Бинарные соединения.

«Би»- означает два. Бинарные соединения состоят из атомов двух ХЭ.

Оксиды.

Бинарные соединения, состоящие из двух ХЭ, один из которых кислород в степени окисления - 2 («минус» два) называются оксидами.

Оксиды -очень распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной.

Названия оксидов образуются по схеме:

Название оксида = "оксид" + название элемента в родительном падеже + (степень окисления- римская цифра), если переменная, если постоянная, то не ставим.

Примеры оксидов. У некоторых есть тривиальное (историческое) название.

1. H 2 O - оксид водорода вода

CO 2 - оксид углерода (IV) углекислый газ (диоксид углерода)

CO –оксид углерода(II) угарный газ (монооксид углерода)

Na 2 O - оксид натрия

Al 2 O 3 - оксид алюминия глинозём

CuO - оксид меди(II)

FeO - оксид железа(II)

Fe 2 О 3 - оксид железа(III) гематит (красный железняк)

Cl 2 O 7 - оксид хлора(VII)

Cl 2 O 5 - оксид хлора(V)

Cl 2 O- оксид хлора(I)

SO 2 - оксид серы (IV) сернистый газ

SO 3 - оксид серы(VI)

CaO - оксид кальция негашёная известь

SiO 2 - оксид кремния песок (кремнезём)

MnO - оксид марганца(II)

N2O- оксид азота (I) «веселящий газ»

NO- оксид азота (II)

N2O3- оксид азота (III)

NO2- оксид азота (IV) «лисий хвост»

N2O5- оксид азота (V)

Индексы в формуле расставляем с учётом степени окисления ХЭ:

Записать оксиды, расставить степени окисления ХЭ. Уметь по названию составлять формулу оксида .

Другие бинарные соединения.

Летучие водородные соединения.

В ПС внизу есть горизонтальная строка "Летучие водородные соединения".
Там перечислены формулы: RH4 RH3 RH2 RH
Каждая формула относится к своей группе.

Например, написать формулу летучего водородного соединения N(азот).

Находим его в ПС и смотрим, какая формула записана под V группой.

Там RH3. Вместо R подставляем элемент азот, получается аммиак NH3.

Так как до «8» азоту нужно 3 электрона он оттягивает их у трёх водородов степень окисления у азота -3 , а у водорода +

SiH4 – силан бесцветный газ с неприятным запахом
PH3 – фосфин ядовитый газ с запахом гнилой рыбы

AsH 3 – арсин ядовитый газ с чесночным запахом
H2S - сероводород ядовитый газ с запахом тухлых яиц
HCl – хлороводород газ с резким запахом, дымящий в воздухе, его раствор в воде называют соляной кислотой. В малых концентрациях содержится в желудочном соке.

NH3 аммиак газ с резким раздражающим запахом.

Его раствор в воде называется нашатырным спиртом .

Гидриды металлов.

Дома: параграф 19 , упр. 3,4 письменно. Формулы, как они образуются, названия бинарных соединений из конспекта знать.

Первые систематические исследования растворимости водорода в марганце принадлежат Люкемейеру-Хассе и Шенку. Они показали, что изменение растворимости сопровождается α⇔β-превращением. Так как они проводили эксперименты с марганцем промышленной чистоты, то, возможно, неудивительно, что полученные ими результаты не согласуются с количественными значениями, установленными в более поздних работах, проведенных на марганце высокой степени чистоты.
Обстоятельные исследования в температурном интервале от 20 до 1300° выполнены Сивертсом и Морицем на дистилляте марганца, а также Поттером и Люкенсом на электролитическом дистиллированном марганце. В обоих случаях при различных температурах измерялось давление водорода, находящегося в равновесии с предварительно полностью дегазированным металлом.
В обеих работах были получены очень близкие результаты. На рис. 79 приведены данные Сивертса и Морица относительно объема водорода, адсорбированного 100 г марганца в температурном интервале от 20 до 1300° при нагреве и охлаждении двух образцов чистого марганца.

Растворимость водорода в α-модификации марганца вначале уменьшается, а затем увеличивается при повышении температуры. Растворимость водорода в β-марганце заметно выше, чем в α-марганце, следовательно, превращение β→α-сопровождается заметным увеличением адсорбции водорода. Растворимость в β-марганце растет с температурой.
β→γ-превращение также сопровождается увеличением растворимости водорода, которая в γ-марганце, так же как и в β-марганце, растет с температурой. Превращение сопровождается уменьшением растворимости. Растворимость водорода в δ-марганце растет до температуры плавления, а растворимость водорода в жидком марганце заметно выше его растворимости в любой из модификаций марганца в твердом состоянии.
Таким образом, изменение растворимости водорода в различных аллотропических модификациях марганца позволяет разработать простой и изящный метод исследований температур аллотропических превращений, а также их гистерезиса при различных скоростях нагрева и охлаждения.
Результаты Поттера и Люкенса, в общем, весьма близки к результатам Сивертса и Морица, в чем можно убедиться, рассматривая данные табл. 47. Сходимость результатов весьма хорошая, если не считать изменения растворимости в α-фазе в интервале температур от комнатной до 500°: Сивертс и Мориц нашли, что растворимость намного выше, чем следует из данных Поттера и Люкенса. Причина такого расхождения неясна.

Поттер и Люкенс нашли, что при постоянной температуре растворимость водорода (V) меняется с изменением давления (P) по зависимости:

где К - постоянная.
Ни один исследователь не нашел никаких гидридов марганца.
Содержание водорода в электролитическом марганце. Поскольку водород осаждается на катоде во время электрического осаждения, то неудивительно, что полученный таким образом металл должен содержать водород.
Содержание водорода в электролитическом марганце и вопросы, связанные с его удалением, изучали Поттер, Хэйз и Люкенс. Исследовали обычный электролитический марганец промышленной чистоты, который предварительно выдерживали в течение трех месяцев при комнатной температуре.
Измерения освобождаемого (выделяемого) объема водорода производили при температурах до 1300°; результаты приведены на рис. 80.
При нагреве до 200° выделяется очень мало газа, но уже при 300° освобождается весьма значительный объем. Немногим больше выделяется при 400°, однако при последующем нагреве количество освобождаемого водорода немного изменяется, за исключением тех случаев, когда растворимость меняется в связи с аллотропическими превращениями марганца.
Найдено, что марганец содержит приблизительно 250 см3 водорода на 100 г металла. При нагреве до 400° в течение 1 часа на воздухе при нормальном давлении удаляется 97% того количества, которое может быть удалено. Как и следовало ожидать, при уменьшении внешнего давления требуется меньшая продолжительность нагрева для удаления того же количества водорода.
Полагают, что водород, присутствующий в марганце, образует пересыщенный твердый раствор внедрения. Влияние водорода на параметры решетки α-марганца изучали Поттер и Губер; наблюдается определенное расширение (увеличение) решетки (табл. 48), составляющее 0,0003% при 1 см3 водорода на 100 г металла.
Нагрев для удаления водорода вызывает сжатие (уменьшение) решетки (табл. 49).

Точные измерения параметров решетки на образцах с высоким содержанием водорода весьма затруднительны, так как получается размытая дифракционная картина. Поттер и Губер связывают это с неоднородным распределением газа в металле. Эта размытость не растет с увеличением содержания водорода и даже несколько уменьшается при более высоких содержаниях водорода. Установлено, что электролитический марганец не может быть получен с содержанием водорода более чем 615 см3 на 100 г, что соответствует двум атомам водорода на элементарную ячейку α-марганца. При равномерном распределении водорода в металле можно ожидать равной степени искажения элементарных решеток и дифракционная картина должна содержать четкие линии.

Марганец-твердый металл серого Цвета. Его атомы имеют электронную конфигурацию внешней оболочки

Металлический марганец взаимодействует с водой и реагирует с кислотами, образуя ионы марганца (II):

В различных соединениях марганец обнаруживает степени окисления Чем выше степень окисления марганца, тем больше ковалентный характер соответствующих его соединений. С возрастанием степени окисления марганца увеличивается также кислотность его оксидов.

Марганец (II)

Эта форма марганца является наиболее устойчивой. Она имеет внешнюю электронную конфигурацию причем на каждой из пяти -орбиталей находится по одному электрону.

В водном растворе ионы марганца (II) гидратируются, образуя бледно-розовый комплексный ион гексааквамарганца(II) Этот ион устойчив в кислой среде, но в щелочной среде образует белый осадок гидроксида марганца Оксид марганца (II) обладает свойствами основных оксидов.

Марганец (III)

Марганец (III) существует только в комплексных соединениях. Эта форма марганца неустойчива. В кислой среде марганец (III) диспропорционирует на марганец (II) и марганец (IV).

Марганец (IV)

Наиболее важным соединением марганца (IV) является оксид . Это соединение черного цвета не растворяется в воде. Ему приписывается ионная структура. Устойчивость обусловлена высокой энтальпией решетки.

Оксид марганца (IV) обладает слабоамфотерными свойствами. Он является сильным окислителем, например вытесняет хлор из концентрированной соляной кислоты:

Эта реакция может использоваться для получения хлора в лабораторных условиях (см. разд. 16.1).

Марганец (VI)

Это состояние окисления марганца неустойчиво. Манганат (VI) калия можно получить, сплавляя оксид марганца (IV) с каким-либо сильным окислителем, например хлоратом) калия либо нитратом калия:

Манганат (VI) калия имеет зеленую окраску. Он устойчив только в щелочном растворе. В кислом растворе он диспропорционирует на марганец (IV) и марганец (VII):

Марганец (VII)

Такое состояние окисления марганец имеет в сильно кислотном оксиде . Однако самым важным соединением марганца (VII) является манганат (VII) калия (перманганат калия). Это твердое вещество очень хорошо растворяется в воде, образуя темно-пурпурный раствор. Манганат имеет тетраэдрическую структуру. В слабокислой среде он постепенно разлагается, образуя оксид марганца (IV):

В щелочной среде манганат (VII) калия восстанавливается, образуя сначала зеленый манганат (VI) калия, а затем оксид марганца (IV).

Манганат (VII) калия является сильным окислителем. В достаточно кислой среде он восстанавливается, образуя ионы марганца(II). Стандартный окислительно-восстановительный потенциал этой системы равен , что превышает стандартный потенциал системы и поэтому манганат окисляет хлорид-ион до газообразного хлора:

Окисление хлорид-иона манганат протекает по уравнению

Манганат (VII) калия широко используется в качестве окислителя в лабораторной практике, например

для получения кислорода и хлора (см. гл. 15 и 16);

для проведения аналитической пробы на диоксид серы и сероводород (см. гл. 15); в препаративной органической химии (см. гл. 19);

в качестве волюмометрического реактива в окислительно-восстановительной тит-риметрии.

Примером титриметрического применения манганата (VII) калия является количественное определение с его помощью железа (II) и этандиоатов (оксалатов):

Однако, поскольку манганат (VII) калия трудно получать с высокой степенью чистоты, его нельзя использовать в качестве первичного титриметрического эталона.

Окси́д ма́рганца(II) - MnO - низший оксид марганца, монооксид.

Основный оксид. Не растворим в воде. Легко окисляется с образованием хрупкой оболочки MnO 2 . Восстанавливается до марганца при нагревании с водородом или активными металлами.

Оксид марганца(II) можно получить прокаливанием при температуре 300 °C кислородсодержащих солей марганца(II) в атмосфере инертного газа. Из распространённого MnO 2 его получают через частичное восстановление при температурах 700-900 °C водородом или угарным газом.

Гидроксид марганца(II) - неорганическое соединение, гидроокись металла марганца с формулой Mn(OH) 2 , светло-розовые кристаллы, не растворимые в воде. Проявляет слабо основные свойства. Окисляется на воздухе.

Образуется гидроксид марганца (II) при взаимодействии его солей со щелочами:

Химические свойства.

· Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV):

· Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами:

· Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата:

Оксид марганца(III) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой Mn 2 O 3 , коричнево-чёрные кристаллы, не растворимые в воде.

Получение.

· В природе встречаются минералы браунит, курнакит и биксбиит - оксид марганца с различными примесями.

· Окисление оксида марганца(II):

· Восстановление оксида марганца(IV):

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· При растворении в кислотах - диспропорционирует:

· При сплавлении с оксидами металлов образует соли манганиты:

Не растворяется в воде.

Гидроксид марганца (III) –Mn 2 O 3 ּН 2 О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски.

При взаимодействии с кислотными окислителями образуется соли марганца .

Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .

Сульфат марганца (II) MnSO 4 - соль белого цвета, одно из наиболее устойчивых соединений марганца (II). В виде кристал­логидрата MnSO 4 7Н 2 O встречается в природе. Он используется при крашении тканей, а также наряду с хлоридом марганца (II) MnСl 2 - для получения других соединений марганца.

Карбонат марганца (II) MnСO 3 встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии.

Нитрат марганца (II) Mn(NO 3) 2 получают только искусст­венным путем и используют для разделения редкоземельных ме­таллов.

Соли марганца являются катализаторами окислительных процессов, происходящих с участием кислорода. Они применяются в сиккативах. Льняное масло с добавлением такого сиккатива именуется олифой.

Оксид марганца(IV) (диоксид марганца ) MnO 2 - порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).

Химические свойства.

При обычных условиях ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

С серной и азотной кислотами MnO 2 разлагается с выделением кислорода:

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn 7+ и Mn 6+ :

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO 4 перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO 4) 2 .

А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO 2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли - манганиты:

Является катализатором разложения пероксида водорода:

Получение.

В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:

Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся MnO 2 каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.

При температуре выше 100 °C восстановлением перманганата калия водородом:

64. Соединения марганца (VI), способы получения и свойства. Оксид марганца (VII), марганцовая кислота и перманганаты – получение, свойства, применение.

Оксид марганца(VI) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой MnO 3 , тёмно-красное аморфное вещество, реагирует с водой.

Образуется при конденсации фиолетовых паров, выделяемых при нагревании раствора перманганата калия в серной кислоте:

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· Реагирует с водой:

· С щелочами образует соли - манганаты:

Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:

3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .

Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:

3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .

Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде доMn(II), а в нейтральной и щелочной средах – доMnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):

2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .

При нагревании выше 500 о С манганат (VI) распадается на продукты:

манганат (IV) и кислород:

2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .

Оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 - зеленовато-бурая маслянистая жидкость (t пл =5,9 °C), неустойчив при комнатной температуре; сильный окислитель, при соприкосновении с горючими веществами воспламеняет их, возможно со взрывом. Взрывается от толчка, от яркой вспышки света, при взаимодействии с органическими веществами. Получить оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 можно действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

Полученный оксид марганца(VII) неустойчив и разлагается на оксид марганца(IV) и кислород:

Одновременно выделяется озон:

Оксид марганца(VII) взаимодействует с водой, образуя марганцовую кислоту, которая имеет фиолетово-красную окраску:

Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота , кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм 3 равна 93 %.

Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn 2 O 7 , горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

Соли марганцовой кислоты называются перманганаты . Наиболее важным из них является перманганат калия, он является очень сильным окислителем. С его окислительными свойствами по отношению к органическим и неорганическим веществам часто приходится встречаться в химической практике.

Степень восстановления перманганат-ионазависит от характера среды:

1)кислая среда Mn (II) (соли Mn 2+)

MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B

2)нейтральная среда Mn (IV) (оксид марганца (IV))

MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B

3)щелочная средаMn (VI) (манганаты M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē =MnO 4 2- , Е 0 = +0.56B

Как видно, наиболее сильные окислительные свойства перманганаты проявляют в кислой среде .

Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K 2 MnO 4 . Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, являетсяMnO 2 (см. диспропорционирование).

При температуре около 250 о С перманганат калия разлагается по схеме:

2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(г)

Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н 2 О 2 , подкисленным уксусной кислотой:

2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2

65. Соединения рения (II), (III), (VI). Соединения рения (VII): оксид, рениевая кислота, перренаты.

Оксид рения(II) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой ReO, чёрные кристаллы, не растворимые в воде, образует гидраты.

Гидрат окиси рения ReO H 2 O образуется при восстановлении кадмием рениевой кислоты в кислой среде:

Оксид рения(III) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой Re 2 O 3 , чёрный порошок, не растворимый в воде, образует гидраты.

Получают гидролизом хлорида рения(III) в щелочной среде:

Легко окисляется в воде:

Оксид рения(VI) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой ReO 3 , тёмно-красные кристаллы, не растворимые в воде.

Получение.

· Конпропорционирование оксида рения(VII):

· Восстановление оксида рения(VII) монооксидом углерода:

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· Окисляется концентрированной азотной кислотой:

· С гидроксидами щелочных металлов образует рениты и перренаты:

· Окисляется кислородом воздуха:

· Восстанавливается водородом:

Оксид рения(VII) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой Re 2 O 7 , светло-жёлтые гигроскопичные кристаллы, растворяется в холодной воде, реагирует с горячей.

Получение.

· Окисление металлического рения:

· Разложение при нагревании оксида рения(IV):

· Окисление оксида рения(IV):

· Разложение при нагревании рениевой кислоты:

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· Реагирует с горячей водой:

· Реагирует с щелочами с образованием перренатов:

· Является окислителем:

· Восстанавливается водородом:

· Конпропорционирует с рением:

· Реагирует с монооксидом углерода:

Рениевая кислота - неорганическое соединение, кислородсодержащая кислота с формулой HReO 4 , существует только в водных растворах, образует соли перренаты .

Перевод рения из малорастворимых соединений, таких, как ReO и ReS2, в раствор осуществляется кислотным разложением или щелочным сплавлением с образованием растворимых перренатов или рениевой кислоты. И наоборот, извлечение рения из растворов проводят осаждением его в виде малорастворимых перренатов калия, цезия, таллия и др. Большое промышленное значение имеет перренат аммония, из которого посредством восстановления водородом получают металлический рений.

Рениевая кислота получается при растворении Re2O7 в воде:

Re2O7 + H2O = 2HReO4.

Растворы рениевой кислоты получены также растворением металлического рения в перекиси водорода, бромной воде и азотной кислоте. Избыток перекиси удаляют кипячением. Рениевая кислота получается при окислении низших оксидов и сульфидов, из перренатов с использованием ионного обмена и электродиализа. Для удобства в таблице 2 приведены значения плотностей растворов рениевой кислоты.

Рениевая кислота устойчива. В отличие от хлорной и марганцевой кислот обладает очень слабыми окислительными свойствами. Восстановление ее проходит обычно медленно. В качестве восстановителей используются амальгамы металлов, химические агенты.

Перренаты менее растворимы и термически более устойчивы, чем соответствующие перхлораты и перманганаты.

Наименьшей растворимостью обладают перренаты таллия, цезия, рубидия и калия.

Перренаты Tl, Rb, Cs, K, Ag – малорастворимые вещества, перренаты ,Ba, Pb (II) обладают средней растворимостью, перренаты Mg, Ca, Cu, Zn, Cd и т.п. очень хорошо растворяются в воде. В составе перренатов калия и аммония рений выделяется из промышленных растворов.

Перренат калия KReO4 – мелкие бесцветные гексагональные кристаллы. Плавится без разложения при 555°, при более высокой температуре улетучивается, частично диссоциируя. Растворимость соли в водном растворе рениевой кислоты выше, чем в воде, тогда как в присутствии H2SO4 она практически не меняется.

Перренат аммония NH4ReO4 получается при нейтрализации рениевой кислоты аммиаком. Сравнительно хорошо растворяется в воде. При кристаллизации из растворов образует с KReO4 непрерывные твердые растворы. При нагревании на воздухе разлагается, начиная с 200°, давая возгон, содержащий Re2O7 и черный остаток ReO2. При разложении в инертной атмосфере образуется только оксид рения (IV) по реакции:

2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.

При восстановлении соли водородом получается металл.

Из солей рениевой кислоты с органическими основаниями отметим перренат нитрона C20H17N4ReО4, обладающий очень малой растворимостью в ацетатных растворах, особенно в присутствии избытка ацетата нитрона. Образование этой соли используется для количественного определения рения.