Атомная масса
|
Название
|
Электронная конфигурация
|
ρ г/см3
|
t0пл. 0C
|
t0кип. 0C
|
ЭО
|
Атомный радиус, нм
|
Ст. ок.
|
25
|
Марганец
|
[Ar] 3d54s2
|
7,45
|
1244
|
1962
|
1,6
|
0,131
|
+2,+3,+4,+5,+6,+7
|
43
|
Технеций
|
[Kr] 4d55s2
|
11,5
|
2172
|
4876
|
1,36
|
+2,+3,+4,+5,+6,+7
|
45
|
Рений
|
[Xe] 4f145d56s2
|
20,53
|
3180
|
5600
|
1,46
|
0,137
|
+3,+4,+5,+6,+7
|
Марганец - серебристо-белый твёрдый
хрупкий металл. Известны четыре кристаллические модификации марганца, каждая из
которых термодинамически устойчива в определённом интервале температур. Ниже
7070 С устойчив a-марганец,
имеющий сложную структуру - в его элементарную ячейку входят 58 атомов.
Сложность структуры марганца при температурах ниже 7070С обусловливает
его хрупкость.
Металлический технеций в
виде порошка имеет серый цвет (напоминает Re, Mo, Pt); компактный металл
(слитки плавленого металла, фольга, проволока) серебристо-серого цвета.
Технеций в кристаллическом состоянии имеет гексагональную решётку плотной
упаковки (а = 2,735 ,
с = 4,391 );
в тонких слоях (менее 150 )
- кубическую гранецентрированную решётку (а = 3,68? 0,0005 );
плотность Т. (с гексагональной решёткой) 11,487 г./см3, tпл
2200 50 С; tkип 4700 С; удельное электросопротивление 69 * 10-6
ом×см (100? С); температура перехода в состояние сверхпроводимости Тс
8,24 К. Технеций парамагнитен; его магнитная восприимчивость при 25 0С
- 2,7 * 10-4.
Рений - четвёртый в
списке элементов с наибольшей плотностью в твёрдом состоянии. Это тугоплавкий
тяжёлый металл, по внешнему виду напоминает сталь. Порошок металла - чёрного
или темно-серого цвета в зависимости от дисперсности. По ряду физических
свойств рений приближается к тугоплавким металлам VI группы (молибден,
вольфрам), а также к металлам платиновой группы. По температуре плавления рений
занимает второе место среди металлов, уступая лишь вольфраму, а по плотности -
четвёртое (после осмия, иридия и платины). Чистый металл пластичен при
комнатной температуре, но вследствие высокого модуля упругости после обработки
твёрдость рения сильно возрастает из-за наклёпа. Для восстановления
пластичности его отжигают в водороде, инертном газе или вакууме. Рений
выдерживает многократные нагревы и охлаждения без потери прочности. Его
прочность при температуре до 1200 °C выше, чем вольфрама, и значительно
превосходит прочность молибдена. Удельное электросопротивление рения в четыре
раза больше, чем у вольфрама и молибдена.
3. Свойства простых
веществ, реакции с кислотами
Характерные степени окисления
марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны).
При окислении на воздухе
пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 →
MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn + 2H2O →
(t) Mn (OH) 2 + H2↑), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию.
Марганец поглощает водород, с
повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается.соляной и
серной кислотами реагирует по уравнению:
+ 2H+ → Mn2+ + H2↑
С концентрированной серной кислотой
реакция идёт по уравнению:
Mn + 2H2SO4 (конц.) → MnSO4 + SO2↑
+ 2H2O
С разбавленой азотной кислотой
реакция идёт по уравнению:
3Mn + 8HNO3 (разб.) → 3Mn
(NO3) 2 + 2NO↑ + 4H2O
В щелочном растворе марганец
устойчив.
Марганцевая кислота очень сильная,
но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20%. Сама кислота
и её соли (перманганаты) - сильные окислители. Например, перманганат калия в
зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до
соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде - до соединений
марганца (II), в нейтральной - до соединений марганца (IV), в сильно щелочной -
до соединений марганца (VI).
В кислой среде:
5K2S03
+ 2КМn04 + 3H2S04→
6K2S04 4 + 2MnSO4 + 3H20
в нейтр. среде:
ЗК2S03 + 2 КМn04 4
- Н20 → 3K2S04 4 - 2MnOs 4 -
2KOH
В щелочной среде:
K2S03 + 2КМп04 + KОН→ K2S04 + 2К2Мп04
+ Н2О
Технеций по химическим свойствам близок к Re. Стандартные электродные
потенциалы для Tc (VI) /Tc (IV) 0,83 В, Tc (VII) /Tc (VI) 0,65 В, Tc (VII) /Tc
(IV) 0,738В. технеций растворим в HNO3, концентрированной H2SO4 и царской
водке. В водных растворах может существовать в степенях окисления от - 1 до +
7; наиб. устойчивы Tc (VII) и Tc (IV).
Оксид Тс2О7-светло-желтые кристаллы.
Cоли
технециевой (пиротехнетаты) - бесцветны.
Разделение Тс и - Re хорошо достигается
пропусканием влажного НС1 сквозь нагретый до 200 °С их раствор в 80% - ной H2S04; рений переходит в
дистиллят, а технеций сохраняется в остатке. Металлический Тс был впервые
получен нагреванием его сульфида (Tc2S7) до 1100 °С в токе
водорода. Он может быть выделен на катоде электролитически. Технеций
нерастворим в смеси Н2О2 и NH4OH. С хлором он реагирует значительно труднее рения.
На воздухе рений при обычных
условиях не изменяется. При нагревании компактный металл начинает окисляться
около 300°С. Загрязнение и измельчение существенно снижают его коррозийную
стойкость. Порошок рения уже при 150°С начинает окисляться до Re2O3, который весьма летуч, а потому не
предохраняет металл от дальнейшего окисления. Рений не взаимодействует не
только с НСl9 но и с HF (даже при нагревании).
Типичные окислители более или менее
легко переводят Re в HReO4 или ее соли. Щелочная среда сама по себе на Re не действует, но сильно
способствует его окислению. Взаимодействие металлического рения с фтором и
хлором начинается уже выше 100 °С, с бромом - выше 300 °С. При избытке галоида
образуются соответственно ReF6, ReCl5 и малоустойчивый ReBr5, Образование ReS2 при взаимодействии рения с серой начинается около 400 °С.
Двуокись рения удобно получать
термическим разложением NH4Re04 при 600°С (по схеме 2NH4Re04 = 4Н20
+ N2 + 2Re02). При 650 °С в отсутствие кислорода она распадается
по схеме 7Re02 = 2Re207 4* 3Re. Хотя кислотная функция
характерна для Re (ОН) 4 еще менее, чем для Мn (ОН) 4, однако
сплавлением Re02 со щелочами в отсутствие воздуха все же могут быть
получены нерастворимые в воде коричневые р е н и т ы Na и К общей формулы M2Re03. Были
описаны также Ca2Re04 и Ca3Re05.
Из соединений, отвечающих основной
функции Re (OH) 4, известны немногие: темно-синий ReF4 (т. пл. 125 °С), черные ReCl4, ReBr4 и малоустойчивый Rel4. При нагревании ReCl4 выше 300 °С он дисмутирует на ReCl3 и ReCl5, а термическим
разложением Rel4 при определенных
условиях могут быть, по-видимому, получены черные Rel2 и Rel. Галиды ReF4 растворимы з воде и
гидрализуются ею с выделением осадка Re (ОН) 4. Нерастворимый в воде черный ReS2 образуется при нагревании смеси порошка рения с серой (теплота
образования 43 ккал / моль). Выше 1000°С он возгоняется с частичным
разложением.
Для рения определенные перекиси или
надкислоты неизвестны. Однако при действии на твердый Re207 очень
крепкий Н202 образуется растворимое в эфире красное
вещество, которое представляет собой, по-видимому, перекисное производное
рения. При добавлении воды красная окраска исчезает.
4. Соединения Mn(II),
Mn(IV), Mn(VII)
Соединения Mn (II)
Большинство солей Mn(II) хорошо
растворимы в воде. Мало растворимы MnO, MnS, MnF2, Mn(OH)2,
MnCO3 и Mn3(PO4)2. При растворении
в воде соли Mn(II) диссоциируют, образуя аквокомплексы [Mn(OH2)6]2+,
придающие растворам розовую окраску. Такого же цвета кристаллогидраты Mn(II),
например Mn(NO3)2 · 6H2O, Mn(ClO4)2
· 6H2O.
По химическим свойствам бинарные
соединения Mn(II) амфотерны (преобладают признаки основных соединений). В
реакциях без изменения степени окисления для них наиболее характерен переход в
катионные комплексы. Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)2, легко
взаимодействуют с кислотами:
MnO + 2OH3+
+ 3H2O = [Mn(OH2)6]2+
Со щелочами они реагируют только при
достаточно сильном и длительном нагревании:
Mn(OH)2 + 4OH-
= [Mn(OH)6]4-
Из гидроксоманганатов (II) выделены
в свободном состоянии K4[Mn(OH)6], Ba2[Mn(OH)6]
(красного цвета) и некоторые другие. Все они в водных растворах полностью
разрушаются. По этой же причине ни металлический марганец, ни его оксид и
гидроксид в обычных условиях со щелочами не взаимодействуют.
Оксид MnO (серо-зелёного цвета,
т.пл. 17800 C) имеет переменный состав (MnO-MnO1,5),
обладает полупроводниковыми свойствами. Его обычно получают, нагревая MnO2
в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO3. Поскольку MnO с
водой не взаимодействует, Mn(OH)2 получают косвенным путём -
действием щелочи на раствор соли Mn (II):
MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn(OH)2 (т) + K2SO4
(р)
Кислотные признаки соединения Mn
(II) проявляют при взаимодействии с однотипными производными щелочных металлов.
Так, нерастворимый в воде Mn(CN)2 (белого цвета) за счёт
комплексообразования растворяется в присутствии KCN:
KCN + Mn(CN)2 = K4[Mn(CN)6]
(гексацианоманганат (II))
Аналогичным образом протекают
реакции:
KF + MnF2 = K4[MnF6]
(гексафтороманганат (II))
KCl + MnCl2 = K2[MnCl4]
(тетрахлороманганат (II))
Большинство манганатов (II) (кроме
комплексных цианидов) в разбавленных растворах распадается.
При действии окислителей производные
Mn (II) проявляют восстановительные свойства. Так, в щелочной среде Mn(OH)2
легко окисляется даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)2,
получаемый по обменной реакции, быстро темнеет:
+2 +4
Mn(OH)2 + O2 =
2Mn2MnO4 + 6H2O
В сильнощелочной среде окисление
сопровождается образованием оксоманганатов (VI) - производных комплекса MnO42-:
+2 +5 +6 -1
MnSO4 + 2KClO3
+ 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
Сильные окислители, такие, как PbO2
(окисляет в кислой среде), переводят соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) -
производные комплекса MnO-4:
+2 +4 +7 +2 +2
MnSO4 + 5PbO2
+ 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 +
2PbSO4 + 2H2O
Последняя реакция используется в
аналитической практике как качественная реакция на соединения марганца.
Соединения Mn(IV)
Из соединений четырёхвалентного
марганца наиболее известен диоксид марганца MnO2 - пиролюзит. Поскольку валентность IV является промежуточной,
соединения Mn (VI) образуются как при окислении двухвалентного марганца.
Mn(NO3)2 MnO2+2NO2
Так и при восстановлении соединений
марганца в щелочной среде:
3K2MnO4+2H2O
2KMnO4+MnO2+4KOH
Последняя реакция является примером
реакции самоокисления - самовосстановления, для которых характерно то, что
часть атомов одного и того же элемента окисляется, восстанавливая одновременно
оставшиеся атомы того же элемента:
В свою очередь MnО2 может
окислять галогениды и галоген водороды, например HCl:
MnO2+4HCl MnCl2+Cl2+2H2O
Диоксид марганца - твёрдое
порошкообразное вещество. Он проявляет как основные, так и кислотные свойства.
Соединения Mn(VII)
В семивалентном состоянии марганец
проявляет только окислительные свойства. Среди применяемых в лабораторной
практике и в промышленности окислителей широко применяется перманганат калия KMnO2, в быту называемый марганцовкой. Перманганат калия представляет
собой кристаллы чёрно-фиолетового цвета. Водные растворы окрашены в фиолетовый
цвет, характерный для иона MnO4-.
Перманганаты являются солями
марганцевой кислоты, которая устойчива только в разбавленных растворах (до
20%). Эти растворы могут быть получены действием сильных окислителей на
соединения марганца двухвалентного:
2Mn(NO3) 2+PbO2+6HNO3 2HMnO4+5Pb(NO3) 2+ 2H2O
При концентрации HMnO4 выше 20% происходит разложение её по уравнению:
4HMnO4 4MnO+3O2 +2H2O
Соответствующий марганцевой кислоте
марганцевый ангидрид, или оксид марганца (VII), Mn2O7 может быть получен путем воздействия концентрированной серной
кислоты на перманганат калия. Этот оксид является ещё более сильным
окислителем, чем HMnO4 и KMnO4. Органические соединения при с Mn2O2 самовоспламеняются. При растворении Mn2O2 в воде образуется марганцевая кислота. Из-за неустойчивости и
крайне высокой реакционной способности Mn2O2 не применяют, а вместо него используют твердые перманганаты.
В зависимости от среды перманганат
калия может восстанавливаться до различных соединений.
При нагревании сухого перманганата
калия до температуры выше 200ОС он разлагается.
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2
Этой реакцией в лаборатории иногда
пользуются для получения кислорода.
5. Медикобиологическое
значение марганца
Марганец принадлежит к числу
немногих элементов, способных существовать в восьми различных состояниях
окисления. Однако в биологических системах реализуются только два из этих
состояний: Mn (II) и Mn (III). Во многих случаях Mn (II) имеет координационное
число 6 и октаэдрическое окружение, но он может также быть пяти- и
семикоординационным (например, в [Mn(OH)2ЭДТА]2-). Часто
встречающаяся у соединений Mn (II) бледно-розовая окраска связана с
высокоспиновым состоянием иона d5, обладающим особой устойчивостью
как конфигурация с наполовину заполненными d-орбиталями. В неводном окружении
ион Mn (II) способен также к тетраэдрической координации. Координационная химия
Mn (II) и Mg (II) обладает известным сходством: оба катиона предпочитают в
качестве лигандов сравнительно слабые доноры, как, например, карбоксильную и
фосфатную группы. Mn (II) может заменять Mg (II) в комплексах с ДНК, причем
процессы матричного синтеза продолжают протекать, хотя и дают иные продукты.
Незакомплексованный ион Mn (III)
неустойчив в водных растворах. Он окисляет воду, так что при этом образуются Mn
(II) и кислород. Зато многие комплексы Mn (III) вполне устойчивы (например,
[Mn(C2O4)3]3- - оксалатный
комплекс); обычно октаэдрическая координация в них несколько искажена
вследствие эффекта Яна - Теллера.
Известно, что фотосинтез в шпинате
невозможен в отсутствие Mn (II); вероятно, то же относится и к другим
растениям. В организм человека марганец попадает с растительной пищей; он
необходим для активации ряда ферментов, например дегидрогеназ изолимонной и
яблочной кислот и декарбоксилазы пировиноградной кислоты.
6. Марганецсодержащие
ферменты
Важнейшие марганецсодержащие
ферменты
Фермент
|
Молекулярная масса, дальтон
|
Функция
|
Аргиназа
|
120 000
|
Расщепление аргинина с образованием мочевины
|
Пируваткарбоксилаза
|
500 000
|
Синтез углеводов из пировиноградной кислоты
|
Супероксиддисмутаза (Мn-СОД)
|
80 000
|
Дисмутация супероксида
|
Мn-СОД содержится преимущественно в
митохондриях в отличие от Сu, Zn-С0Д, которая содержится в цитозоле клеток. При
недостаточности Мn-СОД супероксид вступает в реакцию с пероксидом с
образованием гидроксильного радикала, который способен вызвать перекисное
окисление липидов и повреждение мембран митохондрий. При гипербарической
оксигенации, длительном употреблении алкоголя, гипоксиях и других условиях,
способствующих образованию супероксидного радикала, активность Мn-СОД
существенно возрастает.
Марганец выполняет функцию
активатора целого ряда ферментов, относимых в первую очередь к киназам,
карбоксилазам и трансферазам. Гликозилтрансферазы играют важную роль в синтезе
гликозаминогликанов и гликопротеидов. При дефиците марганца отмечается снижение
активности этих ферментов, обусловливающее аномалии развития скелета.
Заключение
рений атом кислота кислотный
В данной работе нами подробно были
рассмотрены элементы VII Б группы, а именно: марганец, технеций и рений. У всех этих
элементов нами было замечено сходство физических свойств и химического
поведения.
Марганец был открыт в 1774 г.,
технеций - начиная с 1846 г., рений - 1925 г.
Марганец является 14 по
распространённости элементом на Земле, наибольшее количество природных ресурсов
рения - в Чили, технеций на Земле встречается в следовых количествах в урановых
рудах, 5·10−10 г на 1 кг урана.
Из всех рассмотренных элементов,
марганец имеет, пожалуй, самое большое значение. Спектр использования и его
значение велико как для здоровья человека, так и в промышленности.
Марганец содержится в организмах
всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка
тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на
жизнедеятельность, то есть является микроэлементом. Марганец оказывает влияние
на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем
листья свёклы - до 0,03%, а также большие его количества содержатся в
организмах рыжих муравьёв - до 0,05%. Некоторые бактерии содержат до нескольких
процентов марганца. марганец периодический химический элемент
Избыточное накопление марганца в
организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной
нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций
памяти. Марганец является политропным ядом, поражающим также легкие,
сердечно-сосудистую и гепатобиллиарную системы, вызывает аллергический и
мутагенный эффект.
Вывод: Я рассмотрела химию и
биологическую роль VIIB группы.
Список литературы
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая
школа, 2001.
2. Коровин С.С., Букин В.И., Федоров П.И., Резник А.М.
Редкие и рассеянные элементы / Под общ. ред. Коровина С.С. - Химия и
технология. - М.: МИСИС, 2003. - Т. 3.
. Кременецкий А. Завод на вулкане (рус.) // Белоконева О.
Журнал «Наука и жизнь». - Наука и жизнь, 2000. - №11.
. Лидин Р.А. Справочник по общей и неорганической химии. -
М.: КолосС, 2008.
. Некрасов Б.В. Основы общей химии. - М.: Лань, 2004.
. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. - М.:
МГУ, 1991, 1994.
. Турова Н.Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное
пособие. - М.: ЧеРо, 2002.