1.22 Подгруппа марганца

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	 г/см3	tпл. C	tкип. C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
25	Марганец Mn	[Ar] 3d54s2	7,45	1244	1962	1,6	0,131	+2,+3,+4, +5,+6,+7
43	Технеций Tc	[Kr] 4d55s2	11,5	2172	4876	1,36	0,136	+2,+3,+4, +5,+6,+7
75	Рений Re	[Xe] 4f145d56s2	20,53	3180	5600	1,46	0,137	+3,+4,+5, +6,+7

 Физические свойства

Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

 Химические свойства

1.      В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

  Mn + 2H⁺  Mn²⁺ + H₂­

 Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

  3Tc + 7HNO₃  3HTcO₄ + 7NO­ + 2H₂O

2. С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (ro – основные; r2o7 – кислотные, им соответствуют кислоты hro4). Марганец и его соединения

Получение

Алюмотермия: 3MnO₂ + 4Al  2Al₂O₃ + 3Mn

 Химические свойства

Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

  Mn + S  MnS

Растворяется в кислотах:

Mn + 2HCl  MnCl₂ + H₂­

(При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

 

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO₂ водородом:

  MnO₂ + H₂  MnO + H₂O

Гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂ - светло-розовое нерастворимое в воде основание:

  MnSO₄ + 2NaOH  Mn(OH)₂ + Na₂SO₄

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)₂ + 2HCl  MnCl₂ + 2H₂O 

На воздухе Mn(OH)₂ быстро темнеет в результате окисления

 При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn²⁺ в MnO₄^-:

  2Mn(OH)₂ + 5Br₂ + 12NaOH  –^кат.CuSO4  2NaMnO₄ + 10NaBr + 8H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃  2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃  2HMnO₄ + 5NaNO₂ + 5Bi(NO₃)₃ + 7H₂O

Оксид марганца (IV) MnO₂ - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

  Mn(NO₃)₂  –^t  MnO₂ + 2NO₂­

 При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn₂O₃ (при 600C) или Mn₃O₄ (при 1000C).

Сильный окислитель: MnO₂ + 4HCl  MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

 При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

  MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃  –^t Na₂MnO₄ + NaNO₂ + CO₂­

 

Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

 

Na₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH  Na₂SO₄ + 2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

 

Гидролиз манганатов протекает по схеме:

 

3K₂MnO₄ + 2H₂O  2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

 

	MnO2		MnO42-		MnO4-
		SO32- ––		Cl2 ––
раствор 				 раствор		 раствор
	бурый осадок		H+­OH-
		раствор	бурый осадок

 

3MnO₄^2- + 2H₂O  2MnO₄^- + MnO₂ + 4OH^-

 

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

 Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический KMnO₄ (марганцевая кислота HMnO₄  нестабильна):

2KMnO₄ + H₂SO₄  Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

 При растворении в щелочах образует перманганаты:

  Mn₂O₇ + 2KOH  2KMnO₄ + H₂O

 Перманганат калия KMn⁺⁷O₄ -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

  2KMnO₄  –^t K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

 Задачи:

1. В каком из природных минералов - MnO₂ (пиролюзит) или МnCO3 ( марганцевый шпат) – больше массовая доля (в%) марганца?

2. Технический марганец можно получить алюминотермическим способом

3Mn3O₄ + 8Al  4Al₂O₃ + 9Mn + 2500кДж

Напишите электронную схему для этойокислительно-восстановительной реакции. Сколько марганца образуется и сколько теплоты выделится, если в реакцию вступит оксид марганца массой 45,8 г?

3. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций

Mn(OH)₂ + Br₂ + NaOH    NaMnO₄ +NaBr + H₂O

Mn(NO₃)₂ + PbO₂ + HNO₃  HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + H₂O

Mn(NO₃)₂ + NaBiO₃ + HNO₃  HMnO₄ + NaNO₂ + Bi(NO₃)₃ + H₂O

4. Осуществите превращения:

Mn →MnSO₄→ H2MnO₄→ MnO₂→ МnCI2

Mn → Mn(OH)₂ → Mn(NO₃)₂→ HMnO₄→ MnO₂

1.23 ПОДГРУППА ХРОМА

 Свойства элементов подгруппы хрома

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	 г/см3	tпл. C	tкип. C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
24	Хром Cr	[Ar] 3d54s1	7,2	1857	2672	1,56	0,125	+1,+2,+3, +4,+5,+6
42	Молибден Mo	[Kr] 4d55s1	10,2	2610	2560	1,3	0,135	+1,+2,+3, +4,+5,+6
74	Вольфрам W	[Xe] 4f145d46s2	19,3	3410	5660	1,4	0,141	+1,+2,+3, +4,+5,+6

 Физические свойства

 Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.

Вольфрам - самый тугоплавкий из известных металлов.

 Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.

С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов законо-мерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO₃ соответствуют кислоты H₂RO₄.

В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.