Hlapljiva jedinjenja vodonika. Manganov hidrid Isparljivo vodonično jedinjenje mangana
binarne veze.
"Bi" znači dva. Binarna jedinjenja se sastoje od dva CE atoma.
Oksidi.
Binarna jedinjenja koja se sastoje od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju - 2 ("minus" dva) se nazivaju oksidi.
Oksidi su vrlo česta vrsta jedinjenja koja se nalazi u zemljinoj kori i širom svemira.
Imena oksida formiraju se prema shemi:
Ime oksida = "oksid" + naziv elementa u genitivu + (stupanj oksidacije je rimski broj), ako je promjenjiv, ako je konstantan, ne postavljajte.
Primjeri oksida. Neki jesu trivijalan (istorijski) naslov.
1. H 2 O - vodonik oksid voda
CO 2 - ugljični monoksid (IV) ugljični dioksid (ugljični dioksid)
CO - ugljen monoksid (II) ugljen monoksid (ugljen monoksid)
Na 2 O - natrijum oksid
Al 2 O 3 - aluminijum oksid glinice
CuO - bakar(II) oksid
FeO - gvožđe(II) oksid
Fe 2 O 3 - željezni oksid (III) hematit (crvena željezna ruda)
Cl 2 O 7 - hlor oksid (VII)
Cl 2 O 5 - hlor oksid (V)
Cl 2 O- hlor(I) oksid
SO 2 - sumpor oksid (IV) sumpor dioksid
SO 3 - sumporov oksid (VI)
CaO - kalcijum oksid živo kreč
SiO 2 - pijesak silicijum oksida (silicijum dioksid)
MnO - mangan(II) oksid
N2O- dušikov oksid (I) "gas za smijeh"
NO- dušikov oksid (II)
N2O3- dušikov oksid (III)
NO2- dušikov oksid (IV) "lisičji rep"
N2O5- dušikov oksid (V)
Indeksi u formuli su postavljeni uzimajući u obzir stepen oksidacije CE:
Zapišite okside, uredite oksidaciona stanja ChE. Znati pisati po imenu oksidna formula.
Ostala binarna jedinjenja.
Hlapljiva jedinjenja vodonika.
Na dnu PS nalazi se horizontalna linija "Hlapljiva vodonikova jedinjenja".
Formule su tamo navedene: RH4 RH3 RH2 RH
Svaka formula pripada svojoj grupi.
Na primjer, napišite formulu hlapljivog vodonikovog spoja N (dušik).
Nalazimo je u PS-u i vidimo koja formula je napisana pod V grupom.
To je RH3. Ispostavilo se da zamijenimo element dušik za R amonijak NH3.
Pošto do "8" dušiku treba 3 elektrona, on ih crpi iz tri vodonika, oksidacijsko stanje dušika je -3, a vodik ima +
SiH4 - silan bezbojni gas neprijatnog mirisa
PH3 - fosfin otrovni gas sa mirisom pokvarene ribe
ASH 3 - arsin otrovni gas sa mirisom belog luka
H2S - otrovni gas vodonik sulfid sa mirisom pokvarenih jaja
HCl - hlorovodonik plin oštrog mirisa koji se dimi u zraku; njegov rastvor u vodi naziva se hlorovodonična kiselina. U malim koncentracijama nalazi se u želučanom soku.
NH3 amonijak gas oštrog iritirajućeg mirisa.
Njegov rastvor u vodi se zove amonijak.
metalni hidridi.
Kuće: stav 19, pr. 3.4 pisanje. Formule, kako se formiraju, imena binarnih jedinjenja iz apstraktnog znati.
Detaljna istraživanja u temperaturnom rasponu od 20 do 1300° izvršili su Sieverts i Moritz na manganovom destilatu, te Potter i Lukens na elektrolitičkom destiliranom manganu. U oba slučaja, kada razne temperature mjeren je pritisak vodonika u ravnoteži sa preliminarno potpuno degasiranim metalom.
U oba rada dobijeni su vrlo slični rezultati. Na sl. 79 prikazani su podaci Sivertsa i Moritza o zapremini vodonika adsorbovanog sa 100 g mangana u temperaturnom opsegu od 20 do 1300° tokom zagrevanja i hlađenja dva uzorka čistog mangana.
Rastvorljivost vodonika u α-modifikaciji mangana prvo opada, a zatim raste s porastom temperature. Rastvorljivost vodonika u β-manganu je primjetno veća nego u α-manganu, stoga je β→α-konverzija praćena primjetnim povećanjem adsorpcije vodonika. Rastvorljivost u β-manganu raste s temperaturom.
β→γ transformacija je takođe praćena povećanjem rastvorljivosti vodonika, koja u γ-manganu, kao i u β-manganu, raste sa temperaturom. Transformacija je praćena smanjenjem rastvorljivosti. Rastvorljivost vodonika u δ-manganu raste do tačke topljenja, a rastvorljivost vodonika u tečnom manganu je primetno veća od njegove rastvorljivosti u bilo kojoj od modifikacija mangana u čvrstom stanju.
Dakle, promjena u topljivosti vodika u različitim alotropskim modifikacijama mangana omogućava razvoj jednostavne i elegantne metode za proučavanje temperatura alotropskih transformacija, kao i njihove histereze pri različitim brzinama zagrijavanja i hlađenja.
Rezultati Pottera i Lukensa, generalno, veoma su bliski rezultatima Sivertsa i Moritza, što se može videti iz podataka u tabeli. 47. Konvergencija rezultata je veoma dobra, osim promene rastvorljivosti u α-fazi u temperaturnom opsegu od sobne temperature do 500°: Sieverts i Moritz su otkrili da je rastvorljivost mnogo veća nego što sledi iz podataka Pottera i Lukens. Razlog za ovo odstupanje je nejasan.
Potter i Lukens su to otkrili kada konstantna temperatura rastvorljivost vodika (V) se menja sa pritiskom (P) prema zavisnosti:
gdje je K konstanta.
Nijedan istraživač nije pronašao manganove hidride.
Sadržaj vodonika u elektrolitičkom manganu. Budući da se tokom električnog taloženja na katodi taloži vodonik, nije iznenađujuće da tako dobijeni metal mora sadržavati vodonik.
Sadržaj vodonika u elektrolitičkom manganu i pitanja vezana za njegovo uklanjanje proučavali su Potter, Hayes i Lukens. Proučavali smo obični elektrolitski mangan industrijske čistoće, koji je prethodno tri mjeseca držan na sobnoj temperaturi.
Mjerenja oslobođene (ispuštene) zapremine vodonika vršena su na temperaturama do 1300°; rezultati su prikazani na sl. 80.
Kada se zagrije na 200°, oslobađa se vrlo malo plina, ali se već na 300° oslobađa vrlo značajan volumen. Malo više se oslobađa na 400°, ali se naknadnim zagrijavanjem količina oslobođenog vodonika neznatno mijenja, osim u slučajevima kada se rastvorljivost mijenja zbog alotropskih transformacija mangana.
Utvrđeno je da mangan sadrži oko 250 cm3 vodonika na 100 g metala. Kada se zagreva na 400° tokom 1 sata na vazduhu pri normalnom pritisku, uklanja se 97% količine koja se može ukloniti. Kao što se očekivalo, kako se vanjski pritisak smanjuje, potrebno je kraće vrijeme zagrijavanja da bi se uklonila ista količina vodonika.
Vjeruje se da vodik prisutan u manganu formira prezasićenu međuprostornu čvrstu otopinu. Uticaj vodonika na parametre rešetke α-mangana proučavali su Potter i Guber; uočava se određeno širenje (povećanje) rešetke (tabela 48), što iznosi 0,0003% na 1 cm3 vodonika na 100 g metala.
Zagrijavanje radi uklanjanja vodika uzrokuje kompresiju (redukciju) rešetke (tablica 49).
Precizna mjerenja parametara rešetke na uzorcima sa visokim sadržajem vodonika su veoma teška, jer se dobija zamućen difrakcioni uzorak. Potter i Huber to pripisuju nehomogenoj distribuciji plina u metalu. Ova nejasnost se ne povećava sa povećanjem sadržaja vodonika, a čak se donekle smanjuje pri većim sadržajima vodonika. Utvrđeno je da se elektrolitički mangan ne može dobiti sa sadržajem vodonika većim od 615 cm3 na 100 g, što odgovara dva atoma vodika po jediničnoj ćeliji α-mangana. Uz ujednačenu distribuciju vodonika u metalu, može se očekivati jednak stepen izobličenja elementarnih rešetki, a difrakcioni uzorak treba da sadrži jasne linije.
Mangan je tvrdi sivi metal. Njegovi atomi jesu elektronska konfiguracija spoljna ljuska
Metalni mangan stupa u interakciju s vodom i reagira s kiselinama kako bi se formirali ioni mangana (II):
U različitim jedinjenjima, mangan detektuje oksidaciona stanja.Što je oksidaciono stanje mangana veće, to je veća kovalentna priroda njegovih odgovarajućih jedinjenja. S povećanjem oksidacijskog stanja mangana, povećava se i kiselost njegovih oksida.
mangan(II)
Ovaj oblik mangana je najstabilniji. Ima eksternu elektronsku konfiguraciju sa jednim elektronom u svakoj od pet -orbitala.
U vodenom rastvoru, joni mangana (II) se hidriraju, formirajući bledoružičasti heksaakvamangan (II) kompleksni jon. Ovaj jon je stabilan u kiseloj sredini, ali formira beli talog mangan hidroksida u alkalnoj sredini. Mangan (II) oksid ima svojstva bazičnih oksida.
mangan (III)
Mangan (III) postoji samo u kompleksnim jedinjenjima. Ovaj oblik mangana je nestabilan. U kiseloj sredini, mangan (III) je neproporcionalan u mangan (II) i mangan (IV).
mangan (IV)
Najvažnije jedinjenje mangana(IV) je oksid. Ovo crno jedinjenje je nerastvorljivo u vodi. Ima jonsku strukturu. Stabilnost je zbog visoke entalpije rešetke.
Mangan (IV) oksid ima slabo amfoterna svojstva. To je jako oksidirajuće sredstvo, na primjer zamjenjuje hlor iz koncentrirane klorovodične kiseline:
Ova reakcija se može koristiti za proizvodnju hlora u laboratoriji (vidjeti dio 16.1).
mangan(VI)
Ovo oksidaciono stanje mangana je nestabilno. Kalijum manganat (VI) se može dobiti spajanjem mangan (IV) oksida sa nekim jakim oksidacionim agensom, kao što je kalijum hlorat ili kalijum nitrat:
Manganat (VI) kalijum ima zelenu boju. Stabilan je samo u alkalnom rastvoru. U kiseloj otopini je nesrazmjeran u mangan (IV) i mangan (VII):
mangan (VII)
Mangan ima takvo oksidacijsko stanje u jako kiselom oksidu. Međutim, najvažnije jedinjenje mangana(VII) je kalijum manganat(VII) (kalijev permanganat). to solidan vrlo rastvorljiv u vodi, formirajući tamno ljubičastu otopinu. Manganat ima tetraedarsku strukturu. U blago kiseloj sredini postupno se razgrađuje, formirajući mangan (IV) oksid:
U alkalnoj sredini, kalijum manganat (VII) se redukuje, formirajući prvo zeleni kalijum manganat (VI), a zatim mangan (IV) oksid.
Kalijum manganat (VII) je jako oksidaciono sredstvo. U dovoljno kiseloj sredini, on se redukuje, formirajući ione mangana(II). Standardni redoks potencijal ovog sistema je , koji premašuje standardni potencijal sistema, pa stoga manganat oksidira hloridni jon u gasoviti hlor:
Oksidacija hlorid jona manganata se odvija prema jednačini
Kalijum manganat (VII) se široko koristi kao oksidaciono sredstvo u laboratorijskoj praksi, npr.
za dobijanje kiseonika i hlora (vidi poglavlje 15 i 16);
za provođenje analitičkog testa za sumpor dioksid i vodonik sulfid (vidjeti poglavlje 15); u preparativnom organska hemija(vidi poglavlje 19);
kao volumetrijski reagens u redoks titrimetriji.
Primjer titrimetrijske primjene kalijevog manganata (VII) je kvantitativno određivanje željeza (II) i etandioata (oksalata) s njim:
Međutim, pošto je kalijum manganat (VII) teško dobiti u visokoj čistoći, ne može se koristiti kao primarni titrimetrijski standard.
Mangan(II) oksid- MnO - niži mangan oksid, monoksid.
bazični oksid. Ne otapajmo u vodi. Lako se oksidira i formira krhku MnO 2 ljusku. Smanjuje se u mangan kada se zagrije s vodikom ili aktivnim metalima.
Mangan(II) oksid se može dobiti kalcinacijom na temperaturi od 300 °C soli mangana(II) koje sadrže kisik u atmosferi inertnog plina. Od običnog MnO 2 dobija se delimičnom redukcijom na temperaturama od 700-900°C sa vodonikom ili ugljen monoksidom.
Mangan(II) hidroksid- neorgansko jedinjenje, hidroksid metala mangana sa formulom Mn(OH) 2 , svetloružičasti kristali, nerastvorljivi u vodi. Pokazuje slaba osnovna svojstva. Oksidira u vazduhu.
Mangan (II) hidroksid nastaje interakcijom njegovih soli sa alkalijama:
Hemijska svojstva.
Mangan (II) hidroksid se lako oksidira na zraku u smeđi mangan oksohidroksid, koji se dalje razlaže u mangan (IV) oksid:
· Mangan (II) hidroksid ima osnovna svojstva. Reaguje sa kiselinama i kiselim oksidima:
· Mangan (II) hidroksid ima redukciona svojstva. U prisustvu jakih oksidacijskih sredstava, može oksidirati u permanganat:
Mangan(III) oksid- neorgansko jedinjenje, oksid metala mangana formule Mn 2 O 3, smeđe-crni kristali, nerastvorljivi u vodi.
Potvrda.
· U prirodi postoje minerali braunit, kurnakit i biksbiit - manganov oksid sa raznim primesama.
Oksidacija mangan(II) oksida:
Obnavljanje mangan(IV) oksida:
Hemijska svojstva.
Razgrađuje se zagrijavanjem:
Kada je otopljen u kiselinama, on je nesrazmjeran:
Kada se stapa sa metalnim oksidima, formira soli manganita:
Ne rastvara se u vodi.
Mangan(III) hidroksid –Mn2O3ּ H 2 O ili MnO(OH) se prirodno javlja kao mineral manganit(smeđa ruda mangana). Umjetno dobiveni mangan (III) hidroksid koristi se kao crno-smeđa boja.
U interakciji s kiselim oksidantima nastaje soli mangana.
Soli mangana (II), po pravilu, su dobro rastvorljive u vodi, osim Mn 3 (PO 4) 2, MnS, MnCO 3.
mangan sulfat(II) MnSO 4 - so bijele boje, jedno od najstabilnijih jedinjenja mangana(II). U obliku kristalnog MnSO 4 7H 2 O se javlja u prirodi. Koristi se za bojenje tkanina, a takođe, zajedno sa mangan (II) hloridom MnCl 2 - za dobijanje drugih jedinjenja mangana.
mangan karbonat(II) MnCO 3 se u prirodi nalazi kao mangan u prahu i koristi se u metalurgiji.
mangan nitrata(II) Mn(NO 3) 2 se dobija samo veštački i koristi se za odvajanje retkih zemnih metala.
Soli mangana su katalizatori oksidativnih procesa koji uključuju kisik. Koriste se u sredstvima za sušenje. Laneno ulje s dodatkom takvog sredstva za sušenje naziva se sušivo ulje.
Mangan(IV) oksid (mangan dioksid) MnO 2 - tamnosmeđi prah, nerastvorljiv u vodi. Najstabilnije jedinjenje mangana, široko rasprostranjeno u zemljinoj kori (mineralni piroluzit).
Hemijska svojstva.
U normalnim uslovima, ponaša se prilično inertno. Kada se zagrije s kiselinama, pokazuje oksidirajuća svojstva, na primjer, oksidira koncentriranu hlorovodoničnu kiselinu u klor:
Sa sumpornom i dušičnom kiselinom, MnO 2 se razgrađuje oslobađanjem kisika:
U interakciji s jakim oksidantima, mangan dioksid se oksidira u spojeve Mn 7+ i Mn 6+:
Mangan dioksid pokazuje amfoterna svojstva. Dakle, kada se rastvor soli MnSO 4 u sumpornoj kiselini oksidira kalijum permanganatom u prisustvu sumporne kiseline, formira se crni talog soli Mn(SO 4) 2 .
A kada se spoji sa alkalijama i bazičnim oksidima, MnO 2 djeluje kao kiseli oksid, formirajući soli - manganite:
To je katalizator za razgradnju vodikovog peroksida:
Potvrda.
U laboratorijskim uslovima dobija se termičkom razgradnjom kalijum permanganata:
Može se dobiti i reakcijom kalijevog permanganata sa vodikovim peroksidom. U praksi, formirani MnO 2 katalitički razgrađuje vodikov peroksid, zbog čega se reakcija ne odvija do kraja.
Na temperaturama iznad 100 °C redukcijom kalijum permanganata vodonikom:
64. Jedinjenja mangana (VI), metode pripreme i svojstva. Mangan oksid (VII), permanganska kiselina i permanganati - dobijanje, svojstva, primena.
Mangan(VI) oksid- anorgansko jedinjenje, oksid metala mangana sa formulom MnO 3, tamnocrvena amorfna supstanca, reaguje sa vodom.
Nastaje prilikom kondenzacije ljubičastih para koje se oslobađaju kada se zagrije otopina kalijevog permanganata u sumpornoj kiselini:
Hemijska svojstva.
Razgrađuje se zagrijavanjem:
Reaguje sa vodom:
Formira soli sa alkalijama - manganatima:
Mangan(VI) hidroksid pokazuje kiseli karakter. slobodna manganova (VI) kiselina je nestabilna i disproporcionalna u vodenom rastvoru prema šemi:
3H 2 MnO 4(c) → 2HMnO 4(c) + MnO 2(t) + 2H 2 O (l).
manganati (VI) nastaju spajanjem mangan dioksida sa alkalijom u prisustvu oksidacionih sredstava i imaju smaragdno zelenu boju. Manganati (VI) su prilično stabilni u jako alkalnoj sredini. Kada se alkalni rastvori razblaže, dolazi do hidrolize, praćene disproporcionalnošću:
3K 2 MnO 4 (c) + 2H 2 O (l) → 2KMnO 4 (c) + MnO 2 (t) + 4KOH (c).
Manganati (VI) su jaki oksidanti koji se redukuju u kiseloj sredini na Mn(II), au neutralnim i alkalnim sredinama - do MNO2. Pod dejstvom jakih oksidacionih sredstava, manganati (VI) se mogu oksidirati u Mn(VII):
2K 2 MnO 4 (c) + Cl 2 (d) → 2KMnO 4 (c) + 2KCl (c).
Kada se zagrije iznad 500 ° C, manganat (VI) se raspada u proizvode:
manganat (IV) i kiseonik:
2K 2 MnO 4 (t) → K 2 MnO 3 (t) + O 2 (g).
Mangan(VII) oksid Mn 2 O 7- zelenkasto-smeđa uljasta tekućina (t pl = 5,9 ° C), nestabilna na sobnoj temperaturi; jako oksidaciono sredstvo, u dodiru sa zapaljivim materijama, zapaljuje ih, moguće eksplozijom. Eksplodira od guranja, od jakog bljeska svjetlosti, u interakciji s organskim tvarima. Mangan (VII) oksid Mn 2 O 7 može se dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kalijev permanganat:
Nastali mangan(VII) oksid je nestabilan i razlaže se na mangan(IV) oksid i kiseonik:
Istovremeno se oslobađa ozon:
Mangan(VII) oksid reaguje sa vodom i formira permangansku kiselinu koja ima ljubičasto-crvenu boju:
Nije bilo moguće dobiti bezvodnu permangansku kiselinu, stabilna je u rastvoru do koncentracije od 20%. to veoma jaka kiselina, prividni stepen disocijacije u rastvoru sa koncentracijom od 0,1 mol / dm 3 je 93%.
Permanganska kiselina – jak oksidant . Energičnija interakcija Mn2O7 zapaljive materije se zapale kada su u kontaktu sa njima.
Soli permanganske kiseline nazivaju se permanganata . Najvažniji od njih je kalijum permanganat, koji je vrlo jak oksidant. Njegova oksidaciona svojstva u odnosu na organske i neorganske supstance često se susreću u hemijskoj praksi.
Stepen redukcije permanganatnog jona zavisi od prirode medija:
1) kisela sredina Mn(II) (soli Mn 2+)
MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O, E 0 \u003d +1,51 B
2) neutralno okruženje Mn(IV) (mangan(IV) oksid)
MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē \u003d MnO 2 + 4OH -, E 0 \u003d +1,23 B
3) alkalna sredina Mn (VI) (manganati M 2 MnO 4)
MnO 4 - +ē \u003d MnO 4 2-, E 0 \u003d + 0,56B
Kao što se može vidjeti, najjača oksidacijska svojstva permanganata pokazuju u kiseloj sredini.
Do stvaranja manganata dolazi u visoko alkalnoj otopini, koja potiskuje hidrolizu K2MnO4. Budući da se reakcija obično odvija u dovoljno razrijeđenim otopinama, krajnji proizvod redukcije permanganata u alkalnom mediju, kao iu neutralnom, je MnO 2 (vidi disproporcionalnost).
Na temperaturi od oko 250 ° C, kalijev permanganat se razgrađuje prema shemi:
2KMnO 4(t) K 2 MnO 4(t) + MnO 2(t) + O 2(g)
Kalijum permanganat se koristi kao antiseptik. Vodene otopine različitih koncentracija od 0,01 do 0,5% koriste se za dezinfekciju rana, ispiranje grla i druge protuupalne postupke. Za opekotine kože (koža se suši, a mehur se ne stvara) uspješno se koristi 2 - 5% otopina kalijum permanganata. Za žive organizme, permanganati su otrovi (uzrokuju koagulaciju proteina). Njihova neutralizacija se vrši 3% rastvorom H 2 O 2, zakiseljeno sirćetnom kiselinom:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH → 2Mn (CH 3 COO) 2 + 2CH 3 KUVANJE + 8H 2 O + 5O 2
65. Jedinjenja renijuma (II), (III), (VI). Jedinjenja renijuma (VII): oksid, renijum kiselina, perrenati.
Renijum(II) oksid- neorgansko jedinjenje, metalni renijum oksid formule ReO, crni kristali, nerastvorljivi u vodi, formiraju hidrate.
Renijum oksid hidrat ReO H 2 O nastaje redukcijom renijum kiseline kadmijumom u kiseloj sredini:
Renijum(III) oksid- neorgansko jedinjenje, metalni renijum oksid formule Re 2 O 3 , crni prah, nerastvorljiv u vodi, formira hidrate.
Dobije se hidrolizom renijum(III) hlorida u alkalnom mediju:
Lako se oksidira u vodi:
Renijum(VI) oksid- neorgansko jedinjenje, renijum metalni oksid formule ReO 3 , tamnocrveni kristali, nerastvorljivi u vodi.
Potvrda.
· Odnos renijum(VII) oksida:
Rekuperacija renijum(VII) oksida ugljičnim monoksidom:
Hemijska svojstva.
Razgrađuje se zagrijavanjem:
Oksidirano koncentriranom dušičnom kiselinom:
Sa hidroksidima alkalni metali formira renite i perhenate:
Oksidirano atmosferskim kiseonikom:
Popravljeno vodonikom:
Renijum(VII) oksid- neorgansko jedinjenje, renijum metalni oksid formule Re 2 O 7 , svetložuti higroskopni kristali, rastvorljivi u hladnoj vodi, reaguje sa toplom vodom.
Potvrda.
Oksidacija metalnog renijuma:
Razlaganje zagrijavanjem renijum(IV) oksida:
Oksidacija renijum(IV) oksida:
Razlaganje zagrijavanjem renijum kiseline:
Hemijska svojstva.
Razgrađuje se zagrijavanjem:
Reaguje sa vruća voda:
Reaguje sa alkalijama da formira perrenate:
To je oksidant:
Popravljeno vodonikom:
U odnosu na renijum:
Reaguje sa ugljen monoksidom:
Renska kiselina- anorgansko jedinjenje, kiselina koja sadrži kiseonik sa formulom HReO 4 , postoji samo u vodenim rastvorima, formira soli perrhenates.
Prenos renija iz slabo rastvorljivih jedinjenja, kao što su ReO i ReS2, u rastvor se vrši kiselinskom razgradnjom ili alkalnom fuzijom sa formiranjem rastvorljivih perrenata ili renijeve kiseline. Suprotno tome, ekstrakcija renija iz rastvora vrši se njegovim taloženjem u obliku slabo rastvorljivih perrenata kalijuma, cezijuma, talija itd. Od velikog industrijskog značaja je amonijum perenat iz kojeg se redukcijom vodonikom dobija metalni renijum.
Renska kiselina se dobija otapanjem Re2O7 u vodi:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
Rastvori renijum kiseline su takođe dobijeni otapanjem metalnog renija u vodikovom peroksidu, bromnoj vodi i azotnoj kiselini. Višak peroksida uklanja se kuhanjem. Renska kiselina se dobija oksidacijom nižih oksida i sulfida, iz perrenata pomoću jonske izmene i elektrodijalize. Radi praktičnosti, u tabeli 2 prikazane su vrijednosti gustine rastvora renijum kiseline.
Renska kiselina je stabilna. Za razliku od perhlorne i permanganske kiseline, ima vrlo slaba oksidaciona svojstva. Oporavak je obično spor. Metalni amalgami i hemijska sredstva koriste se kao redukcioni agensi.
Perhenati su manje rastvorljivi i termički stabilniji od odgovarajućih perhlorata i permanganata.
Najnižu rastvorljivost imaju talij, cezijum, rubidijum i kalijum perrenati.
Perrenati Tl, Rb, Cs, K, Ag su slabo rastvorljive supstance, perrenati, Ba, Pb (II) imaju srednju rastvorljivost, perrenati Mg, Ca, Cu, Zn, Cd itd. vrlo dobro se rastvara u vodi. U sastavu kalijum i amonijum perrenata, renijum je izolovan iz industrijskih rastvora.
Kalijum perrenat KReO4 - mali bezbojni heksagonalni kristali. Topi se bez raspadanja na 555°, na više visoke temperature ispari, djelimično se disocira. Rastvorljivost soli u vodenom rastvoru renijum kiseline veća je nego u vodi, dok u prisustvu H2SO4 ostaje praktično nepromenjena.
Amonijum perrenat NH4ReO4 se dobija neutralizacijom renijum kiseline sa amonijakom. Relativno dobro rastvorljiv u vodi. Nakon kristalizacije iz rastvora, formira kontinuirane čvrste rastvore sa KReO4. Kada se zagrije na zraku, raspada se počevši od 200°C, dajući sublimaciju koja sadrži Re2O7 i crni ostatak ReO2. Kada se raspadne u inertnoj atmosferi, nastaje samo renijum (IV) oksid prema reakciji:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
Kada se sol reducira vodonikom, dobije se metal.
Od soli renijum kiseline sa organskim bazama ističemo nitron perenat C20H17N4ReO4, koji ima vrlo nisku rastvorljivost u acetatnim rastvorima, posebno u prisustvu viška nitron acetata. Formiranje ove soli koristi se za kvantifikaciju renija.
