Контрольні питання та завдання

1. Складіть електронну формулу атома Сульфура. Які ступені окиснення та валентності проявляє Сульфур у сполуках. Наведіть відповідні приклади.

2. Напишіть рівняння реакцій:

1. KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ →

2. KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ →

3. Ag + H₂SO_4(р.) →

4. H₂S + Cl₂ + H₂O →

5. Na₂SO₃ + HCl →

6. KJ + H₂SO_4(к.) →

7. Zn + H₂SO_4(р.) →

8. Zn + H₂SO_4(к.) →

9. C + H₂SO_4(к.) →

10. SO₂ + J₂ + H₂O →

11. Na₂S₂O₃ + H₂O₂ →

3. Визначте, як впливає на стан рівноваги реакції 2SO_2(газ)+O_2(газ)  2SO_3(газ):

а) підвищення тиску при сталій температурі; б) підвищення температури при сталому тиску?

4. Охарактеризуйте Сульфур у зв’язку з його місцем у періодичній системі Д.І.Менделєєва.

5. Укажіть, як реагує сульфатна кислота з металами? Напишіть рівняння реакцій кислоти (розведеної, концентрованої) з магнієм, залізом, міддю. Визначте, чи впливає температура на ці перетворення? Якщо так, то як саме?

6. До якого об’єму треба довести розчин, що містить 25 г мідного купоросу CuSO₄ ∙5H₂O, для одержання 0,5 н розчину?

Лабораторна робота № 13. Хімія елементів та їх сполуки. Дослідження властивостей сполук мангану та хрому.

Мета роботи: вивчити хімічні властивості сполук мангану та хрому та способів їх добування..

Матеріали і обладнання: розчини солей: манган(ІІ) сульфату (MnSO₄) 0,5 н, калій перманганату (KMnO₄) 0,5 н; натрій гідроксид (NaOH) 2 н, хлоридна кислоти (HCl) 2 н, сульфатна кислоти (H₂SO₄) 2 н, гідроген пероксиду (H₂O₂) 10 %; манган(IV) оксид (MnO₂) кристалічний, натр їдкий (NaOH) кристалічний, калій нітрат (KNO₃) кристалічний, дистильована вода; штатив з пробірками, скляні палички.

Теоретичний мінімум

Манган належить до елементів d-електронної родини і знаходиться в VII В групі четвертого періоду. Будова валентного шару 4s²3d⁵. Характерні ступені окиснення Мангану в сполуках +2, +4, +7, але легко можуть бути отримані сполуки, в яких Манган проявляє ступінь окиснення 0, +3, +5 і +6. Вміст його в земній корі визначається в 8 - 10^-2 % (мас.).

Марганець – сріблясто-білий твердий крихкий метал. Його густина 7,44 г/см³, температура плавлення 1245 ⁰С. Стандартний електродний потенціал системи Мn/Mn²⁺ дорівнює -1,18 В, тому марганець є досить сильним відновником. На повітрі марганець вкривається тонкою оксидною плівкою, що захищає його від подальшого окиснення, але в порошкоподібному стані окиснюється до MnO₂. Марганець активно взаємодіє з галогенами, азотом, сіркою і фосфором з утворенням галогенідів, нітридів, сульфідів і фосфідів різноманітного складу:

ЗМn + N₂ = Mn₃N₂;

ЗМn +2Р = Мn₃Р₂

За звичайних умов оксидна плівка захищає марганець від дії води, порошкоподібний же марганець при нагріванні розкладає воду з виділенням водню й утворенням манган(IV) гідроксиду:

Мn + 2Н₂О = Мn(ОН)₂ + Н₂

З розведеними кислотами (крім HNO₃) марганець взаємодіє з виділенням водню (роль окисника виконує Н⁺):

Мn + 2НСl = МnСl₂ + Н₂

З концентрованими сульфатною та нітратною кислотами мають місце реакції:

Мn + 2Н₂SО_4(к) = MnSO₄ + SO₂ + 2Н₂О;

3Мn + 8HNO_3(K) =3Mn(NO₃)₂+2NO + 4Н₂О

Ці реакції відбуваються тільки при нагріванні, оскільки на холоді названі кислоти пасивують метал (вкривають щільною плівкою оксиду металу).

Марганець утворює чотири прості оксиди (MnO, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₂O₇) і один змішаний оксид Mn₃O₄

(або MnO  Mn₂O₃).

MnO Mn₂O₃ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇

основний основний амфотерний кислотний кислотний

Також змінюються основно-кислотні властивості гідроксидів:

Mn(OH)₂ Mn(OH)₃ Mn(OH)₄ або H₂MnO₃ H₂MnO₄ HMnO₄

Основа основа амфоліт кислота кислота

Манган(II) оксид (МnО) основний оксид зеленого кольору, на повітрі з часом окиснюється, легко розчиняється у кислотах з утворенням солей марганцю(II).

Під дією сильних окисників Мn⁺² окиснюється до Мn⁺⁷:

2Mn(NО₃)₂ + 5(NH₄)₂S₂О₈ +8H₂O = 2НМnО₄ + 5(NH₄)₂SO₄ + 5H₂SO₄ + 4HNO₃

Розчин забарвлюється у рожево-фіолетовий колір внаслідок утворення МnО₄^- іонів.

У переважній більшості сполуки мангану(III) дуже нестійкі і не мають практичного значення.

Манган(IV) оксид (МnО₂) найбільш стійкий з усіх оксидів Мангану. Він трапляється у природі у вигляді мінералу піролюзиту. МnО₂ - амфотерний оксид. Але як кислотні, так і основні властивості його виявлені слабко.

Кисневі сполуки манган(VI) вважаються похідними від манганатної кислоти Н₂МnО₄, ангідридом якої повинен бути марган(VI) оксид. Але ні кислоту, ні оксид у вільному стані не одержано. Манганати забарвлюють розчини у зелений колір (колір іонів МnО₄^2-). З часом забарвлення розчину змінюється від зеленого до синього і навіть фіолетового внаслідок гідролізу манганатів. Манганати є сильними окисниками, відновлюючись у кислому середовищі до Мn²⁺, а у нейтральному та лужному - до МnО₂.

Вищу кисневу сполуку мангану - Мn₂О₇ - можна одержати при дії холодної концентрованої сульфатної кислоти на перманганат калію:

2KMnO₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Mn₂O₇ + Н₂О

Манган(VII) оксид - дуже сильний окисник (в контакті з ним папір, спирти, етери самозаймаються). При взаємодії Мn₂О₇ з водою утворюється перманганатна кислота:

Мn₂О₇ + Н₂О = 2НМnО₄

Це дуже сильна кислота (трохи поступається НСlО₄). Солі - перманганати, мають характерне фіолетове забарвлення, стійкі у водних розчинах і є дуже сильними окисниками. При цьому ступінь відновлення марганцю залежить від умов перебігу окисно-відновних реакцій і в першу чергу від рН середовища:

кисле MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5е → Mn²⁺ + 4H₂O,  φо = 1,531 В; 

нейтральне  MnO₄⁻ + 2H₂O + 3е → MnO₂ + 4OH^-,  φо = 0,621 В; 

лужне   MnO₄⁻ + 1е → MnO₄^2-, φо = 0,558 В. 

Біологічна роль Мангану

Впливає на ріст людини. Необхідний для утворювання кісток, збереження репродуктивної функції організму, метаболізму глюкози та ліпідів. Входить до складу ферментних систем, які виконують окисно-відновні реакції внутрішньоклітинного обміну. В організмі людини міститься 20 мг мангану, найбільше в кістках, решта - в тканинах і мозку. При дефіциті порушується фосфорно-кальцієвий обмін, що призводить до розвитку рахіту. Марганець прискорює утворення антитіл, посилює синтез гормонів щитоподібної залози, позитивно впливає на засвоєння йоду. Його сполуки використовують при невритах. Найбільше його у крупах, борошні, малині, смородині, капусті і горосі.

Хром – d-елемент VІ групи, як проста речовина – метал середньої активності (φо = -0,74 В). Він взаємодіє з кислотами-неокисниками, але пасивується в концентрованих кислотах-окисниках: азотній, сірчаній, хлорній (HClO₄) і хлорнуватій HClO₃. Характерними ступенями окиснення Хрому в сполуках є +2, +3 і +6, але найбільш поширеними і стійкими є сполуки Хрому +3. 

Оксид і гідроксид хрому(II) проявляють основні властивості і є сильними відновниками. Сполуки хрому(III) є найстійкішими і найчисленнішими. Оксид і гідроксид хрому(III) є амфотерними основами. З кислотами і розчинами лугів хрому(III) оксид практично не взаємодіє, але в процесі спікання з калій карбонатом і лугами утворює хроміти (наприклад К₂СrО₂). 

Свіжовиготовлений хрому(III) гідроксид легко розчиняється і в розчинах кислот, і в розчинах лугів з утворенням аквакомплексних і гідроксокомплексних солей, наприклад: 

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ + 6H₂O = [Cr(H₂O)₆]₂(SO₄)₃

Cr(OH)₃ + 3KOH = K₃[Cr(OH)₆]

У ступені окиснення +6 Хром утворює сполуки, властиві неметалам: це хромовий ангідрид CrO₃, хромова Н₂CrO₄ і дихромова Н₂Cr₂O₇ кислота і солі цих кислот. Вони відомі своїми окисними властивостями, які особливо помітні в кислому середовищі : 

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6е- = 2Cr³⁺ + 7H₂O, φо = +1,33 B

Біологічна роль Хрому

Хром відіграє важливу біологічну роль в організмі людини. Він позитивно впливає на процеси кровотворення, а також на ферментативні системи. У складі ферменту трипсину Хром бере участь у процесі травлення. Вченими встановлено, що вилучення Хрому з харчового раціону тварин приводить до підвищення у крові та сечі глюкози. Додавання Хрому до їжі хворим на діабет нормалізує вуглеводний обмін. Хром в організм людини потрапляє з такими продуктами харчування, як соя, кукурудзяна та вівсяна крупи. Добова потреба організму в Хромі становить 5-10 мг на добу.