2. Взаимодействие с водородом

Без нагревания фтор реагирует с водородом даже в темноте, реакция при этом сильно экзотермическая:

Н2↑ + F2↑ → 2НF

Особый интерес представляет реакция хлора с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом:

Н2↑ + Cl2↑ → 2НCl

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. С водородом он реагирует при нагревании:

Н2↑ + Br2 → 2НBr

 Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической, реакция обратима и до конца не идет

Н2↑ + J2 ↔ 2НJ

3. Взаимодействие с водой

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

2F2↑ + 2H2O → 4НF + О2↑Хлор обратимо реагирует с водой, реакция эндотермическая, происходит только на свету. Растворяясь в воде и частично реагируя с ней образует смесь веществ, называемую "хлорной водой", которая имеет желтоватую окраску

Сl2↑ + Н2О ↔ НСl + НСlO

Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую "бромную воду", которая имеет ярко-желтую окраску:

Br2 + Н2О ↔ НBr + HBrО

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

J2 + H2O ≠

4. Вытеснение галогенов

Галогены способны вытеснять друг друга из растворов их солей: более активный галоген вытесняет менее активный:

2KBr + Cl2↑ → 2KCl + Br2↑ 2KCl + Br2↑ ≠ 2KCl + F2↑→ 2KF + Cl2↑ 2KBr + J2↑≠

5. Окислительные свойства

Окислительные свойства галогенов уменьшаются от фтора к йоду. Фтор - очень сильный окислитель, реагирует с большинством веществ, разлагает даже стекло. Видеоопыт.

 SiO2 + 2F2↑ → SiF4 + O2↑

Хлор - менее сильный окислитель, чем фтор:

2FeCl2 + Cl2↑ → 2FeCl3

Бром является слабым окислителем:

Na2SO3 + Br2↑ + 2H2O → Na2SO4 + 2HBr

Йод - очень слабый окислитель, способен окислить только очень сильные восстановители, такие как сероводород. Реакция сопровождается помутнением раствора в результате образования свободной серы:

H2S + J2 → S↓+ 2HJ

6. Качественные реакции на ионы галогенов

Обнаружить ионы галогенов возможно воздействием на растворы солей, содержащих галоген-ион нитратом серебра (AgNO3). При наличии хлор-иона образуется белый творожистый осадок хлорида серебра:

 NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓

 При наличии бром-иона образуется бледно-желтый творожистый осадок бромида серебра:

NaBr + AgNO3 → NaNO3 + AgBr↓

При наличии бром-иона образуется желтый творожистый осадок иодида серебра: 

NaJ + AgNO3 → NaNO3 + AgJ↓

Качественные реакции на ионы галогенов 

Кислоты галогенов

Галогены способны образовывать галогенводороды, водные растворы которых являются кислотами. В отличие от всех остальных кислот, плавиковая кислота - HF (фтороводородная) хранится в капроновых банках, так как она растворяет стекло, согласно следующим реакциям:

 SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O

 Получают плавиковую кислоту воздействием серной кислоты на фториды, по реакции:

 CaF2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2HF↑

 Данный опыт можно увидеть тут. 

 Соляная кислота - HCl (хлористоводородная) имеет максимальную концентрацию ≈ 37 % (ρ = 1190 кг/м3), это связано с плохой растворимостью хлороводорода в воде. В промышленности эту кислоту получают по реакции:

 H2↑ + Cl2↑→ 2HCl

В лаборатории получают следующим образом:

 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl↑

 Галогенводороды, кроме HF, проявляют восстановительные свойства, которые усиливаются от HCl к HI. Хлороводород (HCl) не восстанавливает серную кислоту и данная реакция не пойдет:

HCl + H2SO4(конц.) ≠

Бромоводород (HBr) обладает слабыми восстановительными свойствами и способен восстановить серную кислоту только до сернистого газа (SO2):

2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 ↑ + 2H2O

Йодоводород (HJ) обладает сильными восстановительными свойствами и восстанавливает серную кислоту до конечного продукта ее восстановления - до сероводорода (H2S):

8HJ + 5H2SO4(конц.) → 4J2 + H2S ↑ + 4H2O

Катион К+

Действие натрия гексанитрокобальтата (ІІІ) Na3[Co(NO2)6]

Na3[Co(NO2)6] в нейтральном или уксуснокислом растворе дает с ионами

калия желтый кристаллический осадок калия-натрия гексанитрокобальтата (ІІІ):

2KCl + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6]↓ + 2NaCl

в ионном виде:

2K++ Na++ [Co(NO2)6]3–= K2Na[Co(NO2)6]↓

Выполнение: В пробирку поместить 3-4 капли раствора соли калия прибавить 2-3 капли

раствора реактива. Если осадок не выпадает, дать смеси постоять. В щелочной

среде реакцию проводить нельзя, так как разлагается сам реактив. Реакция

чувствительна, ею пользуются для осаждения иона К+из сыворотки крови при

перманганатометрическом определении калия в крови.

Катион Mg2+

Действие раствора натрия гидрофосфата Na2HPO4

Na2HPO4 в присутствии NH3·H2O и NH4Cl осаждает из растворов солей

магния белый кристаллический осадок магния аммония фосфата:

MgCl2 + Na2HPO4 + NH3·H2O = MgNH4PO4↓ + 2NaCl + H2O

в ионном виде:

Mg2++ HP2– + NH3·H2O = MgNH4PO4↓ + H2O

Выполнение: К 1-2 каплям раствора магния хлорида прибавить по 2 капли раствора

NH4Cl; 2М раствора аммиака и 1 каплю раствора Na2HPO4. Реакция

образования MgNH4PO4 применяется в биохимическом анализе для

определения магния в крови

45.

Все галогеноводороды при обычных условиях газооб­разны. Химическая связь,осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Причем при растворении НI, НВr и НСl диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты Нl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства,то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+.Поэтому кислоты ННаl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Чем менее активен галоген, тем слабее соо тветствующая кислота, поскольку выше энергия связи H-Gal и труднее происходит диссоциация. Значит HCl сильнее HF.

MgCl 2 6¯ 2 ° c 12C4,

{[(Mg)(H 2 O) 6 ]2++ (12C4) + 2Cl 7}

{[(Mg)(H 2 O) 2.(15C5)]2++ 2Cl 7+ (H 2 O)}

В ряду хим связь изменяются от ионной до ковалентной. Ионные хлориды - твердые кристиллические вещества с аысокой температурой плавления, ковалентные - газы или жидкости. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды. NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 PCl5 Основные Амфотерные Кислотные Основные хлориды гидролизу не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот: SiCl4+3HOH=H2SiO3+4HCl Основные хлориды (за счет хлорид-ионов) являются донорами электронных пар, а кислотные-акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями. KCl+AlCl3=K[AlCl4] Все хлориды 3 периода растворимы в воде. Хлориды получают хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода. 2Na+Cl2=2NaCl 2Na+2HCl=2NaCl+H2 А так же взаимодействием оксидов с хлором (или хлоридами) в присутствии угля: SiO2+2Cl2+C=SiCl4+CO2 Основные хлориды гидролизу не подлежат. Al3+ + НОН =AlOH2+ + Н+, Al3+ + 3Cl– + H2O =AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O =AlOHCl2 + HCl

46. Многие ковалентные ГАЛОГЕНИДЫ (особенно фториды)-сильные кислоты Льюиса, например AsF₅, SbF₅, BF₃, A1Cl₃. Фториды входят в состав сверхкислот. Высшие ГАЛОГЕНИДЫ восстанавливаются металлами и Н₂, например: 

 2F₂↑ + 2H₂O → 4НF + О₂↑

SiO2 + 2F2↑ → SiF4 + O2↑

47. По типу химической связи СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ можно разделить на три основные группы. К первой относят СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ s-элементов-щелочных и щел.-зем. металлов, Mg, для которых характерна ионно-кова-лентная связь с нек-рым преобладанием ионной составляющей. M₂S кристаллизуются в структуре типа антифлюорита, М^IIS-в структурах типа NaCl с высокими координац. числа ми для S(6, 8). Эти СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ имеют относительно высокие DH_обр, температуры плавления (табл. 1), солеподобны, бесцветны, гигроскопичны. Многие из них растворим в воде с разложением (С. щелочных металлов, BaS), образуют кристаллогидраты. Окисляются кислородом воздуха, Н₂О₂ и др. до сульфатов, легко разлагаются НCl, HNO₃ и H₂SO₄ на холоду. Полисульфиды химически менее стойки, чем простые СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, причем их устойчивость уменьшается с повышением содержания в них S. При нагревании легко разлагаются на S и простые СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

Ко второй группе относят СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ d-металлов и f-металлов с составами MS, M₅S₇, M₃S₄, M₂S₃, MS₂, MS₃ и др. У низших СУЛЬФИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ химический связь носит преимущественно металлич. характер, у высших-ионно-ковалентный.

Na2S + H2O <--> NaHS + NaOH  NaHS + H2O <--> H2S + NaOH  S(2-) + H2O <---> HS(-) + OH(-)  HS(-) + H2O <---> H2S + OH(-)  (NH4)2S + H2O <--> 2NH4OH + H2S  2NH4(+) +S(2-) + 2H2O <--> 2NH4OH + H2S  Al2S3 + 3H2O <---> 2Al(OH)3 + 3H2S  2Al(3+) +3S(2-) + 3H2O <---> 2Al(OH)3 + 3H2S

48) Аммиак. Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Кристаллическая решетка аммиака- молекулярная. Строение молекулы. Молекула аммиака имеет пирамидальную форму, с основанием пирамиды из атомов водорода и атомом азота в вершине. Молекула NH3 поляризована - общие электронные пары сдвинуты к атому азота. Еще у атома азота есть неподеленная пара электронов, способных взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с ионами или молекулами, имеющими вакантные орбитали. Молекула аммиака присоединяет протон, образуя ион аммония, причем все четыре связи азота с водородом равноценны. Особые химические свойства аммиа­ка — донорные свойства — обусловле­ны наличием неподелённой электрон­ной пары. Эту пару частица-донор использует при образовании ковалентной связи с частицей, имеющей вакант­ную орбиталь (акцептором) Катион аммония NH₄⁺ обра­зуется по донорно-акиепторному механизму при взаимодействии сво­бодной электронной пары молекулы аммиака с вакантной s-орбиталыо иона водорода.

Хим. свойства. Аммиак хорошо растворим в воде. Высокая растворимость аммиака связана с образованием прочных водородных связей В обычных условиях аммиак - бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом и едким вкусом. При -33,4°C он превращается в жидкость, которая затвердевает при -77,7°C. Аммиак очень хорошо растворим в воде, спирте, бензоле. Аммиак химически очень активен, особенно в реакциях окисления и присоединения. Аммиак - сильный восстановитель. Например, он взаимодействует с кислородом, образуя азот и воду: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O В присутствии катализатора аммиак окисляется до оксида азота (II): 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O При нагревании с хлором и пероксидом водорода образуются молекулы свободного азота: 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию, так как при растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония NH4OH, который диссоциирует: NH4OH " NH+ + ОН- Гидроксид аммония неустойчив и распадается на аммиак и воду: NH4OH = NH3 + H2O При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются соли аммония: NH3 + HCl = NH4Cl 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 Соли аммония хорошо растворимы в воде. Они очень похожи на соответствующие соли щелочных металлов, особенно на соли калия. Поэтому ион аммония - аналог ионов щелочных металлов. Получение. В промышленности аммиак получают непосредственным синтезом из азота и водорода в присутствии катализатора при высокой температуре и давлении: N2 + 3H2 = 2NH3 В лабораторных условиях аммиак может быть получен вытеснением его сильными щелочами из аммониевых солей по схеме: 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O.

49.Оксиды 3-его периода: Na2O, Al2O3, MgO – ионная связь, SiO2,P2O5,SO3,CL2O7 – ковалентная полярная. В связи с уменьшением разницы в электроотрицательности элементов в этом ряду изменяется вид химической связи: от ионной до ковалентно-полярной.Оксиды 2-ого периода: Li2O,BeO,Br2O7,CO2,N2O,OF2(фторид кислорода) – ковалентно-полярная связьОксиды представляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным – кислоты, а амфотерным – гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды, характерные признаки: - химическая реакция с водой CO2+H2O=H2CO3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков. - реакция с щелочами (основаниями):

CO2+NaOH=Na2CO3 - образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

- реакция с основными оксидами:

CO2+MgO=MgCO3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Основные оксиды, признаки:

1. Взаимодействие с водой:

- взаимоджействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:

- взаимоджействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2=CaCO3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Амфотерные оксиды, признаки:

Химические совйства амфотерных оксидов уникальны тем, что они мрогут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

- реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

- реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

50. Сила кислоты – характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя. В основном это вода. Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от его структурного окружения. В периоде сила кислородсодержащей кислоты растёт с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4.

Константы: H3PO4.

1cтупень: [H][H2PO4]/[ H3PO4 ]= 7,08⋅10-3 - 7,59⋅10-3

2ступень: [H][HPO4]/[ H3PO4 ]= 6,17⋅10-8 - 6,31⋅10-8

3ступень: : [H][PO4]/ [H3PO4]= 1,00⋅10-12 - 1,26⋅10-12

Ионы:HPO4

H4SiO4.

1 ступень: [H][H3SiO4]/[ H4SiO4]= 2,00⋅10-10 - 1,26⋅10-10

2ступень: [H][H2SiO4]/[ H4SiO4]= 1,58⋅10-12 - 2,00⋅10-12

3 ступень: [H][HSiO4]/[ H4SiO4]= 2,00⋅10-14 - 1,00⋅10-12

4 ступень: [H]{SiO4]/[ H4SiO4]= 1,00⋅10-12

Ионы:HSIO4

H2SO4.

1 ступень: [H][HSO4]/[ H2SO4 ]=?

2ступень: [H][SO4]/[ H2SO4 ]= 1,15⋅10-2 - 1,26⋅10-2

Ионы:SO4

HCLO4

1 cтупень:[H][ CLO4]/[ HCLO4]=?

Ионы:CLO4, по значениям констант

51. Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами. Окислитель — это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель — отдает электроны, т. е. окисляется. Серная кислота H₂SO₄ проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

C_{(графит)} + 2H₂SO_{4 (конц)} СO₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O.

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

SO₄^2– + 4H⁺ + 2e = SO₂ + 2H₂O

SO₄^2– + 8H⁺ + 4e = S+ 4H₂O

SO₄^2– +10H⁺ + 8e = H₂S + 4H₂O

Концентрация кислоты

¬¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

H₂S S SO₂

¬¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Активность восстановителя Разбавленная H2SO4 - сильный окислитель за счет катионов Н+:

H2SO4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2↑ (с благородными металлами не реагирует)

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.

C_{(графит)} + 2H₂SO_{4 (конц)} СO₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O.

С серой не взаимодействует.

Концентрированная H2SO4 - сильный окислитель за счет SVI:

H2SO4+Al = реакция не идёт с холодной кислотой, с горячей :

С + 2 Н2SO4 = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О.

S + 2 Н2SO4 = 3 SO2 + 2 Н2О

Zn + 2 Н2SО4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2 Н2О

52. 1. Азотная кислота. Чистая азотная кислота HNO —бесцвет­ная жидкость Азотная кислота не отличается прочностью, Уже подвлиянием света она постепенно разлагается: Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кис­лот; в разбавленныхрастворах она полностью распадается на ионы Н и- NO

2. Окислительные свойства азотной кислоты. Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная

окислительная способность. Азотная кислота—один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляютс

я ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор — вфосфорную. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную

HNO , ярко разгорается.Азотная кислота действует почти на все металлы (за

исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы—воксиды.

Концентрированная HNO пассивирует некоторые металлы. железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется в холодной концентрированной HNO Позже было установлено, что аналогичное действие

азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под

действием концентрированной азотной кислоты в

пассивное состояние.Степень окисленности азота в азотной кислоте равна

4-5. Выступая в качестве окислителя, НNО может восстанавливаться до различных продуктов:

Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше

концентрации HNO , тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с

концентрированной кислотой чаще всего выделяется При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется NO. В случае более активных ме­таллов — железа, цинка, —образуется Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами—--цинком, магнием, алюминием -— собразованием иона аммония, даю­щего с кислотой нитрат аммония. Обычноодновременно образуют­ся несколько продуктов.

Для иллюстрации приведем схемы реакций окисления некото­рых металлов азотной

кислотой;

При действии азотной кислоты на металлы водород, как пра­вило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кисло­та, как и в случае металлов, восстанавливается до , например

Более разбавленная кислота обычно восстанавливается до NO, например:

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной

кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные

реакции, идущие с участием , протекают сложно.

53. Все галогеноводороды при обычных условиях газооб­разны. Химическая связь,осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Причем при растворении НI, НВr и НСl диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты Нl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства,то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+.Поэтому кислоты ННаl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Чем менее активен галоген, тем слабее соответствующая кислота, поскольку выше энергия связи H-Gal и труднее происходит диссоциация. Значит HCl сильнее HF.

СО серы в тиосульфакте SO3S^2-+6 и -2

Получение: S + Na₂SO₃ →(t) Na₂S₂O₃; 4SO₂ + 2H₂S + 6NaOH → 3Na₂S₂O₃ + 5H₂O; 3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O затем по приведённой выше реакции сульфит натрия присоединяет серу, образуя тиосульфат натрия. 2NaNO₂ + 2S → Na₂S₂O₃ + N₂O↑; 2Na₂S + 2O₂ + H₂O = Na₂S₂O₃ + 2NaOH

Свойства: Бесцветные моноклинные кристаллы. При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

4Na₂S₂O₃ →(t) 3Na₂SO₄ + Na₂S₅

Na₂S₅ →(t) Na₂S + 4S

Тиосульфат натрия сильный восстановитель:

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O → 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl.

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆.

Расплавленный тиосульфат натрия очень склонен к переохлаждению.

54. Как и почему изменяются кислотно-основные и окислительно-

восстановительные свойства кислот в ряду: HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4?

Ответ.Неметаллы, а тем более галогены, характеризуются, как известно, окислительными свойствами, которые ослабевают с увеличением положительной степени окисления атома.Степень окисления хлора в рассматриваемых кислотах меняется по ряду:

+1, +3, +5, +7. Следовательно, если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам – кислотности и окислительной активности, – получается следующая схема:усиление кислотных свойств

HClO HClO2 HClO3 HClO4увеличение окислительной активностиС увеличением степени окисления атома хлора увеличивается

способность указанных кислот отщеплять ионы водорода (кислотные свойства). Кислотность изменяется, следовательно, противоположно окислительной активности. Последняя, в общем, тем больше, чем кислота менее устойчива. Действительно, хлорноватистая (HOCl) и хлористая (HClO2) кислоты более или менее устойчивы только в разбавленных растворах, концентрацию хлорноватой (HClO3) можно довести уже до 40%, тогда как хлорная (HClO4) кислота известна в безводном состоянии. Первые три кислоты в растворах постепенно разлагаются, а хлорная может сохраняться сколь угодно долго..

55. . Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H₂O₂.Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H₂O₂•2H₂O. Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na₂O₂, BaO₂ и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H₃PO₅ и пероксидисерная H₂S₂O₈ кислоты

Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляетненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н₂O₂ образуется Н₂O или ОН-, например:

При действии сильных окислителей H₂O₂ проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

Реакцию KMnO₄ с Н₂O₂ используют в химическом анализе для определения содержания Н₂O₂:

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Химические свойства

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обуславливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до кислорода:

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H₂O₂ — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H₂O и O₂.Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4·10⁻¹²), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

При действии концентрированного раствора Н₂O₂ на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li₂O₂, MgO₂ и др.):

Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем:

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

56 ПОДГРУППА VIB. СЕМЕЙСТВО ХРОМА ХРОМ, МОЛИБДЕН, ВОЛЬФРАМ Все три элемента VIB подгруппы хром Cr, молибден Mo, вольфрам W играют большую роль в промышленности, особенно в металлургии и электротехнике. Каждый из этих элементов занимает среднее положение в своем ряду переходных металлов. Элементы имеют, как и следовало ожидать, высокие температуры плавления и кипения; наличие вакантных мест на электронных орбиталях допускает обобществление электронов при образовании связей. Два из трех элементов хром и молибден обладают нетипичной электронной структурой (табл. 13), имея на внешней s-орбитали один электрон (как у Nb из подгруппы VB). Поскольку у этих элементов на внешних d- и s-орбиталях находится всего 6 электронов, все орбитали заполнены наполовину, т.е. по 1 электрону на каждой. При такой электронной конфигурации элемент обладает необычной стабильностью и устойчивостью к окислению. У вольфрама обычное электронное строение, поэтому между молибденом и вольфрамом больше различий в химических свойствах, чем между прами тяжелых элементов в предыдущих семействах (например, Zr и Hf, Nb и Ta). У вольфрама более сильная металлическая связь, чем у молибдена. Все рассматриваемые металлы покрываются пассивирующей оксидной пленкой при хранении на воздухе или в среде кислоты-окислителя. При удалении этой пленки химическим или механическим способом химическая активность металлов существенно возрастает (см. электродные потенциалы в табл. 13). Доказательством этого является выделение водорода при обработке хрома хлороводородной кислотой или даже паром. Степени окисления. У этих элементов обнаруживается интересное различие в степенях окисления. В соответствующих условиях все элементы способны проявлять положительные степени окисления от II до VI, хотя не все эти степени окисления одинаково стабильны. Максимальная степень окисления VI соответствует номеру группы. У хрома наиболее стабильной является степень окисления III, и только очень сильные окислители окисляют Cr(III) в Cr(VI). В то же время даже слабые окислители окисляют Mo(III) до степеней окисления IV и VI. Голубой ион Cr(II) образуется в растворе при энергичном восстановлении Cr(III), но получить Mo(II) и W(II) довольно трудно. Образующийся W(II) легче окисляется, чем Mo(II). Интересно сопоставить состояние в степени окисления III и стабильность для всех первых членов семейств переходных металлов 22Ti3+, 23V3+, 24Cr3+, 25Mn3+, 26Fe3+, 27Co3+. Ti(III) и V(III) легко окисляются до M(IV) и поэтому являются восстановителями, тогда как Fe(III) и Co(III) легко переходят в M(II) и поэтому проявляют окислительные свойства. И железо(III), и кобальт(III) легко превращают Iв I2, а Co(III) даже выделяет кислород из воды. Ион Cr(III) очень стабилен и не является ни окислителем, ни восстановителем, а Mn(III) может быть окислителем или восстановителем, что подтверждается его способностью и окисляться, и восстанавливаться, образуя Mn(II) и Mn(IV) (реакция автоокисления). Хром. Спрос на чистый хром невелик. В металлургическом процессе выделения хрома часто используют процесс образования сплава с железом под названием феррохром, который можно непосредственно добавлять в сталь. Для этого хромитную руду Fe(CrO2)2 восстанавливают углем: Fe(CrO2)2 + 4C -> (Fe + 2Cr) + 4CO Чистый хром получают восстановлением Cr2O3 алюминием или электролизом раствора, содержащего комплексные ионы (например, цианидные) хрома. При выделении хрома электролизом образуется очень твердое и прочное хромовое покрытие, которое используется для получения декоративных и защитных пленок на подготовленных стальных поверхностях. Слой толщиной всего 0,005 мм достаточно эффективен для удвоения срока службы некоторых стальных изделий. Большая часть хрома расходуется в виде феррохрома для производства стали и придания ей повышенной твердости и высокой прочности. Сталь с высоким содержанием Cr, V, W и Ni используют для изготовления брони. Инструментальные и некоторые конструкционные стали содержат много хрома. Хромоникелевые стали, содержащие ХРОМА СЕМЕЙСТВО18% Cr и 8% Ni, часто применяют в химическом аппаратостроении, для изготовления пищевой посуды и коррозионностойких емкостей. Нихромовая и хромелевая проволоки (сплавы NiCr) используются в электротехнической промышленности, сплавы CrCoW отличаются особой твердостью и используются для производства режущего инструмента. Молибден получают из сульфидной руды MoS2. Руду подвергают обогащению, обжигу до оксида MoO3 и переводят в CaMoO4, прокаливая с CaCO3. Образующееся соединение можно использовать в производстве стали непосредственно без восстановления молибдата. Собственно металл может быть получен из MoO3 восстановлением алюминием или водородом. При прокаливании MoO3 с железом получается ферромолибден. Иногда чистый металл используют в электротехнике для изготовления нитей, трубок, электрообмотки печей и электроконтактов. Много высокомолибденистой стали расходуется на производство автомобилей. Молибден можно использовать вместо W в сплаве с железом. Сталь с добавками Cr:Ni:Mo = 16:25:6 используют для изготовления корпусов и двигателей самолетов и баллистических ракет. Вольфрам получают из оксида, извлекаемого из предварительно обогащенной руды, содержащей до 60% WO3. Cплавление оксида с основаниями дает водорастворимый вольфрамат типа Na2WO4. При подкислении раствора выделяется осадок H2WO4, который при термической обработке разлагается до WO3. Металлический вольфрам выделяют восстановлением порошка оксида вольфрама алюминием или водородом. Для получения компактной заготовки, пригодной для механической обработки, порошок формуют при высоком давлении и специальной термической обработке с поверхностным плавлением микрочастиц, но без полного плавления вещества. Такой метод ("порошковая металлургия") широко распространен в технологиях сложных небольших форм для придания редких свойств изделиям. Получаемый таким способом вольфрам идет также на изготовление нитей накаливания в электрических лампах. Большая часть получаемого вольфрама используется как добавка в стали для придания твердости, упругости, вязкости и жаропрочности. Металл применяют также для изготовления электроконтактов, нагревательных элементов печей, нитей в рентгеновских трубках, для получения высокотвердых материалов, например карбида вольфрама WC. Реакции. Все эти металлы образуют оксид MVIO3. Оранжево-красный CrO3 образуется из элементов, но обычно его получают при подкислении раствора K2Cr2O7. Оксид сильно отличается от аналогичных оксидов металлов этой группы, он хорошо растворим, разлагается с выделением кислорода, образует многочисленные нестехиометрические оксиды (например, Cr3O8 и Cr2O5), прежде чем образуется Cr2O3. CrO3 хороший окислитель в органической химии. Если в растворы молибдатов или вольфраматов щелочных металлов (например, Na2MoO4 или Na2WO4) добавить кислоту, то в осадок выпадают кислоты H2MoO4 и H2WO4 cоответственно. При прокаливании таких осадков получают MoO3 и WO3, которые не реагируют с водой с образованием H2MoO4 и H2WO4. В этом CrO3 тоже отличается от упомянутых оксидов, т.к. он является истинным ангидридом (кислотообразующим оксидом), давая с водой кислоты H2CrO4 и H2Cr2O7. Образование оксидов. Для всех этих металлов известны оксиды в низших степенях окисления. Кроме упомянутых, можно получить оксид хрома(II) CrO при окислении амальгамы Cr-Hg. Оксиды MoO2 и WO2 образуются при восстановлении MoO3 и WO3 водородом; известны также Mo2O5, W4O11 и W2O5. Эти оксиды в действительности имеют более сложное строение. Хром также образует оксид CrO2. При восстановлении молибденовой и вольфрамовой кислот цинком получаются окрашенные в голубой цвет нестехиометрические оксидные соединения, точный состав которых неизвестен. Амфотерность. Амфотерность рассматриваемых металлов проявляется в том, что они образуют оксоанионы, комплексные соединения и кислоты. Так, CrO3 при действии основания и даже кислоты образует анионные соединения типа K2CrO4 или K2Cr2O7 и H2CrO4 или H2Cr2O7. Соли калия играют важную роль в аналитической химии, являясь окислителями для количественного определения железа, иодид-иона, а также для реакции осаждения яркожелтого хромата свинца. Между кислотами хрома существует равновесие: 2HCrO4+ 2H+ = H2Cr2O7 + H2O В кислой среде преобладают бихромат-ионы, в щелочной хромат-ионы. H2CrO4 достаточно сильная кислота, диссоциирующая на H+ и HCrО4, но получить NaHCrO4 невозможно, так как в растворе ион HCrO4 димеризуется в Cr2O72(см. уравнение выше). Молибдаты MoO42и вольфраматы WO42 образуются при взаимодействии MO3 с основаниями. При подкислении растворов этих солей происходит полимеризация в результате реакции конденсации (с выделением воды) и образования связей типа МОМ. (Это свойство не наблюдается у больших ионов непереходных элементов и, очевидно, объясняется отсутствием склонности к образованию двойных связей и сильной тенденцией к образованию одинарной связи с окружающими группами ОН.) Такие полисоединения классифицируют по количеству оксометаллических единиц. Если в соединении один и тот же металл координирует анионные группы и входит в их состав, то такие соединения называются изополисоединениями (типа кислоты или соли), например, [[Mo(Mo6O24)]]6 и [[(W12O41)]]10. Если в состав такого иона входят два атома разных элементов, то соединение называется гетерополисоединением (кислота или соль), например, H4[[SiMo12O40]], H3[[AsMo12O40]] и H10[[FeIIMo6O24]]. Структура этих соединений представляет собой цепь MoO6-октаэдров, соединенных по граням со вторым металлическим атомом (Si или As).

При восстановлении CrCl3 можно получить CrCl2. Молибден образует необычный галогенид состава Mo6Cl12. Можно предполагать, что это изополисоединение [[Mo6Cl8]]Cl4. При гидролизе галогенидов образуются оксокатионы и соединения типа хромилхлорида CrO2Cl2, но данное соединение обычно получают по реакции K2Cr2O7 с конц. HCl. Хромилхлорид летучее соединение. WX6 и MoX6 гидролизуются, образуя соответственно WO2Cl2 и Mo2OCl2. Такие же соединения получаются при обработке диоксидов хлором. При гидролизе WF6 получается WOF4. Среди галогенидов известны также оксокомплексные соединения типа Na2[[WO3F2]], K2[[MoO2F4]] и Cs[[CrOCl5]]. В последнем соединении реализуется редкая для хрома степень окисления V. Сульфиды. Металлы в реакциях с серой образуют сульфиды различного состава, например Cr3S4, Cr2S3 и CrS, при этом возможно образование нестехиометрических сульфидов. MoS2 встречается в природе в виде молибденита. Известен тиовольфрамат-ион WS24, который при подкислении превращается в WS3.

. ПОДГРУППА VIIB. СЕМЕЙСТВО МАРГАНЦА МАРГАНЕЦ, ТЕХНЕЦИЙ, РЕНИЙ Электронная конфигурация этих элементов марганца Mn, технеция Tc, рения Re характерна для переходных металлов. Каждый элемент имеет наполовину заполненную внутреннюю d-оболочку, т.е. имеет пять d-электронов на пяти d-орбиталях и 2 электрона на внешней s-орбитали. Исходя из факта наполовину заполненной каждой d-орбитали можно предсказать некоторые свойства элементов. Соединения марганца(II) отличаются хорошей устойчивостью к окислению и восстановлению, а соединения Mn(III) склонны переходить в соединения Mn(II). Все элементы подгруппы покрываются пассивирующей пленкой; при разрушении пленки Mn становится реакционноспособным и вытесняет водород из кислот HCl и H2SO4. Ни Tc, ни Re не растворяются в кислотах, не являющихся окислителями. Все металлы растворяются в HNO3, причем технеций и рений окисляются до M(VII), образуя HTcO4 и HReO4, а марганец переходит в M(VII) только под действием сильных окислителей. Состояние M(VII) более стабильно для Tc и Re: Mn2O7 при нагревании взрывается, а Re2O7 и Tc2O7 устойчивы даже при выпаривании их растворов. Все элементы подгруппы образуют соединения в низких степенях окисления, но более тяжелые образуют более устойчивые соединения. Состояние в степени окисления V не очень характерно, но некоторые соединения и ионы описаны. В целом Tc по свойствам ближе к Re: оба образуют сходные соединения и комплексные ионы. В подгруппе нет элемента, близкого по свойствам к Mn. Марганец более всего похож по свойствам на железо элемент, стоящий за Mn в ряду переходных металлов. Re отличается исключительно высокой температурой плавления, а по плотности ближе к платиновым металлам, наиболее тяжелым из всех металлов (табл. 14). Марганец занимает важное место среди стратегических металлов, так как для производства каждой тонны стали требуется ок. 5,5 кг марганца. Большую часть марганца получают из пиролюзита MnO2, который существует в нескольких аллотропных модификациях от относительно хорошо закристаллизованных до почти аморфных. Металл получают восстановлением углеродом или алюминием из диоксида марганца. Руду нагревают до высоких температур в электрических печах в присутствии генераторного газа (влажный CO) с последующей обработкой продукта серной кислотой для получения MnSO4, из которого марганец выделяют электролизом. Эту же соль можно окислить до товарного продукта MnO2, используемого в технологии аккумуляторов. Около 90% Mn идет на производство железомарганцевых сплавов, получаемых термической обработкой смеси MnO2 с углеродом и оксидами железа. Один из двух таких важнейших марганецсодержащих продуктов ферромарганец состава Mn:Fe = 8:2, другой "зеркальный чугун", получаемый из шихты Mn:C:Fe = 25:5:70 в доменной печи и применяемый для раскисления и обуглероживания стали. Марганец связывает серу, содержащуюся в стали, в безопасный для стали MnS. Это очень важно, так как высокая концентрация серы в стали вызывает ее охрупчивание при высоких температурах, что препятствует горячей обработке стали. Марганцевые стали обладают высокими механическими характеристиками и пригодны для изготовления рельсов, сейфов и механизмов, а с добавками Cu, Zn и Sn (бронза) устойчивы к коррозии в морской воде и используются для изготовления корабельных винтов. Большие количества MnO2 определенных модификаций расходуются на производство сухих аккумуляторов. Некоторое количество MnO2 расходуется в производстве стекла для удаления зеленой окраски, вызванной примесью железа. Другое применение марганца в качестве дезинфицирующего средства в виде KMnO4; перманганат калия хороший реагент для количественного анализа многих веществ, например Fe, Ti, иодид-иона и др. Технеций искусственный элемент. Впервые Tc был получен в 1937 при бомбардировке молибдена нейтронами и дейтерием:

<="" div="" style="border-style: none;"> В ядерном реакторе заметные количества Tc получаются из изотопа 9942Mo продукта распада

.

Конечным продуктом распада 9943Tc является стабильный изотоп рутения 9944Ru. Для отделения Tc от U их переводят в хлориды, после обработки пероксидом водорода получают UO2Cl2 и действием сероводорода на получившийся раствор с добавлением к нему PtCl4 осаждают Tc2S7 и PtS2. Осадок сульфидов растворяют в гидроксиде аммония, из которого после добавления кислоты перегонкой выделяют Tc2O7. Металлический технеций получают из пертехнетата аммония NH4TcO4, превращая его в оксид и восстанавливая последний водородом. Рений. Металлический рений получают водородным восстановлением перрената аммония NH4ReO4. В природе рений встречается чаще в рудах молибдена, чем марганца, как можно было бы предполагать исходя из общности их подгруппы. Сегодня рений получают в количестве, достаточном для промышленного применения, например, при каталитическом гидрировании. Термоэлектронная эмиссия рения более технологична, чем у вольфрама, и поэтому находит применение в специальном оборудовании. Реакции и соединения. Все эти металлы реагируют с галогенами, однако степени окисления, проявляемые марганцем, сильно отличаются от степеней окисления более тяжелых металлов. Марганец не проявляет высоких степеней окисления, образуя лишь MnF2 и MnF3. MnF3 хороший фторирующий агент, он легко разлагается, выделяя фтор, хорошо растворяется в воде, что не характерно для соединений Mn(III), но эти растворы не электропроводны, по-видимому, из-за димеризации. Рений в реакциях со фтором образует соединения с более высокими степенями окисления, например ReF4 и ReF6. При хлорировании марганца получается стабильный и хорошо растворимый в воде MnCl2. MnCl3 и MnCl4 существуют, но легко разлагаются. MnCl4 получается при действии HCl на MnO2 (пиролюзит), однако MnCl4 даже при комнатной температуре разлагается на MnCl2 и Cl2, что можно использовать как удобный метод получения хлора. Рений при взаимодействии с хлором образует трихлорид ReCl3 и пентахлорид ReCl5. Бром и иод с этими металлами образуют галогениды только в низших степенях окисления металла, например MnCl2. Комплексообразование. Все галогениды металлов подгруппы Mn, принимая электронную пару от галогенид-иона (донора), образуют комплексные ионы и соединения. Вот некоторые примеры. [[ReF6]]2 гексафтороренат(IV), [[ReCl6]]2 гексахлороренат(IV), [[MnCl4]]2 тетрахлороманганат(II), [[ReCl6]] гексахлороренат(V). Галогениды подвергаются гидролизу, образуя оксогалогениды, которые можно получать и другими способами. Соединение MnVIIO3F получается при обработке KMnO4 фтороводородом. Оксохлорид рения(VI) ReOCl4 получается не только при гидролизе ReCl6, но и при действии O2 на ReCl5. Известны оксогалогениды и другого состава, например ReVO2F, ReVIIOF5, ReVIOF4. Ион Mn(II) является комплексообразователем большого количества ионов октаэдрического строения, проявляя в соединениях координационное число 6. Многие ионы и молекулы, способные предоставлять для химической связи электронную пару, образуют такие комплексные соединения. Особый интерес представляют [[Mn(SCN)6]]4 и [[Mn(CN)6]]4, так как эти ионы хорошо восстанавливаются электролитически, образуя с K комплексы одновалентного, а возможно, и нульвалентного марганца. Оксиды. С увеличением степени окисления уменьшается стабильность оксидов марганца. При прямом окислении марганца получается MnO, но при нагревании образуются Mn2O3, MnO2 и Mn3O4, в чем проявляется сходство марганца с железом. Гептаоксид марганца Mn2O7 образуется при добавлении к KMnO4 сильной кислоты, но даже при низкой температуре он легко разлагается, часто со взрывом. Рений и технеций проявляют сходство, образуя гептаоксиды либо при прямом окислении, либо при действии HNO3 на оксиды в низших степенях окисления. Re2O7 и Tc2O7 значительно стабильнее, чем Mn2O7. Известен также красный оксид рения ReO3. Амфотерность. Все элементы подгруппы проявляют амфотерные свойства в низких степенях окисления элементов. При нагревании MnO2 с основаниями образуются манганаты: Mn IVO32, голубой MnVO43, зеленый и устойчивый до 500° C MnVIO42, а также фиолетовый MnVIIO4. Манганат(V)-ион MnO43получают несколькими способами, среди которых мягкое восстановление MnO4иодид-ионом, действие основания на KMnO4 при высокой температуре. Соответствующий ион ReO33не так хорошо изучен. Перренаты и рениевая кислота образуются при окислении ReO2: при сплавлении металла или ReO2 со щелочью получается перренат натрия NaReO4; рениевая кислота HReO4 образуется в результате окисления ReO2 хлором. При обычном нагревании ReO2 происходит реакция диспропорционирования с образованием Re0 и Re2O7. Необычную степень окисления I рений проявляет при нагревании перрената с цинком, образуя Kre*4H2O, по-видимому, имеющий структуру плоского квадрата. Другие соединения. Mn(II) образует с сульфид-ионом бледнорозовый MnS, растворимый в кислотных растворах. MnS2 получается при прямом взаимодействии металла с серой, но Mn не проявляет степень окисления IV, а образует соединение, подобное пириту FeS2. Высшие сульфиды, известные для Re и Tc, имеют соответственно состав Re2S7 и Tc2S7. При прямом синтезе марганца с C, N и Si получаются соответственно Mn3C, Mn5N3, MnSi и Mn2Si.