Применение и биологическая роль

Fe, Co, Ni – основные металлы современной техники.

Наиболее широко используются углеродистые сплавы железа (стали, чугуны), свойства которых в очень сильной степени зависят как от содержания в них углерода, так и от наличия различных легирующих компонентов (Cr, Mn, Ni, Si, V, Mo, W и др.).

Fe, Co, Ni – широко применяются как катализаторы.

Железо играет весьма активную роль в жизнедеятельности любых организмов, связанную, прежде всего, с процессами обмена и переноса. Оно входит в состав ферментов, катализирующих окислительно-восстановительные процессы, комплексов, служащих для передачи электронов, гемоглобина, являющегося переносчиком кислорода. Велика роль железа в обмене нуклеиновых кислот, синтезе белков, в процессах фотосинтеза и дыхания растений, в других биохимических реакциях.

Для живых организмов кобальт также имеет большое значение, поскольку с его участием связаны процессы образования белков, аминокислот, витаминов, ассимиляция азота растениями, активность ферментов и другие биохимические процессы. Особенно важна роль кобальта как главной составляющей витамина В₁₂, без которого невозможны процессы кроветворения (образование эритроцитов и синтез гемоглобина).

Никель, как и кобальт, - микроэлемент. Его биологические функции изучены в меньшей степени. Известно, что никель стимулирует синтез аминокислот в клетке, ускоряет регенерацию белков плазмы крови, нормализует содержание гемоглобина у больных, а также выполняет ряд других важных функций.

 

d – Элементы VII Б группы

Элементы VIIБ группы – это марганец Mn, технеций Тс, рений Re и борий Bh. Технеций и борий получены искусственным путём, поэтому недостаточно изучены.

Атомный радиус увеличивается от Mn к Тс. У рения, вследствие лантаноидного сжатия, радиус атома практически такой же, как и у технеция.

Строение валентных оболочек атомов элементов этой группы (n – 1) d ⁵ ns ². Эти элементы полные электронные аналоги. Для марганца наиболее характерны степени окисления +2, +4 и +7 (возможны все положительные степени окисления). Для технеция +4 и +7, рений образует устойчивые соединения со степенью окисления +7.

Соединения элементов VIIБ группы проявляют в низших степенях окисления восстановительные свойства, а в высших - окислительные и кислотные.

Реакционная способность простых веществ уменьшается в ряду Mn – Tc – Re.

В комплексных соединениях для марганца наиболее типичны координационные числа 4 и 6, для технеция и рения – 7,8,9. С ростом степени окисления у марганца и у его аналогов тенденция к образованию анионных комплексов возрастает, а катионных падает.

Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом кислая среда способствует образованию катионных комплексов Mn (II), а сильнощелочная среда – анионных комплексов               Mn (VI). В нейтральной среде (и слабокислой и слабощелочной) при окислительно восстановительных процессах, образуются производные              Mn (IV) (чаще всего MnO₂).

Все три металла устойчивы на воздухе в обычных условиях. Устойчивость марганца объясняется образованием на поверхности защитной плёнки Mn₂O₃. По этой же причине марганец устойчив на воздухе при нагревании. С водой в интервале температур от 0 до 100⁰С эти металлы практически не реагируют.

Mn, Tc, Re взаимодействуют со многими реагентами, проявляя степени окисления от +2 до +7. Это взаимодействие усиливается при нагревании и измельчении металлов.

Химическая активность металлов понижается от Mn к Re (марганец в ряду напряжений находится до водорода, а Tc и Re – после него). При комнатной температуре в порошкообразном состоянии они окисляются во влажном воздухе. Металлический Mn в атмосфере сухого воздуха окисляется только с поверхности из­­-за образующейся плотной плёнки оксида. Например:

2Mn + O₂ = 2MnO₂ (до t = 450⁰C); (4Re + 7O₂ = 2Re₂O₇)

C водородом эти металлы не реагируют.

Металлы реагируют с серой, хлором

Mn + S = MnS; Re + 2S = ReS₂;

Mn + Cl₂ = MnCl₂; 2Re + 5Cl₂ = 2ReCl₅.

Металлы реагируют с кислотами, водяным паром:

Mn + H₂SO₄(разб.) =MnSO₄ + H₂↑

Mn + H₂SO₄(конц.) = MnSO₄ + SO₂↑ + H₂O,

3Mn + 8HNO₃ = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO↑

Mn + 2H₂O = Mn(OH)₂ + H₂↑ (t =150⁰C).

 

Оксид марганца (II)

MnO – зелёный кристаллический порошок, полупроводник, его можно получить при прокаливании карбоната марганца в инертной атмосфере.

MnO практически не реагирует с водой и щелочами. Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами, диоксидом кремния:

MnO + 2HCl (разб.) = MnCl₂ + H₂O

MnO + SiO₂ = MnSiO₃ (t = 1100⁰C)

Восстанавливается при нагревании водородом и алюминием до марганца:

MnO + H₂ = Mn + H₂O;                      3MnO + 2Al = 3Mn + Al₂O₃  

Гидроксид марганца (II)

Mn(OH)₂  получают действием щелочей на соли марганца (II):

MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄. (выпадает белый осадок).

Mn(OH)₂, как и  MnO – вещество основного характера, легко растворяется в кислотах; проявляет восстановительные свойства:

Mn(OH)₂ + 2HCl = MnCl₂ + 2H₂O;     Mn(OH)₂ + Br₂ = MnO₂↓ + 2HBr

Оксид марганца (IV)

MnO₂ – это чёрно-бурое твёрдое устойчивое нерастворимое в воде вещество. Он легко получается при окислении низших и при восстановлении высших оксидов марганца. Соединение амфотерно, но кислотные и основные свойства у него выражены очень слабо.

Является одним из наиболее важных соединений марганца, проявляющих окислительные и восстановительные свойства. Например, в кислой среде MnO₂ – сильный окислитель:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.

В реакциях с более сильными окислителями MnO₂ проявляет восстановительные свойства – переходит в соединения Mn (VI) или Mn(VII), например:

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

3MnO₂ + KClO₃ + 6KOH (сплавление) = 2K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O.

Гидроксид марганца (IV) – Mn (OH)₄

Гидроксид Mn(OH)₄ в свободном виде не выделен, в растворе проявляет амфотерные свойства. При взаимодействии с кислотами образует очень нестойкие соли, при попытке их выделить – они разлагаются. Например:

MnCl₄ = MnCl₂ + Cl₂     или  Mn(SO₄)₂ = MnSO₄ + SO₂ + O₂.

При взаимодействии со щелочами образуются манганаты (соли марганцовистой кислоты Н₂MnO₄), например:

Mn(OH)₄ + 2NaOH = Na₂ MnO₄ + 4H₂O.

 

Соединения марганца (VI)

Манганаты и их растворы окрашены в зелёный цвет (цвет манганат-иона MnO₄^2-). Сама кислота может существовать только в водных растворах, она не устойчива и распадается согласно уравнению:

3H₂MnO₄ = MnO₂↓ + 2HMnO₄ + 2H₂O.

Под влиянием кислоты или воды разлагаются и соли марганцовистой кислоты:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = MnO₂↓ + 2KMnO₄ + 4KOH.

Сильные окислители окисляют манганаты в перманганаты – соли марганцовой кислоты HMnO₄. Например:

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl.

 

Гидроксид марганца (VII) и марганцовый ангидрид Mn ₂ O ₇

Марганцовая кислота HMnO₄ является сильной кислотой, но существует только в водном растворе (в свободном состоянии она не выделена). Растворы перманганатов окрашены в малиново-фиолетовый цвет (цвет перманганат-иона MnO₄^1-).

При прокаливании перманганаты разлагаются с образованием кислорода, манганата и диоксида марганца, например:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂. (в лаборатории так получают чистый кислород)

Перманганат калия, как и другие производные Mn (VII) являются сильными окислителями. В качестве примера приведём реакции с участием перманганата калия, протекающие в различных средах:

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O;

2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH;

2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Эти примеры показывают, что продукты восстановления Mn (VII) зависят от кислотности среды.

При действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия образуется марганцовый ангидрид Mn₂O₇:

2KMnO₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Mn₂O₇ + H₂O.

Mn₂O₇ – тяжелая маслообразная жидкость зеленовато-бурого цвета; при нагревании разлагается со взрывом на диоксид марганца и кислород:

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂↑.

При взаимодействии Mn₂O₇ с водой образуется марганцовая кислота:

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄.