під час електричного осадження, то не дивно, що отриманий таким чином метал повинен містити водень.
Зміст водню в електролітичному марганці та питання, пов'язані з його видаленням, вивчали Поттер, Хейз та Люкенс. Досліджували звичайний електролітичний марганець промислової чистоти, який попередньо витримували протягом трьох місяців за кімнатної температури.
Вимірювання об'єму водню, що звільняється (виділяється), проводили при температурах до 1300°; результати наведено на рис. 80.
При нагріванні до 200 ° виділяється дуже мало газу, але вже при 300 ° звільняється дуже значний обсяг. Дещо більше виділяється при 400°, проте при наступному нагріванні кількість водню, що звільняється, трохи змінюється, за винятком тих випадків, коли розчинність змінюється у зв'язку з алотропічними перетвореннями марганцю.
Знайдено, що марганець містить приблизно 250 см3 водню на 100 г металу. При нагріванні до 400° протягом 1 години на повітрі при нормальному тиску видаляється 97% кількості, яка може бути видалена. Як і слід очікувати, при зменшенні зовнішнього тиску потрібна менша тривалість нагріву для видалення тієї ж кількості водню.
Вважають, що водень, що у марганці, утворює пересичений твердий розчин застосування. Вплив водню на параметри решітки α-марганцю вивчали Поттер та Губер; спостерігається певне розширення (збільшення) грат (табл. 48), що становить 0,0003% при 1 см3 водню на 100 г металу.
Нагрівання для видалення водню викликає стиснення (зменшення) решітки (табл. 49).

Точні вимірювання параметрів решітки на зразках з високим вмістом водню дуже скрутні, оскільки виходить дифракційна розмита картина. Поттер і Губер пов'язують це з неоднорідним розподілом газу на металі. Ця розмитість не зростає зі збільшенням вмісту водню і навіть дещо зменшується при більш високих вмістах водню. Встановлено, що електролітичний марганець не може бути отриманий із вмістом водню більш ніж 615 см3 на 100 г, що відповідає двом атомам водню на елементарний осередок α-марганцю. При рівномірному розподілі водню в металі очікується рівного ступеня спотворення елементарних решіток і дифракційна картина повинна містити чіткі лінії.

] інтерпретував її як 0-0 смугу переходу, пов'язаного з основним станом молекули. До того ж електронному переходу він відніс слабші смуги 620нм (0-1) та 520нм (1-0). Невін [42NEV, 45NEV] виконав аналіз обертальної та тонкої структури смуг 568 і 620нм (5677 і 6237Å) і визначив тип електронного переходу 7 Π - 7 Σ. У наступних роботах [ 48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC ] виконано аналіз обертальної та тонкої структури ще кількох смуг переходу 7 Π - 7 Σ (A 7 Π - X 7 Σ +) MnH і MnD.

Методи лазерної спектроскопії високого дозволудозволили проаналізувати надтонку структуру ліній в 0-0 смузі A 7 Π - X 7 Σ + обумовлену наявністю ядерного спина у ізотопу марганцю 55 Mn (I=2.5) і протона 1 H (I=1/2) [ 90VAR/FIE, 91VAR /FIE, 92VAR/GRA, 2007GEN/STE].

Обертальна і тонка структура кількох смуг MnH і MnD у ближній ІЧ та фіолетовій ділянці спектру була проаналізована в роботах [ 88BAL, 90BAL/LAU, 92BAL/LIN ]. Встановлено, що смуги належать чотирьом квінтетним переходам із загальним нижнім електронним станом: b 5 Π i - a 5 Σ + , c 5 Σ + - a 5 Σ + , d 5 Π i - a 5 Σ + та e 5 Σ + - a 5 Σ + .

Коливально-обертальний спектр MnH і MnD отриманий в роботах. Виконано аналіз обертальної та тонкої структури коливальних переходів (1-0), (2-1), (3-2) в основному електронному стані X 7 Σ + .

Спектри MnH і MnD в низькотемпературній матриці досліджувалися в роботах [78VAN/DEV, 86VAN/GAR, 86VAN/GAR2, 2003WAN/AND]. Коливальні частоти MnH і MnD у твердому аргоні [ 78VAN/DEV, 2003WAN/AND ], неоні та водні [ 2003WAN/AND ] близькі до величини ΔG 1/2 у газовій фазі. Розмір матричного зсуву (максимальна в аргоні для MnH ~ 11 см -1) типова для молекул з відносно іонним характером зв'язку.

Спектр електронного парамагнітного резонансу, отриманий [ 78VAN/DEV ], підтвердив симетрію основного стану 7 Σ. Параметри надтонкої структури, отримані [ 78VAN/DEV ], уточнені в [ 86VAN/GAR, 86VAN/GAR2 ] при аналізі спектра електронно-ядерного подвійного резонансу.

Фотоелектронний спектр аніонів MnH - та MnD - отримано в роботі [83STE/FEI]. У спектрі ідентифіковані переходи, як в основний стан нейтральної молекули, так і збуджені з енергією T 0 = 1725 ± 50 см-1 і 11320 ± 220 см-1. Для першого збудженого стану спостерігалася коливальна прогресія від v = 0 до v = 3, визначені коливальні постійні w e = 1720±55 см -1 і w e x e = 70±25 см-1. Симетрію збуджених станів не визначено, зроблено лише припущення на основі теоретичних уявлень [ 83STE/FEI, 87MIL/FEI ]. Дані, отримані пізніше з електронного спектру [ 88BAL, 90BAL/LAU ], та результати теоретичного розрахунку [ 89LAN/BAU ] однозначно показали, що збуджені стани у фотоелектронному спектрі – це a 5 + і b 5 i .

Ab initio розрахунки MnH виконані різними методами в роботах. PER, 2006KOS/MAT]. У всіх роботах отримано параметри основного стану, які досить добре, на думку авторів, узгоджуються з експериментальними даними.

До розрахунку термодинамічних функцій було включено: а) основний стан X 7 Σ + ; б) збуджені стану, що експериментально спостерігалися; в) стани d 5 Δ і B 7 Σ + , розраховані в [89LAN/BAU]; г) синтетичні (оцінені) стани, що враховують інші пов'язані стани молекули до 40000 см-1.

Коливальні постійні основного стану MnH і MnD отримані в [ 52NEV/CON, 57HAY/MCC ] і з дуже високою точністю в [ 89URB/JON, 91URB/JON, 2005GOR/APP ]. У табл. Mn.4 представлені значення [ 2005GOR/APP ].

Обертові постійні основного стану MnH і MnD отримані в роботах [ /STE]. Відмінності у значеннях B 0 лежать у межах 0.001 см ‑1 , B e – у межах 0.002 см ‑1 . Вони зумовлені різною точністю вимірювань та різними методами обробки даних. У табл. Mn.4 представлені значення [ 2005GOR/APP ].

Енергії збуджених станів, що спостерігалися, отримані наступним чином. Для стану a 5 Σ + прийнято значення T 0 з [ 83STE/FEI ] (Див. вище за текстом). Для інших квінтетних станів у табл. Mn.4 наведено енергії, отримані додаванням до T 0 a 5 Σ + величин T = 9429.973 см ‑1 і T = 11839.62 см ‑1 [90BAL/LAU ], T 0 = 20880.56 см ‑1 і T 0 = 2231. [ 92BAL/LIN ]. Для стану A 7 Π наведено значення T e з [ 84Х'Ю/ГЕР ].

Енергія стану d 5 D , розрахована в [ 89LAN/BAU ], зменшена на величину 2000 см ‑1 , що відповідає різниці між експериментальною та розрахунковою енергією стану b 5 Π i. Енергія B 7 Σ + оцінена додаванням до експериментальної енергії A 7 Π різниці енергій цих станів на графіку потенційних кривих [89LAN/BAU].

Коливальні та обертальні константи збуджених станів MnH у розрахунках термодинамічних функцій не використовувалися та наведені у таблиці Mn.4 для довідки. Коливальні константи наведені за даними робіт [ 83STE/FEI ] (a 5 Σ +), [ 90BAL/LAU ] ( c 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] ( d 5 Π i , e 5 Σ +), [ 84Х'Ю/ГЕР ] ( A 7 Π). Обертові константи наведені за даними робіт [ 90BAL/LAU ] ( b 5 Π i , c 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] (a 5 Σ + , d 5 Π i , e 5 Σ +), [ 92VAR/GRA ] ( B 0 та D 0 A 7 Π) та [ 84Х'Ю/ГЕР ] (a 1 A 7 Π).

Для оцінки енергій електронних станів, що не спостерігалися, була використана іонна модель Mn + H - . Відповідно до моделі, нижче 20000 см -1 молекула немає інших станів, крім тих, що вже враховані, тобто. тих станів, які спостерігалися в експерименті та/або отримані в розрахунку [89LAN/BAU]. Вище 20000 см ‑1 модель передбачає велика кількістьдодаткових електронних станів, що належать трьом іонним конфігураціям: Mn + (3d 5 4s)H - , Mn + (3d 5 4p)H - і Mn + (3d 6)H - . Ці стани добре порівнюються зі станами, розрахованими в [ 2006KOS/MAT ]. Енергії станів, оцінені за моделлю, частково точніше, оскільки враховують експериментальні дані. У зв'язку з великою кількістю оцінених станів вище 20000 см -1 вони об'єднані в синтетичні стани при декількох рівнях енергії (див. примітку табл.Mn.4).

Термодинамічні функції MnH(г) були обчислені за рівняннями (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95). Значення Q внта її похідних розраховувалися за рівняннями (1.90) - (1.92) з урахуванням чотирнадцяти порушених станів у припущенні, що Qкільк.вр ( i) = (p i /p X)Qкільк.вр ( X). Коливально-обертальна статистична сума стану X 7 Σ + та її похідні обчислювалися за рівняннями (1.70) - (1.75) безпосереднім підсумовуванням за рівнями енергії. У розрахунках враховувалися всі рівні енергії зі значеннями J< J max ,v де J max, v знаходилося з умов (1.81). Коливально-обертальні рівні стану X 7 Σ + обчислювалися за рівняннями (1.65) значення коефіцієнтів Y kl у цих рівняннях, були розраховані за співвідношенням (1.66) для ізотопічної модифікації, що відповідає природній суміші ізотопів водню з молекулярних постійних 55 Mn 1 H, наведених у табл. Mn.4. значення коефіцієнтів Y kl , а також величини v max та J lim наведено у табл. Mn.5.

Основні похибки розрахованих термодинамічних функцій MnH(г) обумовлені шляхом розрахунку. Похибки у значеннях Φº( T) при T = 298.15, 1000, 3000 і 6000 К оцінюються в 0.16, 0.4, 1.1 і 2.3 Дж × K -1 × моль -1 відповідно.

Термодинамічні функції MnH(г) раніше обчислювалися без урахування збуджених станів до 5000 До роботи [ 74SCH ] і з урахуванням збуджених станів до 6000 До [

D° 0 (MnH) = 140 ± 15 кДж × моль -1 = 11700 ± 1250 см -1 .

Бінарні сполуки.

«Бі» означає два. Бінарні сполуки складаються з двох атомів ХЕ.

Оксиди.

Бінарні сполуки, що складаються з двох ХЕ, один з яких кисеньу ступені окислення - 2 («мінус» два) називаються оксидами.

Оксиди - дуже поширений тип сполук, що містяться в земної кориі у Всесвіті.

Назви оксидів утворюються за схемою:

Назва оксиду = "оксид" + назва елемента в родовому відмінку + (ступінь окислення - римська цифра), якщо змінна, якщо постійна, то не ставимо.

Приклади оксидів.Деякі мають тривіальне (історичне)назву.

1. H 2 O – оксид водню вода

CO 2 - оксид вуглецю (IV) вуглекислий газ (діоксид вуглецю)

CO -оксид вуглецю (II) чадний газ (монооксид вуглецю)

Na 2 O - оксид натрію

Al 2 O 3 - оксид алюмінію глинозем

CuO - оксид міді(ІІ)

FeO - оксид заліза(ІІ)

Fe 2 Про 3 - оксид заліза(III) гематит (червоний залізняк)

Cl 2 O 7 - оксид хлору(VII)

Cl 2 O 5 - оксид хлору(V)

Cl 2 O- оксид хлору(I)

SO 2 - оксид сірки (IV) сірчистий газ

SO 3 - оксид сірки(VI)

CaO - оксид кальцію негашене вапно

SiO 2 - оксид кремнію пісок (кремнезем)

MnO - оксид марганцю(II)

N2O- оксид азоту (I) «звеселяючий газ»

NO-оксид азоту (II)

N2O3-оксид азоту (III)

NO2- оксид азоту (IV) «лисий хвіст»

N2O5 - оксид азоту (V)

Індекси у формулі розставляємо з урахуванням ступеня окиснення ХЕ:

Записати оксиди, розставити ступені окислення ХЕ. Вміти за назвою складати формулу оксиду.

Інші бінарні сполуки.

Летючі водневі сполуки.

У ПС внизу є горизонтальний рядок "Летючі водневі сполуки".
Там перераховані формули: RH4 RH3 RH2 RH
Кожна формула відноситься до своєї групи.

Наприклад, написати формулу летючої водневої сполуки N(азот).

Знаходимо їх у ПС і дивимося, яка формула записана під V групою.

Там RH3. Замість R підставляємо елемент азот, виходить аміак NH3.

Так як до «8» азоту потрібно 3 електрони він відтягує їх у трьох водень ступінь окислення у азоту -3, а у водню +

SiH4 – силан безбарвний газ з неприємним запахом
PH3 – фосфін отруйний газ із запахом гнилої риби

AsH 3 – арсин отруйний газ із часниковим запахом
H2S - сірководень отруйний газ із запахом тухлих яєць
HCl – хлороводеньгаз із різким запахом, що димить у повітрі, його розчин у воді називають соляною кислотою. У малих концентраціях міститься у шлунковому соку.

NH3 аміакгаз із різким дратівливим запахом.

Його розчин у воді називається нашатирним спиртом.

гідриди металів.

Будинки:параграф 19, упр. 3,4 письмово. Формули, як вони утворюються, назви бінарних з'єднань з конспекту знати.

В 1. Встановіть відповідність між формулою речовини та значенням ступеня окислення сірки в ньому:
ФОРМУЛА РЕЧОВИНИ СТУПЕНЬ ОКИСЛЕННЯ
A) NaHSO3 1) -2
Б) SO3 2) -1
B) MgS 3) 0
Г) CaSO3 4) +4 5) +6
В 2. Встановіть відповідність між назвою речовини та видом зв'язку між атомами в ній: НАЗВА РЕЧОВИНИ ВИД ЗВ'ЯЗКУ
А) фторид кальцію 1) ковалентна неполярна
Б) срібло 2) ковалентна полярна
В) оксид вуглецю (IV) 3) іонна
Г) хлор 4) металева
У 3. Встановіть відповідність між електронною конфігурацією зовнішнього енергетичного рівня атомів хімічного елемента і формулою його водневої летючої сполуки:
ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА ФОРМУЛА ЛЕТУЧОГО ВОДОРОДНОГО СПОЛУКА
А) ns2np2 1) HR
Б) ns2np3 2) RH3
В) ns2np4 3) H2R
Г) ns2np5 4) RH4
З 1. Яка маса осаду утворюється при пропущенні 448л вуглекислого газу (н.у.) через надлишок розчину кальцію гідроксиду?

1. Формула вищого оксиду марганцю відповідає загальній формулі:

1) ЕО3
2) Е2О7
3) Е2О3
4) ЕО2
2. Валентність миш'яку в летючому водневому з'єднанні:
1) II
2) III
3) V
4) I

3. Найбільш яскраво металеві властивості виражені у елемента:
1) ІІ групи, побічної підгрупи, 5 періоди.
2) ІІ групи, головної підгрупи, 2 періоди
2) I групи, головної підгрупи, 2 періоди
4) I групи, головної підгрупи, 3 періоди.

4. Ряд, у якому елементи розташовані в порядку зростання електронегативності це:
1) AS, N, P
2) P, Si.Al
3) Te, Sc, S
4) F, Cl,Br

електронна формула зовнішнього електронного шару атома хімічного елемента....3s23p5.визначте цей елемент,складайте формули його вищого оксиду

Які властивості (основні, кислотні або амфотерні) вони мають? складіть його графічну формулу і визначте валентні можливості атома цього хімічного елемента

Допоможіть будь ласка розписати елемент,за планом:) Sr

1) назва хімічного елемента, його символ
2) Відносна атомна маса (округліть до цілого числа)
3) порядковий номер
4) заряд ядра атома
5) число протонів і нейтронів у ядрі атома
6) загальна кількість електронів
7) номер періоду, в якому розташований елемент
8) номер групи та підгрупа (головна та побічна), в якій розташований елемент
9) схема будови атома (розподіл електронів за електронними шарами)
10) електронна конфігурація атома
11) хімічні властивості простої речовини (метал або неметал), порівняння характеру властивостей із сусідами за підгрупою та періодом
12) максимальний ступінь окислення
13) формула вищого оксиду та його характер (кислотний, амфотерний, основний), характерні реакції
14) формула вищого гідроксиду та його характер (кислотний, амфотерний, основний), характерні реакції
15) мінімальний ступінь окислення
16) формула летючого водневого з'єднання

1. Ядро атома криптону-80, 80 Kr, містить: а) 80р та 36n; б) 36p u 44e; в) 36p і 80n; г) 36p u 44n

2. Три частинки: Ne0, Na+ u F- мають однакове:

А) кількість протонів;

Б) число нейтронів;

в) масове число;

Г) кількість електронів.

3. Найбільший радіус має іон:

4. З наведених нижче електронних формул виберіть ту, що відповідає d-елементу 4-го періоду: а) ..3s23p64s23d5;

Б)..3s23p64s2;

В) ... 3s23p64s23d104s2;

Г)..3s23p64s23d104p65s24d1.

5. Електронна формула атома 5s24d105p3. Формула його водневої сполуки:

6. З наведених нижче електронних формул виберіть ту, яка відповідає елементу, що утворює вищий оксид складу R2O7:

В)..3s23p64s23d5;

Г)..4s23d104p2.

7. Ряд елементів, розташованих у порядку посилення неметалічних властивостей:

А) Mg, Si, Al;

8. Найбільшою схожістю фізичних та хімічних властивостеймають прості речовини, утворені хімічними елементами:

9. Характер оксидів у ряду P2O5 – SiO2 – Al2O3 – MgO змінюється:

А) від основного до кислотного;

Б) від кислотного до основного;

в) від основного до амфотерного;

г) від амфотерного до кислотного.

10. Характер вищих гідроксидів, утворених елементами головної підгрупи 2 групи зі збільшенням порядкового номера змінюється:

а) від кислотного до амфотерного;

Б) від основного до кислотного;

В) від амфотерного до основного;

Г) від кислотного до основного.

Оксид марганцю(II)- MnO – нижчий оксид марганцю, монооксид.

Основний оксид. Чи не розчинний у воді. Легко окислюється з утворенням тендітної оболонки MnO2. Відновлюється до марганцю під час нагрівання з воднем або активними металами.

Оксид марганцю(II) можна отримати прожарюванням при температурі 300 °C кисневмісних солей марганцю(II) в атмосфері інертного газу. З поширеного MnO 2 його отримують через часткове відновлення при 700-900 °C воднем або чадним газом.

Гідроксид марганцю(II)- неорганічна сполука, гідроксид металу марганцю з формулою Mn(OH) 2 , світло-рожеві кристали, які не розчиняються у воді. Виявляє слабко основні властивості. Окиснюється на повітрі.

Утворюється гідроксид марганцю (II) при взаємодії його солей із лугами:

Хімічні властивості.

· Гідроксид марганцю (II) легко окислюється на повітрі до бурого оксогідроксіду марганцю, який далі розкладається на оксид марганцю (IV):

· Гідроксид марганцю (II) має основні властивості. Він реагує з кислотами та кислотними оксидами:

· Гідроксид марганцю (II) має відновлювальні властивості. У присутності сильних окислювачів він може окислюватися до перманганату:

Оксид марганцю(III)- неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою Mn 2 O 3 , коричнево-чорні кристали, які не розчиняються у воді.

Отримання.

· У природі зустрічаються мінерали брауніт, курнакіт та біксбіїт - оксид марганцю з різними домішками.

· Окислення оксиду марганцю(II):

· Відновлення оксиду марганцю (IV):

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· При розчиненні в кислотах – диспропорціонує:

· При сплавленні з оксидами металів утворює солі манганіти:

Чи не розчиняється у воді.

Гідроксид марганцю (III) –Mn 2 O 3ּ Н 2 Проабо MnО(OH)зустрічається у природі у вигляді мінералу манганіту(Бура марганцева руда). Штучно отриманий гідроксид марганцю (III) застосовують як чорно-буру фарбу.

При взаємодії з кислотними окисниками утворюється солі марганцю.

Солі марганцю (II), як правило, добре розчиняються у воді, крім Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .

Сульфат марганцю(II) MnSO 4 - сіль білого кольору, одна з найбільш стійких сполук марганцю (II). У вигляді кристалогідрату MnSO 4 7Н 2 O зустрічається в природі. Він використовується при фарбуванні тканин, а також поряд з хлоридом марганцю (II) MnСl 2 – для отримання інших сполук марганцю.

Карбонат марганцю(II) MnCO 3 зустрічається в природі у вигляді марганцевого пшата і використовується в металургії.

Нітрат марганцю(II) Mn(NO 3) 2 отримують лише штучним шляхом і використовують для поділу рідкісноземельних металів.

Солі марганцю є каталізаторами окисних процесів, що відбуваються за участю кисню. Вони застосовуються в сикативах. Лляна оліяз додаванням такого сикативу називається оліфою.

Оксид марганцю(IV) (діоксид марганцю) MnO 2 - порошок темно-коричневого кольору, нерозчинний у воді. Найбільш стійке з'єднання марганцю, широко поширене у земній корі (мінерал піролюзит).

Хімічні властивості.

За звичайних умов поводиться досить інертно. При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору:

З сірчаною та азотною кислотами MnO 2 розкладається з виділенням кисню:

При взаємодії із сильними окислювачами діоксид марганцю окислюється до сполук Mn 7+ і Mn 6+ :

Діоксид марганцю виявляє амфотерні властивості. Так, при окисленні сірчанокислого розчину солі MnSO 4 перманганатом калію у присутності сірчаної кислоти утворюється чорний осад солі Mn(SO 4) 2 .

А при сплавленні з лугами та основними оксидами MnO 2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі - манганіти:

Є каталізатором розкладання пероксиду водню:

Отримання.

У лабораторних умовах одержують термічним розкладанням перманганату калію:

Також можна отримати реакцію перманганату калію з пероксидом водню. На практиці MnO 2, що утворився, каталітично розкладає пероксид водню, внаслідок чого реакція до кінця не протікає.

При температурі вище 100 °C відновлення перманганату калію воднем:

64. З'єднання марганцю (VI), способи одержання та властивості. Оксид марганцю (VII), марганцова кислота та перманганати – одержання, властивості, застосування.

Оксид марганцю(VI)- неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою MnO 3 , темно-червона аморфна речовина, що реагує з водою.

Утворюється при конденсації фіолетових пар, що виділяються при нагріванні розчину перманганату калію в сірчаній кислоті:

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· Реагує з водою:

· З лугами утворює солі – манганати:

Гідроксид марганцю (VI)виявляє кислотний характер. вільна марганцева (VI) кислота нестійка та диспропорціонує у водному розчині за схемою:

3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .

Манганати (VI)утворюються при сплавленні діоксиду марганцю з лугом у присутності окислювачів і мають смарагдово-зелене забарвлення. У лужному середовищі манганати (VI) досить стійкі. При розведенні лужних розчинів відбувається гідроліз, що супроводжується диспропорціюванням:

3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O(ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .

Манганати (VI) - сильні окислювачі, що відновлюються в кислому середовищі до Mn(II),а в нейтральному та лужному середовищах – до MnO 2 .Під дією сильних окислювачів манганати (VI) можуть бути окислені до Mn(VII):

2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .

При нагріванні вище 500 о С манганат (VI) розпадається на продукти:

манганат (IV) та кисень:

2К 2 MnO 4(т) → До 2 MnO 3(т) + О 2(г) .

Оксид марганцю(VII) Mn 2 O 7- зеленувато-бура масляниста рідина (t пл = 5,9 ° C), нестійкий при кімнатній температурі; сильний окислювач, при зіткненні з горючими речовинами спалахує їх, можливо вибухом. Вибухає від поштовху, від яскравого спалаху світла, при взаємодії з органічними речовинами. Отримати оксид марганцю(VII) Mn 2 O 7 можна дією концентрованої сірчаної кислоти на перманганат калію:

Отриманий оксид марганцю(VII) нестійкий і розкладається на оксид марганцю(IV) та кисень:

Одночасно виділяється озон:

Оксид марганцю(VII) взаємодіє з водою, утворюючи марганцову кислоту, яка має фіолетово-червоне забарвлення:

Безводну марганцову кислоту отримати не вдалося, в розчині вона стійка до концентрації 20%. Це дуже сильна кислота, Здається ступінь дисоціації в розчині концентрації 0,1 моль/дм 3 дорівнює 93%.

Марганцева кислота – сильний окислювач . Ще енергійніше взаємодіє Mn 2 O 7, горючі речовини при зіткненні з ним спалахують.

Солі марганцової кислоти називаються перманганати . Найбільш важливим є перманганат калію, він є дуже сильним окислювачем. З його окисними властивостями по відношенню до органічних та неорганічних речовин часто доводиться зустрічатися у хімічній практиці.

Ступінь відновлення перманганат-іона залежить від характеру середовища:

1) кисле середовище Mn (II) (солі Mn 2+)

MnO 4 - +8H + +5? = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B

2) нейтральне середовище Mn (IV) (оксид марганцю (IV))

MnO 4 - +2H 2 O+3?=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B

3) лужне середовище Mn (VI) (манганати M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē = MnO 4 2-, Е 0 = +0.56B

Як видно, найбільш сильні окисні властивості перманганати виявляють у кислому середовищі.

Утворення манганатів відбувається в сильнолужному розчині, що забезпечує пригнічення гідролізу K 2 MnO 4. Оскільки реакція зазвичай проходить у досить розведених розчинах, кінцевим продуктом відновлення перманганату в лужному середовищі, як і в нейтральному, є MnO 2 (див. диспропорціонування).

При температурі близько 250 о С перманганат калію розкладається за схемою:

2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(г)

Перманганат калію застосовується як антисептичний засіб. Водні розчини його різної концентрації від 0,01 до 0,5% застосовуються для дезінфекції ран, полоскання горла та інших антизапальних процедур. Успішно 2 - 5% розчини перманганату калію використовуються при опіках шкіри (шкіра підсушується, і міхур не утворюється). Для живих організмів перманганати є отрутою (викликають коагуляцію білків). Їх знешкодження виробляють 3%-ним розчином Н 2 Про 2, підкисленим оцтовою кислотою:

2KMnO 4 +5Н 2 Про 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 Про+ 5O 2

65. Сполуки ренію (II), (III), (VI). Сполуки ренію (VII): оксид, ренієва кислота, перренати.

Оксид ренію(II)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою ReO, чорні кристали, які не розчиняються у воді, утворює гідрати.

Гідрат окису ренію ReO H 2 O утворюється при відновленні кадмієм ренієвої кислоти в кислому середовищі:

Оксид ренію(III)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою Re 2 O 3 , чорний порошок, не розчинний у воді, утворює гідрати.

Отримують гідролізом хлориду ренію(III) у лужному середовищі:

Легко окислюється у воді:

Оксид ренію(VI)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою ReO 3 темно-червоні кристали, не розчинні у воді.

Отримання.

· Конпропорціонування оксиду ренію (VII):

· Відновлення оксиду ренію(VII) монооксидом вуглецю:

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· Окислюється концентрованою азотною кислотою:

· З гідроксидами лужних металів утворює ренити та перренати:

· Окислюється киснем повітря:

· Відновлюється воднем:

Оксид ренію(VII)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою Re 2 O 7 світло-жовті гігроскопічні кристали, розчиняється в холодній воді, реагує з гарячою.

Отримання.

· Окислення металевого ренію:

· Розкладання при нагріванні оксиду ренію (IV):

· Окислення оксиду ренію(IV):

· Розкладання при нагріванні ренієвої кислоти:

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· Реагує з гарячою водою:

· Реагує з лугами з утворенням перренатів:

· Є окислювачем:

· Відновлюється воднем:

· Конпропорціонує з ренією:

· Реагує з монооксидом вуглецю:

Ренієва кислота- неорганічна сполука, кисневмісна кислота з формулою HReO 4 існує тільки у водних розчинах, утворює солі перренати.

Переведення ренію з малорозчинних сполук, таких, як ReO і ReS2, розчин здійснюється кислотним розкладанням або лужним сплавленням з утворенням розчинних перренатів або ренієвої кислоти. І навпаки, вилучення ренію з розчинів проводять осадженням його у вигляді малорозчинних перренатів калію, цезію, талію та ін. Велике промислове значення має перренат амонію, з якого у вигляді відновлення воднем отримують металевий реній.

Ренієва кислота виходить при розчиненні Re2O7 у воді:

Re2O7 + H2O = 2HReO4.

Розчини ренієвої кислоти отримані також розчиненням металевого ренію в перекисі водню, бромної води та азотної кислоти. Надлишок перекису видаляють кип'ятінням. Ренієва кислота виходить при окисленні нижчих оксидів і сульфідів з перренатів з використанням іонного обміну та електродіалізу. Для зручності таблиці 2 наведено значення щільностей розчинів ренієвої кислоти.

Ренієва кислота стійка. На відміну від хлорної та марганцевої кислот має дуже слабкі окислювальні властивості. Відновлення її зазвичай проходить повільно. Як відновники використовуються амальгами металів, хімічні агенти.

Перренати менш розчинні і термічно стійкіші, ніж відповідні перхлорати та перманганати.

Найменшу розчинність мають перренати талію, цезію, рубідії та калію.

Перренати Tl, Rb, Cs, K, Ag – малорозчинні речовини, перренати ,Ba, Pb (II) мають середню розчинність, перренати Mg, Ca, Cu, Zn, Cd і т.п. дуже добре розчиняються у воді. У складі перренатів калію та амонію реній виділяється з промислових розчинів.

Перренат калію KReO4 – дрібні безбарвні гексагональні кристали. Плавиться без розкладання при 555 °, при більш високій температурівипаровується, частково дисоціюючи. Розчинність солі у водному розчині ренієвої кислоти вища, ніж у воді, тоді як у присутності H2SO4 вона практично не змінюється.

Перренат амонію NH4ReO4 виходить при нейтралізації ренієвої кислоти аміаком. Порівняно добре розчиняється у воді. При кристалізації розчинів утворює з KReO4 безперервні тверді розчини. При нагріванні на повітрі розкладається, починаючи з 200°, даючи сублімацію, що містить Re2O7 і чорний залишок ReO2. При розкладанні в інертній атмосфері утворюється тільки оксид ренію (IV) за реакцією:

2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.

При відновленні солі воднем виходить метал.

З солей ренієвої кислоти з органічними основами відзначимо перренат нітрону C20H17N4ReО4, що має дуже малу розчинність в ацетатних розчинах, особливо в присутності надлишку ацетату нітрону. Утворення цієї солі використовується для кількісного визначення ренію.