Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.
Уравнения важнейших реакций:
4MnO 2= 2Mn 2O 3+ O 2(530–585 °C)
2MnO 2+ 2H 2SO 4(конц.) = MnSO 4+ O 2↑ + 2Н 2O (кипячение)
MnO 2+ 4HCl (конц.) = MnCl 2+ Cl 2↑ + 2H 2O
MnO 2+ H 2SO 4(гор.) + KNO 2= MnSO 4+ KNO 3+ H 2O
MnO 2+ 2H 2SO 4+ 2FeSO 4= MnSO 4+ Fe 2(SO 4) 3+ 2H 2O
MnO 2+ 2KOH + KNO 3= K 2MnO 4+ KNO 2+ H 2O (350–450 °C)
3MnO 2+ 3K 2CO 3+ KClO 3= 3K 2MnO 4+ KCl + 3CO 2(400 °C)
В природе самое распространенное соединение марганца – минерал пиролюзит.
Манганат калияК 2MnO 4.Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением O 2. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO 4 2-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро – при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Качественная реакция– появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO 4.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: сплавление MnO 2с сильными окислителями (KNO 3, КСlO 3).
Пермапгапат калияКMnO 4.Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде ( интенсивно-фиолетоваяокраска раствора отвечает иону MnO 4 -), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до Mn II, в нейтральной среде – до Mn IV, в сильнощелочной среде – до Mn VI.
Качественная реакцияна ион MnO 4 -– исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.
Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике.
Уравнения важнейших реакций:
Получение– электролиз раствора K 2MnO 4(см.).
6.3. Железо
Железо– элемент 4-го периода и VIIIБ-группы Периодической системы, порядковый номер 26. Вместе с кобальтом Со и никелем Ni образует семейство (триаду) железа.Электронная формула атома [ 18Ar]3d 64s 2, характерные степени окисления 0, +II и +III (последняя наиболее устойчива).
Шкала степеней окисления железа:
По электроотрицательности (1,64) железо занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, Са) и типичными неметаллами (F, О, N). Проявляет амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают над неметаллическими (кислотными), в соединениях находится в составе катионов (чаще) и анионов (реже). Образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – седьмойпо химической распространенности элемент (четвертый среди металлов, первый тяжелый металл); находится в химически связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
ЖелезоFe.Простое вещество. Серый мягкий, ковкий, тугоплавкий металл. Обычное железо медленно окисляется во влажном воздухе (ржавеет), чистое железо коррозии не подвергается. Не реагирует с водой, пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах.
Компактный металл покрывается при нагревании на воздухе оксидной пленкой (окалиной),а порошок сгорает; реагирует с хлором и серой:
Восстанавливает водяной пар (старый способ получения водорода в промышленности):
3Fe + 4Н 2O (пар) = (Fe IIFe 2 III)O 4+ 4Н 2(800 °C)
В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НCl и H 2SO 4, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:
Fe + 2Н += Fe 2++ Н 2↑
(реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe IIпостепенно переводится кислородом в Fe III).
При действии на железо более сильного окислителя (здесь – азотная кислота) оно сразу переходит в катион Fe 3+:
Fe + 4HNO 3(разб.) = Fe(NO 3) 3+ NO↑ + 2H 2O
Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:
Fe + 2NaOH (50 %) + 2Н 2O = Na 2[Fe(OH) 4]↓ + Н 2↑
и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.
Железо вытесняет (по ряду напряжений) менее активные металлы из растворов их солей:
Fe + CuSO 4= FeSO 4+ Cu↓
Железо медленно окисляется во влажном воздухе (ржавеет), из-за рыхлости коричневой ржавчины(Fe IIFe 2 III)O 4защитный слой не создается. Процесс ржавления:
Техническое железо– сплавы железа с углеродом: чугунсодержит 2,06—6,67 % С, сталь0,02—2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Mn, Ni, Cr), что придает сплавам железа технически полезные свойства – твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.
Доменный процесс производства чугуна
Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:
а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд – перевод в оксидную руду:
б) сжигание кокса при горячем дутье:
в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно (см. рубрики соответствующих оксидов):
г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:
В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементитFe 2C и графит.
