Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Кислородсодержащие соединения Mn , Tc , Re
Известны оксиды марганца в степенях окисления +2, +4, +7 и смешанные оксиды Mn3O4, Mn2O3. С ростом степени окисления основные свойства ослабевают, а кислотные свойства усиливаются, повышается окислительная активность. Низшие оксиды Tc и Re неустойчивы и малоизучены. Оксид марганца (II) Mn О – основный оксид. Это нерастворимое в воде кристаллическое вещество зеленого цвета. Взаимодействует с кислотами: MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O. MnO получают разложением солей: MnCO3 = MnO + CO2. MnO используют в лабораториях для удаления примесей кислорода из инертных газов: 2MnO + O2 = 2MnO2. Гидроксид марганца (II) Mn (OH)2 – слабое основание, немного растворимое в воде. Взаимодействует с кислотами: Mn(OH)2 + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O. Гидроксид Mn(OH)2легко окисляется кислородом воздуха. MnO и Mn(OH)2 проявляют востановительные свойства: 4Mn(OH)2 + 2O2 + 4H2O = 4Mn(OH)4 или (MnO2 n H2O). белый коричневый Mn(OH)2 получают в виде белого осадка из солей реакцией обмена: MnSO4 + 2KOH = Mn(OH)2↓ + K2SO4. Оксиды Mn 2 O 3, Mn 3 O 4 можно рассматривать как соли метамарганцеватистой (Н2MnO3) и ортомарганцеватистой (H4MnO4) кислот. Оксиды содержат Mn в степенях окисления +2 и +4: Mn2O3 ® Mn+2Mn+4O3 – метаманганит марганца (П); Mn3O4 ® Mn Mn+4O4 – ортоманганит марганца (П). Доказательством смешанного характера оксидов является взаимодействие с азотной кислотой: Mn2O3 + 2НNO3 = Mn+2(NO3)2 + Mn+4O2 + H2O. Mn2O3, Mn3O4 получают при нагревании MnO2: 4MnO2 2Mn2O3 + O2; 6Mn2O3 4Mn3O4 + O2.. Оксиды марганца, технеция, рения (IV) МеО2. известны для всех рассматриваемых металлов. MnO2, TcO2, ReO2 – не растворимые в воде твердые вещества черного цвета. МеО2 устойчивы, инертны по отношению к разбавленным растворам кислот и щелочей. TcO2 – самый устойчивый оксид технеция, ReO2 – менее устойчив, при нагревании диспропорционирует на Re2O7 и Re. Оксиды МеО2 – слабоамфотерны, с преобладанием кислотных свойств у MnO2. Взаимодействуют со щелочами в концентрированных растворах и расплавах: MnO2 + 2KOH = K2Mn+4O3 + H2O (манганит калия); ReO2 + 2NaOH = Na2Re+4O3 + H2O (ренит натрия). MnO2, как соединение в промежуточной степени окисления марганца, проявляет окислительно-восстановительную двойственность, однако окислительные свойства для него более характерны: MnO2 + 4H+ = Mn2+ + 2H2O; E = +1,23 B. Поэтому при взаимодействии с кислотами при нагревании MnO2 не образует катиона Mn+4, а проявляет окислительные свойства:
MnO2 + 4HCl(конц) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O. Эта реакция используется для получения хлора в лаборатории. Диоксид марганца широко используют в качестве окислителя в химических источниках тока. В реакциях с более сильными окислителями MnO2 проявляет восстановительные свойства, переходит в соединение Mn (VI) или (VII): 3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O. Для TcO2 и ReO2 окислительные свойства не характерны: ReO2 + 6HCl = H2[ReCl6] + 2H2O. Получают MnO2 разложением нитрата Mn (II):или Mn2O7: Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2; 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2. TcO2 и ReO2 получают разложением солей: 2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O. Гидроксиды Ме(ОН)4. Формула Ме(ОН)4 – условна, это соединения переменного состава, им соответствует формула МеО2 × n Н2О. Ме(ОН)4 – очень слабые, нерастворимые гидроксиды бурого цвета, обладающие амфотерными свойствами. Mn(OH)4 рассматривают чаще как марганцоватистую кислоту – H2MnO3. Mn(OH)4 со щелочами образует манганиты: Mn(OH)4 + 2KOH = K2 Mn+4O3 + 3H2O (метаманганит калия); Mn(OH)4 + 4KOH = K4Mn+4O4 + 4H2O (ортоманганит калия). C концентрированной серной кислотой Mn(OH)4 образует нестойкую соль: Mn(OH)4 + 2H2SO4 ® Mn(SO4)2 + 4H2O. Гидратированный оксид MnO2 × n H2O является еще более сильным окислителем, чем безводный MnO2. Получают Mn(OH)4 окислением соединений марганца (II): 4Mn(OH)2 + 2O2 + 4H2O ® 4Mn(OH)4 или (MnO2 × n H2O), восстановлением KMnO4 в нейтральной или слабощелочной среде: 2KMnO4 + 4H2O + 6KI ® 2MnO2 + 3I2 + 8KOH. Оксид марганца (VI) MnO 3 – кислотный оксид. MnO3 и соответствующая ему марганцовистая кислота H2MnO4, вследствие их нестойкости, не выделены. При получении они мгновенно разлагаются. Соли H 2 MnO 4 – манганаты, темно-зеленые кристаллы, получают сплавлением MnO2 со щелочами в присутствии окислителей: 2MnO2 + 4KOH + O2 2K2MnO4 + 2H2O (манганат калия). Манганаты в водных растворах существуют только в сильнощелочной среде, в нейтральной и слабокислой среде диспропорционируют: 3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH. Соединения Mn+6 являются сильными окислителями и легко восстанавливаются до MnO2 (в щелочной среде) или солей Mn+2 (в кислой среде). Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в перманганаты: 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl; MnO + e – = MnO , E = 0,56 B; Cl2 + 2 e – = 2Cl–, Е = 1,36 В. Оксиды марганца, технеция, рения (VII) M е 2 O 7 – кислотные оксиды, легко растворяются в воде с образованием марганцовой, технециевой, рениевой кислот:
Mn2O7 Tc2O7 R2O7 черно-зеленая желтый желтый маслянистая жидкость кристаллические вещества Mn2O7 – термически неустойчив, разлагается при ударе или нагревании: 2Mn2O7 ® 4MnO2 + 3O2 Гидроксиды HMeO 4 – сильные кислоты. В ряду HMnO4, HTcO4, HReO4 происходит усиление устойчивости и ослабление кислотных свойств: HMnO4 HTcO4 HReO4
HMnO4 наименее устойчива, в свободном виде не получена, существует только в растворах с массовой долей HMnO4 не более 20%. При большей концентрации HMnO4 разлагается: 4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2. Кислотам HЭO4 соответствуют соли: перманганаты (фиолетовые), пертехнаты (красно-желтые), перренаты (бесцветные). Твердые перманганаты термически неустойчивы, разлагаются при нагревании: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2. Эта реакция используется для получения О2 в лаборатории. Mn2O7, HMnO4 и перманганаты – сильные окислители. В зависимости от кислотности среды возможны следующие схемы восстановления ионов MnO41–: (pH < 7) MnO + 8H+ + 5 e – = Mn+2 + 4H2O; E = 1,51 B; (наблюдается обесцвечивание раствора) (рН» 7) MnO + 2H2O + 3 e – = MnO2 + 4OH-, E = 1,23 B; (образуется бурый осадок) (рН >12,5) MnO + e – = MnO42–; E = 0,56 B. (образуется зеленый раствор) Как видно из приведенных значений E окислительные свойства перманганата наиболее сильно проявляются в кислой среде. Производные Тс (VII) и Re (VII) устойчивы при нагревании, являяются слабыми окислителями, т. к. находятся в характерной для них степени окисления. Получают Mn2O7 по реакции: 2KMnO4 + H2SO4(конц) = Mn2O7 + K2SO4 + H2O. Tc2O7, Re2O7 получают при окислении соответствующих элементов кислородом. Перманганаты в промышленности получают электрохимическим окислением манганатов: MnO – e – = MnO . В лаборатории их получают окислением солей марганца (II) сильными окислителями: 2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4. Mn образует соли со всеми известными кислотами. Ионы Mn2+ в растворе существуют в виде гидратных комплексов [Mn(H2O)6]2+, [Mn(H2O)4]2+. Из водных растворов они кристаллизуются в виде кристаллогидратов: Mn(NO3)2 × 6Н2О, Mn(ClO4)2 × 6H2O, MnSO4 × 7H2O. Растворимы все соли марганца, кроме MnCO3, MnS, Mn3(PO4)2. Растворимые соли марганца (II) подвергаются гидролизу: MnCl2 + H2O ⇄ MnOHCl + HCl; Mn2+ + H2O ⇄ MnOH+ + H+. Соли Mn2+ проявляют восстановительные свойства. В кислой среде окисление Mn2+ сопровождается образованием MnO2, под действием сильных окислителей образуются перманаганаты: 2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 +2H2O. В сильнощелочной среде образуются манганаты: 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O. Комплексные соединения. Для Mn2+ менее характерно комплексообразование, чем для других d- элементов. Это связано с электронной конфигурацией d 5 иона Mn2+. В высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d- орбитали: В результате на орбиталях содержатся d- электроны как с высокой, так и с низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием поля лигандов, равен нулю. Координационное число марганца равно 6. В водных растворах ионы Mn2+ образуют октаэдрический аквакомплекс [Mn(H2О)6]2+. При действии избытка водного раствора аммиака на растворы солей Mn2+ oсаждается гидроксид Mn(ОН)2, амминокомплексы не образуются. При действии цианидов на соли Mn2+ образуются комплексы, содержащие ионы [Mn(СN)6]4–, которые легко окисляются на воздухе:
Mn(CN)2 + 4KCN = K4[Mn(CN)6]. Как обычно, комплексообразование стабилизирует неустойчивые в водном растворе состояния окисления. Так, могут быть получены в кристаллическом состоянии галогеноманганаты M2+[Mn+3F5], M2+[Mn+3Cl5], M2+[Mn+4F6], M2+[Mn+4Cl6]. Ионы [MnГ6]2– имеют октаэдрическое строение. Mn, Tc, Re образуют двухядерные карбонилы Ме2(СО)10 кластерного типа со связью металл-металл. Это летучие кристаллические вещества.
Биогенная роль марганца Из элементов VII Б группы только марганец является биогенным элементом и одним из десяти металлов жизни, необходимых для нормального протекания процессов в живых организмах. Установлено, что марганец участвует в основных нейрохимических процессах в центральной нервной системе, в образовании костной и соединительной тканей, регуляции жирового и углеводного обмена, обмене витаминов. Марганец оказывает влияние на процессы кроветворения и иммунную защиту организма. Укушенного каракуртом (ядовитым среднеазиатским пауком) человека можно спасти, если ввести ему внутривенно раствор сульфата марганца. В крови человека и большинства животных содержание марганца составляет около 0,02 мг/л. Суточная потребность взрослого организма составляет 3–5 мг Mn. Дефицит марганца – одно из распространенных отклонений в элементном обмене современного человека. Это связано со значительным снижением потребления богатых марганцем продуктов (грубая растительная пища, зелень), увеличением количества фосфатов в организме (лимонады, консервы и др.), ухудшением экологической ситуации в крупных городах и психо-эмоциональной перенапряженностью. Коррекция дефицита марганца оказывает положительное влияние на состояние здоровья человека. Избыточное накопление марганца в организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций памяти и наблюдается в основном у рабочих, связанных с производством марганца и его сплавов. О наличии технеция в живых организмах данных нет. Однако соединения технеция с бисфосфонатами используют для радиоизотопного метода диагностики. Метастабильный изотоп технеция 99Тс является излучителем лучей. После внутривенного введения препарата «Технефор», содержащего 99Тс, можно исследовать состояние мягких тканей, а через 2–3 ч после введения – костных. Таким образом, для решения медико-биологических задач используются не только соединения жизненно необходимого Мn, но и соединения искусственного элемента 99Тс.
|
||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2022-09-03; просмотров: 632; 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 - 3.147.66.178 (0.05 с.) |