Диоксид марганца,манганаты,перманганаты.

MnO2 — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре. 2KMnO4→(t)MnO2+K2MnO4+O2↑

Св-ва: 4HCl + MnO2 →(t) MnCl2 + 2H2O + Cl2↑.

2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 + 2H2O.

3MnO2 + KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + KCl + 3H2O.

2KMnO4 + 8H2SO4 (конц.) + 3MnSO4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O

MnO2 + CaO → CaMnO3.

Является катализатором разложения пероксида (перекиси) водорода:

2H2O2 →(катализатор) 2H2O + O2↑.

Перманганаты, манганаты VII — соли нестойкой марганцовой кислоты HMnO4, известны для щелочных и щелочноземельных металлов. Кристаллы фиолетово-черного цвета, с зеленоватым блеском, растворимые в воде, растворы малиново-фиолетовые. Перманганаты лития, натрия и кальция образуют кристаллогидраты. Термически неустойчивы, разлагаются с выделением кислорода, образуя, в зависимости от условий, различные продукты, при умеренном нагревании разлагаются до манганатов VI, например:

2KMnO4   K2MnO4 + MnO2 + O2

В присутствии восстановителей могут разлагаться со взрывом.

Перманганаты являются сильными окислителями, в щелочной среде восстанавливаются до манганатов MnO42−, в нейтральной — до диоксида марганца MnO2, в кислой — до солей Mn2+. Используются в аналитической химии в качестве окислителей в редокс-титровании (перманганатометрия). Широко используются в качестве окислителей в органическом синтезе — при син-дигидроксилировании окислением алкенов, окисление боковых цепей ароматических соединений до карбоксильных группи т. д.

Манганаты VI — соли нестойкой марганцоватой кислоты H2MnO4, в кристаллическом состоянии известны только для щелочных металлов и бария. Кристаллы темно-зелёного цвета, растворы также зелёные. Термически неустойчивы, при нагревании разлагаются с выделением кислорода до MnO2 и манганатов V.

Манганаты VI — являются окислителями, в нейтральной среде восстанавливаются до соединений Mn(IV), в кислой — до Mn2+. В нейтральных и кислых растворах возможно диспропорционирование до перманганатов и соединений Mn(IV):

3 H2MnO4   2 HMnO4 + MnO2 + 2 H2O

Сильными окислителями манганаты VI окисляются до перманганатов. Образуют двойные соли с сульфатами и хроматами.

Общая характеристика Fe.Co,Ni и св-ва.Характерно преобладание горизонтально повторяющихся св-в.Наиболее характерныеми СО Fe.Co,Ni явл.(+2),(+3).

2M+C↔M3C(t=500)

Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O

3Co+8HNO3=3Co(NO3)2+2NO+2H2O.

4Fe+2H2O+3O2=4FeO(OH)

Fe+2NaOH+2H2O=Na2[Fe(OH)4]+H2

4Co+4NaOH+3O2=4NaCOO2+2H2O\

Получение Fe,Ni,Cr.Mn в промаш.

1)В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3).

2Fe2O3+6CO=4Fe+6CO2

2)Ni+4CO=[Ni(CO)4](t)

[Ni(CO)4]=Ni+2CO(t)

3)Cr2O3+2Al=Al2O3+2Cr

4)MnO2+Fe2O3+5C=Mn+2Fe+5CO

Получение и св-ва гидроксидов,солей Fe(II и III).Качественная реакция на ионы железа.

1)FeO – оксид железа(II), черный; Fe(OH)2 — гидроксид железа(II), белый; проявляют осно?вные свойства;

2) Fe2О3 — оксид железа(III), красно-бурый; Fe(OH)3 – гидроксид железа(III), бурый; проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства соединений железа
Fe2+	Fe3+
1. Растворимые соли ионов железа Fe2+ и Fe3+ реагируют с растворами щелочей при комнатной температуре:
FeSO4 +2NaOH = Fe(OH)2 + Na2 SO4                                    белый, зеленеет	FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCL                                  бурый
2. Гидроксид и оксид железа(II) вступают в реакцию с кислотами: Fe(OH)2 + 2HC1 = FeCl2 + 2H2O, FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O	2. Гидроксид железа(III) амфотерен, т.е. вступает в реакции с кислотами и концентрированными растворами щелочей:Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 +3H2O, Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]. Оксид железа(III) реагирует с кислотами и с основными оксидами: Fe2O3 + 6HСl = 2FeCl3 + 3H2O,
3. Гидроксиды железа(ІІ) и (ІІІ) разлагаются при нагревании:
Fe(OH)2 = FeO+H2O	2Fe(OH)3 = Fe2O3+3H2O
4. Катионы железа(II) легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями до катионов железа(III). Поэтому белый осадок гидроксида железа(II) на воздухе сначала приобретает зеленую окраску, а затем становится бурым, превращаясь в гидроксид железа(III): 4Fe(OH)2+2 H2O+O2 = 4 Fe(OH)3

1)4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3+ 12KCl.

Это качественная реакция нa ионы Fe3+.

2) 3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2+ 3K2SO4.

Это качественная реакция на ионы Fe2+

Получение:

2) Осаждение из раствора солей железа(III) гидрата Fe2O3 · nH2O и его частичное обезвоживание.

В природе — оксидная руда железа лимонит Fe2O3 · nH2O и минерал гётит FeO(OH).

3)

4) Термическое разложение соединений солей железа(III) на воздухе:

Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3,

4Fe(NO3)3·9H2O → 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2 + 36H2O.

Пирометаллургический метод получение Pb,Cu, Zn из сульфидных руд.

1) при t,диоксид кремния 2PbS+3O2=2PbO+2SO2

PbS+2O2=PbSO4

2)при t: PbO+C=Pb+CO

PbSiO+CaCO+CO=Pb+CaSiO3+CO2

Сu2S+2Fe2(SO4)3=4FeSO4+2CuSO4+S

Из р-ра медь осождают действием порошкообразного железа или электролизом.

1)2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2

2) 2ZnO+C=2Zn+CO2

Реакции термического разложения некоторых

к-х солей.(NaHCO3,NaH2PO4,NaHSO4)

1)

2)Прокаливание солей приводит к следующим превращениям: NaH2PO4 = NaPO3 + H2O.

3)

Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при t (сплавление).

Разлагается при 400 °C с выделением кислорода. Разлагается при разогреве или при сжигании с образованием нитрита калия икислорода, что увеличивает пожароопасность. Является сильным окислителем и реагирует с горючими материалами и восстановителями. Чаще всего используется как удобрение. Реже — как компонент топлива пиротехнических устройств.

Чёрный порох, реакция горения:

При температуре ~ 400 °C разлагается с выделением кислорода с промежуточным образованием перхлората калия:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C);

KClO4 = KCl + 2O2↑ (550—620 °C)

В присутствии катализаторов (MnO2, Fe2O3, CuO и др.) температура разложения значительно снижается (до ~ 200 °C).

2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150—300 °C, кат. MnO2).