Что образуется при взаимодействии хлора со щелочами на холоду и при нагревании

Физические свойства

6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Промышленный

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

Химические свойства

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O₂, N₂, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Вытеснение свободных неметаллов (Вr₂, I₂, N₂, S) из их соединений

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

Cl₂ + Н₂O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

3. В лаборатории получают действием конц. H₂SO₄ на хлориды:

H₂SО₄(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО₄ (при слабом нагревании)

H₂SО₄(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na₂SО₄ (при очень сильном нагревании)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н₂O растворяется

450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

а) с металлами (до Н):

б) с основными и амфотерными оксидами:

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

г) с солями более слабых кислот:

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

а) с аминами (как органическими основаниями)

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Источник

Химические свойства галогенов

Содержание:

К данным химическим элементам относят элементы VII группы главной подгруппы – фтор, хлор, бром, йод.

Отличительными особенностями галогенов является резко выраженные свойства неметаллов, или металлоидов. На внешнем энергетическом уровне у данных элементов семь электронов, то есть он считается не завершенным. В связи с этим они могут активно присоединять электроны для его завершения.

Рассмотрим химические свойства галогенов на определенных примерах.

Медь, взятая в виде пучка тонкой проволоки и предварительно нагретая на воздухе, при погружении в хлор раскаляется и сгорает, наполняя колбу бурым дымом. Бурый дым представляет собой частички хлорной меди.

Йод также вступает в реакции с металлами. Если растертый в ступке йод смешать с порошком алюминия, то через некоторое время сама собой начнется реакция соединения. Активизируется процесс в присутствии воды.

Реакция сопровождается появлением пламени. Продукт реакции – йодистый алюминий получается в виде тяжелого дыма, окрашенного примешивающимися к нему парами йода в фиолетовый цвет.

Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

В горячем растворе щелочи происходит реакция, при которой образуются хлорид калия и хлорат калия или бертоллетова соль.

Взаимодействие хлора с водой протекает в два этапа. Во-первых, хлор реагирует с водой с образованием хлорной и хлорноватистой кислоты.

Источник

Советы тут

Много полезных советов

Галогены. Общая характеристика. Хлор. Получение свойства и применение хлора и его соединений

от Ауес Беев

Сегодня разберем урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор. Получение свойства и применение хлора и его соединений.

Но сначала, проверим ответы на урок химии 15 – тестовые задания к урокам химии 10-14:

1-3, 2-4, 3-3, 4-4, 5-1, 6-4, 7-1, 8-1, 9-4, 10-1, 11-1, 12-1, 13-1, 14-1, 15-1, 16-3, 17-3, 18-4, 19-3, 20-1, 21-3, 22-4, 23-3, 24-2, 25-4, 26-3, 27-2, 28-2, 29-2, 30-3.

Хлор Сl₂. При обычных условиях ядовитый газ зеленовато-желтого цвета. В лабораторных условиях получают по реакциям:

В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

Химические свойства. Хлор реагирует со многими веществами:

Сl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

Хлор относится к продуктам основного органического синтеза и находит широкое применение в различных отраслях промышленности: для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, обеззараживания питьевой воды, получения хлороводорода. Хлороводород НСl– бесцветный газ с сильным запахом. Хорошо растворяется в воде, водные растворы называют хлороводородной кислотой, а дымяшие концентрированные растворы – соляной кислотой. Получают по реакциям: Н₂ + Сl₂ → 2HCl, NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl (при обычной температуре). При нагревании

реакция протекает по второй стадии: 2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl. Хлороводородная является сильной минеральной кислотой и обладает всеми свойствами кислот. Наиболее важными кислородсодержащими соединениями хлора являются: HClO – хлорноватистая кислота, ее соли – гипохлориты.

HClO₂ – хлористая кислота, соли – хлориты.

HClO₃ – хлорноватая кислота, соли – хлораты.

HClO₄ – хлорная кислота, соли – перхлораты.

Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия, КClO₃) и хлорная известь – СаОСl₂.

Бертолетову соль используют для получения кислорода в лабораторных условиях, а хлорную известь как отбеливающее и дезинфицирующее средство.

Это был урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор. Получение свойства и применение хлора и его соединений.

Источник

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

Физические свойства хлороводорода

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

HClO + KOH → KClO + H₂O

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

Химические свойства хлористой кислоты:

Соли хлористой кислоты – хлориты

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

Источник

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:

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора(I):

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:

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

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

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:

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:

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

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:

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту.

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,

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.

Подобно хлору бром взаимодействует с металлами и неметаллами:

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

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:

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

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,

В промышленности бром получают действием хлора на различные бромиды:

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.

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:

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:

Свободный от брома бромоводород получают взаимодействием трибромида фосфора с водой:

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.

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:

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

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

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 FеСl₃ + 2 HI = 2 FeCl₂ + I₂ + 2 HCl,

В промышленности иод получают действием хлора на иодиды:

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).

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

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:

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

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.

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.

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)),

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

Марганец легко растворяется в кислотах-неокислителях с выделе­нием водорода:

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

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

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:

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

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:

В воде монооксид марганца практически нерастворим.

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

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

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

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:

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:

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:

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:

Диоксид марганца в кислой среде проявляет окислительные свой­ства:

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

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

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

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):

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

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

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:

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

По второму способу манганат калия окисляли хлором:

В настоящее время перманганат калия получают электролитическим окислением манганата:

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,

§ 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 (s 2 p 6 ), 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.

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.

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.

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.

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

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

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.

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

В разбавленной азотной кислоте железо растворяется хорошо:

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):

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

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

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

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

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):

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:

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

Ферриты щелочных металлов при контакте с водой полностью гидролизуются:

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):

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

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

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:

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

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

Источник