Металлы VIIБ-подгруппы. Общая характеристика металлов VIIБ-подгруппы. Электронное строение, наиболее характерные степени окисления. Mn Природные соединения. - презентация

1 Металлы VIIБ-подгруппы

2 Общая характеристика металлов VIIБ-подгруппы. Электронное строение, наиболее характерные степени окисления. Mn Природные соединения Свойства простых веществ. Соединения Mn Соединения Mn (+7). Окислительные свойства. Соединения Mn (+6). Окислительные свойства. Оксид MnO 2. Оксид, гидроксид и соли Mn (+2). Tc и Re. Свойства металлов. Соединения Tc и Re в степени окисления (+7). Основные вопросы, рассматриваемые в лекции Металлы VIIБ-подгруппы

3 VIIБ-подгруппу образуют d-элементы : Mn, Tc, Re, Bh. Валентные электроны: (n – 1)d 5 ns 2 Элементы Tc и Re более сходны между собой, чем с марганцем. У Tc и Re более устойчива высшая степень окисления, поэтому у них распространены соединения в степени окисления 7. Для Mn характерны степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Более устойчивы – 2 и 4. Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители. Общая характеристика VII III3 Cl 17 35,453 IV 4 25 Mn марганец 54,938 5 Br 35 79,904 V 6 43 Tc технеций 98,906 7 I ,905 VI 8 75 Re рений 186,207 9 At 85 [210] VII Bh [262]

4 Валентные электроны Mn – 3d 5 4s 2. Для Mn характерны степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Наиболее устойчивы – 2 и 4. В водных растворах степень окисления +2 устойчива в кислой, а +4 – в среде, близкой к нейтральной. Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители. Оксид MnO 2 используется в промышленности как дешевый окислитель. Кислотно-основной характер оксидов и гидроксидов Mn закономерно изменяется в зависимости от степени окисления: в степени окисления +2 оксид и гидроксид являются основными, а в высшей степени окисления – кислотными, причем, HMnO 4 – это сильная кислота. Марганец

5 Элемент Mn по распространенности в земной коре среди тяжелых металлов следует за железом, но заметно уступает ему, – содержание Fe составляет около 5 %, а Mn – лишь около 0,1%. У марганца более распространены оксидные и карбонатные и руды. Природные соединения Наибольшее значение имеют минералы: пиролюзит MnO 2 и родохрозит MnCO 3. Кроме этих минералов для получения Mn используют гаусманит Mn 3 O 4 и гидратированный оксид псиломелан MnO 2. xH 2 O. В марганцевых рудах всегда содержатся минералы Fe.

6 Марганец – серый металл. Плотность – 7,4 г/см 3. Температура плавления – 1245 О С. Это довольно активный металл, Е о (Mn 2+ / Mn) = - 1,18 В. Простое вещество Из-за окисления на воздухе марганец покрывается бурыми пятнами, но дальше не окисляется. В атмосфере кислорода марганец образует оксид Mn 2 O 3, а при более высокой температуре смешанный оксид MnO. Mn 2 O 3 (Mn 3 O 4 ). Mn Он легко окисляется до катиона Mn 2+ в разбавленных кислотах. Mn + 2H + = Mn 2+ + H 2

7 Простое вещество При нагревании марганец реагирует с галогенами и серой. Сродство Mn к сере больше, чем у железа, поэтому при добавлении ферромарганца к стали, растворенная в ней сера связывается в MnS. Mn

8 Перманганат калия KMnO 4 – наиболее распространенное соединение Mn(+7). В чистом виде это кристаллическое вещество темно- фиолетового цвета. Анион MnO 4 – окрашивает растворы в малиново- фиолетовый цвет. Соединения марганца Соединения марганца (+7) Раствор KMnO 4

9 При добавлении к кристаллам перманганата нескольких капель концентрированной серной кислоты образуется ангидрид марганцовой кислоты Mn 2 O 7. 2KMnO 4 + H 2 SO 4 Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O При растворении Mn 2 O 7 в воде образуется марганцовая кислота. Многие органические вещества окисляются под действием Mn 2 O 7 до СО 2 и Н 2 О. HMnO 4 – это сильная кислота, существует только в водном растворе. Кислота HMnO 4 разлагается с выделением O 2 и MnO 2. Соединения марганца Соединения марганца (+7)

10 Все соединения Mn(+7) проявляют сильные окислительные свойства. При нагревании кристаллического перманганата он разлагается. 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 По этой реакции в лаборатории можно получать O 2. Соединения марганца (+7) Раствор KMnO 4 При нагревании KMnO 4 с концентрированной соляной кислотой образуется газ Cl 2. 2KMnO 4 (к) + 16HCl (конц.) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl По этой реакции в лаборатории можно получать Cl 2.

11 Продукты восстановления KMnO 4 с зависят от кислотности раствора В кислых растворах образуется бесцветный катион Mn 2+ Из нейтральных растворов выпадает бурый осадок MnO 2 В щелочных растворах образуется зеленый анион MnO 4 2– Соединения марганца (+7) MnO 4 – + Восстановитель + Mn 2+ MnO 2 MnO 4 2– MnO 4 – + Восстановитель + Mn 2+ MnO 2 MnO 4 2– кислота щелочь нейтральная среда

12 Манганаты – соли с анионом MnO 4 2 –, имеют яркий зеленый цвет. Анион MnO 4 2 устойчив только в сильнощелочной среде. Под действием воды и, особенно, кислоты манганаты диспропорционируют: 3MnO 4 2 – + 2H 2 O = MnO 2 + 2MnO 4 – + 4OH – По этой причине кислота Н 2 MnO 4 не существует. Манганаты можно получить, сплавляя MnO 2 с щелочами или карбонатами в присутствии окислителя. 2MnO 2 (к) + 4KOH (ж) + О 2 = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O Манганаты являются сильными окислителями, но если на них подействовать еще более сильным окислителем, то они переходят в перманганаты. 2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2KMnO 4 + 2KCl Соединения марганца (+6)

13 Оксид MnO 2 – наиболее устойчивое соединение Mn. Это черно-коричневое вещество с очень прочной кристаллической решеткой. По этой причине, он не реагирует с растворами щелочей и с разбавленными кислотами. Он растворяется в концентрированных кислотах. MnO 2 + 4HCl (конц.) = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O Реакцию используют в лаборатории для получения Cl 2. В очень кислой среде MnO 2 стремится перейти в катион Mn 2+. С щелочами MnO 2 реагирует только в расплавах с образованием смешанных оксидов. В присутствии окислителя в щелочных расплавах образуются манганаты. Оксид MnO 2 используют в промышленности в качестве дешевого окислителя. Соединения марганца (+4)

14 В водных растворах соединения Mn(+2) устойчивы в кислой среде. Оксид и гидроксид Mn(+2) имеют основной характер, легко растворяются в кислотах с образованием гидратированного катиона Mn 2+. Растворы солей марганца (+2) практически бесцветны (имеют слегка розоватый оттенок). Оксид MnO – серо-зеленое тугоплавкое кристаллическое соединение (температура плавления – С). В воде MnO не растворяется. Соединения марганца (+2)

15 Гидроксид Mn(OH) 2 выпадает в виде светло-бежевого осадка при добавлении щелочи к раствору соли Mn(+2). На воздухе Mn(OH) 2 окисляется с образованием гидратированного MnO 2. При добавлении пероксида водорода к Mn(OH) 2, он быстро окисляется по реакции: Mn(OH) 2 + H 2 O 2 = MnO 2 + 2H 2 O Соединения марганца (+2)

16 43 Tc Технеций 4d 5 5s 2 98, Re Рений 5d 5 6s 2 186,207 Tc и Re – серебристые металлы с высокими температурами плавления ( 0 С): у Tc – 2200, у Re – Высшая степень окисления (+7) у этих элементов наиболее устойчива. В атмосфере кислорода технеций и рений окисляются с образованием высших оксидов: Tc 2 O 7 и Re 2 O 7. Tc, Re растворяются только в концентрированной серной и в азотной кислоте с образованием анионов ЭО 4 –. 3Re + 7HNO 3 = 3HReO 4 +7NO +2H 2 O Технеций и рений

17 Оксиды Tc 2 O 7 и Re 2 O 7 – при обычных условиях твердые светло-желтые вещества. Растворяются в воде. Кислоты HTcO 4, HReO 4 являются сильными, существуют только в водных растворах, их растворы бесцветны. Соли КReO 4 и NaТсO 4 – термически устойчивые бесцветные кристаллические вещества. Соединения Tc и Re(+7) не проявляют сильных окислительных свойств в отличие от соединений Mn(+7). Технеций и рений

18 VIIБ – подгруппу образуют металлы: Mn, Tc, Re. Наибольшее применение имеет Mn. Валентные электроны: (n – 1)d 5 ns 2 Элементы Tc и Re более сходны между собой, чем с марганцем. У Tc и Re более устойчива высшая степень окисления, поэтому у них распространены соединения в степени окисления 7. Для Mn характерны степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Более устойчивы – 2 и 4. Все элементы проявляют наибольшее сходство в высшей степени окисления – высшие гидроксиды Mn, Tc, Re являются сильными кислотами. Заключение

19 Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители. Продукты восстановления в водном растворе зависят от его кислотости. В кислых растворах наиболее устойчивы катионы Mn 2+, в нейтральным и щелочных средах более устойчив оксид MnO 2, но в сильно щелочных средах в присутствии сильного окислителя при восстановлении MnO 4 – образуется анион MnO 4 2 –. Кислотно-основной характер оксидов и гидроксидов Mn закономерно изменяется в зависимости от степени окисления: в степени окисления +2 оксид и гидроксид являются основными, а в высшей степени окисления – кислотными, HMnO 4 – это сильная кислота. Заключение

20 Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов / Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., с.: ил. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.: Химия, с.: ил. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е изд., испр. - М.: Высш. шк., с.: ил. Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов / А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, с.: ил. Рекомендуемая учебная литература