Побочная подгруппа VII группы

 

Свойства элементов подгруппы марганца

 

Атомный номер Название Электронная конфигурация   r г/см3 t°пл. °C t°кип. °C ЭО Атомный радиус, нм Степень окисления
Марганец Mn [Ar] 3d54s2 7,45 1,6 0,131 +2,+3,+4, +5,+6,+7
Технеций Tc [Kr] 4d55s2 11,5 1,36 0,136 +2,+3,+4, +5,+6,+7
Рений Re [Xe] 4f145d56s2 20,53 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

 

Марганец

 

Электронная конфигурация валентного слоя

 

 

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).

 

Соединения Mn(II)

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

Mn2+ + 2OH- ® Mn(OH)2

 

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)2 + 2HCl ® MnCl2 + 2H2O

Mn(OH)2 + 2H+ ® Mn2+ + 2H2O

 

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

 

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O ® 2[MnO2 • 2H2O]

 

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

 

(смотри тему "Окислительно - восстановительные реакции

", упражнения 3 и 7).

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      

 

3MnO42- + 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

 

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn2+, в нейтральной – до Mn+4O2, а в щелочной – до Mn+6O42-.

(смотри тему "Окислительно-восстановительные реакции")

СОЛИ, класс химических соединений. Общепринятого определения понятия “Соли”, так же как и терминов “кислоты и основания”, продуктами взаимодействием которых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как продукты замещения протонов водорода кислоты на ионы металлов, NH4+, СН3NН3+ и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl-, SO42-).

Классификация

Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na2SO4, MgCl2, неполного-кислые или основные соли, например KHSO4, СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO4)2 •12H2O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K4[Fe(CN)6].

Физические свойства

Типичные соли - кристаллические вещества с ионной структурой, например CsF Существуют также ковалентные соли, например АlСl3. В действительности характер химической связи ,v многих солей смешанный.

По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, за исключением солей поливалентных металлов, гидролизующихся в воде, многие кислые соли.