d-элементы

ЭЛЕМЕНТЫ ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ I ГРУППЫ

Электронная конфигурация меди - 3d1O4s1, серебра - 4d1O5s1, золота - 5d1O6s1. В образовании связей участвуют как электроны s-подуровня так и d-подуровня. Типичные степени окисления меди +1 и +2, серебра - +1 (реже +2 и +3), золота + 3 (реже +1).

8.1. Медь

Металл красного цвета. Содержится в земной коре преимущественно в виде руд (Сu2S - медный блеск, Cu2O - куприт, (CuOH)2CO3 - малахит).

А. Химические свойства Медь малоактивный металл, устойчивый к внешним воздействиям.

Окисляется только при нагревании. Во влажной среде частично окисляется кислородом воздуха с образованием зеленого налета гидроксикарбоната меди.

2Cu + O2 = 2CuO 2Cu + O2 + CO2 + H2O = (CuOH)2CO3

Только с фтором и хлором медь взаимодействует непосредственно, с другими неметаллами соединяются при нагревании. C углеродом, азотом и водородом не взаимодействует. Не растворяется в щелочах и кислотахнеокислителях. Растворяется в кислотах-окислителях.

Сu + 2H2SO4конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3конц . = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3разбав.= 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Б. Соединения Сu+2

Оксид меди (II). СuO - порошок черного цвета, нерастворим в воде. Гидроксид меди (II). Сu(OH)2 - cтуденистый осадок голубого цвета, образуется при действии щелочей на соли меди (II). Оба соединения проявляют амфотерные свойства:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4 Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O Cu(OH)2 + 2KOH = K2[Cu(OH)4] тетрагидроксикупрат K

СОЛИ МЕДИ (II) подвержены гидролизу. С аммиаком образуют

CuSO4 + 4NH3 . H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O

Более активные металлы вытесняют медь из растворов ее солей: CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3

Cоединения Сu+2 имеют небольшие окислительные свойства:

1.СH3CHO + 2Cu(OH)2 = CH3COOH + Cu2O + 2H2O

2.2KI + 2CuCl2 = I2 + 2CuCl + 2KCl

3.2HI + 2CuSO4 = I2 + Cu2SO4 + H2SO4

4.2CuO + Na3AsO3 = Cu2O + Na3AsO4

5.SnCl2 + 2CuCl2 = SnCl4 + 2CuCl

to

6. 2NH3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O

B. Соедитения Сu+1

Оксид меди (I). Cu2O - красный порошок, нерастворим в воде. Гидроксид меди (I). CuOH - нерастворимый осадок красного цвета, образуется при действии щелочей на соли меди (I). Имеет основные свойства, самопроизвольно распадается до оксида меди (I).

СuCl + NaOH = CuOH + NaCl 2СuOH = Cu2O + H2O Соединения Cu+1 имеют небольшие восстановительные свойства:

1.4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

2.Cu2O + HgCl2 + H2O = CuCl2 + Cu(OH)2 + Hg

3.Cu2S + 4AgNO3 = 2Cu(NO3)2 + 2Ag + Ag2S

8.2. Серебро

Благородный металл стойкий к внешним воздействиям. Кислород практически не окисляет серебро (частичное окисление идет в присутствии сероводорода - поверхность серебра покрывается черным налетом).

4Ag + O2 + 2H2S = 2Ag2S + 2H2O

Растворяется только в кислотах-окислителях:

2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + H2O Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O

конц. конц.

3Ag + 2HNO3разб. = 3AgNO3 + NO + 2H2O Галогениды и сульфиды серебра нерастворимы:

Ag2SO4 + 2FeSO4 = 2Ag + Fe2(SO4)3

Ион Ag+1 - окислитель альдегидов, альдегидосахаров, муравьиной кислоты (реакция серебряного зеркала). Реакцию проводят в присутствии гидрата аммиака, который вытесняет из солей оксид серебра. Поэтому для упрощения в качестве окислителя чаще указывают Ag2O.

2AgNO3 + 2NH3 . H2O = Ag2O + 2NH4NO3 + H2O

1.Ag2O + CH3COH = 2Ag + CH3COOH

2.Ag2O + HCOH = 2Ag + HCOOH + H2O

3.Ag2O + HCOOH = 2Ag + CO2 + H2O Эти же реакции в полной форме:

1.2AgNO3 + CH3COH + 2NH3 . H2O = 2Ag + CH3COOH + 2NH4NO3 + H2O

2.2AgNO3 + HCOH + 2NH3 . H2O = 2Ag + HCOOH + 2NH4NO3 + H2O

3. 2AgNO3 + HCOOH + 4NH3 . H2O = 2Ag + (NH4)2CO3 + 2NH4NO3 + 3H2O

ЭЛЕМЕНТЫ ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ II ГРУППЫ

Во 2Б подгруппу входят цинк, кадмий, ртуть. Электронная конфигурация цинка - 3d104s2, кадмия - 4d105s2, ртути - 5d106s2. У этих элементов d-подуровень стабилен и электронов не отдает и образование связей осуществляется только за счет s-электронов.

9.1. Цинк

Известные минералы: ZnS - цинковая обманка, ZnCO3 - карбонат цинка. Во всех своих соединениях цинк проявляет степень окисления +2. Окисляется (горит) при нагревании, во влажной среде образует основной карбонат цинка. Активно взаимодействует с галогенами, с серой при нагревании образует сульфид, а с фосфором - фосфид.

кислотах-окислителях глубоко восстанавливая их. Как амфотерный металл растворяется в щелочах.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O 4Zn + 10HNO3разб. = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

A. Соединения цинка

Оксид цинка - ZnO - белый порошок (основа цинковых белил). Получают разложением основного карбоната цинка. Амфотерный оксид.

тетрагидроксицинкат Nа цинкат кальция

Гидроксид цинка - Zn(OH)2 - белое, малорастворимое в воде вещество. Образуется при действии щелочей на соли цинка. Амфотерный

to

Zn(OH)2 + Ba(OH)2 = BaZnO2 + 2H2O

Цинкаты неустойчивы и в растворах гидролизуются, разлагаются кислотами:

K2ZnO2 + H2O = 2KOH + Zn(OH)2 K2ZnO2 + 4HCl = 2KCl + ZnCl2 + 2H2O Na2[Zn(OH)4] + 2H2SO4 = Na2SO4 + ZnSO4 + 4H2O

Cоли цинка склонны к гидролизу и образованию комплексов с аммиаком. ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl Zn(OH)Cl + H2O = Zn(OH)2 + HCl 2ZnSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (ZnOH)2CO3 + Na2SO4 + CO2

или ZnSO4 + Na2CO3 + H2O = Zn(OH)2 + Na2SO4 + CO2 ZnSO4 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]SO4

9.2. Ртуть

Единственный жидкий металл. Не взаимодействует с водой, азотом, углеродом, кислотами-неокислителями. При нагревании соединяется с кислородом, серой, хлором с образованием HgO, HgS, HgCl2. Растворяется только в кислотах-окислителях:

Hg + 2H2SO4конц. = HgSO4 + SO2 + 2H2O или 2Hg + 2H2SO4конц. = Hg2SO4 + SO2 + 2H2O

3Hg + 8HNO3разб. = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O или 6Hg + 8HNO3разб. = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Соединения Hg+2 имеют небольшие окислительные свойства: SnCl2 + HgCl2 = SnCl4 + Hg Zn + HgSO4 = ZnSO4 + Hg

2HgCl2 + H2C2O4 = 2CO2 + Hg2Cl2 + 2HCl

2HgCl2 + HCOOH = CO2 + Hg2Cl2 + 2HCl

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ VIII группы

К VIII группе относятся элементы главной подгруппы - инертные газы и элементы триад железа (железо, кобальт, никель), рутения (рутений, родий, палладий) и осмия (осмий, иридий, платина).

Инертные газы имеют завершенную конфигурацию внешнего электронного слоя. He - 1s2, Ne - 2s22p6, Ar - 3s23p6, Kr - 4s24p6 и т.д. Внешний слой гелия содержит 2 электрона, остальные элементы по 8 электронов. Отсутствие неспаренных электронов обусловливает низкую химическую активность инертных элементов. Они не образуют ковалентных связей, их молекулы одноатомны. Однако, начиная с аргона появляется вакантный d-подуровень и появляется возможность перехода электронов с р- подуровня на d-подуровень. Особенно это характерно для ксенона, который имеет большую электронную оболочку и его электроны слабее, чем у других инертных элементов удерживаются ядром. Поэтому ксенон дает с фтором и кислородом соединения типа: XeF2, XeF6, XeO3, XeO4.

Атомы триады железа на последнем уровне содержат по 2 электрона, однако число электронов на 3d-подуровне у них различно.

Fe - 3d64s2 Co - 3d74s2 Ni - 3d84s2.

Атомы элементов семейства железа в отличие от атомов платиновых металлов не имеют свободного f-подуровня, поэтому их свойства сильно отличаются от свойств элементов других триад (Ru, Rh, Pd и Os,Ir, Pt)

В своих соединениях Fe, Co, Ni проявляют степень окисления +2 и +3. Железо может проявлять также степень окисления +6, кобальт +5, никель +4. Все элементы трех триад сильные комплексообразователями.

ЖЕЛЕЗО

Железо представлено 4 стабильными изотопами - 56Fe - 91,7% 54Fe - 5,8% и др. В земной коре железа 5,1%. В свободном состоянии почти не встречается - известно самородное и метеоритное железо. Основные руды: 1. магнитный железняк - магнетит - Fe3O4

2.красный железняк - гематит - Fe2O3

3.бурый железняк - лимонит - 2Fe2O3 .H2O

4.шпатовый железняк - сидерит - FeCO3

5.железный колчедан - пирит - FeS2

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА Чистое железо - серебристо-белый, мягкий металл, легко намагничивается и

размагничивается, температура плавления 1539оС.

При нагревании железо претерпевает ряд скачкообразных превращений из одной аллотропной модификации в другую. До температуры 769оС железо существует в альфа-форме, которая имеет центрированно-кубическую решетку и обладает ферромагнитными свойствами. В интервале 769-906оС железо существует в бетаформе, имеющей такое же строение решетки, но обладающей парамагнитными свойствами. При 906-1401оС существует гамма-форма с гранецентрированной решеткой и парамагнитными свойствами. От 1401оС и до температуры плавления железо находится в дельта-форме, имеющей кристаллическое строение альфа-формы.

Железо чаще проявляет степень окисления +2 и +3, реже +6. Это довольно активный металл, но для проявления его химической активности требуется нагревание и присутствие влажной среды.

1. Уже на воздухе в присутствии воды легко окисляется (ржавеет), а при нагревании

5.Вытесняет из кислот-неокислителей водород. Эти кислоты способны окислить железо только до иона Fe+2. И только в присутствии окислителей окисление идет более глубоко до иона Fe+3.

5.В холодной конц. H2SO4 и конц. HNO3 железо пассивируется, но при нагревании окисляется.

на холоду

Fe + H2SO4кон.= пассивация; Fe + HNO3конц. = пассивация;

tо

2Fe + 6H2SO4кон.= Fe2(SO4)3 + 3SO2+ 6H2O tо

Fe + 4HNO3конц.= Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

6.В разб. азотной кислоте железо окисляется и на холоду и при нагревании, глубоко восстанавливая ее.

10Fe + 36HNO3разб. = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H20

tо

8Fe + 30HNO3 оч. разб. = 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

7. Вытесняет менее активные металлы из солей (Bi,Sb,Pb,Sn,Cu,Hg,Ag): Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu; Fe + HgCl2 = FeCl2 + Hg

сводородом -----> твердые растворы0

скислородом ----> Fe3O4 (в присутствии воды - Fe(OH)3)

сгалогенами ---> FeCl2, FeCl3, FeBr2, FeBr3, FeI2, FeI3

сазотом ---> не взаимодействует, но с аммиаком дает FeN

c фосфором, серой и кремнием --> Fe3P2, FeS, FeS2, Fe2Si c углеродом -------> чугун, цементит

ЖЕЛЕЗО с водой ----> Fe3O4 + H2 (при высокой температуре)

ссолями ---> вытесняет менее активные металлы

сNaOH ------> не взаимодействует

c HCl, HBr, HI ----> FeCl2, FeBr2, FeI2 + H2

с разб H2SO4 --> FeSO4 + H2

c H2SO4конц. на холоду пассивация,при to-> Fe2(SO4)3 + SO2

c конц HNO3---> на холоду пассивация, при to Fe(NO3)3 + NO

сразб. HNO3 --> Fe(NO3)3 + NO или NH4NO3

сметаллами -----> сплавы

СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II)

Оксид железа (II) - FeO - черный порошок, не растворим в воде, имеет свойства основного оксида. Взаимодействует с кислотами-неокислителями. При растворении в кислотах-окислителях может происходить одновременное окисление до железа(III)

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O; 3FeO + 10HNO3разб.= 3Fe(NO3)3 + NO + H2O

Получают восстановлением оксида железа(III), разложением карбоната железа(II). to

(соль Мора) и FeSO4 .7H2O - железный купорос. Карбонаты, фосфаты, силикаты, сульфиды железа (II) в воде нерастворимы.

FeCl2 + Na2S = FeS^ + 2NaCl; FeCl2 + (NH4)2CO3 = FeCO3^ + 2NH4Cl (сероводород не способен вытеснить НСl из FeCl2)

FeCO3 + CO2 + H2O = Fe(HCO3)2 - растворение карбоната при избытке угольной кислоты

3FeSO4 + 2Na2НPO4 + 2CH3COONa = Fe3(PO4)2^ + 3Na2SO4 + 2CH3COOH

Соли железа (II) гидролизуются с образованием осадка Fe(OH)2, а в присутствии кислорода воздуха - c образованием осадка Fe(OH)3:

FeCl2 + K2CO3 + H2O = Fe(OH)2^ + 2KCl + CO2 Fe(CrO2)2 + Na2CO3 + H2O = Fe(OH)2^ + 2NaCrO2 + CO2

4FeCO3 + O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3^ + 4CO2

На воздухе происходит окисление солей железа (II).

4FeSO4 + O2 + 2H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + 2H2O 4FeSO4 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)SO4

4Fe(NO3)2 + 8NaOH + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 + 8NaNO3

Ионы железа (II) - сильный комплексообразователь с координационным числом 6. FeSO4 + 6KCN = K2SO4 + K4[Fe(CN)6] - желтая кровяная соль

Восстановительные свойства соединений железа (II)

1.2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2.6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + H2O

3.3FeCl2 + HNO3разб. + 3HCl = 3FeCl3 + NO + 2H2O

4.3FeCO3 + 10HNO3разб. = 3Fe(NO3)3 + NO + 3CO2 + 5H2O

5.2FeCl2 + H2O2 + 2HCl = 2FeCl3 + 2H2O

6.2FeCl2 + H2O2 + 4NH4OH = 2Fe(OH)3 + 4NH4Cl

7.6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

8.5FeCl2 + KMnO4 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3FeCl3 + MnSO4 + KCl + 4H2O

9.2FeSO4 + MnO2 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + 2H2O

10.6FeSO4 + 3MnO2 + 6H2O = 3MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 4Fe(OH)3

11.2FeSO4 + 2NaNO2 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2NO + Na2SO4 + 2H2O

12.10FeSO4 + 2HIO3 + 5H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + I2 + 6H2O

13.Fe(NO3)2 + AgNO3 = Fe(NO3)3 + Ag

14.3FeSO4 + 3AgNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 3Ag

15.6FeSO4 + 3Hg(NO3)2 = 2Fe2(SO4)3 + 2Fe(NO3)3 + 3Hg

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ИОН ЖЕЛЕЗА Fe2+

1.При подщелачивании растворов солей железа(II) выпадает осадок салатового цвета гидроксида железа(II), постепенно переходящий на воздухе в бурый гидроксид железа(III).

2.Образование турнбулевoй сини:

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

CОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III)

Оксид железа (III) - Fe2O3 - малорастворимое вещество краснобурого цвета, проявляет амфотерные свойства. Взаимодействует с кислотами и сплавляется со щелочами и карбонатами с образованием ферритов. Ферриты имеют сильные магнитные свойства и используются в электромагнитах.

получают действием щелочей или карбонатов на соли железа (III), так как Fe2O3 с водой не взаимодействует. Вообще говоря, этот гидроксид - полимерное соединение с переменным составом Fe2O3 .nH2O

FeCl3 + 3КOH = Fe(OH)3^ + 3КCl

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3^ + 6NaCl + 3CO2

Fe(OH)3 нестойкое соединение и постепенно теряет воду, превращаясь в Fe2O3. Обладает слабыми амфотерными свойствами (взаимодействует с кислотами, реагирует со щелочами в растворах или при сплавлении).

Fe(OH)3 = FeO(OH) + H2O; 2FeO(OH) = Fe2O3 + H2O

tо

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O; Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O;

феррит натрия

Fe(OH)3 + NaOH = Na[Fe(OH)4] - тетрагидроксиферрит натрия

Соли железа (III)

FeCl3 .6H2O - протравливании радиомонтажных плат, очистка воды Fe2(SO4)3 .9H2O - коагулянт при очистке воды

Fe(NO3)3 - протрава при окраске тканей

Фосфаты и сульфиды железа (III) нерастворимы в воде. Соли железа (III) гидролизуются и их растворы имеют кислую реакцию:

FeCl3 + Na2HPO4 + CH3COONa = FePO4 + 2NaCl + CH3COOH

2FeCl3 + 3(NH4)2S = Fe2S3^ + 6NH4Cl (при нагревании или подкислении выделяется элементарная сера)

FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl; Fe(OH)Cl2 + H2O = Fe(OH)2Cl + HCl Fe(OH)2Cl + H2O = Fe(OH)3 + HCl;

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO2

Ион Fe3+ сильный комплексообразователь:

FeCl3 + 6KCN = 3KCl + K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль, гексацианоферрат(III) калия, ферроцианид калия

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ЖЕЛЕЗА (III)

t

1.2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

2.CuS + Fe2(SO4)3 = CuSO4 + 2FeSO4 + S

3.2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

4.2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = Na2SO4 + 2HCl + 2FeCl2

5.2CuI + 2Fe2(SO4)3 = I2 + 2CuSO4 + 4FeSO4

6.SnCl2 + 2FeCl3 = SnCl4 + 2FeCl2

7.2FeCl3 + Fe = 3FeCl2

8.Cu2S + 2Fe2(SO4)3 = 4FeSO4 + 2CuSO4 + S

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ИОН Fe3+

1.Образование роданида железа кроваво-красного цвета FeCl3 + 3NaNCS = Fe(NCS)3 + 3NaCl

2.Образование берлинской лазури - синего цвета

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

СМЕШАННЫЙ ОКСИД ЖЕЛЕЗА - Fe3O4 (Fe2O3 .FeO) - магнетит, ведет себя как двойной оксид;

Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + H2O

СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (VI)

Соли железной кислоты - ферраты получают окислением соединений железа(III). 2Fe(OH)3 + 10KOH + Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

Fe2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2CO2

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O Fe2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + KCl + 2H2O

Ферраты - сильные окислители: CrCl3 + K2FeO4 = K2CrO4 + FeCl3

2NH4OH + 2K2FeO4 = N2 + 2Fe(OH)3 + 4KOH

ДОМЕННЫЙ ПРОЦЕСС

Получение железа основано на восстановлении оксидов железа с помощью кокса, монооксида углерода или водорода. Этот процесс называется выплавкой. При этом получают не чистое железо, а его сплав с углеродом и другими примесями - чугун. Большая часть чугуна идет на переплавку в сталь. Однако существуют современные технологии прямого получении стали, минуя стадию чугуна.

Выплавку чугуна производят в домнах, которые представляют собой сооружения объемом до 5000 мз из огнеупорного кирпича. Верхняя часть домны называется шахтой, широкая - распаром, нижняя часть - горном.

Исходным материалом для выплавки чугуна является железная руда, кокс и флюсы (плавни). Кокс служит источником тепла и монооксида углерода (восстановитель). Флюсы необходимы для превращения пустой породы в легкоплавкие соединения - шлаки, которые затем выводятся из домны. В нижнюю часть домны вдувают кислород или горячий воздух, что вызывает интенсивное сгорание кокса до диоксида углерода, а выделяющееся тепло разогревает домну до 1850оС. Диоксид углерода проходя через раскаленный кокс превращается в монооксид углерода.

С + О2 = СО2; СО2 + С = 2СО Монооксид углерода затем постепенно восстанавливает руду:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 - при 450-500оС Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2 - при 600оС

FeO + CO = Fe + CO2 - при 700оС

Наряду с СО оксиды железа восстанавливает и непосредственно кокс: FeO + C = Fe + CO

Восстановление железа из руды заканчивается примерно при температуре 1100оС. Расплавленное железо постепенно опускается вниз и контактируя с раскаленным коксом и монооксидом углерода образует карбид железа - цементит.

3Fe + C = Fe3C; 3Fe + 2CO = Fe3C + CO2

В одну подгруппу с марганцем (побочная подгруппа VII группы) входят еще технеций и рений. Марганец имеет внешнюю электронную оболочку - 3d54s2. Известен один стабильный изотоп 55Mn25.. Наиболее известный минерал - пиролюзит - MnO2 (Hикополь). В соединениях Mn проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6 и +7. Степени окисления +1 и +5 менее характерны. В образовании связей принимают участие и электроны предпоследнего 3d-подуровня.

Марганец - серебристо-белый, твердый металл с температурой плавления 1244оС. Сплавы марганца имеют ценные технические свойства.

Химические свойства марганца

Марганец активный металл, но на воздухе покрывается прочной оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Химическая активность марганца проявляется при нагревании или удалении оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Лишенный оксидной пленки, марганец горит в атмосфере кислорода и хлора. При нагревании соединяется с другими неметаллами:

2Mn + O2 = 2MnO (образуется также MnO2 и Mn3O4)

Mn + Cl2 = MnCl2 (горит) 3Mn + 2P = Mn3P2 Mn + S = MnS;

3Mn + N2 = Mn3N2 2Mn + Si = Mn2Si 3Mn + C = Mn3C

Марганец поглощает водород с образованием твердых растворов, но не гидридов. С металлами образует сплавы.

2. Взаимодействие со сложными веществами: Из воды (при нагревании) и кислот-неокислителей вытесняет водород, восстанавливает кислотыокислители до газообразных продуктов. При сплавлении с окислителями превращается в соединения Mn+7 или Mn+6: Со щелочами не взаимодействует.

3Mn + 8HNO3разб = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O Mn + 4HNO3конц = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 7KClO3 + 6Mn + 3K2CO3 = 6KMnO4 + 7KCl

3KNO3 + Mn + 2KOH = K2MnO4 + 3KNO2 + H2O

Основной путь получения марганца - восстановление оксидов: