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

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

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn²⁺, в нейтральной – до Mn⁺⁴O₂, а в щелочной – до Mn⁺⁶O₄^2-.

(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^-, SO₄^2-).

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.