Вопрос 3

Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Весовое количество марганца увеличивается от кислых (600 г/т) к основным породам (2,2 кг/т). Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. В чиатурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марганец, рассеянный в горных породах вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10⁻⁷—10⁻⁶%), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO₂·xH₂O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железо-марганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности. В России является остродефицитным сырьём, известны месторождения: «Усинское» в Кемеровской области, «Полуночное» в Свердловской, «Порожинское» в Красноярском крае, «Южно-Хинганское» в Еврейской автономной области, «Рогачёво-Тайнинская» площадь и «Северо-Тайнинское» поле на Новой Земле.см. Марганцевые рудыМинералы марганца пиролюзит MnO₂·xH₂O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца);манганит (бурая манганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца);браунит 3Mn₂O₃·MnSiO₃ (69,5 % марганца);гаусманит (Mn^IIMn₂^III)O₄родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO₃ (47,8 % марганца);псиломелан mMnO • MnO₂ • nH₂O (45-60 % марганца);пурпурит (Mn³⁺[PO₄]), 36,65 % марганца. Получение 1. Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn₂O₃, образующийся при прокаливании пиролюзита: 4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + О₂ Mn₂O₃ + 2Al → 2Mn + Al₂O₃ 2. Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (≅80 % Mn). 3. Чистый металлический марганец получают электролизом Окси́д ма́рганца(II) — MnO — низший оксид марганца, монооксид Физические свойства Температура плавления 1569°С. Известны две сингонии кристаллов оксида марганца(II): кубическая (а = 0,4448 нм); гексагональная модификация (устойчивая до 155,3°С); Антиферромагнетик с точкой Нееля 122 К, полупроводник. Молярная масса 70,94 г/моль. Цвет кристаллов — зелёный или серо-зелёный. У кубической сингонии плотность 5,18 г/см³. Химические свойства Не растворим в воде. Легко окисляется с образованием хрупкой оболочки MnO₂. Восстанавливается до марганца при нагревании с водородом или активными металлами. Получение Оксид марганца(II) можно получить прокаливанием при температуре 300°С кислородсодержащих солей марганца(II) в атмосфере инертного газа. Из распространённого MnO₂ его получают через частичное восстановление при температурах 700-900°С водородом или угарным газом. Оксид марганца(VI) MnO₃ Гидроксид марганца(II) — сложное неорганическое веществе с химической формулой Mn(OH)₂. Химические свойства 1. Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее окисляется до оксида марганца (IV): Mn(OH)₂ + 1/2O₂ + H₂O  MnO(OH)₂ MnO₂ 2. Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами: Mn(OH)2+2HClMnCl2 + 2 H2O Mn(OH)₂ + SO₃ MnSO4 + H2O 3. Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата: 2MN(OH)2 + 5KbrO + 2KOH  2KMnO₄ + 5KBr + 3H2O Получение 1. Образуется гидроксид марганца (II) при взаимодействии его солей со щелочами: MnSO4 + 2KOH <=> Mn(OH)2 + K2SO4 Манганаты — соли нестойких, несуществующих в свободном состоянии кислородных кислот марганца в степенях окисления V, VI и VII и содержащие тетраэдрические анионы MnO₄^3- (гипоманганаты), MnO₄^2- (манганаты) и MnO₄^- (перманганаты) соответственно.

1 вопрос

K₂[Zn(CN)₄]Состоит из комплексообразователя Zn. Лиганды CN. К.ч. 4. Внешняя сфера К. Внутренняя сфера [Zn(CN)₄].K₃[Fe(CN)₆]Состоит из комплексообразователя Fe. Лиганды CN. К.ч. 6. Спектрохимический ряд лигандов Лиганды слабого поля: I^–, Br^–, Cl^–, OH^–, F^–Лиганды средней силы: H₂O, NCS^–, CH₃COO^–, NH₃Лиганды сильного поля: NO₂, CO, CN

2 ВопросКислород — элемент главной подгруппы шестой группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O. Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета. Получение В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑ также используют реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂: 2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑ Катализатором является диоксид марганца (MnO₂) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода). Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO₃: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑ К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей. Химические свойства Сильный окислитель, взаимодействует, практически, со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре: 4Li + O₂ → 2Li₂O 2Sr + O₂ → 2SrO Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления: 2NO + O₂ → 2NO₂ Окисляет большинство органических соединений: CH₃CH₂OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O При определенных условиях можно провести мягкое окисление органического соединения: CH₃CH₂OH + O₂ → CH₃COOH + H₂O Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы. Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1. Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде: 2Na + O₂ → Na₂O₂Некоторые оксиды поглощают кислород: 2BaO + O₂ → 2BaO₂По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода: H₂ + O₂ → H₂O₂Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O₂ ^-). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре: Na₂O₂ + O₂ → 2NaO₂ Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов: K + O₂ → KO₂ Озониды содержат ион O₃ ^- со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов: КОН(тв.) + О₃ → КО₃ + КОН + O₂ Ион диоксигенил O₂⁺ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции: PtF₆ + O₂ → O₂PtF₆ Фториды кислорода Дифторид кислорода, OF₂ степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи: 2F₂ + 2NaOH → OF₂ + 2NaF + H₂O Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C. Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂.Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях:O₂ и O₃ (озон).Окислительно-восстановительные свойства ПероксидаПероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные 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: Н₂О₂ + 2КI + Н₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O При действии сильных окислителей H₂O₂ проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород: O₂^2- — 2e^- → O₂ Реакцию KMnO₄ с Н₂O₂ используют в химическом анализе для определения содержания Н₂O₂: 5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF₂. Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Окислы). Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидо Классификация В зависимости от химических свойств различают: Солеобразующие оксиды: основные оксиды (например, оксид натрия Na₂O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II; кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO₃, оксид азота(IV) NO₂): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов; амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al₂О₃): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO); Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N₂O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO Пероксид (ранее — перекись) — вещество, содержащее пероксогруппу -О-О- (например, пероксид водорода Н₂О₂, пероксид натрия Na₂O₂). Пероксид легко выделяет кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (перекись ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов. Пероксиды замедляют синтез белка в клетке. Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой, образуя щёлочь и пероксид водорода. Супероксид (супероксидный радикал, супероксидный анион) — это ион молекулы кислорода с неспаренным электроном. Формула . Относится к свободным радикалам, короткоживущий (от миллисекунд до секунд), способен спонтанно дисмутировать с водой в кислород и перекись водорода. Обладает парамагнитными свойствами.Супероксид образуется, когда молекула кислорода захватывает один дополнительный электрон и при этом частично восстанавливается (полностью восстановленный кислород находится в молекуле воды), а также при действии ионизирующего излучения. Супероксид образуется, например при взаимодействии супероксида калия с водой или при взаимодействии параквата с некоторыми ферментами фотосинтетической системы растений в клетках зеленого листа.

Вопрос 3 Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости (после кислорода и кремния) химический элемент в земной коре. Получение Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.Для производства 1 т алюминия чернового требуется 1,920 т глинозёма, 0,065 т криолита, 0,035 т фторида алюминия, 0,600 т анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии Химические свойстваГидроксид алюминияПри нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H₂O (t°);O₂, HNO₃ (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной индустрией. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH₄⁺, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель. Легко реагирует с простыми веществами: с кислородом: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃ с галогенами: 2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃ с другими неметаллами реагирует при нагревании: с серой, образуя сульфид алюминия: 2Al + 3S = Al₂S₃ с азотом, образуя нитрид алюминия: 2Al + N₂ = 2AlN с углеродом, образуя карбид алюминия: 4Al + 3С = Al₄С₃ Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются: Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S­ Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃+ 3CH₄ Со сложными веществами: с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи): 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H_2­ со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов): 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H_2­ 2(NaOH•H₂O) + 2Al = 2NaAlO₂ + 3 Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах: 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H_2­ 2Al + 3H₂SO₄(разб) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия: 2Al + 6H₂SO₄(конц) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O Al + 6HNO₃(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO_2­ + 3H₂O восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия): 8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe 2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr Алюминаты — соли, образующиеся при действии щёлочи на свежеосаждённый гидроксид алюминия: Al(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия) Al(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆] (гексагидроксоалюминат натрия) Алюминаты получают также при растворении металлического алюминия (или Al₂O₃) в щелочах: 2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂ Ион [Al(ОН)₄]^- — существует в водных растворах. Алюминаты щелочных металлов хорошо растворимы в воде, их водные растворы вследствие гидролиза устойчивы только при избытке щёлочи. При сплавлении Al₂O₃ с оксидами металлов образуются безводные алюминаты, которые можно рассматривать как производные метаалюминиевой кислоты НAlО₂ например, метаалюминат кальция Са(AlO₂)₂ может быть получен сплавлением Al₂O₃ с СаО. В природе встречаются алюминаты магния, кальция MgAl₂O₄, CaAl₂O₄, минерал хризоберилл (алюминат бериллия BeAl₂O₄). Алюминат натрия представляет промежуточный продукт при получении Al₂O₃, его используют в текстильной и бумажной промышленности, для очистки воды. Порошковый метаалюминат натрия (NaAlO2) так же используется в качестве добавки в строительные бетоны как ускоритель отвердевания: алюминат кальция — главная составная часть быстро твердеющего глиноземного цемента.

Алюмосиликаты — группа природных и синтетических силикатов, комплексные анионы которых содержат кремний и алюминий. Примеры комплексных анионов: [AlSiO₄]^-, [AlSi₄O₁₀]^-, [Al₂Si₃O₁₀]^2-. В качестве катионов выступают Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, а иногда Ba²⁺ и Li⁺.Природные алюмосиликаты являются наиболее распространенными минералами, на их долю приходится до 50 % массы земной коры. К ним относятся полевые шпаты (альбит, ортоклаз анортит), глинистые минералы и слюды. Алюмосиликаты не растворимы в воде. Природные алюмосиликаты, не содержащие группы (OH) и кристаллической воды, являются тугоплавкими, термическими стойкими соединениями.Синтетические алюмосиликаты получают при нагреве оксидов кремния SiO₂ и алюминия Al₂O₃ с оксидами металлов.