Хімія марганцю та його сполук
Так само, як і хром, в природі марганець зустрічається у вигляді оксидів: пиролюзита MnO2. гаусманіта Mn3 O4. брауніта Mn2 O3. Зустрічається марганець і в залізних рудах. Спільним відновленням залізних і марганцевих руд отримують феромарганець, що містить 80-85% марганцю і використовується у виробництві сталі і чавуну. Чистий марганець отримують алюминотермии або електролізом розчинів сульфату або хлориду марганцю.
Марганець - сріблясто-білий твердий і крихкий метал. Марганець витісняє водень з соляної кислоти, реагує з сірчаної та азотної кислотами:
Марганець утворює кілька оксидів. З підвищенням ступеня окислення марганцю, властивості цих оксидів змінюються: оксиди марганцю (II і III) - основні, оксид марганцю (IV) - амфотерний, оксиди марганцю (VI і VII) - кислотні.
Нерозчинний у воді гідроксид марганцю (II) може бути отриманий дією лугів на солі марганцю:
Гідроксид марганцю (II) має основні властивості (але не кислотні):
Mn (OH) 2 ¯ + 2NaOH ¹
а також відновні властивості, він окислюється на повітрі:
Дією сильних окислювачів, таких як вісмутат натрію NaBiO3 або оксид свинцю (IV) PbO2. солі марганцю (II) можуть бути окислені в кислому середовищі до фіолетової марганцевої кислоти HMnO4.
Стійкий оксид марганцю (IV) MnO2 має амфотерні властивості і розчиняється в кислотах і лугах. У кислому середовищі MnO2 є сильним окислювачем, здатним виділити хлор з соляної кислоти:
Оксид марганцю (VI) MnO3 і відповідна йому марганцовистого кислота H2 MnO4 нестійкі. Кілька більш стійкі солі цієї кислоти - манганати, наприклад, K2 MnO4. мають в розчинах зелений колір.
Марганцовая кислота HMnO4 і відповідні їй солі - перманганат, наприклад, KMnO4. мають в розчинах характерний фіолетовий колір. Пеманганати є сильними окислювачами, особливо в кислому середовищі. Продуктами відновлення перманганат-іонів можуть бути іони Mn 2+ (безбарвний розчин в кислому середовищі), чорно-бурий осад MnO2 (в нейтральною або слаболужною середовищі) або іони MnO4 2- (зелений розчин в лужному середовищі):
Залізо є досить активним металом і розчиняється в соляній і розбавлених азотної та сірчаної кислотах.
Концентровані сірчана і азотна кислоти на холоду пасивують залізо (як і алюміній, і хром)
Нерозчинний у воді оксид заліза (II) FeO має основні властивості і розчиняється в кислотах, але не в лугах:
Зелений осад гідроксиду заліза (II) Fe (OH) 2 одержують дією лугів на солі заліза (II).
Fe (OH) 2 має основні властивості:
Fe (OH) 2 ¯ + 2NaOH ¹
і легко окислюється киснем повітря до бурого гідроксиду заліза (III), проявляючи відновні властивості:
Червоно-бурий осад гідроксиду заліза (III) Fe (OH) 3 отримують дією лугів на солі заліза (III).
FeCl3 + 3NaOH ® Fe (OH) 3 ¯ + 3NaCl
Гідроксид заліза (III) має амфотерні властивості. Його основні властивості слабше, ніж у Fe (OH) 2. а його кислотні властивості слабше його основних властивостей і проявляються лише в дуже жорстких умови, наприклад, при сплаву.
Fe (OH) 3 ¯ + NaOH ¹ не йде в розчині
У кислому середовищі іони заліза (III) є окислювачами і переходять в іони заліза (II):
У лужному середовищі сплавом з нітратом калію з сполук заліза (III) можуть бути отримані сполуки заліза (III) - солі залізної кислоти - ферати:
Іони заліза (II) і заліза (III) утворюють численні комплексні сполуки з молекулами води, аміаку, іонами Cl-, F-, CN-, SCN- і іншими лігандами:
Інтенсивна криваво-червоне забарвлення роданида заліза (III) Fe (SCN) 3 служить для виявлення іонів заліза (III) в розчині.
Гексаціано (II) феррат калію K4 [Fe (CN) 6] утворює з іонами заліза (III) темно-синій осад берлінської блакиті, що також використовується для виявлення іонів заліза (III) в розчині:
Гексаціано (III) феррат калію K3 [Fe (CN) 6] утворює з іонами заліза (II) темно-синій осад турнбулевой сини, що використовується для виявлення іонів заліза (II) в розчині:
Біологічне значення заліза велике, залізо - складова частина гемоглобіну крові.