Завдання для самоконтролю

1. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна зробити наступні перетворення:

а) Na₂CrO₄ → Na₂Cr₂O₇ → Cr₂(SO₄)₃ → Cr(OH)₃ → Na₃[Cr(OH)₆];

б) Cr → CrCl₂ → CrCl₃ → K₂Cr₂O₇ → CrO₃ → Cr₂O₃ → Cr₂(SO₄)₃;

в) WO₃ → K₂WO₄ → H₂WO₄ → WO₃.

2. Методом електронного балансу підберіть коефіцієнти в схемах окисно-відновних реакцій:

а) NaI + Na₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + H₂O;

б) H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O;

в) Na₂MoO₄ + Zn + HCl → Mo₂O₅ + ZnCl₂ + NaCl + H₂O.

Манган, технецій, реній (побічна підгрупа VII групи)

Побічну підгрупу VII групи Періодичної системи Д. І. Менделєєва складають манган Mn, технецій Tc і реній Re.

Будова електронних оболонок атомів елементів цієї підгрупи таке: (n – 1)d⁵ns². На зовнішніх енергетичних рівнях атомів є по два s-електрона, і ще по 5 валентних електрона знаходиться на d-підрівнях передостанніх енергетичних рівнях атомів. Відповідно до такої електронної будови марганець, технецій і реній проявляють в сполуках ступені окиснення від +2 до +7.

Загальна характеристика елементів цієї підгрупи приведена в таблиці нижче.

	Mn	Tc	Re
Порядковий номер Відносна атомна маса Природні ізотопи Електрони зовнішнього нергетичного рівня і d-підрівня передостаннього рівня Характерні ступені окиснення	25 54,9380 55Mn 3d54s2 +2, +4, +7	43 97,9072 97Tc, 98Tc, 99Tc 4d55s2 +4, +7	75 186,207 185Re, 187Re 5d56s2 +7

Манган утворює кілька мінералів, з яких найбільше практичне значення має піролюзит MnO₂.

Марганець – світло-сірий твердий та крихкий метал. Температура його плавлення 1245°С.

Марганець є достатньо хімічно активною речовиною. Він реагує з хлоридною та розбавленими сульфатною та нітратною кислотами, наприклад:

Mn + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂;

3Mn + 8HNO₃(розб.) = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

В концентрованих сульфатній та нітратній кислотах марганець не розчиняється (пасивується).

Марганець утворює декілька оксидів. Найбільш стійкими є Mn⁺²O, Mn₂⁺³O₃, Mn⁺⁴O₄, Mn₂⁺⁷O₇.

Оксид мангану (ІІ) MnO, оксид мангану (ІІІ) Mn₂O₃ та відповідні їм гідроксиди Mn(OH)₂ i Mn(OH)₃ – речовини основного характеру. Вони взаємодіють з кислотами з утворенням солей мангану (ІІ) чи (ІІІ), наприклад:

Mn(OH)₂ + 2HCl = MnCl₂ + 2H₂O.

Багато солей мангану (ІІ) – MnCl₂, MnSO₄, Mn(NO₃)₂ – добре розчинні у воді. Вони забарвлюють водні розчини в слабко-рожевий колір, який характерний для комплексів мангану з водою [Mn(H₂O)₆]²⁺.

Солі мангану (ІІ) виявляють властивості слабких відновників. Сильними окисниками вони можуть бути окиснені до сполук мангану в більш високих ступенях окиснення, наприклад:

2Mn⁺²(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMn⁺⁷O₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

Оксид мангану (IV) MnO₂ – чорно-коричнева речовина, практично нерозчинна у воді. Цей оксид і гідроксид Mn(OH)₄ – амфотерні речовини. При взаємодії MnO₂ з сульфатною кислотою утворюється нестійкий сульфат мангану (IV):

MnO₂ + 2H₂SO₄ = Mn(SO₄)₂ + 2H₂O.

При сплавлянні MnO₂ з лугами проходить реакція з утворенням манганітів (IV):

MnO₂ + 2KOH = K₂MnO₃ + H₂O.

Оксид мангану (IV) в залежності від речовин, з якою він реагує, може виявляти властивості як окисника, так і відновника, наприклад:

4HCl + Mn⁺⁴O₂ = Mn⁺²Cl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

2Mn⁺⁴O₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMn⁺⁷O₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

В першій реакції MnO₂ виступає як окисник, в другій – як відновник.

Оксид мангану (VII) Mn₂O₇ проявляє кислотні властивості. При взаємодії цього оксиду з водою утворюється сильна перманганатна кислота HМnO₄, яка існує тільки в розчинах:

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄.

Оксид Mn₂O₇ та кислота HМnO₄, є сильними окисниками.

Сильні окисні властивості виявляють і солі перманганатної кислоти – перманганати. Найбільш розповсюджений перманганат калію KМnO₄ – темно-фіолетова кристалічна речовина. Відновлення перманганату калію в середах різної кислотності проходить в відповідності зі схемою

→(кисле середовище) манган (ІІ) (Mn⁺²)

Відновник + KМn⁺⁷O₄ →(нейтральне середовище) манган (IV) (Mn⁺⁴O₂)

→(лужне середовище) манган (VI) (Mn⁺⁶O₄)

Приклади реакцій за участі перманганату калію в різних середовищах (кислому, нейтральному та лужному):

5K₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O;

3K₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O = 2Mn⁺⁴O₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH;

K₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Ці приклади показують залежність продуктів відновлення сполук мангану (VII) від кислотності середовища.

Для отримання марганцю його руди перероблюють, отримуючи оксид Mn₂O₃, який відновлюють алюмінієм чи кремнієм:

Mn₂O₃ + 2Al = 2Mn + Al₂O₃.

Більш чистий марганець отримують електролізом водного розчину сульфату марганцю (ІІ) MnSO₄.

Марганець грає важливу роль в металургії. Він входить до складу чавуна. При виплавці сталі марганець використовують як розкислювач (зв'язує кисень 2Mn + O₂ = 2MnO) та десульфуризатор (зв'язує сірку Mn + S = MnS).

На основі марганцю виробляють багато сплавів, наприклад манганін (сплав з міддю та нікелем), марганцеву бронзу (сплав з міддю), феромарганець (сплав з залізом).

Сульфат мангану (ІІ) MnSO₄ використовується в сільському господарстві в якості мікродобрива. MnO₂ використовують в хімічних джерелах струму, в виробництві скла.

Технецій та реній. Існування елемента № 43 (екамарганця) передбачив ще Д. І. Менделєєв, відкривши Періодичний закон. Тільки в 1937 р. елемент №4 3 було отримано штучним шляхом за допомогою ядерної реакції.

Сліди технецію знайдені в продуктах розпаду природного урану, однак їхня кількість незначна. Тому технецій можна вважати штучним радіоактивним елементом.

Можливість існування ренію також була передбачена Менделєєвим, який умовно назвав цей елемент двімарганцем. Реній було відкрито в 1925 р. В природі його мало (рідкий елемент) – масова частка ренію в земній корі складає 1х10^-7%. Реній не утворює власних руд, є розсіяним елементом. Звичайно він в невеликій кількості є в рудах інших елементів (молібдену, міді).

Технецій і реній – сріблясто-білі метали. Температура плавлення дорівнює 2200°С (Тс) та 3190°С (Re). В хімічному відношенні вони менш активні, ніж марганець.

Для технецію отримані різні сполуки. Найбільш стійкими є сполуки технецю (VII) та (VI). Сполуки технецію (VII), наприклад КТсО₄ – пертехнетат калію, є окисниками, вони відновлюються до сполук технецію (VI):

2KTc⁺⁷O₄ + 7Zn + 16HCl = 2Tc⁺⁴O₂х2H₂O+ 7ZnCl₂ + 2KCl +4H₂O.

У ренія більш стійкі сполуки в ступені окиснення +7. Оксид ренію (VIІ) Re₂O₇ проявляє кислотні властивості. При взаємодії з водою він утворює сильну перренатну кислоту, яка існує лише в розчині:

Re₂O₇ + H₂O = 2HReO₄.

Сполуки ренію (VIІ) – слабкі окисники.

В промислових масштабах металічний реній звичайно отримують, відновлюючи воднем перренат амонію:

2NH₄ReO₄ + 4H₂ = 2Re + N₂ + 8H₂O.

Реній та його сполуки знаходять використання в промисловості. Сплави ренія з молібденом та вольфрамом тугоплавкі та жаростійкі. З ренія виготовляють деталі електроламп та електронних приладів. Реній та його сполуки використовують як ефективні каталізатори в хімічній промисловості.