Елементите вклучени во групата VII од периодниот систем се поделени во две подгрупи: главната - подгрупата на халогени - и секундарната - подгрупата на манган. Водородот е сместен во истата група, иако неговиот атом има еден електрон на надворешното, валентно ниво и треба да се смести во групата I. Сепак, водородот има многу малку заедничко и со елементите на главната подгрупа - алкалните метали и со елементите на секундарната подгрупа - бакар, сребро и злато. Во исто време, како халогените, додава електрон во реакциите со активни метали и формира хидриди кои имаат некои сличности со халидите.
Подгрупата на халогени вклучува флуор, хлор, бром, јод и астатин. Првите четири елементи се наоѓаат во природата, последниот е добиен вештачки и затоа е многу помалку проучуван од другите халогени. Зборот халоген значи формирање сол. Елементите на подгрупата го добија ова име поради леснотијата со која реагираат со многу метали, формирајќи соли.
Сите халогени имаат структура на надворешната обвивка s2p5. Затоа, тие лесно прифаќаат електрон, формирајќи стабилна електронска обвивка од благороден гас (s2р6). Флуорот има најмал атомски радиус во подгрупата; за останатото се зголемува во серијата F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов.
Од сите халогени, само флуорот, кој е во период II, нема непополнето d-ниво. Поради оваа причина, тој не може да има повеќе од еден неспарен електрон и покажува само валентност од -1. Во атомите на другите халогени, нивото d не е пополнето, што им овозможува да имаат различен број на неспарени електрони и да ги покажат -1, +1, +3, +5 и +7 валентностите забележани во кислородните соединенија на хлор, бром и јод.
Подгрупата на манган вклучува манган, техниум и рениум. За разлика од халогените, елементите на подгрупата на манган имаат само два електрони на надворешното електронско ниво и затоа не покажуваат способност да прикачуваат електрони, формирајќи негативно наелектризирани јони.
НЕЦЕЛОСНО СРЕДНО ОБРАЗОВАНИЕ во Руската Федерација, фаза на стекнување завршено средно образование; знаење стекнато во средно училиште. Оние кои завршиле 8 (9) одделение го продолжуваат образованието во гимназија или во стручно образовни институции.
Евгениј Петрович ЧЕЛИШЕВ (р. 1921), руски литературен критичар, академик на Руската академија на науките (1991; академик на Академијата на науките на СССР од 1987 година). Работи на проблеми на индиската литература.
ЕНТУЗИЈАЗМ (грчки: enthusiasmos), инспирација, воодушевување во процесот на постигнување цел.
До VII Група од периодичниот систем Д.И. Менделеев вклучува Fluor 9F, Chlorine 17Cl, Bromine 35Br, јод 53I и Astatine 85At (нема стабилни изотопи). F, Cl, Br и се нарекуваат „халогени“ (преведено од грчки - соли). Ова име се должи на нивното својство да формираат соли при директна интеракција со метали.
Електронската конфигурација на надворешниот слој е ns2nр5. Промената на хемиските својства во серијата F – Cl – Br – I – At се должи на постојаното зголемување на големините на ns-, nр-валентните орбитали. Со зголемување на атомскиот број на елементот, густината се зголемува, точките на вриење и топење се зголемуваат, јачината на халогенираните киселини се зголемува, а реактивноста се намалува.
Халогените се типични неметали, под влијание на редукционите агенси тие лесно се претвораат во халидни јони G. Афинитетот на атомот кон електрон се намалува низ групата. Халогените силно комуницираат со металите и формираат јонски соединенија со s-метали. Јонскиот карактер на халидите донекаде слабее со зголемувањето на атомскиот број на елементот и е последица на намалувањето на електронегативноста. Колку повеќе електронегативни елементи, халогените покажуваат позитивни состојби на оксидација.
Својствата на флуорот значително се разликуваат од оние на другите халогени. Нема празни d-орбитали, електроните 2s22p5 се слабо заштитени од јадрото, што доведува до висока густина на електрони, енергија на јонизација и електронегативност. Според тоа, за флуор само оксидационата состојба е -1,0, а за другите халогени 1 (максимална стабилност на соединенијата), можни се и 0, +1, +3, +5, +7, +2, +4, +6. ). Енергијата на врзување во молекулата F2 е ненормално ниска, што ја прави многу реактивна (флуорот директно реагира со сите елементи освен HE, Ne, Ar, формирајќи соединенија во кои елементите се во највисока можна оксидација). Исто така, треба да се забележи дека енталпиите на формирање на јонски и ковалентни соединенија се високи во споредба со другите халогени.
2.2 Да се биде во природа
Во земјината кора, содржината на флуор е 6 10-2%, хлор, бром, јод, соодветно, 2 10-2; 2 10-4; 4 * 10-5%. Флуорот се наоѓа во форма на флуорид (околу 30 минерали, најважни се CaF2 (флуорит или флуорспар), 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (флуорапатит), Na3 - криолит). Хлорот формира околу 70 свои минерали, главно хлориди на лесни метали (карпеста сол, халит NaCl; силвит KCl, карналит KCl MgCl2 6H2O итн.). Најголемиот дел од халогените е концентриран во водата на морињата и океаните. Бром и јод се наоѓаат и во водите за дупчење и морските алги (на пример, во морските алги (ламинариите), содржината на јод достигнува 0,45%).
2.3 Физички својства
Во гасовити, течни и цврсти состојби, халогените се диатомски G2 молекули. Флуорот е светло жолт гас со многу непријатен, лут мирис. Хлорот е зелено-жолт гас со лут мирис, бром е црвено-кафена тешка течност со лут мирис, јодот е црн, метални сјајни кристали (кога се загрева се претвора во виолетов гас (сублимација) - Слика 2.1. Топење а точките на вриење се зголемуваат монотоно од флуор до јод со зголемување на молекуларната големина и зголемена интермолекуларна интеракција.
А
би
В
а – хлор; б – бром; в – јод
Слика 2.1 – Изглед на хлор, бром, јод
2.4 Методи на екстракција
Флуорот се добива со електролиза на топи флуориди (главно KHF2, што овозможува електролиза да се врши на 1000C, додека KF се топи на температура од 8570C.
Индустриското производство на хлор се заснова на електролиза на водени раствори на NaCl. Во лабораториски услови се добива со реакција на концентрирана HCl со оксидирачки агенси:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Особено чист хлор се добива со реакцијата:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
Бромот индустриски се добива од морската вода, откако претходно се ослободил од NaСl: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Бромот се издува со проток на воздух и се апсорбира од железни трупови или други супстанции, на пример:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
Во лабораториски услови, бром се добива со реакција:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Индустриски, јодот се екстрахира и од морската вода, водата од нафтените бунари и пепелта од морските растенија:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
Во лабораторија, јод се добива со реакција:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
Јодот се адсорбира со активен јаглен или се екстрахира со растворувачи и се прочистува со сублимација.
2.5 Хемиски својства на елементи од групата VII А
Според нивните хемиски својства, халогените се активни неметали. Поради малата енергија на дисоцијација на молекулата на флуор, самата електронегативност на атомот и високата енергија на хидратација на јонот, флуорот е силно оксидирачко средство (ги оксидира другите елементи до повисоки позитивни состојби на оксидација), енергично реагира со едноставни материи со исклучок на Тој, Е и Ар. Во серијата од флуор до јод, оксидирачките својства се намалуваат, а редуцирачките својства се зголемуваат.
Интеракција со вода:
Флуорот екстремно енергично комуницира со водата:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2,
Реакцијата е придружена со формирање на озон и ОF2.
Кога хлорот се раствора во вода, се јавува реакција:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – на собна температура во заситен раствор од Сl2 во вода, приближно 70% од хлорот е во форма на молекули, додека рамнотежата за јод е речиси целосно поместена налево.
Интеракција со сложени супстанции:
Флуорот реагира со алкали за да формира OF2:
Кога хлорот делува на ладни алкални раствори, се формираат соли на хипохлорна киселина:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
калиум хипохлорит
Кога се изложени на топол алкален раствор (70-800C), се формираат соли на перхлорна киселина - хлорати:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
калиум хлорат
Јодот и бромот исто така преферирано формираат триоксохалогенати кога реагираат со алкалии.
Хлорот реагира со раствор од сода:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
„Вода од копје“
Јодот во мала мера покажува својства карактеристични за металите. На овој начин можете да добиете јод нитрат, кој се распаѓа на температури под 0 ° C.
I2 + AgNO3 AgI + INO3; 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 Халогени соединенија
Водородни халиди
Во стандардни услови, водородните халиди се безбојни гасови со лут мирис. Со зголемување на масата и големината на молекулите, меѓумолекуларната интеракција се зголемува и, како резултат на тоа, се зголемуваат точките на топење и вриење. Водород флуоридот има ненормално високи точки на топење (-83 ° C) и точки на вриење (-19,5 ° C), што се објаснува со формирањето на водородни врски помеѓу молекулите на HF.
Поради нивниот висок поларитет, водородните халиди добро се раствораат во вода за да формираат киселини, чија јачина се зголемува во серијата HF-HCl-HBr-HE (поради зголемувањето на радиусот). Намалувачката активност на халидните јони во серијата F- → SI- → Br- → I- исто така се зголемува. NO е силен редукционен агенс, кој се користи во органската синтеза. Во воздухот, водениот раствор на NO постепено се оксидира со атмосферски кислород:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
HBr се однесува слично. Флуороводородна киселина (HF) и хлороводородна киселина (HCl) не реагираат со концентрирана сулфурна киселина, но HBr и NO се оксидираат од неа.
Главното количество на хлороводородна киселина се добива со хлорирање, дехлорирање на органски соединенија, пиролиза (распоред при загревање без воздушен пристап) на органохлорен отпад - нуспроизводи од различни процеси. Дополнително, се добиваат водородни халиди:
директна синтеза од елементи: H2 + G2 2NG
Оваа верижна реакција, која исто така лежи во основата на индустриското производство на HCl, е иницирана од светлина, влага и порозни цврсти материи.
со поместување на НГ од нивните соли (лабораториски методи на екстракција):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF;
NaCl + H2SO4 (k) → NaHSO4 + HCl;
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl.
– HBr киселините не се добиваат со хидролиза на фосфор халиди:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br или I).
Карактеристика на HF и неговите водени раствори е уништувањето на кварцот и стаклото:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
Затоа, HF се чува во пластични или стаклени садови, но внатре се обложени со восок или парафин. Реткиот HF е високо јонизирачки растворувач. Се меша со вода во кој било сооднос. Во разредените водени раствори постои рамнотежа:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-;
Со неутрализирање на HF, може да се добие калиум бифлуорид (калиум водород флуорид):
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
Флуоридите (солите на флуороводородна киселина) се слабо растворливи во вода (со исклучок на NaF, KF, NH4F, AgF, SnF2), тие се поделени, слично како и оксидите, на кисели (SiF4), базни (NaF) и амфотерични (AlF3). ). Тие можат да реагираат едни со други:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → К
3KF + AlF3 → K3
Хлориди - соли на хлороводородна киселина - се раствораат во вода, со исклучок на AgCl, HgCl2, Hg2Cl2, PbCl2.
Бромиди, јодиди - се раствораат во вода, со исклучок на AgBr, AgI, PbI2, PbBr2.
Соединенија на халогени и кислород
Бинарните кислородни соединенија на флуор се нарекуваат флуорид (Флуорот е повеќе електронегативен од кислородот). Кислород дифлуорид – ОF2, кој се формира од реакцијата:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 – светло жолт гас, реактивен, силно оксидирачко средство:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
Другите халогени во соединенијата со кислород покажуваат позитивни состојби на оксидација.
Меѓу оксидите, H2O5 (единствениот термодинамички стабилен халид оксид) е безбојна кристална супстанција. Оксидизатор со средна јачина, кој се користи за квантитативно определување на CO:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Соединенијата на кислородниот хлор се добиваат индиректно. Релативно стабилни се Cl2O, ClO2, Cl2O7:
Сl2O е темно жолт гас со лут мирис, отровен, нестабилен и може да експлодира. Овој оксид се добива со реакцијата: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
Cl2O реагира со вода: Cl2O + H2O → 2HOCl или 2HCl – хипохлорна киселина. Оваа киселина е нестабилна и постои само во разреден раствор.
HOCl и неговите хипохлоритни соли се силни оксидирачки агенси:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 е зеленикаво-жолт гас, со лут мирис, отровен, може да експлодира кога се загрева, енергичен оксидатор.
ClO2, единствениот халоген оксид што се произведува на индустриско ниво од реакциите:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
Во вода, ClO2 е непропорционален, како и во алкалните раствори:
2СlО2 + H2O → HClO3 + HClО2
перхлорна киселина хлоритна киселина
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 е мрсна течност која експлодира кога се загрева на 120 ° C, добиена со реакцијата: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
Cl2O7 реагира со вода: Cl2O7 + H2O → 2HClO4
Хипохалогенираните киселини NPO се познати само во разредени водени раствори. Тие се добиваат со реакција на халоген со суспензија на жива оксид:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
Тоа се слаби киселини; во серијата HOCl → HOBr → HOI, јачината на киселините се намалува, додека основните својства се зголемуваат. HOI е веќе амфотерично соединение.
Хипохалогенитите се нестабилни соединенија со силни оксидирачки својства, добиени со реакција на G2 со изладен алкален раствор. Вака се произведува белилото во индустријата; долго време се користи како средство за дезинфекција и белење:
Од кислородните киселини на халогените NGO2, позната е само хлорната киселина HClO2; во слободна состојба, киселината е со средна јачина (Kd = 10-2). Нема никакво техничко значење. Од практично значење е NaClO2 - силно оксидирачко средство, кое се користи како средство за белење за ткаенини, во мала количина (околу 0,4%) е вклучено во прашокот за перење. Добиено со реакција:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Oxoacids NGO3 се постабилни од НВО. HClO3, HBrO3 постојат само во раствори чија концентрација не надминува 50%, а HIO3 се изолира како индивидуално соединение.
Во серијата HClO3 → HBrO3 → HIO3, јачината на киселините се намалува, тие се послаби оксидирачки агенси од HOX.
HClO3 се добива преку реакциите:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
HBrO3 се добива со реакција:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
HIO3 може да се добие:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Солите на овие киселини, силни оксидирачки агенси, се добиваат со реакцијата:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
KClO3 - бертолете сол - е широко користен во индустријата - се користи во производството на кибрит, огномет и експлозиви.
Оксоациди НВО4
HClO4 е течност, пуши во воздухот. Се добива за време на реакцијата:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
Безводниот HClO4 е многу силен оксидирачки агенс, една од најсилните киселини што се користи во неорганска и органска синтеза. Солите се перхлорати, од кои повеќето се растворливи во вода, со исклучок на KClO4, RbClO4, CsClO4, Mg (ClO4) 2 (техничко име „Anhydron“) - еден од најмоќните десиканти.
Бромската киселина е позната само во водени раствори.
Периодатната киселина H5IO6 е слаба киселина, многу растворлива во вода, формира средни и кисели соли. Киселината се добива со реакција:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Соли на периодатна киселина може да се добијат:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
Интерхалогени ВРСКИ
За разлика од елементите на другите групи, халогените комуницираат едни со други за да формираат голем број интерхалогени со општата формула XYn (n = 1, 3, 5.7) - Табела 2.3, каде што Y е полесен и електронегативен халоген. Тие се добиваат со директна интеракција на едноставни материи, при различни соодноси на реагенси, температури и притисоци.
Сите интерхалиди, освен BrCl, се распаѓаат под влијание на водата. Имаат силни оксидирачки својства.
2.7 Употреба
Халогените и нивните соединенија се широко користени во индустријата, земјоделството и секојдневниот живот. Во однос на обемот на индустриското производство, првото место меѓу халогените го зазема хлорот, а второто флуорот. Главните области на примена на халогените и нивните соединенија се дадени во Табела 2.4
Покрај тоа, кислородно-халогените соединенија се користат во пиротехниката. Флуорните соединенија се користат за производство на глазури и емајл; HF – за офорт на стакло. Соединенијата што содржат хлор се широко користени како хемиски средства за војување (фосген, иперит, хлоропикрин, итн.). AgBr се користи во фотографијата, KBr се користи во оптика. Во халогени светилки се користат јод и бром. Пилувањето на аеросоли AgI и PbI2 во облаците предизвикува (вештачки) дожд и е средство за борба против град. Некои органојодни соединенија се користат за производство на гасни ласери со висока моќност.
2.8 Биолошка улога и токсикологија
Флуорот и неговите соединенија се исклучително токсични. F2 има иритирачки ефект неколку пати повеќе од HF. Кога HF ќе дојде на кожата, таа ги раствора протеините, продира длабоко во ткивата и предизвикува сериозни чирови. Флуорот во флуорапатитот е дел од забната глеѓ; неговиот недостаток предизвикува кариес, а неговиот вишок предизвикува зголемена кршливост на коските.
Хлорот спаѓа во групата на супстанци за асфиксија, предизвикува силна иритација на слузокожата и може да доведе до пулмонален едем. Високите концентрации доведуваат до рефлексна инхибиција на респираторниот центар. Хлорот е најважниот биоген елемент. Хлоридните јони се дел од гастричниот сок и учествуваат во различни интрацелуларни процеси - одржување на осмотскиот притисок и регулирање на метаболизмот на вода-сол.
Пареата на бром доведува и до иритација на слузокожата, вртоглавица, а повисоките концентрации предизвикуваат грчеви на респираторниот тракт и оштетување на миризливиот нерв. Кога течен бром ќе навлезе на кожата, се формираат многу болни изгореници и чиреви кои тешко се лекуваат. Соединенијата на бром ги регулираат процесите на возбудување и инхибиција на централниот нервен систем.
Вдишувањето на јодната пареа предизвикува оштетување на бубрезите и кардиоваскуларниот систем, респираторниот тракт, а можен е и пулмонален едем. Ако дојде во контакт со слузокожата на окото, се појавува болка во очите, црвенило и кинење. Јодот е дел од тироидните хормони на тироидната жлезда (тироксин, тријодотиронин), кои играат многу важна улога во метаболизмот.
1. Какви состојби на оксидација покажуваат халогените во соединенијата? Кои се карактеристиките на флуорните валентни состојби? Зошто металите покажуваат повисоки оксидациски состојби во соединенијата со флуор?
2. Анализирајте ги промените во својствата во халогените серии.
3. Илустрирај ги индустриските и лабораториските методи за производство на халогени со реакции.
4. Наведете компаративен опис на редокс својствата на халогените користејќи го примерот на различни реакции.
5. Како се менуваат физичките и хемиските својства во серијата HF-HCl-HBr-NET?
6. Напиши ги равенките за реакција за заемното дејство на халогените со вода и алкалии.
7. Како се менуваат јачината и редокс својствата на халогените кислородни киселини? Наведете причини за вашиот одговор.
8. Кои неоргански соединенија на флуор, хлор, бром и јод се користат во медицината? Кои други индустрии широко користат халогени и нивните соединенија?
9. Напиши ги равенките на реакцијата што можат да се користат за извршување на трансформации:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3;
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3;
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → BaCl2 → HCl.
10. Каква биолошка улога играат халогените во човечкото тело?
СПОДЕЛИ:
Елементите вклучени во групата VII од периодниот систем се поделени во 2 подгрупи: главната - подгрупата на халогени - и секундарната - подгрупата на манган. Водородот исто така е сместен во истата група, иако неговиот атом има еден електрон на надворешно валентно ниво и треба да се смести во групата I.
Меѓутоа, водородот има многу малку заедничко и со елементите на главната подгрупа - алкалните метали и со елементите на секундарната подгрупа - бакар, сребро и злато. Во исто време, како халогените, додава електрон во реакциите со активни метали и формира хидриди кои имаат некои сличности со халидите.
Подгрупата на халогени вклучува флуор, хлор, бром, јод и астатин. Првите 4 елементи се наоѓаат во природата, последниот се добива вештачки и затоа е многу помалку проучуван од другите халогени. Зборот „халоген“ значи формирање на сол. Елементите на подгрупата го добија ова име поради леснотијата со која реагираат со многу метали, формирајќи соли.
Сите халогени имаат структура на надворешната електронска обвивка s 2 p 5. Затоа, тие лесно прифаќаат електрон, формирајќи стабилна електронска обвивка од благороден гас (s 2 p 6). Флуорот има најмал атомски радиус во подгрупата; за останатото се зголемува во серијата F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 нм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону.
Халогени- многу активни елементи. Тие можат да земаат електрони не само од атомите кои лесно се откажуваат од нив, туку и од јоните, па дури и да ги поместат другите халогени, помалку активни, од нивните соединенија. На пример, флуорот го менува хлорот од хлоридите, бромот од бромидите и јодот од јодидите.
Од сите халогени, само флуорот, кој е во период II, нема непополнето d-ниво. Поради оваа причина, тој не може да има повеќе од 1 неспарен електрон и покажува само валентност од -1. Во атомите на другите халогени, нивото d не е пополнето, што им овозможува да имаат различен број на неспарени електрони и да ги покажат -1, +1, +3, +5 и +7 валентностите забележани во кислородните соединенија на хлор, бром и јод.
Подгрупата на манган вклучува манган, техниум и рениум. За разлика од халогените, елементите на подгрупата на манган имаат само 2 електрони на надворешното електронско ниво и затоа не покажуваат способност да прикачуваат електрони, формирајќи негативно наелектризирани јони.
Манганот е изобилен во природата и широко се користи во индустријата.
Технециумот е радиоактивен, не се наоѓа во природата, туку е добиен вештачки (прво од Е. Сегре и К. Периер, 1937) Овој елемент е формиран како резултат на радиоактивното распаѓање на ураниумот. Рениумот е еден од елементите во трагови. Не формира независни минерали, но се среќава како придружник на некои минерали, особено на молибденот.
Откриен е од V. и I. Noddak во 1925 година. Легурите со мали додатоци на рениум имаат зголемена отпорност на корозија. Додавањето рениум во легурите ја зголемува нивната механичка сила.
Ова својство на рениумот овозможува да се користи наместо благородниот метал иридиум. Термопаровите платина-платина-рениум работат подобро од термопаровите платина-платина-иридиум, но тие не можат да се користат на многу високи температури, бидејќи се формира испарливото соединение Re 2 O 7.
Елементите вклучени во групата VII од периодниот систем се поделени во две подгрупи: главната - подгрупата на халогени - и секундарната - подгрупата на манган. Водородот исто така е сместен во оваа група, иако неговиот атом има еден електрон на надворешното, валентно ниво и треба да се смести во групата I. Меѓутоа, водородот има многу малку заедничко и со елементите на главната подгрупа - алкалните метали и со елементите на секундарната подгрупа - бакар, сребро и злато. Во исто време, како халогените, додава електрон во реакциите со активни метали и формира хидриди кои имаат некои сличности со халидите.
Подгрупата на халогени вклучува флуор, хлор, бром, јод и астатин. Првите четири елементи се наоѓаат во природата, последниот е добиен вештачки и затоа е многу помалку проучуван од другите халогени. Зборот халоген значи формирање сол. Елементите од подгрупата го добиле ова име поради леснотијата со која реагираат со многу метали, формирајќи соли.Сите халогени имаат структура на надворешната електронска обвивка s 2 p 5. Затоа, тие лесно прифаќаат електрон, формирајќи стабилна електронска обвивка од благороден гас (s 2 p 6). Флуорот има најмал атомски радиус во подгрупата; за останатото се зголемува во серијата F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .
Карактеристична карактеристика на неметалите е поголем (во споредба со металите) број на електрони во надворешното енергетско ниво на нивните атоми. Ова ја одредува нивната поголема способност да прикачуваат дополнителни електрони и да покажуваат повисока оксидативна активност од металите. Особено силни оксидирачки својства, т.е. способност за додавање електрони, покажуваат неметали лоцирани во 2-ри и 3-ти периоди од групите VI-VII. Ако го споредиме распоредот на електроните во орбиталите во атомите на флуор, хлор и други халогени, тогаш можеме да судиме за нивните карактеристични својства. Атомот на флуор нема слободни орбитали. Затоа, атомите на флуор можат да покажат само валентност I и оксидациона состојба 1. Најсилното оксидирачко средство е флуорот. Во атомите на другите халогени, на пример во атомот на хлор, има слободни d-орбитали на исто ниво на енергија. Благодарение на ова, спарувањето на електроните може да се случи на три различни начини. Во првиот случај, хлорот може да покаже оксидациона состојба од +3 и да формира хлорна киселина HClO2, што одговара на соли - хлорити, на пример калиум хлорит KClO2. Во вториот случај, хлорот може да формира соединенија во кои оксидационата состојба на хлорот е +5. Таквите соединенија вклучуваат хипохлорна киселина HClO3 и нејзините соли - хлорати, на пример калиум хлорат KClO3 (Бертоле сол). Во третиот случај, хлорот покажува состојба на оксидација од +7, на пример во перхлорна киселина HClO4 и нејзините соли, перхлорати (во калиум перхлорат KClO4).
Посебни аналитички реакции на Mn 2+ јони
1.5.5. Оксидацијата со натриум бизмутат NaBiO 3 се одвива според равенката:
2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.
Реакцијата се јавува на студ. Извршување на реакцијата:додадете 3-4 капки 6 M HNO 3 раствор и 5-6 капки H 2 O на 1-2 капки раствор од манган сол, по што со шпатула се додава малку NaBiO 3 во прав. Откако ќе ја измешате содржината на епрувета, оставете ја да отстои 1-2 минути, а потоа центрифугирајте за да се одвои вишокот натриум бизмутат. Во присуство на Mn 2+, растворот добива виолетова боја како резултат на формирање на манганова киселина, која е едно од најмоќните оксидирачки агенси.
1.5.6. Оксидација на PbO 2 со олово диоксид во средина на азотна киселина кога се загрева:
2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O.
Извршување на реакцијата:Земете малку прашок PbO 2 и ставете го во епрувета, додадете таму 4-5 капки 6 M HNO 3 и загрејте со мешање. Појавата на виолетова боја укажува на присуство на Mn 2+.
1.5.7. Од значење во анализата се реакциите на Mn 2+ со карбонати на алкални метали, натриум хидроген фосфат, реакции на оксидација со амониум персулфат, оксидација на бензидин со соединенија Mn 4+, редукција на AgCl во метално сребро со Mn 2+ јони.
88. Елементи од група VIII Б. Типични својства на најважните соединенија. Биолошка улога. Аналитички реакции на јони Fe 3+ и Fe 2+.
Подгрупа на железо- хемиски елементи од групата 8 од периодниот систем на хемиски елементи (според застарената класификација - елементи од секундарната подгрупа од групата VIII). Групата вклучува железо Fe, рутениумРу и осмиумОс. Врз основа на електронската конфигурација на атомот, вештачки синтетизираниот елемент исто така припаѓа на истата група Хасиј Hs, кој беше откриен во 1984 година во Истражувачкиот центар за тешки јони (германски). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Дармштад, Германија како резултат на бомбардирање на оловна (208 Pb) цел со зрак од железо-58 јони од забрзувачот UNILAC. Како резултат на експериментот, беа синтетизирани 3 265 Hs јадра, кои беа веродостојно идентификувани со параметрите на синџирот на α-распаѓање. Истовремено и независно, истата реакција беше проучувана во JINR (Дубна, Русија), каде што, врз основа на набљудување на 3 настани на α-распаѓање на јадрото 253 Es, исто така беше заклучено дека во оваа реакција јадрото 265 Hs, предмет до α-распаѓање, беше синтетизиран. Сите елементи од групата 8 содржат 8 електрони во нивните валентни обвивки. Два елементи од групата - рутениум и осмиум - припаѓаат на семејството на платина метал. Како и во другите групи, членовите на елементите од групата 8 покажуваат модели на електронска конфигурација, особено во нивните надворешни обвивки, иако, чудно е доволно, рутениумот не го следи овој тренд. Меѓутоа, елементите од оваа група покажуваат сличности и во физичките својства и хемиското однесување: Железото ретко се наоѓа во природата во својата чиста форма, најчесто се наоѓа во железно-никелските метеорити. Распространетоста на железото во земјината кора е 4,65% (4-то место по кислородот, силициумот и алуминиумот). Се верува дека железото го сочинува и најголемиот дел од јадрото на земјата.
Рутениумот е единствениот метал од платина кој се наоѓа во живите организми. (Според некои извори - исто така платина). Концентриран главно во мускулното ткиво. Високиот рутениум оксид е исклучително токсичен и, бидејќи е силен оксидирачки агенс, може да предизвика согорување на запаливи материи.
Аналитички реакции
Калиум хексацијаноферат(III) K3 со катјонот Fe 2+ формира син талог од „Turnboole blue“:
3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4,
3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.
Талогот не се раствора во киселини, туку се распаѓа со алкали и формира Fe(OH) 2. Ако има вишок на реагенсот, талогот станува зелен. Реакцијата ја попречуваат јоните на Fe 3+, кои при високи концентрации на реагенсот му даваат кафена боја на растворот и јоните на Mn 2+ и Bi 3+, кои на реагенсот му даваат слабо обоени талози, растворливи во киселини. Изведување на реакции.Ставете 1-2 капки раствор на FeSO 4 во епрувета и додадете 1 капка од реагенсот. Добиениот талог поделете го на два дела, на првиот додајте 1-2 капки раствор од 2 М HC1, а на вториот 1-2 капки раствор од 2 М HC1. Условите за реакција се со разредени раствори во кисела средина, pH = 3.
1.5.2.> Оксидација на Fe 2+ до Fe 3+. Јонот Fe 2+ е прилично силен редукционен агенс и може да се оксидира под дејство на голем број оксидирачки агенси, на пример, H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 во кисела средина итн.
2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.
При спроведување на систематска анализа, Fe 2+ треба да се открие во прелиминарните тестови, бидејќи во процесот на раздвојување на групата, Fe 2+ може да се оксидира до Fe 3+.
Посебни аналитички реакции на јоните на Fe 3+
1.5.3. Калиум хексацијаноферат(II) K4 со катјони Fe 3+ формира темно син талог од „пруско сино“:
4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.
Талогот е практично нерастворлив во киселини, но се разградува со алкалии за да се формира Fe(OH) 3 . Во вишокот на реагенсот, талогот значително се раствора. Извршување на реакцијата.Додадете 1 капка реагенс на 1-2 капки раствор FeCl 3. Добиениот талог поделете го на два дела. Додадете 2-3 капки 2 M раствор на HC1 на едниот дел, 1-2 капки раствор од 2 M NaOH на другиот, измешајте.
1.5.4. Калиум тиоцијанат (роданид) KNCS со јони Fe 3+ формира крвно-црвен комплекс. Во зависност од концентрацијата на тиоцијанат, може да се формираат комплекси од различни состави:
Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
итн. до Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3–,
Реакцијата е реверзибилна, па затоа реагенсот се зема во вишок. Определувањето го попречуваат јони кои формираат стабилни комплекси со Fe 3+, на пример, јони на флуор, соли на фосфорна, оксална и лимонска киселина.
89. Елементи од групата I Б. Типични својства на најважните соединенија, биолошка улога. Бактерицидно дејство на јоните Ag + и Cu 2+. Аналитички реакции на јони на сребро и бакар.
n = 4 Cu ns1(n-1)d10, надворешно ниво - 1 ē,
преднадворешна - 18 ē
n = 5 Ag Неспарен ē - еден(неуспех, лизгање), но
n = 6 Au 18 - електронски слој, стабилен во подгрупата
цинк, се уште не е целосно стабилизиран овде и
способни да изгубат ē, така што COs се можни
Само d-елементи од IB групата формираат соединенија во кои CO ја надминува N групата и е постабилен за Cu2+, Ag+, Au+3
Карактеристично својство на двојно наелектризираните бакарни јони е нивната способност да се комбинираат со молекулите на амонијак за да формираат сложени јони.Бакарот е еден од елементите во трагови. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co го добиле ова име поради фактот што мали количини од нив се неопходни за нормално функционирање на растенијата. Микроелементите ја зголемуваат активноста на ензимите, промовираат синтеза на шеќер, скроб, протеини, нуклеински киселини, витамини и ензими. Среброто е ниско-активен метал. Во воздушната атмосфера не оксидира ниту на собна температура ниту кога се загрева. Често забележаното поцрнување на сребрените предмети е резултат на формирањето на црн сребрен сулфид - AgS 2 - на нивната површина. Ова се случува под влијание на водород сулфид содржан во воздухот, како и кога сребрените предмети доаѓаат во контакт со прехранбени производи кои содржат сулфурни соединенија 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV Во опсегот на напон , среброто се наоѓа многу подалеку од водородната ода. Затоа, хлороводородната и разредената сулфурна киселина немаат ефект врз него. Среброто обично се раствора во азотна киселина која со него влегува во интеракција според равенката: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Среброто формира една серија на соли чии раствори содржат безбојни Ag + катјони.Кога алкали делуваат на растворите на сребрените соли, можно е да се очекува да се добие AgOH, но наместо тоа се таложи кафеав талог од сребрен(I) оксид: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Покрај среброто(I ) оксид, познати се оксидите AgO и Ag 2 O 3. Сребро нитрат (лапис ) - AgNO 3 - формира безбојни проѕирни кристали, многу растворливи во вода. Се користи во производството на фотографски материјали, во производството на огледала, во галванизација и во медицината. Како бакар, среброто има тенденција да формира сложени соединенија. Многу соединенија на сребро нерастворливи во вода (на пример: сребро(I) оксид - Ag 2 O и сребро хлорид - Ag Cl), лесно се раствораат во воден раствор на амонијак. За галванско сребро се користат сложени соединенија на сребро цијанид, бидејќи при електролиза на растворите на овие соли се таложи густ слој од ситно кристално сребро. површината на производите.Сите соединенија на среброто лесно се намалуваат со ослободување на металното сребро па. Ако се додаде малку гликоза или формалин како средство за намалување на растворот на амонијак од сребро(I) оксид во стаклен сад, тогаш металното сребро се ослободува во форма на густ сјаен огледален слој на површината на стаклото. Сребрените јони го потиснуваат развојот на бактерии и, дури и во многу ниски концентрации, ја стерилизираат водата за пиење. Во медицината за дезинфекција на мукозните мембрани се користат колоидни раствори на сребро стабилизирани со специјални адитиви (протаргол, коларгол и др.).Среброто (заедно со други тешки метали како бакар, калај, жива) е способно да изврши бактерицидно дејство ефект во мали концентрации (т.н. олигодинамски ефект) . Изразено бактерицидно дејство (способност за сигурно убивање одредени бактерии) се забележува при концентрации на јони на сребро над 0,15 mg/l. Во количина од 0,05 - 0,1 mg/l, сребрените јони имаат само бактериостатски ефект (способност да го инхибираат растот и размножувањето на бактериите).Иако стапката на дезинфекција на среброто не е толку висока како онаа на озонот или УВ зраците, сребрените јони можат да останат во вода долго време, обезбедувајќи долготрајна дезинфекција.Механизмот на дејство на среброто сè уште не е целосно разбран. Научниците веруваат дека ефектот на дезинфекција се забележува кога позитивно наелектризираните јони на сребро и бакар формираат електростатска врска со негативно наелектризираната површина на клетките на микроорганизмите. Овие електростатски врски создаваат напнатост што може да ја наруши пропустливоста на клетките и да го намали пенетрацијата на виталните количини на хранливи материи во нив. Навлегувајќи во клетките, сребрените и бакарните јони комуницираат со амино киселините, кои се дел од протеините и се користат во процесот на фотосинтеза. Како резултат на тоа, се нарушува процесот на претворање на сончевото зрачење во храна и енергија за микроорганизмите, што доведува до нивна смрт. е потврдено. Сепак, сортите на микроорганизми кои формираат спори се практично нечувствителни на сребро.Збогатувањето на водата со сребрени јони може да се изврши на неколку начини: директен контакт на водата со површината на среброто, третман на водата со раствор од сребрени соли и електролитски метод.
Квалитативна реакција на бакарни јони
Калиум хексацијаноферат (2) K 4 со раствор од бакарна сол формира црвено-кафеав талог од Cu 2, нерастворлив во разредени киселини, но растворлив во раствор на амонијак.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯ На 3 капки раствор на CuSO 4 додадете 2 капки раствор на сол K 4. Набљудувајте го формирањето на црвен талог. Центрифугирајте го талогот и додадете 3-5 капки раствор на амонијак во него.
Реакции за откривање на бакарни јони Cu2+
Дејство на групниот реагенс H2S. Водородниот сулфид формира црн талог од бакар (II) сулфид во закиселени раствори на бакарни соли: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.
Дејство на амониум хидроксид NH4OH. Амониум хидроксид NH4OH, земен во вишок, со бакарни соли формира комплексен катјон од тетраамин бакар (II) со интензивна сина боја:
CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,
Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.
Ag+ Реакции за откривање на јони на сребро
Дејство на групниот реагенс HC1. Хлороводородната киселина формира, со раствори на Ag+ соли, бел талог од сребрен хлорид AgCl, кој е практично нерастворлив во вода:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Детекција на сребрен катјон. Хлороводородна киселина и растворите на нејзините соли (т.е. Cl-хлоридни јони) формираат, со раствори на Ag+ соли, практично нерастворлив во вода бел талог од среброхлорид AgCl, кој добро се раствора во вишок раствор од NH4OH; во овој случај, се формира комплексна сребрена сол растворлива во вода, диамин сребрен хлорид. Со последователно дејство на азотна киселина, комплексниот јон се уништува и сребрениот хлорид повторно се таложи (овие својства на сребрените соли се користат за негово откривање):
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,
Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.
90. Елементи од II Б група. Типични својства на најважните соединенија, биолошка улога. Комплексна природа на ензими кои содржат бакар и цинк. Аналитички реакции за јони на Zn 2+.
Ензимите се природни протеински катализатори. Некои ензими имаат чисто протеински состав и не бараат други супстанции за да ја покажат својата активност. Сепак, постои голема група на ензими чија активност се појавува само во присуство на одредени непротеински соединенија. Овие соединенија се нарекуваат кофактори. Кофакторите можат да бидат, на пример, метални јони или органски соединенија со сложена структура - тие обично се нарекуваат коензими. Утврдено е дека за нормално функционирање на ензимот понекогаш се потребни и коензим и метален јон, кои формираат троен комплекс заедно со молекулата на подлогата. Така, металите се дел од биолошките машини како незаменлив дел. Потребни се јони на магнезиум за да работат на пренос на остатоци од фосфорна киселина, а за истите цели се потребни и јони на калиум; за хидролиза на протеините се потребни јони на цинк и сл.Подолу детално ќе ги испитаме овие прашања.Ензимите, по правило, го забрзуваат истиот тип на реакции, а само неколку од нив дејствуваат само на една специфична и единствена реакција. Таквите ензими, кои имаат апсолутна специфичност, вклучуваат, особено, уреаза, која ја разградува уреата. Повеќето ензими не се толку строги во изборот на супстрат. Истата хидролаза, на пример, е способна да го катализира хидролитичкото распаѓање на неколку различни естери.Како што хемиската страна на биолошкото истражување се продлабочувала и хемичарите се повеќе станувале асистенти и соработници на биолозите, бројот на новооткриените ензими постојано се зголемувал; наскоро тие мораа да се бројат не во десетици, туку во стотици. Ваквото проширување на опсегот на биолошки катализатори предизвика одредени потешкотии во класификацијата и номенклатурата на ензимите.Претходно ензимите беа именувани според супстратот на кој делуваа, со додавање на завршетокот „аза“. Значи, ако некој ензим делува на шеќерот малтоза, тогаш тој се нарекувал „малтаза“, ако на лактоза - „лактаза“, итн. Во моментов е усвоена номенклатура во која името ја одразува и хемиската функција на ензимот. Честичката „аза“ е резервирана за едноставни ензими. Ако во реакцијата е вклучен комплекс на ензими, се користи терминот „систем“.
Ензимите се поделени во шест класи:
Оксидоредуктази. Тоа се ензими кои катализираат редокс реакции. Примери на оксидоредуктази вклучуваат пируват дехидрогеназа, која го отстранува водородот од пирувична киселина, каталаза, која разградува водороден пероксид итн.
Елементите од групата 7B - манган, вештачки произведен технициум, рениум и вештачки добиен бориум - ги комплетираат првите пет plug-in децении на d-елементи. Нивната валентна електронска конфигурација е (n-1)d 5 s 2. Имајќи само 2 електрони на надворешната електронска обвивка на атомот, манганот и неговите аналози не се способни да прикачат електрони и, за разлика од халогените (вклучени во истата група), не формираат водородни соединенија. Сепак, повисоките водородни соединенија на овие елементи се до одреден степен слични на соодветните халогени соединенија, бидејќи седум електрони можат да учествуваат во формирањето на врски со кислородот, како халогените. Затоа, нивната највисока оксидациска состојба е +7.
Во сложените соединенија, координативните броеви на манган се 4 и 6, а оние на техниум и рениум се 7, 8, 9.
Од елементите на подгрупата на манган, самиот манган е од најголемо практично значење. Рениумот е редок елемент, но поради голем број вредни својства се користи во технологијата. Технециумот не се наоѓа во земјината кора. Добиено е вештачки со бомбардирање на јадрата на атоми на молибден со јадра на тежок изотоп на водород - деутрони.
Најголемиот дел од металниот манган моментално се добива со алуминотермичка редукција на пиролузит, хаусманит или претходно печени карбонатни и сулфидни руди:
3Mn 3 O 4 + 8Al = 9Mn + 4Al 2 O 3
Рениумот се добива од отпадот од производството на бакар и молибден-волфрам. Преку низа последователни реакции, рениумот се претвора во калиум перренат, кој се редуцира со водород кога се загрева:
2KReO 4 + 7H 2 = 2KOH + 2Re + 6H 2 O
Елементите на подгрупата на манган значително се разликуваат во хемиската стабилност. Манганот во електрохемиската напонска серија се наоѓа помеѓу магнезиум и цинк и затоа е прилично активен метал, додека техниумот и рениумот се класифицирани како благородни метали.
За манган може да се добијат следните оксиди: MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 2 O 7. Со зголемување на оксидационата состојба на манган, својствата на оксидите се менуваат од базни преку амфотерични во кисели:
MnO Mn 2 O 3 MnO 2 Mn 2 O 7 .
Основните својства се намалуваат, својствата на киселината се зголемуваат.
Оксидите на технициум и рениум, кои одговараат на пониски состојби на оксидација, се добиваат само индиректно. Кога се загреваат во воздух, двата елементи формираат повисоки оксиди E 2 O 7 .
Стабилните оксидациски состојби на манган се +2, +4, +7 во киселински и солени соединенија.
Манган(II) оксид MnOсе јавува во природата во форма на мали зелени кристали, слабо растворливи во вода. Кога се загрева во воздух, се претвора во различни оксиди:
MnO → MnO 2 → Mn 2 O 3 → MnO 3
MnO се раствора во киселини:
MnO + 2H+ + 5H 2 O → 2+
Третман на аква комплекс 2+ на pH=8,5 во водородна атмосфера
доведува до формирање на нерастворлив манган (II) хидроксид:
2+ + 2OH- → Mn(OH) 2 ↓ + 6H 2 O
Манганот (II) хидроксид има слабо базични својства, се оксидира со атмосферски кислород и други оксидирачки агенси до перманганска киселина или неговите манганитни соли:
Mn(OH) 2 + H 2 O 2 → H 2 MnO 3 ↓ + H 2 O
Се таложи перманганата киселина.
Во алкална средина, Mn 2+ се оксидира до MnO 4 2-, а во кисела средина - до MnO 4 -
MnSO 4 + 2KNO 3 + 4KOH→K 2 MnO 4 + 2KNO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Во биолошките процеси, Mn 2+ не ја менува оксидационата состојба. Стабилните биокомплекси на манган во телото ја стабилизираат оваа состојба на оксидација. Стабилизирачкиот ефект се манифестира во долгото време на задржување на хидратациската обвивка.
MnO 2 е стабилно природно соединение на манган кое се јавува во четири модификации. Сите модификации се амфотерични по природа и имаат редокс двојност:
MnO 2 + 2KI + 3CO 2 + H 2 O → I 2 + MnCO 3 + 2KHCO 3
6MnO 2 + 2NH 3 → 3Mn 2 O 3 + N 2 + 3H 2 O
4MnO 2 + 3O 2 + 4KOH → 4KMnO 4 + 2H 2 O
2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O
Деривати Mn(VII) е манган оксид Mn 2 O 7 и неговата хидратна форма е манганова киселина HMnO 4, позната само во раствор.
Соли на манганова киселина - перманганати. Јоните предизвикуваат виолетова боја на растворите. Перманганатите се силни оксидирачки агенси. Овој имот се користи во медицинската пракса за дезинфекција. KMnO 4 се користи во титриметриска анализа за одредување на различни редукциони агенси (перманганатометрија) и се користи во екологијата за проценка на загадувањето на отпадните води.
За телото, перманганите се отрови, тие се неутрализираат со внесување на 3% водород пероксид закиселена со оцетна киселина:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH=2Mn(CH 3 COO) 2 + 2CH 3 ГОТВИ + 8H 2 O + 5O 2
Манганот е биоген елемент и еден од десетте животни метали неопходни за нормално функционирање на процесите во живите организми.
Се вчитува...
