- •Тема 1. Периодическая система и строение атомов
- •Темы 2-3. Химическая связь. Строение вещества в конденсированном состоянии
- •Метод валентных связей
- •Теория гибридизации
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики
- •Обратимость химических реакций.
- •Смещение химического равновесия
- •Химическая термодинамика
- •Тема 5. Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Коллигативные свойства растворов
- •Тема 6. Растворы электролитов
- •Сильные электролиты (уравнения диссоциации)
- •Слабые электролиты (уравнения диссоциации)
- •Теория сильных электролитов
- •Теория слабых электролитов
- •Ионные уравнения реакций
- •Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •Произведение растворимости
- •0,01 Моль 0,01 моль 0,01 моль
- •Гидролиз солей
- •Описание гидролиза как обратимого процесса
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия
- •Метод электронного баланса
- •Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)
- •Электрохимические процессы
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Аккумуляторы
- •Электролиз
- •Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Тема 10. I-II группы псэ Главная подгруппа I группы
- •Соединения щелочных металлов
- •Побочная подгруппа I группы
- •Серебро
- •Главная подгруппа II группы
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Побочная подгруппа II группы
- •Цинк и кадмий
- •Химические свойства
- •Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Алюминий
- •Химические свойства
- •Галлий, индий, таллий
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Лантаноиды
- •Химические свойства
- •Актиноиды
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа IV группы
- •Углерод
- •Химические свойства
- •Кремний
- •Химические свойства
- •Германий, олово, свинец
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа IV группы
- •Химические свойства
- •Тема 12. V группа псэ Главная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Азотная кислота и ее соли
- •Химические свойства
- •Мышьяк, сурьма, висмут
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Тема 13. VI группа псэ
- •Химические свойства
- •Селен, теллур, полоний
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VI группы
- •Химические свойства
- •Молибден, вольфрам
- •Химические свойства
- •Тема 14. VII-VIII группы псэ Водород и главная подгруппа VII группы Водород
- •Физические свойства:
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа VII группы
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •Кислородсодержащие соединения хлора
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VII группы
- •Химические свойства марганца
- •Главная подгруппа VIII группы
- •Физические свойства инертных (благородных) газов
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VIII группы
- •Общие свойства триад.
- •Химические свойства
- •Кобальт, никель
- •Химические свойства
- •18.2.3. Платиновые металлы
Химические свойства
1. Иод слабый окислитель. Для него характерны те же реакции что для хлора и брома, но идут они менее активно, как правило при нагревании, часто обратимо.
2. Иодистоводородная кислота HJ получается в результате гидролиза трехиодистого фосфора:
PJ3 + 3H2O = 3HJ + H3PO3
Иодистоводородная кислота и ее соли (иодиды) сильные восстановители:
10KJ + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5J2 + 2MnSO4 +
+ 6K2SO4 + 8H2O
3. Подобно хлору и брому, степени окисления иода в кислородных соединениях могут быть +1, +3, +5, +7.
HJO – иодноватистая кислота, более слабая, чем аналогичная бромноватистая, очень неустойчивая, существует только в растворе при низкой температуре. Соли ее (гипоиодиты) получаются взаимодействием иода со щелочью:
J2 + 2KOH = KJO + KJ + H2O
4. Гипоиодиты неустойчивы, даже на холоду переходят в иодаты и иодиды:
3KJO → KJO3 + 2KJ
5. При взаимодействии иодатов с кислотами выделяется свободный иод:
HJO3 + 5HJ = 3J2 + 3H2O
В ряду HClO - HBrO - HJO окислительные свойства кислот убывают.
Побочная подгруппа VII группы
Технеций в природе не встречается, получен в ядерных реакциях, практического значения не имеет.
Рений – рассеянный элемент. Производство рения сложно и дорого, применение его ограничено.
Наибольшее значение имеет марганец. В природе встречается в виде MnO2 – пиролюзит, Mn2O3 (MnO2.MnO) – браунит, Mn3O4 – гаусманит.
Получают марганец восстановлением в электропечах углеродом или алюмотермическим способом:
MnO2 + C = Mn + CO2 ↑
3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn
Марганец – серебристо-белый металл, устойчивый на воздухе, т.к. покрыт плотной оксидной пленкой. Тпл.= 1200оС, плотность 7,2 г/см3.
Химические свойства марганца
1. Марганец - весьма активный металл. В ряду напряжений металлов стоит между цинком и магнием. В порошкообразном состоянии марганец взаимодействует при нагревании с водой, кислородом, серой, хлором:
Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2 ↑;
Mn + O2 = MnO2;
Mn + S = MnS;
Mn + Cl2 = MnCl2
2. Легко растворим в кислотах:
Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 ↑
3. Проявляя в своих соединениях степени окисления +2, +3, +4, +6, +7 марганец дает пять оксидов: MnO, Mn2O3 – основного характера, MnO2 – амфотерный оксид, MnO3, Mn2O7 – кислотные оксиды.
4. MnO – зеленого цвета, не растворим в воде. Его можно получить термическим разложением карбоната марганца, или восстановлением водородом MnO2:
MnCO3 = MnO + CO2 ↑
MnO2 + H2 = MnO + H2O
Соответствующий MnO гидроксид Mn(OH)2 – серо-розового цвета, получается из солей под действием щелочей:
MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 ↓ + Na2SO4
Гидроксид марганца (II) Mn(OH)2 – слабое основание не растворимое в воде. Mn(OH)2 легко окисляется на воздухе до Mn(OH)4.:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4
Mn(OH)4 - тоже неустойчивое соединение:
Mn(OH)4 = MnO2 + 2H2O
5. Соли Mn+2 – розового цвета, устойчивы в кислых средах. Под действием сильных окислителей переходят в соединения высших степеней окисления марганца:
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2PbSO4 +
+ 3Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2H2O
6. MnO2 – коричневый, не растворимый в воде порошок. Используется как адсорбент и катализатор. Сильный окислитель в кислой среде:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
В щелочной среде проявляет восстановительные свойства:
MnO2 + KNO3 + 2NaOH = Na2MnO4 + KNO2 + H2O
7. Марганцовистую кислоту можно получить по реакции:
Na2MnO4 + H2SO4 = Nа2SO4 + H2MnO4
Эта кислота крайне неустойчива и быстро разлагается:
3H2MnO4 = MnO2 + 2HMnO4 + 2H2O
Соли марганцовистой кислоты (манганаты) окрашены в зеленый цвет. В воде легко гидролизуются и зеленый цвет исчезает:
3K2MnO4 + H2O = 4KOH + MnO2 + 2KMnO4
8. Соединения марганца в степени окисления +7 можно получить окислением манганатов:
2K2MnO4 + Cl2 = 2KCl + 2KMnO4
Перманганат калия KMnO4 имеет большое практическое значение. Применяется в различных синтезах как сильнейший окислитель. В медицине - как дезинфицирующее средство.
Оксид Mn2O7 можно получить из перманганата калия:
2KMnO4 + H2SO4 (конц) = K2SO4 + Mn2O7 + H2O
Mn2O7 - жидкость зеленого цвета, очень взрывоопасна. Окисляет органические вещества со взрывом. Очень неустойчива, разлагается с выделением озона:
Mn2O7 = 2MnO2 + O3
При нагревании в сухом виде перманганат калия разлагается:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
В зависимости от среды перманганаты восстанавливаются до следующих состояний:
MnO4- Mn+2 - в кислой среде,
MnO4- MnО2 – в нейтральной и слабощелочной среде,
MnO4- MnO4-2 – в щелочной среде.