Кислородные соединения хлора



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Кислородные соединения хлора



Хлор образует четыре кислород­содержащие кислоты: хлорноватистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорноватистая кислота HClO образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов, реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освеще­нии хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомар­ного кислорода:

HClO = HCl + О.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора(I):

2 HClO = Н2О + Сl2O.

Cl2O можно считать ангидридом хлорноватистой кислоты. При нагревании хлорноватистая кислота разлагается с образованием двух кислот — соляной и хлорноватой:

3 HClO = 2 HCl + HClO3.

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуются соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой

6 NaOH + 3 Сl2 = 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O.

Соли хлорноватистой кислоты — гипохлориты — очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со ще­лочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлорная, или белильная, известь CaOCl2 или CaCl(ClO), образуется при взаимодействии хлора с порошкообразным гидроксидом кальция — пушенной:

Ca(ОН)2 + Cl2 = СаСlOCl + H2O или

2 Ca(ОН)2 + 2 Cl2 = CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 Н2О.

Качество хлорной извести определяется содержанием в ней гипохлорита. Она обладает очень сильными окислительными свойствами и мо­жет окислять даже соли марганца до перманганата:

5 СаОСl2 + 2 Mn(NО3)2 + 3 Ca(ОН)2 = Ca(МnO4)2 + 5 CaCl2 + 2 Ca(NО3)2 + 3 Н2О.

Под действием углекислого газа, содержащегося в воздухе, она разла­гается с выделением гемиоксида хлора:

2 СаОСl2 + СО2 = СаСО3 + Cl2O + CaCl2 или

Ca(OCl)2 + CO2 = СаСО3¯ + Cl2O.

Хлорная известь применяется как отбеливающее и дезинфицирующее вещество.

Хлористая кислота НСlO2 образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлорид в щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор:

НСlO2 + 3 HCl = 2 Cl2 + 2 H2O.

Хлориты натрия используются для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорноватая кислота HСlO3 образуется при действии на ее соли — хлораты — серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель может существовать только в разбавлен­ных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой темпера­туре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40% хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты рас­твор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорноватая кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

HClO3 + 5 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 Н2О.

Соли хлорноватой кислоты — хлораты — образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электро­лизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кис­лота, хлораты — довольно сильные окислители

КСlO3 + 6 HCl = KCl + 3 Сl2 + 3 Н2О.

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиям и солей хлор­ной кислоты и перхлоратов. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца MnO2 играющего роль катали­затора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlO3 = 2 KCl + 3 О2,   4 КClO3 = KCl + 3 КСlO4.

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту.

КСlO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4.

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородсодержащих кислот хлора, но безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устой­чивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

KClO3 + H2O  KClO4 + H2­,

2 Н+ + 2е- = H2­ (на катоде),

СlO3- - 2е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде).

§ 7.13.5. Бром

Бром был открыт в 1826 г. французским химиком А. Ж. Баларом.

Нахождение в природе. В свободном состоянии бром в природе не встречается. Он не образует также самостоятельных минералов, а его соединения (в большинстве случаев со щелочными металлами) являются примесями хлорсодержащих минералов, таких, как камен­ная соль, сильвинит и карналлит. Соединения брома встречаются также в водах некоторых озер и буровых скважин.

Физические свойства. Бром — легколетучая красно-бурая жидкость с неприятным, удушливым запахом. Кипит при 58,8 °С и затвер­девает при -7,3 °С. В 1 л воды при 20 °С растворяется 35 г брома. В органических растворителях бром растворяется значительно лучше.

Химические свойства. По химическим свойствам бром напоминает хлор. На внешнем электронном уровне его атома находится 7 электро­дов (s2р5), он легко присоединяет электрон, образуя ион Br-. Благодаря наличию незаполненного d-уровня бром может иметь 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов и в кислородсодержащих соединениях проявляет степень окисления +1, +3, +5 и +7.

Подобно хлору бром взаимодействует с металлами и неметаллами:

2 Al + 3 Вr2 = 2 AlВr3 (бромид алюминия),

Н2 + Br2 = 2 HBr (бромоводород).

2 Р + 3 Вr2 = 2 РВr3 (бромид фосфора(III)).

Все реакции брома протекают менее энергично, чем хлора. Менее энергично реагирует бром и с водой. При растворении в воде реагирует только часть брома, образуя бромоводородную и бромноватистую кислоты

Вr2 + Н2О  HBr + HBrO.

При растворении брома в растворе щелочи на холоду образуются соли этих кислот:

Br2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + Н2О.

С предельными и непредельными углеводородами бром также реагирует менее энергично, чем хлор:

С6Н6 + Вr2 С6Н5Вr + HBr,

СН2=СН2 + Br2 CH2Br-СН2Вr.

Бром, как и хлор, является окислителем Так, он легко окисляет сернистую кислоту до серной:

H2 SO3 + Вr2 + Н2О = H2SO4 + 2 HBr.

Если к раствору сероводорода прибавить бромную воду, то красно-бурая окраска исчезает и раствор мутнеет вследствие выделения серы:

H2S + Вr2 = 2 HBr + S.

Получение. В лабораторных условиях бром получают действием на различные окислители бромоводородной кислоты или ее солей в сернокислотной среде:

2 КМnО4 + 16 HBr = 2 KBr + 2 МnВr2 + 6 Br2 + 8 Н2O,

КСlO3 + 6 HBr = KCl + 3 Вr2 + 3 Н2О,

2 КМnО4 + 10 KBr + 8 H2SO4 = 6 К2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Br2 + 8 Н2О.

В промышленности бром получают действием хлора на различные бромиды:

2 KBr + Cl2 = 2 KCl + Вr2.

Применение. Бром применяют для получения различных броморганических соединений, используемых в лакокрасочной и фармацевти­ческой промышленности. Значительные количества брома расходуются для получения бромида серебра, используемого в качестве светочув­ствительного вещества при изготовлении кинофотоматериалов.

Бромоводород и бромоводородная кислота. Бромоводород — это бесцветный газ с резким запахом, переходящий при -66,8 °С в жидкость, затвердевающую при -87 °С. В 1 л воды при 0 °С растворяется около 500 л бромоводорода.

Химические свойства бромоводорода и его водного раствора — бромоводородной кислоты — аналогичны свойствам хлороводорода и соляной кислоты с той лишь разницей, что бромоводородная кислота является более сильной кислотой, а бромоводород — более сильным восстановителем.

Бромоводород легко присоединяется по месту двойной или тройной связи непредельных углеводородов, образуя бромпроизводные соответствующих органических соединений:

CH3-СН=CH3 + HBr = СН3-CHBr-CH3

Пропилен              Изопропилбромид

Из-за легкой окисляемости бромоводорода его нельзя получить действием концентрированной серной кислоты на бромиды щелочных металлов при нагревании, так как серная кислота окисляет бромиды до свободного брома:

2 KBr + 2 Н2SO4 = К24 + SO2 + Br2 + 2 Н2O.

Свободный от брома бромоводород получают взаимодействием трибромида фосфора с водой:

РВr3 + 3 Н2O = Н3РО3 + 3 HBr.

Бромоводородная кислота используется для получения бромидов различных металлов, особенно бромида серебра, который используется в производстве светочувствительных кинофотоматериалов.

Большинство солей бромоводородной кислоты (бромидов) хорошо растворимо в воде. Нерастворимыми солями являются бромид серебра AgBr, бромид ртути (I) Hg2Br2, бромид меди (I) CuBr и бромид свинца РbВr2.

Кислородные соединения брома аналогичны кислородным соеди­нениям хлора, но кислоты являются более слабыми электролитами в более слабыми, окислителями. Кроме бромата калия KBiO3, который применяется в аналитической химии и лабораторной практике, они практического значения не имеют.

§ 7.13.6. Иод

Иод был открыт французским химиком-селитроваром Б. Куртуа в 1811 г.

Нахождение в природе. Соединения иода самостоятельных зале­жей не образуют, а встречаются в виде примесей к минералам хлора. Соли иода содержатся в водах буровых скважин. Заметные количества иода входят в состав некоторых морских водорослей, иода которых может быть использована как сырье для получения этого элемента.

Физические свойства. Иод — твердое темно-серое кристаллическое вещество со слабым металлическим блеском. При медленном нагревании он легко возгоняется, образуя фиолетовые пары. При быстром нагревании иод при 114 °С плавится, а при 183 °С кипит. Он хорошо растворим в органических растворителях и водном растворе KI. В присутствии KI растворимость его в воде очень незначительна (при 20 °С в 1 л воды растворяется 290 мг иода).

Химические свойства. По химическим свойствам иод похож на хлор и бром, однако менее активен. С водородом он реагирует только при нагревании, причем реакция протекает не до конца:

I2 + Н2  2 HI (иодовород).

При нагревании иод взаимодействует в фосфором:

2 Р + 3 I2 = 2 РI3 (иодид фосфора(III)).

В присутствии воды, играющей роль катализатора, иод интенсивно, почти со взрывом, реагирует о алюминием:

2 Al + 3 I2 = 2 АlI3 (иодид алюминия).

С водой иод почти не реагирует, а со щелочью реагирует аналогично хлору и брому:

I2 + 2 КОН = KI + КIO + Н2O,

3 I2 + 6 КОН = 5 КI + KIO3 + 3 Н2О.

Иод обладает окислительными свойствами, которые проявляет в при­сутствии сильных восстановителей. Он легко взаимодействует е сернистой кислотой и сероводородом:

H2SO3 + I2 + Н2О = H2SO4 + 2 HI, H2S + I2 = 2 HI + S.

При взаимодействии иода с тиосульфатом образуется не сульфат, как в случае с хлором или бромом, а тетратионат:

I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Nа2S4О6.

Эта реакция используется в аналитической химии. Метод анализа, основанный на ее применении, называется иодометрическим. Окончание реакции определяют но появлению или исчезновению синей окраски, которая обусловлена взаимодействием иода с крахмалом.

Получение. В лаборатории иод можно получить аналогично получению хлора или брома действием иодоводородной кислоты на различные окислители (КМnО4, МnО2, КСlO3, КВrО3 и даже FeCl3 и CuSO4):

2 KMnO4 + 16 HI = 2 KI + 2 МnI2 + I2 + 8 Н2О,

КВrО3 + 6 HI = KBr + 3 I2 + 3 Н2О,

2 FеСl3 + 2 HI = 2 FeCl2 + I2 + 2 HCl,

2 CuSO4 + 4 HI = 2 CuI + 2 H2SO4 + I2.

В промышленности иод получают действием хлора на иодиды:

2 KI + Cl2 = 2 KCl + I2.

Применение. Иод применяют в лабораторной практике и медици­не. Он входит в состав многих фармацевтических препаратов, в ка­честве 5%-ного водно-спиртового раствора используется для обработки ран.

Недостаток иода в организме приводит к серьезным заболеваниям (зоб).

Иодоводород и иодоводородная кислота. Иодоводород — это бес­цветный, с резким запахом газ, который при -35,4 °С превращается в жидкость, а при -50,8 °С затвердевает. В 1 л воды растворяется около 500 л иодоводорода, образуя иодоводородную кислоту. Среди бескислородных кислот это наиболее сильная кислота. Она значительно сильнее соляной и даже бромоводородной кислот.

Иодоводородная кислота — очень сильный восстановитель, поэтому окисляется даже кислородом воздуха, вследствие чего раствор ее окра­шивается в бурый цвет:

4 HI + О2 = 2 Н2О + I2.

На свету окисление проходит более энергично, чем в темноте, поэтому растворы иодоводородной кислоты хранят в темной стеклянной посуде.

Большинство солей иодоводородной кислоты — иодидов — хорошо растворимо в воде. Нерастворимыми солями иодоводородной кислоты являются иодид серебра AgI, иодид ртути (I) Hg2I2, иодид меди (I) CuI и иодид свинца РbI2.

Иодоводород получают действием воды на фосфортрииодид:

РI3 + 3 Н2O = Н3РО3 + 3 HI.

Получить иодоводород действием серной кислоты на иодиды щелочных металлов невозможно, так как почти весь иодид окисляется концентри­рованной серной кислотой до свободного иода

2 KI + 2 Н24 = К2 SO4 + SO2 + I2 + 2 Н2О,

8 KI + 4 H2SO4 = 3 К2SO4 + K2S + 4 I2 + 4 H2O.

Иодоводородная, кислота применяется только в лабораторной практике. Кислородные соединения иода аналогичны кислородным соедине­ниям брома. Слабые кислоты НIO, HIO3 и HIO4 являются также сла­быми окислителями. Они находят применение только в лабораторной практике.

§ 7.13.7. Марганец

Марганец впервые получили К. В. Шееле и Ю. Ган в 1774 г.

Нахождение в природе. По распространению в природе марганец занимает место после железа. Содержание его в земной коре составляет 0,1%. Основным минералом, в виде которого марганец встречается в рудах, является пиролюзит МnО2. Кроме пиролюзитовых марганце­вых руд встречаются марганцевые руды, содержащие браунит Мn2О3, манганит MnO(ОН), гаусманит Mn3O4 и марганцевый шпат MnCO3. Кроме того, марганец в виде оксидов содержится почти во всех желез­ных рудах.

Физические свойства. Марганец — серебристо-белый металл, плот­ность его 7,2 г/см3. Он твердый и хрупкий, при 1260 °С плавится, а при 2120 °С закипает. На воздухе металл покрывается пестрыми пятнами оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейшего окисле­ния. С железом марганец образует сплавы с любым соотношением ком­понентов (ферромарганец).

Химические свойства. Марганец образует различные соединения, в которых проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, и +7. Соединения марганца с другими степенями окисления малохарактерны и встречаются очень редко.

При взаимодействии металлического марганца в различными неметаллами образуются соединения марганца(II):

Mn + Сl2 = MnCl2 (хлорид марганца(II)),

Mn + S = MnS (сульфид марганца(II)),

3 Mn + 2 Р = Мn2P3 (фосфид марганца(II)),

3 Mn + N2 = Mn3N2 (нитрид марганца(II)),

2 Mn + Si = Mn2Si (силидид марганца(II)).

Марганец легко растворяется в кислотах-неокислителях с выделе­нием водорода:

Mn + 2 HCl = МnСl2 + Н2­, Mn + H2SO4(разб.) = MnSO4 + Н2­.

Он растворяется также в воде в присутствии соединений, дающих при гидролизе кислую реакцию:

Mn + 2 H2O + 2 NH4Cl = MnCl2 + 2 NH4OH + H2­ .

Растворение марганца в кислотах-окислителях сопровождается выделением продуктов восстановления этих кислот:

Mn + 2 H2SO4(конц.) = MnSO4 + SO2 + 2 H2О,

Mn + 4 HNO3(конц.) = Mn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 Н2O,

3 Mn + 8 HNO3(разб.) = 3 Mn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O.

Марганец может восстанавливать многие оксиды металлов и поэтому используется в металлургии:

5 Mn + Nb2O5 = 5 MnO + 2 Nb, 3 Mn +Fe2 O3 = 3 MnO + 2 Fe.

В мелкодисперсном состоянии (порошок) марганец более реакционноспособен, чем в компактном.

Получение. Металлический марганец получают восстановлением его прокаленных оксидов алюминием. Так как алюминий очень бурно реагирует с диоксидом марганца, используют прокаленный пиролюзит. При прокаливании пиролюзита образуется оксид марганца Мn3O4, который с алюминием реагирует более спокойно:

3 МnО2 = Мn3О4 + О2, 3 Мn3О4 + 8 Al = 4 Al2O3 + 9 Mn.

Для получения ферромарганца используемого в металлургии, смесь железной руды и пиролюзита восстанавливают коксом в электропечах:

2О3 + MnO2 + 5 C = 2Fe∙Mn + 5 CO.

Содержание марганца в ферромарганце 20-60%.

Применение. Марганец в виде ферромарганца используют в черной металлургии.

Кислородные соединения марганца. Марганец образует оксиды MnO, Мn2О3, МnО2, MnO3, Мn2О7, гидроксиды Mn(ОН)2, Mn(ОН)4, Н2МnО4, НМnО4 и соответствующие им соединения.

Монооксид марганца MnO — это порошок зеленовато-серого цвета, обладающий основными свойствами и поэтому реагирующий с кислотами и кислотными оксидами:

MnO + 2 HCl = МnСl2 + Н2О,     MnO + SO3 = MnSO4.

В воде монооксид марганца практически нерастворим.

Гидроксид марганца(II) Mn(OH)2 — белое вещество, легко окисляется на воздухе до бурого гидроксида марганца(IV):

2 Mn(OH)2 + О2 + 2 Н2О = 2 Mn(OH)4.

Образуется гидроксид марганца(II) при взаимодействии его солей со щелочами:

MnSO4 + 2 КОН = Mn(OH)2 + К24.

Он обладает основными свойствами. Он реа­гирует в кислотами и кислотными оксидами:

Mn(ОН)2 + 2 HCl = MnCl2 + 2 Н2О,

Mn(ОН)2 + SO3 = MnSO4 + 2 H2O.

Гидроксид марганца(II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных oкиcлитeлeй он может окисляться, до перманганата:

2 Mn(ОН)2 + 5 KBrO + 2 КОН = 2 КМnО4 + 5 KBr + 3 H2O.

При недостаточном количестве окислителя образуется диоксид мар­ганца:

5 Mn(ОН)2 + KBrO = 5 МnО2 + KBr + Н2O.

Большинство солей марганца(II) хорошо растворимо в воде. В сухом виде их кристаллогидраты окрашены в слабо-розовый цвет. Нерастворимыми солями марганца (II) являются карбонат MnCO3, сульфид МnS и фосфат Мn3(РО4)2. При действии сильных окислителей в кислой среде марганец(II) в зависимости от количества окислителя может переходить в МnО2 или перманганат:

Mn(NO3)2 + PbO2 = MnO2 + Pb(NO3)2,

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

Оксид марганца(III) Mn2O3 встречается в природе в виде минерала браунита. В лаборатории образуется при осторожном нагревании MnO2 при температуре 530-940 °С:

4 MnO2  2 Mn2O3 + O2.

При более высокой температуре разложение диоксида сопровождается образованием оксида Мn3О4:

3 МnО2 = Mn3O4 + О2.

Соединения марганца (III) практического значения не имеют.

Диоксид марганца МnO2 или оксид марганца(IV) — вещество темно-серого цвета. При нагревании на воздухе до 530 °С диоксид марганца разлагается, выделяя кислород, как показано выше. В вакууме или в присутствии восстановителя эта реакция протекает значи­тельно интенсивнее.

При кипячении диоксида марганца с концентрированной азотной кислотой образуется соль марганца(II) и выделяется кислород:

2 MnO2 + 4 HNO3 = 2 Mn(NO3)2 + 2 H2O + O2.

Диоксид марганца в кислой среде проявляет окислительные свой­ства:

МnО2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2 + 2 Н2О,

МnО2 + 2 FeSO4 + 2 H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2 H2O.

При сплавлении оксида марганца(IV) со щелочами без доступа воздуха образуется манганит, или манганит(IV):

МnО2 + 2 КОН = К2МnО4 + Н2O.

В присутствии кислорода воздуха, играющего роль окислителя, при сплавлении образуется соль манганата(VI):

2 МnО2 + 4 КОН + О2 = 2 K2MnO4 + 2 H2O.

Манганат калия К2МnO4 самопроизвольно разлагается на перманганат калия и диоксид марганца:

3 К2МnO4 + 2 Н2O = 2 KMnO4 + МnО2 + 4 КОН.

Перманганат калия KMnO4 широко применяется в лабораторией практике, промышленности, медицине и быту. Он является очень сильным окислителем. В зависимости от среды марганец в присутствии вос­становителя может восстанавливаться до различной степени окисления. В кислой среде он всегда восстанавливается до Mn(II):

2 КМnО4 + 10 KBr + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 5 Вr2 + 8 Н2O.

Аналогично ведут себя манганат калия К2МnО4 и диоксид марганца. В щелочной среде перманганат калия восстанавливается до манганата:

2 КМnО4 + K2SO3 + 2 КОН = K2SO4 + 2 K2MnO4 + Н2O.

4 КМnО4 + 4 КОН = 4 K2MnO4 + 2 Н2O + O2.

В нейтральной или слабощелочной среде перманганат калия восстанавливается до диоксида марганца:

2 КМnO4 + С6Н5OН = 2 КОН + 2 МnО2 + С6Н4СООН,

2 КМnO4 + 3 MnSO4 + 2 Н2O = 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4.

Последняя реакция используется в аналитической химии при количественном определении марганца.

Раньше перманганат калия получали окислением либо диоксида марганца, либо манганата калия. Диоксид марганца окисляли селитрой при сплавлении со щелочью:

МnО2 + KNO3 + 2 КОН = К2МnО4 + KNO2 + Н2О.

Образовавшийся манганат калия в растворе самопроизвольно распа­дался на перманганат калия и диоксид марганца:

3 К2МnO4 + 2 Н2O = 2 KMnO4 + МnО2 + 4 КОН.

По второму способу манганат калия окисляли хлором:

2 К2МnO4 + Сl2 = 2 КМnO4 + 2 КСl.

В настоящее время перманганат калия получают электролитическим окислением манганата:

МnО42 - - e- = MnO4-.

Перманганат калия широко применяется как в промышленности, так и в лабораторной практике. Его используют для отбелки хлопка, шерсти, прядильных волокон, осветления масел и окисления различных органических веществ. В лабораторной практике он применяется для получения хлора и кислорода:

2 КМnО4 + 16 HCl = 2 КСl + 2 МnСl2 + 5 Сl2 + 8 Н2O,

2 KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + О2.

В аналитической химии перманганат калия применяют для количественного определения веществ, обладающих восстановительными свойствами (Fe2+, Sn4+, AsO33-, Н2О2 и др.). Этот метод анализа назы­вается перманганатометрией.

Глава 7.14 . ВОСЬМАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

§ 7.14.1. Общая характеристика элементов VIII группы

К VIII группе относятся элементы подгруппы железа (железо, кобальт и никель), платиновые металлы (рутений, родий, палладий, осмий, иридий и платина), а также благородные газы.

На внешнем электронном уровне атомов элементов подгруппы железа (Fe, Co, Ni) находится по два s-электрона и соответственно 6, 7 и 8 d-электронов, которые также принимают участие в образова­нии химических соединений. Электронная структура внешнего электронного уровня платиновых металлов довольно разнообразна. У рутения и родия имеется по одному s-электрону, у палладия s-электронов нет, а осмий, иридий и платина имеют по два s-электрона. У всех девяти металлов VIII группы d-уровень не застроен, поэтому все они относятся к переходным металлам.

Благородные газы имеют застроенную внешнюю электронную оболочку (s2p6), поэтому очень трудно вступают в любые химические реакции.

Изменение свойств элементов в подгруппе железа во многом сходно с изменением свойств в подгруппе мышьяка и подгруппе германия: если для железа наиболее устойчивыми являются соединения в степени окисления +3, то для никеля — соединения в степени окисления +2. Кобальт занимает промежуточное положение.

Платиновые металлы проявляют не очень большое сходство в пределах триад (Ru, Rh, Pd и Os, Ir, Pt), но их можно разделить на три пары сходных между собой элементов: Ru-Os, Rh-Ir и Pd-Pt.

Максимальную степень окисления (+8) в VIII группе проявляют только рутений и осмий (в соединениях RuO4 и OsO4). Максимальная степень окисления остальных элементов различна: для железа она равна +6, для иридия и родня +5, для платины и палладия +4, а для кобальта и никеля +3.

Все металлы VIII группы обладают способностью адсорбировать на своей поверхности различные газы и поэтому очень часто применяются как катализаторы в различных реакциях: железо — в реак­ции синтеза аммиака, никель, палладий и платина — в реакциях гидрирования, платиновые металлы катализируют реакции окисления.

Кобальт открыт шведским химиком Ю. Брандтом в 1735 г. Содержание его в земной коре составляет 1,8∙10-3% по массе. Кобальт в основном применяется в металлургии для получения спецсталей и сплавов для буровых наконечников, которые частично заменяют алмазные. Соли кобальта применяются в силикатной промышленности как красители.

Никель открыт А. Кронстедтом в 1751 г. Содержание его в земной коре составляет 5,8∙10-3% по массе. Из никеля чеканили монеты. В настоящее время его применяют в металлургии для получения хромоникелевых нержавеющих сталей и покрытий. Металлический никель служит катализатором реакций гидрирования. Из сплавов, содержащих никель, изготовляют электросопротивления (констан­тан), спирали нагревательных приборов (нихром) и др. Соли никеля применяют в керамической промышленности как красители.

Из платиновых металлов только платина известна человечеству с глубокой древности. Палладий и родий были открыты У. X. Волластоном соответственно в 1803 и 1804 гг., иридий и осмий — С. Теннантом в 1804 г., а рутений — К. К. Клаусом в 1844 г. (назван в честь Рос­сии). Содержание платиновых металлов в земной коре составляет (% по массе): платины — 5∙10-7, палладия — 1,3∙10-6, иридия 10-6, родия — 10-7, рутения — 5∙10-7, а осмия — 5∙10-6.

Платиновые металлы благодаря прочности, высокой температуре плавления, ковкости, стойкости к агрессивным средам применяются очень широко. Наиболее часто применяют платину. Из нее изготовляют электроды, химическую посуду, хирургические инструменты и юве­лирные изделия. Платина в виде сеток или нанесенная на асбест (пла­тинированный асбест) применяется как катализатор, в виде прово­локи — для изготовления термопар, позволяющих измерять очень высокие температуры.

Сплав иридия с платиной применяется для изготовления платино-платиноиридиевых термопар, а также хирургических инструментов.

Палладий по внешнему виду похож на серебро. Благодаря большей устойчивости часто применяется вместо серебра, например при изготовлении зеркал. Палладиевые зеркала не тускнеют и обладают большой отражательной способностью. Палладием часто заменяют золото. В тонкораздробленном состоянии (палладиевая чернь) палла­дий применяется как катализатор.

Рутений и осмий применяются в чистом виде и сплавах с платиной преимущественно как катализаторы различных химических реакции.

§ 7.14.2. Железо

Железо относится к металлам, известным человечеству с глубокой древности. В Древнем Египте из железа изготовляли различную домашнюю утварь.

Нахождение в природе. Содержание железа в земной коре состав­ляет 4,65% по массе. В свободном состоянии оно найдено только в метеоритах. Основными минералами, содержащими железо, явля­ются магнитный железняк Fe3O4, красный железняк Fe2O3, бурый же­лезняк 2Fе2О3∙3Н2O, шпатовый железняк, или сидерит, FeCO3 и пирит, или железный колчедан, FeS2. Железо, кроме того, входит в состав почти всех полиметаллических руд и многих горных пород.

Физические свойства. Чистое железо — серебристо-белый металл, с плотностью 7,86 г/см3, плавится при температуре 1539 °С, кипит при 3000 °С. Оно обладает хорошей ковкостью, электро- и теплопроводно­стью, легко намагничивается и размагничивается. Это свойство используется в динамомашинах, электромоторах и электромагнитах.

Химические свойства. Обычное железо, содержащее различные при­меси, является довольно активным металлом. Уже на воздухе, содержа­щем пары воды, оно быстро покрывается ржавчиной (корродирует)*:

*Железо высокой чистоты на воздухе устойчиво.

4 Fe + 3 О2 + 6 Н2О = 4 Fe(OH)3.

Железо активно взаимодействует с хлором, а при нагревании — с кислородом, углеродом и другими неметаллами:

2 Fe + 3 Сl2 = 2 FeCl3 (трихлорид железа),

3 Fe + 2 O2 = Fe3O4 (железная окалина),

3 Fe + С = Fe3С (карбид железа),

Fe + S = FeS (сульфид железа),

2 Fe + N2 = 2 FeN (нитрид железа).

Железо легко растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах.

Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2.

В концентрированной серной кислоте при обычной температуре оно не растворяется, а при нагревании реакция сопровождается выделе­нием сернистого газа:

2 Fe + 6 H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3 SО2 + 6 Н2О.

В разбавленной азотной кислоте железо растворяется хорошо:

Fe + 4 HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2 Н2О,

а в концентрированной — пассивируется. С водой при обычных условиях железо не взаимодействует, однако при длительном контакте с водой, содержащей кислород, железо, имеющее примеси, постепен­но корродирует.

Из растворов солей железо легко вытесняет все металлы, стоящие в ряду напряжений правее него. При этом в отсутствие окислителей образуются соли железа (II):

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Соединения железа(II). Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами. Он не взаимодействует с водой, но легко раство­ряется в кислотах:

FeO + 2 HCl = FeCl2 + Н2O.

При растворении оксида железа(II) в азотной кислоте образуется нитрат железа(III), так как азотная кислота является сильным окислителем

3 FeO + 10 HNO3 = 3 Fe(NO3)3 + NO + 5 H2O.

Оксид железа(II) можно получить восстановлением оксида железа(III) монооксидом углерода при температуре 500 °С:

Fe2O3 + СО = 2 FeO + СО2.

Соли железа(II) являются восстановителями. Если к раствору соли железа(II) прибавить раствор щелочи, то в осадок выпадет гидроксид железа(II) голубовато-белого цвета:

FeSO4 + 2 КОН = Fe(OH)2 + K2SO4.

Осадок быстро темнеет, становится черным, а затем бурым. Изменение его цвета объясняется тем, что железо окисляется кислородом до сте­пени окисления +3 и гидроксид железа (II) превращается в гидроксид железа(III):

4 Fe(ОН)2 + O2 + 2 Н2О = 4 Fe(OH)3.

В кислой среде железо(II) окисляется значительно медленнее, по­этому соли его могут существовать более длительное время.

Из солей железа(II) наибольшее значение имеют железный ку­порос FeSO4∙7Н2О и дихлорид железа FeCl2. Железный купорос применяется в производстве минеральных красок, при крашении тканей, для борьбы с вредителями сельского хозяйства и др. Дихлорид железа является исходным соединением для получения чистого железа.

Соединения железа(III). Оксид железа(III) Fe2O3 — твердое порошкообразное вещество красно-бурого цвета. При высокой температуре переходит в железную окалину:

6 Fе2О3 = 4 Fе3O4 + O2.

Оксид железа(III) обладает слабо выраженными амфотерными свойствами — при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует ферриты:

2О3 + Na2CO3 = 2 NaFeO2 + СО2.

Ферриты щелочных металлов при контакте с водой полностью гидролизуются:

2 NaFeO2 + H2O = Fe2O3 + 2 NaOH.

Ферриты тяжелых металлов, полученные спеканием порошков оксида железа(III) с оксидами тяжелых металлов (никеля, кобальта, мар­ганца и др.) — очень твердые хрупкие вещества. Они применяются в радиотехнике (ферритовые антенны и сердечники).

Оксид железа(III) хорошо растворяется в кислотах, образуя соли железа(III):

2O3 + 3 H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3 Н2O.

Соли железа(III) сильно гидролизуются, поэтому их водные растворы обладают сильнокислой реакцией. Они являются окислителями:

2 FeCl3 + Н2S = 2 FeCl2 + S + 2 HCl,

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

2 FеСl3 + Fe = 3 FeCl2.

Если к раствору соли железа(III) прибавить раствор щелочи или аммиака, выпадет бурый осадок гидроксида железа(III), который не растворяется даже в концентрированном растворе щелочи, но легко растворяется в кислотах:

FeCl3 + 3 КОН = Fe(ОН)3 + 3 KCl,

2 Fe(OH)3 + 3 Н24 = Fe2(SO4)3 + 6 Н2О.

Если же к раствору соли железа(III) прибавить раствор роданида ка­лия KSCN или аммония NH4SCN, то образуется, окрашен­ный в красный цвет, роданид железа(III):

Fe(NO3 )3 + 3 KSCN = Fe(SCN)3 + 3 КNO3.

Эта реакция применяется в аналитической химии для определения со­лей железа(III).

Производство чугуна и стали

Получение железа и чугуна. Чистое железо получают восстановлением водородом оксида железа(III) или хлорида железа(II):

2O3 + 3 Н2 = 2 Fe + 3 Н2О,                   FeCl2 + Н2 = Fe + 2 HCl.

Основная масса железа используется не в чистом виде, а в виде спла­вов с углеродом и другими добавками. Эти сплавы называются чугуном или сталью. Для получения чугуна и сталей перерабатывают железный руды, содержащие железо в виде оксидов. Сульфидные руды непри­годны для получения железа, так как сера переходит в железо и при­дает ему свойство горячеломкости.

Процесс переработки железных руд делится на первичный и вторичный. При первичной переработке из железной руды получают чугун. С содержанием углерода больше 2%, а при вторичном. из чугуна получают сталь с содержанием углерода меньше 2%.

Первичный процесс, т. е. получение чугунов, производится в доменных печах (домнах).



Последнее изменение этой страницы: 2021-04-05; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 34.204.180.223 (0.037 с.)