Елементи viі в підгрупи Властивості елементів та простих речовин

Елемент	Електронна конфігурація	, г/см3	tпл., C	tкип., C	ЕН	Атомний радіус, нм	Ступінь окиснення
25Mn	[Ar] 3d54s2	7,45	1244	1962	1,6	0,131	+2,+3,+4,+5,+6,+7
43Tc	[Kr] 4d55s2	11,5	2172	4876	1,36	0,136	+2,+3,+4,+5,+6,+7
75Re	[Xe] 4f145d56s2	20,53	3180	5600	1,46	0,137	+3,+4,+5,+6,+7

Манган зустрічається у вигляді мінералу піролюзиту MnO₂. Реній – розсіяний елемент. Технецій у природі не зустрічається.

Метали. Сріблисто-білі, тугоплавкі метали.

1. У ряді Mn – Tc – Re хімічна активність знижується. Mn – метал середньої активності, у ряді напруг розміщений до водню і розчиняється в соляній і сірчаній кислотах:

Mn + 2H⁺  Mn²⁺ + H₂

Re і Tc розміщені у ряді напруг після водню. Вони реагують тільки з азотною кислотою:

3Tc + 7HNO₃  3HTc₄ + 7NO + 2H₂O

2. Із збільшенням ступеня окиснення підсилюється кислотний характер оксидів і гідроксидів: RO – основні, а R₂O₇ – кислотні оксиди, яким відповідають кислоти HRO₄.

Манган – метал середньої активності. На повітрі покривається тонкою плівкою оксидів. Взаємодіє при нагріванні з галогенами, з сіркою, селеном, телуром, утворюючи солі: Mn + Cl₂ = MnCl₂, Mn + S = MnS.

З киснем утворює оксид мангану(IV): Mn + O₂ = MnO₂.

Манган взаємодіє з азотом, бором, вуглецем з утворенням сполук включення змінного складу.

Розчиняється в кислотах з утворенням сполук Mn(ІІ): Mn + 2HCl  MnCl₂ + H₂

Манган активно реагує з кислотами. Розбавлена нітратна кислота реагує з манганом, виділяючи водень: Mn + 2HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + H₂.

Реній менш активний і взаємодіє з галогенами, утворюючи сполуки нижчих ступенів окиснення: 2Re + 3Cl₂ = 2ReCl₃.

Реній реагує з сильними окисниками у присутності лугів з утворенням солей:

2Re + 7H₂O₂ + 2KOH = 2KReO₄ + 8H₂O.

Сполуки.

Сполуки Mn(II).

Оксид мангану(II) MnО одержують шляхом відновлення природного піролюзиту MnО₂ воднем: MnО₂ + H₂  MnО + H₂O

Гідроксид мангану(II) Mn(OH)₂ – ясно-рожева нерозчинна у воді основа – одержують

MnSO₄+2NaOH  Mn(OH)₂+Na₂SO₄ (Mn²⁺ + 2OH^-  Mn(OH)₂).

Легко розчиняється в кислотах:

Mn(OH)₂ + 2HCl  MnCl₂ + 2H₂O (Mn(OH)₂ + 2H⁺  Mn²⁺ + 2H₂O)

На повітрі Mn(OH)₂ швидко темніє в результаті окиснення:

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O  2[MnО₂•2H₂O],

а при дії сильних окислювачів спостерігається перехід Mn²⁺ у MnО₄^-:

2Mn(OH)₂ + 5Br₂ + 12NaOH  2NaMnO₄ + 10NaBr + 8H₂O

Солі більш стійкі, але окиснюються сильними окисниками:

3MnCl₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 5MnO₂ + 2KCl + 4HCl.

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃  2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃  2HMnO₄ + 5NaNO₂ + 5Bi(NO₃)₃ + 7H₂O

Сполуки Mn(IV).

Відомий амфотерний оксид мангану(IV) MnО₂ – темно-коричневий порошок, нерозчинний у воді; утворюється при термічному розкладанні нітрату мангану(II):

Mn(NO₃)₂ –^t MnО₂+2NO₂

При сильному нагріванні втрачає кисень, перетворюючи в Mn₂O₃ (при 600C) чи Mn₃O₄ (при 1000C).

Сильний окисник: MnО₂ + 4HCl  MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

При сплавленні з содою чи лугом і селітрою утворюються солі манганатної(VІ) кислоти, зеленого кольору, стійкі в розчинах лугів:

KNO₃ + 2KOH + MnO₂ = KNO₂ + H₂O + K₂MnO₄.

MnО₂+Na₂CO₃+NaNO₃ –^t Na₂MnО₄+NaNO₂+CO₂

Сполуки Mn(VІ).

Відомі солі лужних металів манганатної(VІ) кислоти (манганати). При розчиненні манганатів у воді проходить їх диспропорціювання з утворенням перманганатів (VII) фіолетового кольору: 3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

3MnО₄^2- + 2H₂O  2MnО₄^- + MnО₂ + 4OH^-

Манганати також можуть бути отримані при відновленні перманганатів у лужному середовищі: Na₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH  Na₂SO₄ + 2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

Сполуки Mn(VII).

Кислотний оксид мангану(VII) Mn₂O₇ – темно-зелена рідина, розкладається при кімнатній температурі: 2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O_2.

Одержують дією концентрованої сірчаної кислоти на кристалічний KMnО₄ (марганцева кислота HMnО₄ нестабільна): 2KMn₄ + H₂SO₄  Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

При розчиненні в лугах утворює перманганати: Mn₂O₇ + 2KOH  2KMnО₄ + H₂O

Перманганат калію KMn⁺⁷O₄ – темно-фіолетова кристалічна речовина, розчинна у воді. При нагріванні розкладається з виділенням кисню: 2KMnО₄ –^t K₂MnО₄+MnО₂+O₂

Сильний окисник, причому відновлюється в кислому середовищі до Mn²⁺, у нейтральної – до Mn⁺⁴O₂, а в лужний – до Mn⁺⁶O₄^2-.

2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4 = 2MnSO4+6K2SO4+3H2O	Кисле: Mn2+ (безбарвний)
2KMnO4+3K2SO3+H2O = 2MnO2+3K2SO4+3H2O	Нейтральне: MnO2 (бурий осад)
2KMnO4+K2SO3+2KOH = K2MnO4+K2SO4+H2O	Лужне: MnO42- (зелений)

Відповідні сполуки ренію (VII) набагато стійкіші. Оксиду Re₂O₇ відповідає сильна ренієва кислота HReO₄, окиснювальні властивості якої виражені слабше, ніж у відповідних сполук мангану. Властивості технецію та ренію подібні.

Якісні реакції на сполуки мангану. При дії лугу на солі мангану в присутності кисню утворюється оксид мангану (IV) (бурого кольору): 2Mn²⁺ + O₂ + 4OH^– = 2MnO₂ + 2H₂O.

Добування та використання

У промисловості манган добувають відновленням його оксиду алюмінієм (алюмотермія):

3MnO₂ + 4Al = 3Mn + 2Al₂O₃

Реній добувають, відновлюючи його солі воднем:

2NH₄ReO₃ + 7H₂ = 2NH₃ + 2Re + 8H₂O.

Манган використовують для одержання сплавів (сталей) як легуючу добавку, для розкиснення сталей. Оксид мангану(IV) MnO₂ застосовують у хімічних елементах живлення. Перманганат калію KMnO₄ використовують у медицині як антисептик, сполуки мангану (MnCl₂) – для лікування патологічного ожиріння, анемій, при порушенні процесів окостеніння.

Реній знаходить використання у радіотехніці, ракетобудуванні.