Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

В периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева железо Fe расположено в 4-м периоде VIII группы побочной подгруппы.

Распределение электронов по электронным слоям в атоме железа выглядит так:

В основном состоянии.

В возбужденном состоянии.

В атоме железа четыре электронных слоя. Электронами заполняется d–подуровень третьего слоя, на нём находится 6 электронов, а на четвёртом слое s–подуровне находится 2 электрона. В соединениях железо проявляет степени окисления +2 и +3.

Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.

Физические свойства.

Железо — типичный металл, блестящий серебристо-белый металл, его плотность 7,87 г\см3, т.пл. 1539 С. Обладает хорошей пластичностью. Железо легко намагничивается и размагничивается, а потому применяется в качестве сердечников динамомашин и электромоторов. Железо состоит из четырех стабильных изотопов с массовыми числами 54,56,57 и 58. Железо относится к умеренно тугоплавким металлам. В ряду стандартных электродных потенциалов железо стоит до водорода и легко реагирует с разбавленными кислотами.

Далее целесообразно отметить, что железо — после алюминия — самый распространенный в природе металл (общее содержание в земной коре — 4,65% по массе). Известно большое число минералов, в состав которых входит железо: магнетит (магнитный железняк) — Fe3O4, гематит (красный железняк) — Fe2O3, железный шпат (сидерит) — FeCO3, железный колчедан — FeS2 и др.

Химические свойства.

Для железа характерны степени окисления — +2 и +3.

Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)₂. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель.

Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe₂O₃ и коричневый гидроксид Fe(OH)₃. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe³⁺ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH)₃ растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe₂O₃ реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли несуществующей в свободном виде кислоты HFeO₂):

Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.

Кроме того, существует оксид Fe₃O₄, формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe⁺²(Fe⁺³O₂)₂.

Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (например, K₂FeO₄). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.

Свойства простого вещества.

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe₂O₃·xH₂O.

Взаимодействует с кислотами.

· С соляной кислотой:

· С разбавленной серной кислотой:

· Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. C концентрированной серной кислотой взаимодействует только при нагревании:

· Взаимодействие с кислородом:

· Сгорание железа на воздухе:

· Сгорание в чистом кислороде:

· Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо:

· Взаимодействие с порошком серы при нагревании:

· Взаимодействие с галогенами при нагревании:

· Горение в хлоре:

· При повышенном давлении паров брома:

· Взаимодействие с йодом:

· Взаимодействие с неметаллами:

· С азотом при нагревании:

· С фосфором при нагревании:

· С углеродом:

· С кремнием:

· Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром:

· Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей:

· Железо восстанавливает соединения железа(III):

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (η5-C5H5)2Fe.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

Соединения железа (II).

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6Н₂O.

Реактивом на ионы Fe²⁺ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe²⁺ и [Fe(CN)₆]³⁻ выпадает осадок гексацианоферрата (III) калия-железа (II) (берлинская лазурь):

который внутримолекулярно перегруппировывается в гексацианоферрат (II) калия-железа (III):

Соединения железа (III).

Оксид железа(III) Fe2O3 – самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа.

Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe (OH)2, основание Fe(OH)3, которое реагирует с кислотами:

Соли Fe3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe3+ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.

Ион Fe3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практически полностью осаждается в виде Fe(OH)3:

При частичном гидролизе иона Fe3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.

Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)3.

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe2O3 образует разнообразные ферриты:

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 — железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 — железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe3+ с неорганическими тиоцианатами SCN−. При этом образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа [Fe(SCN)]2+, [Fe(SCN)2]+, Fe(SCN)3, [Fe(SCN)4]-.[21] Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.

Другим качественным реактивом на ионы Fe3+ служит гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe3+ и [Fe(CN)6]4− выпадает ярко-синий осадок гексацианоферрата (II) калия-железа (III):

Количественно ионы Fe3+ определяют по образованию красных (в слабокислой среде) или жёлтых (в слабощелочной среде) комплексов с сульфосалициловой кислотой. Эта реакция требует грамотного подбора буферов, так как некоторые анионы (в частности, ацетат) образуют с железом и сульфосалициловой кислотой смешанные комплексы со своими оптическими характеристиками.

Соединения железа (VI).

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи:

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:

Ферраты — сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.

Нахождение в природе: в земной коре железо распространено достаточно широко — на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит, Fe2O3; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe3О4; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO2·nH2O), а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, FeСО3; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита FeS2 (другие названия — серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют. По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. В морской воде 1·10–5 — 1·10–8% железа.

Биологическая роль.

Железо — незаменимый компонент гемоглобина, миоглобина, цитохромов, пероксидаз и каталаз. Комплекс железа и трансферрина связывается со специфическими рецепторами на мембранах пролифе-рирующих эритроидных клеток, и железо поступает внутрь клетки. При дефиците железа в организме образуются эритроциты с недостаточным содержанием гемоглобина, поэтому основное проявление недостатка железа — гипохромная анемия. Лечение препаратами железа приводит к постепенной регрессии клинических (например, слабости, быстрой утомляемости, головокружения, тахикардии, болезненности и сухости кожных покровов) и лабораторных симптомов.

Железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Однако железобактерии, использующие энергию окисления железа (II) в железо (III) для хемосинтеза, могут накапливать в своих клетках до 17-20% железа. Основная биологическая функция железа — участие в транспорте кислорода (O) и окислительных процессах. Эту функцию железа выполняет в составе сложных белков — гемопротеидов, простетической группой которых является железопорфириновый комплекс — гем. Среди важнейших гемопротеидов дыхательные пигменты гемоглобин и миоглобин, универсальные переносчики электронов в реакциях клеточного дыхания, окисления и фотосинеза цитохромы, ферменты каталоза и пероксида, и других. У некоторых беспозвоночных железосодержащие дыхательные пигменты гелоэритрин и хлорокруорин имеют отличное от гемоглобинов строение. При биосинтезе гемопротеидов железо переходит к ним от белка ферритина, осуществляющего запасание и транспорт железа. Этот белок, одна молекула которого включает около 4 500 атомов железа, концентрируется в печени, селезенке, костном мозге и слизистой кишечника млекопитающих и человека. Суточная потребность человека в железе (6-20 мг) с избытком покрывается пищей (железом богаты мясо, печень, яйца, хлеб, шпинат, свекла и другие). В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 4,2 г железа, в 1 л крови — около 450 мг. При недостатке железа в организме развивается железистая анемия, которую лечат с помощью препаратов, содержащих железо. Препараты железа применяются и как общеукрепляющие средства. Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсичное действие. Железо также необходимо для нормального развития растений, поэтому существуют микроудобрения на основе препаратов железа.

Препара́ты желе́за — группа лекарственных средств, содержащих соли или комплексы двух- и трёхвалентного железа, а также их комбинации с другими препаратами. В основном используются для лечения и профилактики железодефицитной анемии.

Препараты железа показаны при:

· железодефицитных состояниях (основное показание);

· при непереносимости коровьего молока;

· детям перенесшим острые или длительно текущие инфекционные заболевания.

Дефицит железа может быть вызван:

· недостаточным поступлением железа в организм плода (при фето-фетальной и фето-материнской трансфузии), ребёнка или взрослого человека;

· нарушением всасывания из просвета кишечника (синдром мальабсорбции, воспалительные процессы в кишечнике, на фоне приёма антибиотиков тетрациклинового ряда и других препаратов);

· острые массивные или хронические кровопотери (кровотечения, глистные инвазии, носовые геморрагии, ювенильные маточные кровотечения, длительная гематурия и другие);

· результат повышенного расходования железа (период интенсивного роста, инфекционные заболевания и другие).

Побочные эффекты.

При приёме препаратов железа внутрь могут возникнуть диспепсические эффекты (тошнота, рвота, диарея). Степень их выраженности тем выше, чем больше остаётся невсосавшегося препарата в просвете кишечника. Хуже всего (самая низкая биодоступность) усваивается из ЖКТ восстановленное железо (всего 0,5 %), именно эти препараты чаще всего приводят к нарушении функции кишечника (не следует применять у детей).

Активируя свободнорадикальные реакции, препараты железа способны повредить клеточные мембраны (в том числе, увеличить степень гемолизаэритроцитов).

После парентерального введения препаратов железа могут возникать нежелательные эффекты: из-за увеличения концентрации свободного железа в крови происходит снижение тонуса мелких сосудов — артериол и венул — повышается их проницаемость. Наблюдают покраснение кожи лица, шеи, прилив крови к голове, грудной клетке. Дальнейшее введение препарата в этом случае противопоказано. Если введение препарата не прекращают, в дальнейшем развивается гемосидероз внутренних органов и тканей.

При передозировке принимаемого внутрь препарата железа развиваются кровавые понос и рвота. При передозировке любого препарата железа снижается периферическое сопротивление сосудов, возрастает транссудация жидкости, снижается объём циркулирующей крови. В результате падает АД, возникает тахикардия.

В целом данную категорию лекарственных средств можно разделить на несколько основных групп: препараты на основе солей двухвалентного и трехвалентного железа, различных комплексных соединений железа и комбинированные средства. Препараты из солей железа назначаются только перорально.

Соли двухвалентного железа.

Поглощение железа клетками слизистой оболочки ЖКТ из солевых соединений в основном происходит в двухвалентной форме, так как апоферритин в энтероцитах может связываться только с ионами Fe². Поэтому препараты на основе различных солей железа (II) (сульфата, фумарата, глюконата, сукцината, глутамата, лактата и т. п.) обладают большей биодоступностью, и в общем случае более предпочтительны, чем препараты, содержащие соли железа(III). Кроме того, они являются наиболее дешёвыми лекарственными средствами на фоне других препаратов железа.

Несмотря на указанные преимущества, солевые препараты железа имеют и существенные недостатки, в частности, высокий уровень желудочно-кишечных побочных эффектов (около 23 %)при использовании высоких дозировок. Биодоступность солей железа(II) может снижаться при взаимодействии с различными компонентами пищи и другими лекарственными препаратами (фитинами, оксалатами, танинами, антацидами и др.), в связи с чем их назначают натощак, хотя при этом усиливается их негативное воздействие на слизистую кишечника. Любая передозировка данных препаратов легко приводит к острому отравлению (в США в период с 1986 по 1996 год было зафиксировано 100 тыс. сообщений об отравлениях детей младше 6 лет солями железа), что также несколько ограничивает их широкое использование у детей.

Основными представителями препаратов из солей двухвалентного железа являются средства на основе гептагидрата сульфата железа FeSO₄·7H₂O (содержание элементарного железа — 20 % от массы соли). Сульфат железа хорошо растворим в воде и, как и другие водорастворимые соли, имеет сравнительно высокую биодоступность. При этом следует заметить, что сульфат железа(II) во влажной среде постепенно окисляется до сульфата железа(III), что налагает некоторые ограничения на его хранение и использование (не может применяться в виде растворов, сиропов и других жидких форм). В России зарегистрировано несколько торговых наименований лекарственных средств, содержащих сульфат железа: «Тардиферон», «Гемофер пролонгатум», «Фенюльс». Также сульфат железа иногда применяют в сочетании со стабилизирующими агентами, например, аскорбиновой кислотой, которая выступает в качестве антиоксиданта (торговые марки «Сорбифер Дурулес», «Ферроплекс»).

Препараты на основе тетрагидрата хлорида железа FeCl₂·4H₂O (содержание железа 28 %), в отличие от сульфата железа, в водных растворах не окисляются, поэтому производятся в форме капель для приёма внутрь (зарегистрированная в России торговая марка — «Гемофер»). При приёме таких препаратов следует учитывать, что растворы солей железа могут вызывать потемнение зубов, связанное с осаждением на их поверхности нерастворимого сульфида железа, образующегося при взаимодействии ионов Fe²⁺ c сероводородом, который может содержаться в полости рта (например, при кариесе зубов).

Фумарат железа FeC₄H₂O₄ (содержание элементарного железа 33 % от массы соли), в отличие от предыдущих солей, менее растворим в воде, однако хорошо растворяется в разбавленных растворах кислот, таких, как желудочный сок. Поэтому препараты на основе фумарата железа более стабильны, не имеют характерного железного привкуса, не связываются с белками в верхних отделах ЖКТ, но в то же время хорошо растворяются непосредственно в желудке и поэтому по биодоступности не уступают водорастворимым солям. Фумарат железа зарегистрирован в России как лекарственное средство, однако на данный момент распространения не получил.

Соли трёхвалентного железа.

Препараты из солей трёхвалентного железа традиционно менее предпочтительны в сравнении с солями железа(II), так как для поглощения организмом ионы Fe³⁺ должны предварительно восстановиться до Fe²⁺, что является причиной их меньшей биодоступности. Кроме этого, соли железа(III) в верхних отделах тонкой кишки легко гидролизуются с образованием малорастворимых гидроксидов, что также снижает их усвояемость.

Марганец.

Ма́рганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периодапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 25.

Электронная формула марганца имеет вид:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Валентные электроны находятся на 4s и 3d подуровнях. На валентных орбиталях атома марганца находится 7 электронов.

Распространение Марганца в природе. Среднее содержание Марганец в земной коре 0,1%, в большинстве изверженных пород 0,06-0,2% по массе, где он находится в рассеянном состоянии в форме Мn²⁺ (аналог Fe²⁺). На земной поверхности Мn²⁺ легко окисляется, здесь известны также минералы Мn³⁺ и Мn⁴⁺. В биосфере Марганец энергично мигрирует в восстановительных условиях и малоподвижен в окислительной среде. Наиболее подвижен Марганец в кислых водах тундры и лесных ландшафтов, где он находится в форме Мn²⁺. Содержание Марганца здесь часто повышено и культурные растения местами страдают от избытка Марганца; в почвах, озерах, болотах образуются железо-марганцевые конкреции, озерные и болотные руды. В сухих степях и пустынях в условиях щелочной окислительной среды Марганец малоподвижен, организмы бедны Марганцем, культурные растения часто нуждаются в марганцевых микроудобрениях. Речные воды бедны Марганцем (10^-6-10^-5г/л), однако суммарный вынос этого элемента реками огромен, причем основная его масса осаждается в прибрежной зоне. Еще меньше Марганца в воде озер, морей и океанов; во многих местах океанического дна распространены железо-марганцевые конкреции, образовавшиеся в прошлые геологические периоды.

Минералы марганца.

· пиролюзит MnO₂·xH₂O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца);

· манганит (бурая марганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца);

· браунит 3Mn₂O₃·MnSiO₃ (69,5 % марганца);

· гаусманит (Mn^IIMn₂^III)O₄;

· родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO₃ (47,8 % марганца);

· псиломелан mMnO • MnO₂ • nH₂O (45-60 % марганца);

· пурпурит Mn³⁺[PO₄], (36,65 % марганца).

Химические свойства.

Химически Марганец достаточно активен, при нагревании энергично взаимодействует с неметаллами - кислородом (образуется смесь оксидов Марганца разной валентности), азотом, серой, углеродом, фосфором и другими. При комнатной температуре Марганец на воздухе не изменяется: очень медленно реагирует с водой. В кислотах (соляной, разбавленной серной) легко растворяется, образуя соли двухвалентного Марганца. При нагревании в вакууме Марганец легко испаряется даже из сплавов.

Марганец образует сплавы со многими химическими элементами; большинство металлов растворяется в отдельных его модификациях и стабилизирует их. Так, Cu, Fe, Co, Ni и другие стабилизируют γ-модификацию. Al, Ag и другие расширяют области β- и σ-Mn в двойных сплавах. Это имеет важное значение для получения сплавов на основе Марганца, поддающихся пластической деформации (ковке, прокатке, штамповке).

В соединениях Марганец обычно проявляет валентность от 2 до 7 (наиболее устойчивы степени окисления +2, +4 и +7). С увеличением степени окисления возрастают окислительные и кислотные свойства соединений Марганца.

Соединения Mn(+2) - восстановители.

Оксид MnO - порошок серо-зеленого цвета; обладает основными свойствами. нерастворим в воде и щелочах, хорошо растворим в кислотах. Гидрооксид Mn(OH)3 - белое вещество, нерастворимое в воде. Соединения Mn(+4) могут выступать и как окислители (а) и как восстановители (б):

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O (а)

(по этой редакции в лабораториях получают хлор)

MnO₂ + KClO₃ + 6KOH = 3K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O (б)

(реакция идет при сплавлении).

Оксид Марганца (II) MnO2 - черно-бурого цвета, соответствующий гидрооксид Мп(ОН)4 - темно-бурого цвета. Оба соединения в воде нерастворимы, оба амфотсрны с небольшим преобладанием кислотной функции. Соли типа K2MnO4 называются манганитами.

Из соединений Mn(+6) наиболее характерны марганцовистая кислота и ее соли манганаты. Весьма важны соединения Mn(+7) - марганцовая кислота, марганцовый ангидрид и перманганаты.

Характерные степени окисления марганца:0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны).

При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 → MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn + 2H2O →(t) Mn(OH)2 + H2↑), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию.

Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды.

Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.

C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению:

С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:

С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:

В щелочном растворе марганец устойчив.

Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7.

Mn2O7 в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn2O7 разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn2O3 и MnO2, а также комбинированный оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, или соль Mn2MnO4).

При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты :

Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция:

Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO4−, и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV).

Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI).

При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):

Под действием сильных окислителей ион Mn2+ переходит в ион MnO4−:

Эта реакция используется для качественного определения Mn2+.

При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления.

Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:

Нулевая степень окисления у марганца проявляется в соединениях с σ-донорными и π-акцепторными лигандами. Так, для марганца и известен карбонил состава Mn2(CO)10.

Известны и другие соединения марганца с σ-донорными и π-акцепторными лигандами (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).

Биологическая роль.

Марганец в организме. Марганец широко распространен в природе, являясь постоянной составной частью растительных и животных организмов. Содержание Марганца в растениях составляет десятитысячные-сотые, а в животных - стотысячные-тысячные доли процента. Беспозвоночные животные богаче Марганцем, чем позвоночные. Среди растений значительное количество Марганца накапливают некоторые ржавчинные грибы, водяной орех, ряска, бактерии родов Leptothrix, Crenothrix и некоторые диатомовые водоросли (Cocconeis) (до нескольких процентов в золе), среди животных - рыжие муравьи, некоторые моллюски и ракообразные (до сотых долей процента). Марганец - активатор ряда ферментов, участвует в процессах дыхания, фотосинтезе, биосинтезе нуклеиновых кислот и других, усиливает действие инсулина и других гормонов, влияет на кроветворение и минеральный обмен. Недостаток Марганца у растений вызывает некрозы, хлороз яблони и цитрусовых, пятнистость злаков, ожоги у картофеля, ячменя и т. п. Марганец обнаружен во всех органах и тканях человека (наиболее богаты им печень, скелет и щитовидная железа). Суточная потребность животных и человека в Марганце - несколько мг (ежедневно с пищей человек получает 3-8 мг Марганца). Потребность в Марганце повышается при физической нагрузке, при недостатке солнечного света; дети нуждаются в большем количестве Марганца, чем взрослые. Показано, что недостаток Марганца в пище животных отрицательно влияет на их рост и развитие, вызывает анемию, так называемых лактационную тетанию, нарушение минерального обмена костной ткани. Для предотвращения указанных заболеваний в корм вводят соли Марганца.

Биологическое действие марганца:
● антиоксидантное
● регулирующее уровень глюкозы в крови
● нормализирующее уровень холестерина и липидный состав крови
● противоанемическое
● противоаллергическое
● способствующее созреванию половых клеток, развитию плода и донашиванию беременности
● восстанавливающее структуру костной и хрящевой ткани
● противосудорожное, предупреждающее ПМС (предменструальный синдром) и др.

Признаки дефицита марганца:

● Утомляемость, слабость, головокружение, шум в ушах
● Ухудшение мозговой активности, снижение памяти
рвота
● Спазмы и судороги
● Боли в мышцах и суставах, двигательные расстройства, склонность к растяжениям и вывихам, артрит, неправильный рост и развитие скелетной системы
● Нарушение зрения
● Витилиго, нарушения пигментации кожи
● Задержка роста ногтей и волос
● Диабет, снижение толерантности к глюкозе, избыточный вес, высокий уровень холестерина, проблемы метаболизма
● Риск бесплодия, репродуктивные проблемы, ранний климакс, дисфункция яичников, остеопороз в климактерическом периоде
● Снижение иммунитета, преждевременное старение
● Аллергии
● Риск раковых заболеваний
● Задержка развития у детей, появление детей с патологиям

Признаки токсичности марганца:

Избыток марганца токсичен: он нарушает всасывание железа и конкурирует с медью в процессе кроветворения, вызывая анемию, а также обуславливает другие патологические изменения.
● Слабый аппетит, апатия, депрессия
● Общая слабость, бессилие
● Нарушенный сон
● Временное безумие, слабоумие
● Неврологические проблемы
● Паркинсонизм или болезнь Паркинсона (мышечная регидность, тремор, монотонный голос, "замороженное" подобное маске лицо).

Кобальт

Со, химический элемент с атомным номером 27. Его атомная масса 58,9332. Природный кобальт состоит из двух стабильных нуклидов: ⁵⁹Со (99,83% по массе) и ⁵⁷Со (0,17%). В периодической системе элементов Д. И. Менделеева кобальт входит в группу VIII и вместе с железом и никелем образует в 4-м периоде в этой группе триаду близких по свойствам переходных металлов. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома кобальта 3s²p⁶d⁷4s². Образует соединения чаще всего в степени окисления +2, реже - в степени окисления +3 и очень редко в степенях окисления +1, +4 и +5.

Кобальт - минеральное вещество, который является частью витамина B12. Обычно измеряется в микрограммах (мкг). Кобальт - необходим для красных кровяных клеток. Должен быть получен из пищевых источников. Дневная норма кобальта не установлена, и лишь очень малые количества этого минерального вещества нужны в рационе(обычно не более 8 мкг).

Нахождение в природе.

В земной коре содержание кобальта равно 4·10^-3% по массе. Кобальт входит в состав более 30 минералов. К ним относятся каролит CuCo₂S₄, линнеит Co₃S₄, кобальтинCoAsS, сферокобальтит CoCO₃, смальтит СоAs₂ и другие. Как правило, кобальту в природе сопутствуют его соседи по 4-му периоду — никель, железо, медьи марганец. В морской воде приблизительно (1-7)·10^-10 % кобальта.

Кобальт — относительно редкий металл, и богатые им месторождения в настоящее время практически исчерпаны. Поэтому кобальтсодержащее сырье (часто это никелевые руды, содержащие кобальт как примесь) сначала обогащают, получают из него концентрат. Далее для извлечения кобальта концентрат или обрабатывают растворами серной кислоты или аммиака, или методами пирометаллургии перерабатывают в сульфидный или металлический сплав. Этот сплав затем выщелачивают серной кислотой. Иногда для извлечения кобальта проводят сернокислотное «кучное» выщелачивание исходной руды (измельченную руду размещают в высоких кучах на специальных бетонных площадках и сверху поливают эти кучи выщелачивающим раствором).

Физические свойства.

Кобальт — твердый металл, существующий в двух модификациях. При температурах от комнатной до 427 °C устойчива α-модификация. При температурах от 427 °C до температуры плавления (1494 °C) устойчива β-модификация кобальта (решётка кубическая гранецентрированная). Кобальт — ферромагнетик, точка Кюри 1121 °C. Желтоватый оттенок ему придает тонкий слой оксидов.

Химические свойства.

Оксиды.

· На воздухе кобальт окисляется при температуре выше 300 °C.

· Устойчивый при комнатной температуре оксид кобальта представляет собой сложный оксид Co₃O₄, имеющий структуру шпинели, в кристаллической структуре которого одна часть узлов занята ионами Co²⁺, а другая — ионами Co³⁺; разлагается с образованием CoO выше 900 °C.

· При высоких температурах можно получить α-форму или β-форму оксида CoO.

· Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом:

Оксид кобальта (III) можно получить, прокаливая соединения кобальта (II), например:

Другие соединения.

· При нагревании, кобальт реагирует с галогенами, причём соединения кобальта (III) образуются только с фтором.

· С серой кобальт образует 2 различных модификации CoS. Серебристо-серую α-форму (при сплавлении порошков) и чёрную β-форму (выпадает в осадок из растворов).

· При нагревании CoS в