
- •1. Общие закономерности изменения структуры атомов элементов и влияние ее на физико-химические свойства.
- •2.Элементы подгруппы бора. Общая характеристика физических и химических свойств. Бороводороды. Борные кислоты и их свойства. Применение бора и его соединений.
- •Токсичность и огнеопасность
- •Водные растворы борной кислоты являются смесью полиборных кислот общей формулы н3m-2nВmО3m-n. Свойства
- •Получение
- •Физические свойства
- •Изотопы бора
- •Химические свойства
- •Применение Элементарный бор
- •Соединения бора
- •Бороводороды и борорганические соединения
- •Боразон и его гексагидрид
- •Биологическая роль
- •3.Алюминий. Отношение к элементарным окислителям, щелочам и кислотам, к воде. Соединения алюминия. Применение алюминия и его соединений.
- •Получение
- •Физические свойства
- •Нахождение в природе Распространённость
- •Природные соединения алюминия
- •Изотопы алюминия
- •Химические свойства
- •Применение
- •В качестве восстановителя
- •Сплавы на основе алюминия
- •Алюминий как добавка в другие сплавы
- •4.Углерод. Валентные состояния атома углерода. Аллотропные модификации углерода. Применение углерода. Кислородные соединения углерода. Угольная кислота, её соли.
- •Применение
- •5.Соединения углерода с галогенами, азотом, серой. Синильная кислота. Цианиды, тиоцианиды. Применение соединений углерода.
- •Физиологические
- •Действие на нервную систему
- •Действие на дыхательную систему
- •Действие на сердечно-сосудистую систему
- •Изменения в системе крови
- •Получение
- •Применение в химическом производстве
- •Как отравляющее веществo
- •Биологические свойства
- •Тиоцианаты (тиоцианиды, роданиды, сульфоцианиды) — соли роданистоводородной (тиоциановой) кислоты. Содержат ион scn−. Физико-химические свойства
- •6.Кремний.Оксиды кремния. Кремниевые кислоты, их соли. Применение кремния и его соединений.
- •7.Краткая характеристика простых веществ и соединений германия, олова, свинца. Их применение.
- •Формы нахождения
- •Твёрдая фаза. Минералы
- •Собственно минеральные формы Самородные элементы, сплавы и интерметаллические соединения
- •Окисные соединения олова
- •Сульфидные соединения олова
- •Коллоидная форма
- •Формы нахождения олова в жидкой фазе
- •Промышленные типы месторождений олова
- •Получение
- •Химические свойства
- •Основные соединения свинца
- •Галогениды свинца
- •Халькогениды свинца
- •Оксиды свинца
- •Соли свинца
- •Изотопный состав
- •Применение
- •В медицине
- •В геологии
- •Свойства элементов подгруппы азота и простых веществ
- •Физические и физико-химические свойства
- •Химические свойства
- •Нитраты
- •Промышленное производство, применение и действие на организм
- •Производство азотной кислоты
- •Применение
- •10.Фосфор. Физические и химические свойства. Оксиды фосфора. Соединения фосфора с водородом и галогенами. Кислоты фосфора. Применение фосфора. Оксиды фосфора ( 5) и фосфорная кислота.
- •Физические свойства
- •Белый фосфор
- •Жёлтый фосфор
- •Красный фосфор
- •Чёрный фосфор
- •Металлический фосфор
- •Свойства
- •Получение
- •Применение
- •146. Соединения фосфора с водородом и галогенами.
- •Фосфорные кислоты
- •11.Сера. Физические и химические свойства. Сероводород, сульфиды. Условия образования сульфидов. Сульфаны и полисульфаны.
- •Физические свойства
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Сульфиды
- •Получение
- •Соединения, генетически связанные с сероводородом
- •Применение
- •Свойства
- •Получение
- •Применение
- •12.Оксиды серы. Серная кислота и их соли. Политионовые кислоты. Свойства солей серных кислот и их применение.
- •Химические свойства
- •Физические и физико-химические свойства
- •Химические свойства
- •Применение
- •Номенклатура
- •Получение и свойства
- •13.Галогены. Общая характеристик и применение. Водородные соединения, их свойства и применение.
- •Химические свойства галогенов
- •14.Кислородосодержащие кислоты хлора и брома.
- •Номенклатура
- •Общие методы получения кислот
- •Применение
- •16.Общая характеристика подгруппы хрома. Нахождение в природе, получение, применение.
- •Физические свойства
- •Химические свойства Характерные степени окисления
- •Простое вещество
- •Применение
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Получение
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Применение
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Применение
- •Металлический вольфрам
- •Соединения вольфрама
- •Другие сферы применения
- •18.Подгруппа марганца. Нахождение в природе, получение, применение. Химические свойства: отношение к элементарным окислителям, кислотам, щелочам и воде.
- •Получение
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Применение в промышленности
- •Определение методами химического анализа
- •20.Марганцевые кислоты, их соли и применение.
- •21.Семейство железа. Внешние соединения, характеристика их свойств и применение.
- •Получение
- •Физические свойства
- •Химические свойства Характерные степени окисления
- •Свойства простого вещества
- •Применение
- •22.Сплавы на основе железа.
- •Соединения железа (II)
- •Соединения железа (III)
- •Соединения железа (VI)
- •Соединения железа VII и VIII
- •Другие соединения
- •Применение
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Нахождение в природе
- •Месторождения никелевых руд
- •Природные изотопы никеля
- •Получение
Получение
Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита:
Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (~80 % Mn).
Чистый металлический марганец получают электролизом.
Физические свойства
Некоторые свойства приведены в таблице. Другие свойства марганца:
Работа выхода электрона: 4,1 эВ
Коэффициент линейного температурного расширения: 0,000022 см/см/°C (при 0 °C)
Электропроводность: 0,00695·106 Ом−1·см−1
Теплопроводность: 0,0782 Вт/см·K
Энтальпия атомизации: 280,3 кДж/моль при 25 °C
Энтальпия плавления: 14,64 кДж/моль
Энтальпия испарения: 219,7 кДж/моль
Твёрдость
по шкале Бринелля: Мн/м²
по шкале Мооса: 4[3]
Давление паров: 121 Па при 1244 °C
Молярный объём: 7,35 см³/моль
Химические свойства
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+ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»).
При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа».
Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4 очень 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).