хімія лекц

101

кислотах або при дії кислот на природні з'єднання Mn. В твердому виді солі

Mn (II) звично рожевого кольору.

Оксид MnО – сіро-зеленого кольору володіє напівпровідниковими властивостями. Одержують нагріваючи MnО2 в атмосфері H2 або термічно розкладаючи MnСО3.

З водою не взаємодіє.

Mn(OH) 2 одержують по реакції:

MnSО4 + 2КОН = Mn(OH) 2 + К2SО4

білого кольору

Кислотні ознаки з'єднань Mn (II) виявляються при взаємодії з однотипними похідними лужних металів:

4КСN + Mn(CN) 2 = K4 Mn(CN) 6

При дії окислювачів похідні Mn (II) проявляють відновні властивості.

3 MnSО4 + 2КClО3 + 12KOН = 3K2 MnO4 + 2КCl + 3K2SО4 + 6 H2O

2 MnSО4 + 5PbО2 + 6HNO3 = 2HMnО4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSО4 + 2H2O –

якісна реакція на з'єднання Mn

З'єднання Tc (II) і Re (II) не характерні.

З'єднання Е(IV)

Найстійкішим є MnO2 – темно-бура тверда речовина. За звичних умов

MnO2 у воді не розчиняється і досить інертний. Пій хімічній природі амфотерен.

При сплаві з лугами або основними оксидами утворює манганіти.

MnO2 + СаО = Са MnO3

У кислому середовищі – досить енергійний окислювач.

MnO2 + 4НСl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

MnO2 при взаємодії з гарячою Н2 SО4 або НNО3 розкладається з виділенням кисню.

При взаємодії з'єднань Mn (IV) з найсильнішими окислювачами утворюються похідні Mn (VI) і Mn (VII).

2MnO2 + 3PbО2 + 6 HNO3 = 2HMnО4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O

102

Для Tc(IV) і Re(IV) відомі з'єднання типа ЭO2, ЭНаl4, М2 ЭО3.

З'єднання Е(VI)

З'єднання, в яких ступінь окислення Mn і його аналогів +6, нечисленні.

З них більш стійкі з'єднання Re і Tc, для яких відомі фториди, хлориди і оксиди.

Так рідкий ReF6 взаємодіють з фторидами лужних металів:

ReF6 + 2КF = К2 ReF8

Ступінь окислення +6 марганцю дещо стабілізується в аніоні MnO42-,

званому манганатом. Похідні MnO42-, TcO42- і ReO42- (темно-зеленого кольору) у водних розчинах існують лише при великому надлишку лугу,

інакше диспропорціонують по схемі:

3ЭO42- + 2 H2O = 2ЭO4- + ЭО2 + 4ОН-

Особливо легко цей процес протікає в кислому середовищі, тому похідні водню типа Н2ЭО4 не утворюються.

З'єднання Mn (VI) – сильні окислювачі. Проте при дії більш сильних окислювачів, наприклад Сl2, вони перетворюються в оксоманганати Mn (VII):

2К2 MnO4 + Cl2 = 2К MnО4 + 2КCl

Похідні Tc (VI) і Re(VI) легко окислюється киснем повітря: 4К2 Re О4 + О2 + 2Н2О = 4К ReО4 + 4 КОН

З'єднання Е(VII)

Стійкість з'єднань у ряді Mn (VII) Re(VII) підвищується.

Оксид Mn2О7 – нестійка зеленувато-чорна масляниста рідина.

Одержують дією концентрованої Н2SО4 на манганати (VII):

2К MnО4 + Н2SО4 = Mn2О7 + К2SО4 + Н2О.

Якщо не застосовувати спеціальних заходів, Mn2О7 розкладається з вибухом:

2 Mn2О7 = 4 MnO2 + 3О2.

Оксиди Tc2О7 і Re2О7 – стійкі кристалічні речовини жовтого кольору.

Одержують безпосереднім окисленням простих речовин.

103

Галіди, оксогалиди і оксиди Е (VII) – типові кислотні з'єднання.

Енергійно взаємодіють з водою з утворенням кислот:

Э2О7 + Н2О = 2НЭО4

ЭО3 F + Н2О = НЭО4 + НF

Н MnО4 у вільному поляганні не одержана, максимально можлива

концентрація у водному розчині досягає 20%.

НТсО4 – червона кристалічна речовина.

У ряді кислот сила їх дещо зменшується.

З'єднання Mn(VII) – сильні окислювачі. Наприклад, при зіткненні з

Mn2О7 ефір і спирт запалали.

При нагріванні оксоманганати (VII) розпадаються за рахунок

внутрішнього самоокислювання – відновлення:

2КMnО4 = К2 MnО4 + MnО2 + О2

Ця реакція використовується в лабораторних для отримання О2 .

Можливі наступні напрями відновлення іона MnО4-:

Середовище:

Застосування

Mn застосовується головним чином у виробництві легованих сталей.

Марганцовітая сталь, зміст до 15% Mn, володіє високими твердістю і міцністю. Крім того, Mn входить до складу ряду сплавів на основі магнію.

Сплав міді з Mn і нікелем – манганин володіє низьким температурним коефіцієнтом електроопіру. В невеликих кількостях Mn вводиться в багато сплавів Аl.

Re і його сплави з Мо і W застосовуються у виробництві електричних ламп і електричних вакуумних приладів.

Із сплавів вольфраму з ренієм виготовляють термопари до 25000С.

Реній і його з'єднання служить каталізаторами при окисленні NH3, CH4 і ін.

104

Тс – коррозійностійкий і стійкий проти дії нейтронів.

ЛЕКЦІЯ №17

Тема: Елементи VIІI – В підгрупи (підгрупа заліза)

1.Загальна характеристика елементів

2.Отримання

3.Хімічні властивості

4.З'єднання

5.Застосування

До побічної підгрупи 8 – ой групи відносяться залізо, кобальт і нікель

(Fe, Co, Ni), рутеній, родій, паладій, осмій, іридій, платина (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt). Схожі між собою елементи цієї групи утворюють горизонтальні угрупування, так звані тріади. Елементи залізо, кобальт і нікель утворюють тріаду заліза або сімейство заліза.

Атоми елементів тріади заліза мають на зовнішньому енергетичному рівні по 2 електрони. Проте в утворенні хімічних зв'язків беруть участь і елементи 3d – орбыталей другого зовні рівня. В своїх стійких з'єднаннях ці елементи проявляють ступінь окислення +2 +3.

Для елементів сімейства заліза характерна властивість приєднувати нейтральні молекули, наприклад СО; з утворенням карбонітів Ni(CO)4,

Со (СО)4 , Fe(CO)5 і використовуються для отримання надчистих металів.

Кобальт і нікель менш реакційноздібні, ніж залізо. При звичній температурі вони стійкі до корозії на повітрі, у воді і в різних розчинах.

Основні властивості елементів

близько 4% (мас). Зустрічається залізо у вигляді різних з'єднань: оксидів,

105

сульфідів, силікатів. До найважливіших руд заліза відносяться магнітний залізняк Fe3О4, червоний залізняк Fe2О3, бурий залізняк Fe2О3 3Н2О і шпатовий залізняк FeСО3. Зустрічаються у великих кількостях пірит або залізний колчедан FeS2 ( сировина – для виробництва Н2SO4).

Залізо – блискучий сріблясто – білий метал, володіє хорошою пластичністю, легко намагнічується і розмагнічується.

Тверде залізо володіє здатністю розчиняти в собі багато елементів,

зокрема і вуглець. Його розчинність сильно залежить від кристалічної модифікації заліза і від температури.

У - залізі вуглець розчиняється трохи (кубічна об'ємно – центровані грати) - залізі – набагато краще (кубічна гані – центровані грати).

Твердий розчин вуглецю в - залозі називається феритом, а в - залозі

- аустенітом.

Вмісту в залозі 6,67% (мас) вуглецю відповідає хімічне з'єднання – карбід заліза або цементит Fe3С. Ця речовина має складну кристалічну структуру і характеризується високою твердістю і крихкістю.

Отримання

Отримання заліза з руд засновано на відновленні його оксидів оксидам вуглецю (II) і коксом. При цьому виходить чисте залізо, а сплав його з вуглецем і іншими домішками (Si, Mn, S, P). Цей сплав називається чавуном.

Доменний процес – самостійно.

Виплавлений в будинку чавун містить залізо близько 93%, а вуглецю до 4,5%, кремнію 0,5-2%, марганцю – 1-3%, фосфору – 0,02 – 0,5% і сірі до

0,8%. Чавун крихкий, не піддається куванню і плющенню. Розрізняють два види чавуну: сірий і білий.

Сірий чавун містить вуглець у вигляді графіту і на зламі має сірий колір. Застосовується для литва.

Білий чавун містить вуглець головним чином у вигляді цементита Fе3С,

він світліше сірого. Весь білий чавун йде на подальшу переробку в сталь.

106

У твердій сталі зміст вуглецю складає від 0,3 до 1,7%. В м'якій сталі вуглецю міститься до 0,3%.

Сталь на відміну від чавуну легко піддається куванню, плющенню.

При швидкому охолоджуванні вона виходить дуже твердою, при повільному – м'якої. Велике значення мають леговані сталі.

Виробництво сталі і обробка сталі самостійне

Чисте залізо, як проста речовина, можна одержати відновленням оксиду заліза воднем при нагріванні, а також електролізом розчинів його солей.

Хімічні властивості

У повітрі залізо швидко іржавіє, корозирує з утворенням гідратних фторидів:

2Fe + 3/2О2 + n Н2O = Fe2O3 n H2O

Залізо розчиняється в НCl будь-якій концентрації і розбавленої Н2SO4: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

У концентрованій Н2SO4 залізо окислюється до Fe(III) (окрім 100%).

2Fe + 6 Н2SO4 = Fe(Н2SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

У розбавленій і помірно концентрованих розчинах НNO3 залізо розчиняється:

Fe + 4Н NО3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Розжарений залізний дріт яскраво горить в кисні, утворюючи окалину – оксид заліза (II, III):

3Fe +2O2 = Fe3O4

При слабкому нагріванні Fe взаємодіє з хлором і сіркою, а при високій температурі з вугіллям, кремнієм і фосфором. З металами залізо утворює сплави.

З'єднання Fe (II)

Оксид Fe(II) FeO – чорний порошок, що легко окислюється. Виходить відновленням оксиду заліза (III) оксидом вуглецю (II) при 5000С.

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

107

FeO проявляє властивості основного оксиду: легко розчиняється в кислотах.

Гідроксид залоза (II) Fe(OH) 2 утворюється при дії лугів на солі заліза

(II) без доступу повітря:

2NаОH + FeSO4 = Fe(OH) 2 + Na2 SO4

білий осад На повітрі унаслідок окислення швидко приймає зеленувату, а потім

буре забарвлення:

4 Fe(OH) 2 + О2 + Н2О = 4 Fe(OH) 3

З солей Fe(II) найбільше значення має FeSO4.

Застосовується для боротьби з шкідниками рослин, у виробництві чорнила і мінеральних фарб.

При нагріванні розкладається:

2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3

Солі заліза (II) легко переходять в солі заліза (III) при дії різних окислювачів – НNО3, К MnО4, Cl2 і ін.

6 FeSO4 + 2 НNО3 + 3Н2SO4 = 3 Fe2(SO4)3 + 2NО + 4Н2О

Солі Fe(II) використовуються як відновники.

З'єднання Fe (III)

Fe Cl3 – темно-коричневі із зеленуватим відливом кристали. Це речовина сильно гігроскопічна. Застосовується як коагуляція при очищенні води, як каталізатор при синтезах органічних речовин, в текстильній промисловості.

Fe2(SO4)3 – гігроскопічні білі кристали. Утворює кристалогідрати

Fe2(SO4) 3 9H2О (жовтого кольору). З сульфатами лужних металів і амонія утворює подвійні солі – галун, наприклад залізоалюмійні галун:

(NН4) Fe(SO4) 2 12H2О – світло-фіолетового кольору добре розчинені у

воді.

При прожаренні Fe2(SO4) 3 розкладається:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3

108

Розчин Fe2(SO4)3 здатний розчиняти Cu2S і CuS з утворенням сульфату міді – це використовується при гідрометалургійному отриманні міді.

Fe(OH)3 – червоно-бура підстава, взаємодіє із слабкими кислотами,

наприклад вугільної і сірководневої.

2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O

Якісні реакції на катіон заліза (II) і (III).

На Fe(III): Дією NН4СNS (безбарвного):

Fe3+ + 3 СNS- Fe(СNS)3

утворюється криваво-червоний осад

При дії ж роданіду на іони Fe2+ розчин залишається безбарвним.

Гексаціаноферрат (II) калія (жовта кров'яна сіль) служить чутливим реактивом на іони заліза Fe3+ з утворенням гексаціаноферрата (II) заліза (III)

Fe3+4 Fe2+(СN)6 3 осад синього кольору (берлінська блакить):

4 Fe3+ +3 Fe2+(СN)6 4- = Fe4 Fe(СN)6 3 ↓

Гексаціоноферрат (III) калія (червона кров'яна сіль) служить реактивом на іони заліза Fe2+ з утворенням гексаферрата (III) заліза (II) Fe2+3 Fe3+(СN)6 2

осад темно-синього кольору (турибулева синь):

3 Fe2+ + 2 Fe3+(СN)6 = Fe3 Fe(СN)6 2 ↓

Ферити

При сплаві оксиду заліза (III) з карбонатами Nа або До утворюються ферити:

Fe2O3 + Nа2СО3 = 2NаFeO2 + СО2

Володіє цінними магнітними властивостями і високим електричним опором.

З'єднання Fe (VI)

При нагріві сталевої тирси або Fe2O3 з нітратом і гідроксидом калія,

утворюється сплав, що містить феррат калія.

Fe2O3 + 4 KOН + 3КNО3 = 2 K2 FeО4 + 3КNО2 + 2H2O

Феррати – дуже сильні окислювачі (сильніше, ніж перманганати)

109

Кобальт

Вміст в земній корі складає близько 0,004% (мас). Зустрічається в з'єднанні з миш'яком у вигляді мінералів кобальтовий шпейс СоАs2 і

кобальтовий блиск СоАs.

Кобальт – твердий, тягучий метал, володіє магнітними властивостями.

У розбавлених кислотах розчиняється важче, ніж залізо.

Використовується головним чином в сплавах, радіоактивний ізотоп Із застосовують в медицині як джерело - випромінювання (кобальтова гармата).

Кобальт утворює оксид кобальту (II) і оксид кобальту (III), яким відповідають гідроксиди.

Солі кобальту (III) не стійкі і переходять в солі Со (II). Вони в безводному стані синього кольору, а водні розчини - рожевого.

З'єднання кобальту (II) окиснюються насилу, ніж з'єднання заліза (II),

проте у присутності сильних окисників окиснення протікає помітно швидше: 2Со(OH)2 + NаClО + H2O = 2Со(OH)3 + NаCl.

При дії на гідроксид кобальту (III) кисневмісних кислот виділяється кисень і виходять солі Cо (II):

4Со(OH) 3 +4H2SO4 = 4СоSО4 + 10H2О + О2

З НСl гідроксид кобальту (III) виділяє хлор: 2Со(ОH) 3 + 6НCl = 2Со Cl2 + Cl2 +6Н2О.

Для кобальту (III) дуже характерна його здібність до комплексоутворення.

Нікель

Зустрічається переважно у вигляді з'єднань: миш’яковонікелевий блиск

NiAsS, купфернікель NiAs.

Вміст в земній корі досягає 0,01% (мас). Ni має сріблястий колір з жовтуватим відтінком, дуже твердий, добре полірується, притягується магнітом, корозійностійкий. Використовується в основному в сплавах.

110

З'єднання нікелю дуже схожі із з'єднаннями кобальту. Проте відомий тільки один ряд солей нікелю, в яких він знаходиться в ступені окиснення +2.

Ni(ОН) 2 випадає у вигляді ясно-зеленого осаду при дії лугів на розчини солей нікелю. При нагріванні розкладається з освітою NiО.

Ni(ОН) 2 не окиснюється O2.

Ni(ОН) 3 – має чорно-бурий колір і утворюється у присутності сильних окисників. По властивостях він подібний Со(ОН)3, але володіє ще більш вираженими окиснювальними властивостями.

Ni (II) утворює багато комплексних солей.

Із з'єднань нікелю найважливіше значення має Ni2O3, вживаний при виготовленні кадмієво-нікелевих або залізно-нікелевих акумуляторів.

ЛЕКЦІЯ №18

Тема: Елементи VI – В підгрупи (підгрупа хрому)

1.Загальна характеристика елементів

2.Отримання

3.Хімічні властивості

4.З'єднання

5.Застосування

До побічної підгрупи VI - групи відносяться d-елементи: хром,

молібден і вольфрам. На зовнішньому енергетичному рівні атомів хрому і молібдену міститься по одному електрону, вольфраму – дві. Валентними електронами є (n-1) d5 і ns1, для вольфраму - 5d46s2; тільки у збудженому стані (n-1) d5 і ns1.

Характерні має ступені окиснення хрому +3 і в меншій мірі +6. Біля молібдену і вольфраму найбільш характерний вищий ступінь окиснення +6.

Можливі також з'єднання, де хром і його аналоги проявляють ступені окиснення 0 +1 +2 +4 +5.

Молібден (Мо) і вольфрам (W) по властивостях ближче один до одного, ніж до хрому.