Соединения марганца (VII)
Высшей степени окисления марганца +7 соответствует кислотный оксид Mn2O7, марганцевая кислота HMnO4 и ее соли – перманганаты.
Соединения марганца (VII) – сильные окислители. Mn2O7 – зеленовато-бурая маслянистая жидкость, при соприкосновении с которой спирты и эфиры воспламеняются. Оксиду Mn (VII) соответствует марганцевая кислота HMnO4. Она существует только в растворах, но считается одной из самых сильных (α – 100%). Максимально возможная концентрация HMnO4 в растворе – 20%. Соли HMnO4 – перманганаты – сильнейшие окислители; в водных растворах, как и сама кислота, имеют малиновую окраску.
В окислительно-восстановительных реакциях перманганаты являются сильными окислителями. В зависимости от реакции среды они восстанавливаются либо до солей двухвалентного марганца (в кислой среде), оксида марганца (IV) (в нейтральной) или соединений марганца (VI) – манганатов – (в щелочной). Очевидно, что в кислой среде окислительные способности Mn+7 выражены наиболее ярко.
+7 +4 +2 +6
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
+7 +4 +4 +6
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
+7 +4 +6 +6
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Перманганаты как в кислой, так и в щелочной средах окисляют органические вещества:
+7 +2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H5OH → 2MnSO4 + K2SO4 + 5CH3COH + 8H2O
спирт альдегид
+7 +4 +6
4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH → MnO2↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +
+6
Na2MnO4 + 4H2O
При нагревании перманганат калия разлагается (эта реакция применяется для получения кислорода в лабораторных условиях):
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
Таким образом, для марганца характеры те же зависимости: при переходе от низшей степени окисления к высшей нарастают кислотные свойства кислородных соединений, а в ОВ-реакциях восстановительные свойства сменяются окислительными.
Для организма перманганаты ядовиты вследствие сильных окислительных свойств.
При отравлениях перманганатами в качестве антидота используют пероксид водорода в уксуснокислой среде:
+7 -1 +2 0
2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2(CH3COO)2Mn + 2CH3COOK + 5O2↑ + 8H2O
Раствор KMnO4 является прижигающим и бактерицидным средством для обработки поверхности кожи и слизистых оболочек. Сильные окислительные свойства KMnO4 в кислой среде лежат в основе аналитического метода перманганатометрии, используемого в клиническом анализе для определения окисляемости воды, мочевой кислоты в моче.
Организм человека содержит около 12 мг Mn в составе различных соединений, причем 43% сосредоточено в костной ткани. Он оказывает влияние на кроветворение, формирование костной ткани, рост, размножение и некоторые другие функции организма.
гидроксид марганца (II) обладает слабоосновными свойствами, окисляется кислородом воздуха и другими окислителями до марганцеватистой кислоты или ее солей манганитов:
Мn(ОН)2 + Н2О2 → Н2МnО3↓ + Н2О марганцеватистая кислота
(бурый осадок) В щелочной среде Мn2+ окисляется до МnО42-, а в кислой до МnО4-:
МnSО4 + 2КNО3 + 4КОН → К2МnО4 + 2КNО2 + К2SО4 + 2Н2О
Образуются соли марганцовистой Н2МnО4 и марганцовой НМnО4 кислот.
Если в опыте Мn2+ проявляет восстановительные свойства, то восстановительные свойства Мn2+ слабо выражены. В биологических процессах он не меняет степени окисления. Устойчивые биокомплексы Мn2+ стабилизируют эту степень окисления. Стабилизирующее влияние появляется в большом времени удержания гидратной оболочки. Оксид марганца (IV) МnО2 является устойчивым природным соединением марганца, которое встречается в четырех модификациях. Все модификации имеют амфотерный характер и обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Примеры окислительно-восстановительной двойственности МnО2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3
6МnО2 + 2NH3 → 3Мn2О3 + N2 + 3Н2О
4МnО2 + 3О2 + 4КОН → 4КМnО4 + 2Н2О
Соединения Мn (VI) — неустойчивы. В растворах могут превращаться в соединения Мn (II), Мn (IV) и Мn (VII): оксид марганца (VI) МnО3 — темно-красная масса, вызывающая кашель. Гидратная форма МnО3 — слабая марганцовистая кислота Н2МnO4, которая существует только в водном растворе. Ее соли (манганаты) легко разрушаются в результате гидролиза и при нагревании. При 50°С МnО3 разлагается:
2МnО3 → 2МnО2 + О2 и гидролизуется при растворении в воде: 3МnО3 + Н2О → МnО2 + 2НМnО4
Производные Мn(VII) — это оксид марганца (VII) Мn2О7 и его гидратная форма – кислота НМnО4, известная только в растворе. Мn2О7 устойчив до 10°С, разлагается со взрывом:Мn2О7 → 2МnО2 + О3
При растворении в холодной воде образуется кислота Мn2O7 + Н2О → 2НМnО4
Соли марганцевой кислоты НМnО4 — перманганаты. Ионы обусловливают фиолетовую окраску растворов. Образуют кристаллогидраты типа ЭМnО4∙nН2О, где n = 3-6, Э = Li, Nа, Мg, Са, Sr.
Перманганат КМnО4 хорошо растворим в воде. Перманганаты — сильные окислители. Это свойство используется в медицинской практике для дезинфекции, в фармакопейном анализе для идентификации Н2О2 путем взаимодействия с КМnО4 в кислой среде.
Для организма перманганаты являются ядами, их обезвреживание может происходить следующим образом: 2КМnO4 + 5Н2O2 + 6СН3СООН = 2Мn(СН3СОО)2 + 2СН3СООК + 8Н2О + 5O2
Для лечения острых отравлений перманганатом используется 3%-ный водный раствор Н2O2, подкисленный уксусной кислотой. Калий перманганат окисляет органические вещества клеток тканей и микробов. При этом КМnО4 восстанавливается до МnО2. Оксид марганца (IV) может также взаимодействовать с белками, образуя комплекс бурого цвета.
Под действием перманганата калия КМnО4 белки окисляются и свертываются. На этом основано его применение в качестве наружного препарата, обладающего противомикробными и прижигающими свойствами. При этом его действие проявляется только на поверхности кожи и слизистых оболочек. Окислительные свойства водного раствора КМnО4 используют для обезвреживания токсичных органических веществ. В результате окисления образуются менее токсичные продукты. Например, наркотик морфин превращается в биологически малоактивный оксиморфин. Калий перманганат применяют в титриметрическом анализе для определения содержания различных восстановителей (перманганатометрия).
Высокую окислительную способность перманганата используют в экологии для оценки загрязненности сточных вод (перманганатный метод). По количеству окисленного (обесцвеченного) перманганата определяют содержание органических примесей в воде.
Перманганатный метод (перманганатометрию) используют также в клинических лабораториях для определения содержания мочевой кислоты в крови.
Соли марганцевой кислоты называются перманганаты.Наиболее известной является соль перманганат калия КМnО4 - темно-фиолетовое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде. Растворы КМnО4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4-
Перманганат калия разлагается при нагревании
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑
Перманганат калия - очень сильный окислитель, легко окисляет многие неорганические и органические вещества. Степень восстановления марганца очень сильно зависит от рН среды.
Восстановление перманганата калия в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой:
Кислая среда рН<7
марганец (II) (Mn2+)
KMnO4 + восстановитель Нейтральная среда рН =7
марганец (IV) (MnO2)
Щелочная среда рН>7
марганец (VI) (MnO42-)
Mn2+ обесцвечивание раствора КМnО4
MnO2 бурый осадок
MnО42- раствор приобретает зеленый цвет
Примеры реакций с участием пepмaнгaнaтa калия в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной).
рН <7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2МnSO4 + 6K2SO4 + 3Н2O
MnO4 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H2O 5 2
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+ 2 5
2MnO4 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42-+10H+
2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-
рН = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2МnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
MnO4- + 2H2О+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3
2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+ 6Н2О + 2ОН-
2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42
рН>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2МnO4 + K2SO4 + Н2O
MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2
SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О 2 1
2MnO4- + SO32- + 2ОH- →2MnO42- + SO42-+ H2О
Перманганат калия КМnО4 применяют в медицинской практике как дезинфицирующее и антисептическое средство для промывания ран, полоскания, спринцеваний и т.д. Светло-розовый раствор КМnО4 внутрь применяют при отравлениях для промывания желудка.
Перманганат калия очень широко используется как окислитель.
С помощью КМnО4 проводят анализ многих лекарств (например, процентную концентрацию (%) раствора Н2О2).
Общая характеристика d-элементов VIIIБ подгруппы. Строение атомов. Эле-менты семейства железа. Степени окисления в соединениях. Физические и химические свойства железа. Применение. Распространённость и формы нахождения d-элементов се-мейства железа в природе. Соли железа (II, III). Комплексные соединения железа (II) и железа(III).
Общие свойства элементов VIIIБ подгруппы:
1) Общая электронная формула последних уровней (n — 1)d(6-8)ns2.
2) В каждом периоде в этой группе стоят по 3 элемента, образующие триады (семейства):
а) Семейство железа: железо, кобальт, никель.
б) Семейство легких платиновых металлов (семейство палладия): рутений, родий, палладий.
в) Семейство тяжелых платиновых металлов (семейство платины): осмий, иридий, платина.
3) Сходство элементов в каждом семействе объясняется близостью атомных радиусов, поэтому и плотность внутри семейства близка.
4) Плотность растет с увеличением номера периода (атомные объемы малы).
5) Это металлы с высокими температурами плавления и кипе-ния.
6) Максимальная степень окисления у отдельных элементов растет с номером периода (у осмия и рутения достигает 8+).
7) Эти металлы способны включать в кристаллическую решетку атомы водорода, в их присутствии появляется атомар-ный водород — активный восстановитель. Поэтому эти металлы являются катализаторами реакций присоединения атома водорода.
8) Соединения этих металлов окрашены.
9) Характерные степени окисления для железа +2, +3, в неустойчивых соединениях +6. У никеля +2, в неустойчивых +3. У платины +2, в неустойчивых +4.
Железо. Получение железа (все эти реакции идут при нагревании)
*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Условие: обжиг железного колчедана.
*Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O. *Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2./p>
*FeO + C = Fe + CO.
*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (термитный способ). Условие: нагревание.
*[Fe(CO)5] = Fe + 5CO (разложение пентакарбонила железа используется для получения очень чистого железа).
Химические свойства железа Реакции с простыми веществами
*Fe + S = FeS. Условие: нагревание. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
*Fe + I2 = FeI2 (иод менее сильный окислитель, чем хлор; FeI3 не существует).
*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO•Fe2O3 — самый устойчивый оксид железа). Во влажном воздухе образуется Fe2O3•nH2O.