Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ
Шрифт:
Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:
Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец(> 70 % Mn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.
Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.
Оксид марганца (IV)MnO 2.Черный, с коричневым оттенком, при нагревании
Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.
Уравнения важнейших реакций:
4MnO 2= 2Mn 2O 3+ O 2(530–585 °C)
2MnO 2+ 2H 2SO 4(конц.) = MnSO 4+ O 2^ + 2Н 2O (кипячение)
MnO 2+ 4HCl (конц.) = MnCl 2+ Cl 2^ + 2H 2O
MnO 2+ H 2SO 4(гор.) + KNO 2= MnSO 4+ KNO 3+ H 2O
MnO 2+ 2H 2SO 4+ 2FeSO 4= MnSO 4+ Fe 2(SO 4) 3+ 2H 2O
MnO 2+ 2KOH + KNO 3= K 2MnO 4+ KNO 2+ H 2O (350–450 °C)
3MnO 2+ 3K 2CO 3+ KClO 3= 3K 2MnO 4+ KCl + 3CO 2(400 °C)
В природе самое распространенное соединение марганца – минерал пиролюзит.
Манганат калияК 2MnO 4.Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением O 2. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO 4 2-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро – при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Качественная реакция– появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO 4.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: сплавление MnO 2с сильными окислителями (KNO 3, КСlO 3).
Пермапгапат калияКMnO 4.Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде ( интенсивно-фиолетоваяокраска
Качественная реакцияна ион MnO 4 – – исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.
Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике.
Уравнения важнейших реакций:
Получение– электролиз раствора K 2MnO 4(см.).
6.3. Железо
Железо– элемент 4-го периода и VIIIБ-группы Периодической системы, порядковый номер 26. Вместе с кобальтом Со и никелем Ni образует семейство (триаду) железа.Электронная формула атома [ 18Ar]3d 64s 2, характерные степени окисления 0, +II и +III (последняя наиболее устойчива).
Шкала степеней окисления железа:
По электроотрицательности (1,64) железо занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, Са) и типичными неметаллами (F, О, N). Проявляет амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают над неметаллическими (кислотными), в соединениях находится в составе катионов (чаще) и анионов (реже). Образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – седьмойпо химической распространенности элемент (четвертый среди металлов, первый тяжелый металл); находится в химически связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
ЖелезоFe.Простое вещество. Серый мягкий, ковкий, тугоплавкий металл. Обычное железо медленно окисляется во влажном воздухе (ржавеет), чистое железо коррозии не подвергается. Не реагирует с водой, пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах.
Компактный металл покрывается при нагревании на воздухе оксидной пленкой (окалиной),а порошок сгорает; реагирует с хлором и серой:
Восстанавливает водяной пар (старый способ получения водорода в промышленности):
3Fe + 4Н 2O (пар) = (Fe IIFe 2 III)O 4+ 4Н 2(800 °C)
В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НCl и H 2SO 4, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:
Fe + 2Н += Fe 2++ Н 2^
(реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe IIпостепенно переводится кислородом в Fe III).