Химия железа и его соединений

Химия марганца и его соединений

Так же, как и хром, в природе марганец встречается в виде оксидов: пиролюзита MnO₂, гаусманита Mn₃O₄, браунита Mn₂O₃. Встречается марганец и в железных рудах. Совместным восстановлением железных и марганцевых руд получают ферромарганец, содержащий 80-85% марганца и используемый в производстве стали и чугуна. Чистый марганец получают алюминотермией или электролизом растворов сульфата или хлорида марганца.

Марганец - серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Марганец вытесняет водород из соляной кислоты, реагирует с серной и азотной кислотами:

Mn + 2HCl ® MnCl₂ + H₂

Mn + 2H₂SO₄ ® MnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Mn + 8HNO₃ (1:1) ® 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Марганец образует несколько оксидов. С повышением степени окисления марганца, свойства этих оксидов изменяются: оксиды марганца (II и III) - основные, оксид марганца (IV) - амфотерный, оксиды марганца (VI и VII) - кислотные.

Нерастворимый в воде гидроксид марганца (II) может быть получен действием щелочей на соли марганца:

MnSO₄ + 2NaOH ® Mn(OH)₂¯ + Na₂SO₄

Гидроксид марганца(II) имеет основные свойства (но не кислотные):

Mn(OH)₂¯ + 2NaOH ¹

Mn(OH)₂¯ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + 2H₂O

а также восстановительные свойства, он окисляется на воздухе:

2Mn(OH)₂¯ + O₂ ® MnO₂¯ + 2H₂O

Действием сильных окислителей, таких как висмутат натрия NaBiO₃ или оксид свинца(IV) PbO₂, соли марганца(II) могут быть окислены в кислой среде до фиолетовой марганцовой кислоты HMnO₄.

2Mn(NO₃)₂ + 16HNO₃ + 5NaBiO₃ ® 2HMnO₄ + 5Bi(NO₃)₃ +

+ 5NaNO₃ + 7H₂O

Устойчивый оксид марганца(IV) MnO₂ имеет амфотерные свойства и растворяется в кислотах и щелочах. В кислой среде MnO₂ является сильным окислителем, способным выделить хлор из соляной кислоты:

MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Оксид марганца(VI) MnO₃ и соответствующая ему марганцовистая кислота H₂MnO₄ неустойчивы. Несколько более устойчивы соли этой кислоты - манганаты, например, K₂MnO₄, имеющие в растворах зеленый цвет.

Марганцовая кислота HMnO₄ и соответствующие ей соли - перманганаты, например, KMnO₄, имеют в растворах характерный фиолетовый цвет. Пеманганаты являются сильными окислителями, особенно в кислой среде. Продуктами восстановления перманганат-ионов могут быть ионы Mn²⁺ (бесцветный раствор в кислой среде), черно-бурый осадок MnO₂ (в нейтральной или слабощелочной среде) или ионы MnO₄^2- (зеленый раствор в сильнощелочной среде):

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ ® 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ +

+ 3H₂O

2KMnO₄ + H₂O + 3Na₂SO₃ ® 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

2KMnO₄ + 2KOH + Na₂SO₃ ® 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Основные руды: магнетит Fe₃O₄, гематит Fe₂O₃, лимонит 2Fe₂O₃×3H₂O, пирит FeS₂. Из руд железо получают восстановлением углеродом в домнах. Получаемое при этом железо содержит около 4% углерода и называется чугуном. При переработке чугуна получают стали, в которых содержание углерода составляет 0,2-2,0%.

Железо является достаточно активным металлом и растворяется в соляной и разбавленных азотной и серной кислотах.

Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ (разб.) ® FeSO₄ + H₂

Fe + HNO₃ (разб.) ® Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют железо (как и алюминий, и хром)

Нерастворимый в воде оксид железа(II) FeO имеет основные свойства и растворяется в кислотах, но не в щелочах:

FeO + H₂O ¹

FeO + H₂SO₄ ® FeSO₄ + H₂O

Зеленоватый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)₂ получают действием щелочей на соли железа(II).

FeSO₄ + 2NaOH ® Fe(OH)₂¯ + Na₂SO₄

Fe(OH)₂ имеет основные свойства:

Fe(OH)₂¯ + Н₂SO₄ ® FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂¯ + 2NaOH ¹

и легко окисляется кислородом воздуха до бурого гидроксида железа (III), проявляя восстановительные свойства:

4Fe(OH)₂¯ + 2H₂O + O₂ ® 4Fe(OH)₃¯

Красно-бурый осадок гидроксида железа(III) Fe(OH)₃ получают действием щелочей на соли железа(III).

FeCl₃ + 3NaOH ® Fe(OH)₃¯ + 3NaCl

Гидроксид железа (III) имеет амфотерные свойства. Его основные свойства слабее, чем у Fe(OH)₂, а его кислотные свойства слабее его основных свойств и проявляются лишь в очень жестких условия, например, при сплавлении.

Fe(OH)₃¯ + 3HCl ® FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃¯ + NaOH ¹ не идет в растворе

Fe(OH)₃¯ + NaOH NaFeO₂ + H₂O

В кислой среде ионы железа(III) являются окислителями и переходят в ионы железа(II):

FeCl₃ + 2HI ®2FeCl₂ + I₂ + 2HCl

В щелочной среде сплавлением с нитратом калия из соединений железа(III) могут быть получены соединения железа(III) - соли железной кислоты - ферраты:

Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Ионы железа(II) и железа(III) образуют многочисленные комплексные соединения с молекулами воды, аммиака, ионами Cl-, F-, CN-, SCN- и другими лигандами:

FeSO₄ + 6KCN ® K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄

FeCl₃ + 6KCN ® K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl

Интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III) Fe(SCN)₃ служит для обнаружения ионов железа(III) в растворе.

FeCl₃ + 3KCNS ® Fe(SCN)₃ + 3KCl

Гексациано(II)феррат калия K₄[Fe(CN)₆] образует с ионами железа(III) темно-синий осадок берлинской лазури, что также используется для обнаружения ионов железа(III) в растворе:

K₄[Fe(CN)₆] + FeCl₃ ® KFe[Fe(CN)₆]¯ + 3KCl

Гексациано(III)феррат калия K₃[Fe(CN)₆] образует с ионами железа(II) темно-синий осадок турнбулевой сини, что используется для обнаружения ионов железа(II) в растворе:

K₃[Fe(CN)₆] + FeSO₄ ® KFe[Fe(CN)₆]¯ + K₂SO₄

Биологическое значение железа велико, железо - составная часть гемоглобина крови.