Расчетные задания по НХ для химиков / РЗ 14 Хром и марганец. Хром и марганец
Марганец и хром. Химико-токсикологический анализ. — КиберПедия
СОЕДИНЕНИЯ МАРГАНЦА
Применение и токсичность соединений марганца. Соединения марганца относятся к веществам, которые в ряде случаев являются причиной отравлений. Эти соединения применяются в технике и медицине. Оксид марганца (IV), так называемый пиролюзит, находится в природе. Он является полезным ископаемым, применяемым для получения металлического марганца и его солей. При перемалывании пиролюзита на мельницах образуется пыль, которая через легкие может проникать в организм людей и вызывать отравления. Оксид марганца (IV) используется как добавка к некоторым видам сталей, для обесцвечивания стекломассы, при изготовлении линолеума и некоторых лаков. В технике применяются некоторые соли марганца для изготовления красок. Перманганат калия является окислителем. Он применяется в медицине как дезинфицирующее средство. Отмечены случаи применения перманганата калия для криминальных абортов. Некоторые соли марганца применяются в химических лабораториях как реактивы. Марганец в незначительных количествах содержится в клетках и тканях организма.
Соединения марганца относятся к числу сильных протоплаз-матических ядов. Они действуют на центральную нервную систему, вызывая в ней органические изменения, поражают почки, легкие, органы кровообращения и т. д. При использовании концентрированных растворов перманганата калия для полоскания горла может наступить отек слизистых оболочек рта и глотки.
Прием внутрь концентрированных растворов соединений марганца может быть причиной перфорации желудка. Соединения марганца могут вызвать отек голосовых связок и т. д. При попадании концентрированных растворов соединений марганца в матку, влагалище, мочевой пузырь может появиться угроза перитонита.
Соединения марганца накапливаются в печени. Они выделяются из организма через пищевой канал и с мочой. При патолого-анатомическом вскрытии трупов лиц, умерших в результате отравления соединениями марганца, отмечаются ожоги слизистых оболочек в различных участках пищевого канала, напоминающие ожоги, вызванные едкими щелочами. Обнаруживаются дегенеративные изменения в некоторых паренхиматозных органах.
Исследование минерализатов на наличие соединений марганца
Ионы марганца, содержащиеся в минерализатах, определяют при помощи реакций с периодатом калия и персульфатом аммония. После окисления ионов марганца этими реактивами образуются перманганат-ионы, имеющие фиолетовую окраску. Обе реакции являются специфичными для обнаружения ионов марганца, так как катионы других металлов при окислении указанными реактивами не дают фиолетовой окраски.
Реакция с периодатом калия КIO4. При взаимодействии ионов марганца с периодатом калия образуется темно-красный осадок. Образование этого осадка происходит главным образом в сильно разбавленных растворах соединений марганца. В присутствии фосфатов не образуется этот осадок, а происходит окисление ионов марганца Mn 2+ до MnO4- :
2Mn2+ + 5KIO4 + 3h3O → 2 MnO4- + 5KIO3 + 6H+
Выполнение реакции. В пробирку вносят 1 мл минерализата, 4 мл воды, 1 мл насыщенного раствора дигидрофосфата натрия и 0,2 г периодата калия. После нагревания пробирки на кипящей водяной бане в течение 20 мин при наличии ионов марганца в минерализате раствор приобретает красно-фиолетовую или розовую окраску. Предел обнаружения: 0,1 мкг марганца в 1 мл. Граница обнаружения: 0,02 мг марганца в 100 г биол. м-ла.
Реакция с персульфатом аммония. В зависимости от условий выполнения реакции персульфат аммония может окислять ионы марганца с образованием различных соединений. При кипячении в кислой среде без катализаторов персульфат аммония окисляет ионы марганца до марганцовистой кислоты Н2MnO4:
Mn2+ + 2S2O8 2- + 4h3O → h3MnO4 + 4SO4 2- + 6H+
В щелочной среде без катализаторов персульфат аммония окисляет ионы марганца до MnО2:
Mn2+ + S2O8 2- + 4OH- → MnO2 + 2SO4 2- + 2h3O
В присутствии катализаторов (соли серебра или смесь 0,1 н. растворов нитратов кобальта, никеля и ртути) персульфат аммония окисляет ионы марганца до перманганат-ионов MnO4-:
2Mn2+ + 5S2O8 2- + 8h3O → 2MnO4- + IOSO4 2- + 16H+
Ионы железа (III), которые могут быть в минерализатах в больших количествах, затрудняют распознавание окраски перманганатионов. Для маскировки ионов железа прибавляют фосфаты, которые с ионами железа образуют бесцветный комплекс [Fe(РО 4 ) 2 ] 3-.
Реакции окисления ионов марганца персульфатом мешают восстановители, обесцвечивающие перманганат-ионы, а также хлориды, бромиды и другие ионы, которые осаждают ионы серебра, являющиеся катализатором.
На протекание реакции персульфата с ионами марганца влияет рН среды. Эта реакция хорошо протекает в 3 н. кислоте. При недостаточной кислотности образуется темно-бурый осадок марганцовистой кислоты Н 2 MnO 4, а при большом избытке кислоты может происходить восстановление перманганат-ионов персульфатом:
2MnO4- + 5S2O8 2- + 2h3O → 2 Mn2+ + 10SO4 2- +5O2 + 4H+
Выполнение реакции. В пробирку вносят 1 мл минерализата, 4 мл воды, 1 мл насыщенного раствора дигидрофосфата натрия. Смесь нагревают на кипящей водяной бане в течение 5—6 мин. К горячему раствору прибавляют 1 каплю 10%-го раствора нитрата серебра и 0,5 г персульфата аммония. Смесь енова нагревают в течение нескольких минут (до разложения избытка персульфата). При наличии ионов марганца в минерализате появляется красно-фиолетовая или розовая окраска. Предел обнаружения: 0,1 мкг марганца в 1 мл. Граница обнаружения: 0,1 мг марганца в 100 г биол. м-ла.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА
Применение и токсичность соединений хрома. Соединения хрома широко используются в различных отраслях народного хозяйства. Они применяются в кожевенной и текстильной промышленностях, используются для хромирования металлических изделий, для производства спичек, красок, кино- и фотопленок. В химической промышленности соединения хрома применяются как окислители. Ряд соединений хрома применяется в химических лабораториях в качестве реактивов. Ввиду токсичности соединений хрома они не применяются в медицине.
Из соединений хрома, применяемых в различных отраслях народного хозяйства, наиболее ядовитыми являются хроматы и дихроматы. Причем дихроматы более ядовиты, чем хроматы. Хроматы и дихроматы оказывают раздражающее и прижигающее действие на кожу и слизистые оболочки, вызывая изъязвления. Под влиянием хроматов и дихроматов может наступить гемолиз и образуется метгемоглобин. После поступления соединений хрома в организм через пищевой канал может наступать припухлость, а затем ожоги слизистых оболочек рта, пищевода и желудка. Пораженные соединениями хрома участки пищевого канала приобретают желтую окраску. При отравлении соединениями хрома могут наступить понос и кровавая рвота. Иногда рвотные массы имеют желтую или зеленую окраску. При поступлении в организм больших количеств пыли, содержащей соединения хрома, развивается пневмония.
При острых отравлениях соединениями хрома они накапливаются в печени, почках и эндокринных железах. Соединения хрома выводятся из организма в основном через почки. В связи с этим при отравлении указанными соединениями поражаются почки и слизистые оболочки мочевыводящих путей.
Исследование минерализатов на наличие хрома
После разрушения биол. м-ла серной и азотной кислотами в полученном минерализате хром в основном находится в трехвалентном состоянии. Для обнаружения хрома в минерализатах применяют реакцию образования надхромовой кислоты и реакцию с дифенилкарбазидом.
Реакция образования надхромовой кислоты. Ионы хрома Cr 3+ окисляют при помощи персульфата аммония в присутствии катализатора (соли серебра) до дихромат-ионов. После прибавления пероксида водорода к дихромату образуется надхромовая кислота, имеющая голубую или сине-голубую окраску. Этой кислоте приписывают несколько формул: Н2CrO6, Н3CrO8, Н7CrO10 и др.
Образование надхромовой кислоты можно представить следующими уравнениями:
Cr2O7 2- + 4h3O2 + 2H+ → 2HCrO6 + 3h3O
Cr2O7 2- + 7h3O2 + 2H+ → 2h4CrO8 + 5h3O
Чувствительность реакции образования надхромовой кислоты понижается в присутствии солей железа (III) и сурьмы (III), для маскировки которых прибавляют фосфаты. Надхромовая кислота быстро разлагается в водных растворах. Поэтому из водных растворов ее экстрагируют органическими растворителями (этиловый эфир, этилацетат, амиловый спирт и др.), в которых надхромовая кислота более устойчива, чем в воде.
Выполнение реакции. В пробирку вносят 5 мл минерализата, по каплям прибавляют 30%-й раствор гидроксида натрия до рН = 7. Затем в пробирку вносят еще 1 мл минерализата и содержимое пробирки взбалтывают. После этого в пробирку вносят 1—2 капли 10 %-го раствора нитрата серебра, 0,5 г персульфата аммония и нагревают на кипящей водяной бане в течение 20 мин. Затем пробирку с содержимым охлаждают в ледяной воде в течение 10—15 мин. К охлажденной жидкости добавляют 1 мл насыщенного раствора дигидрофосфата натрия и проверяют рН среды. При необходимости жидкость доводят до рН=1,5—1,7. После этого в пробирку вносят уксусно-этиловый эфир, толщина слоя которого должна быть около 0,5—0,6 см, и 2—3 капли 25 %-го раствора пероксида водорода. Содержимое пробирки энергично взбалтывают. При наличии ионов хрома Cr 3+ в мине-рализате слой органического растворителя приобретает окраску (от голубой до синей). Предел обнаружения: 2 мкг хрома в 1 мл. Граница обнаружения: 0,2 мг хрома в 100 г биол. м-ла.
Реакция с дифенилкарбазидом. При выполнении этой реакции ионы хрома, находящиеся в минерализате, окисляют персульфатом аммония в присутствии катализатора (ионы серебра) до дихромат-ионов. Чувствительность этой реакции понижают ионы железа (III), сурьмы (III) и др. Для маскировки мешающих ионов прибавляют фосфаты.
Образовавшиеся дихромат-ионы реагируют с дифенилкарбазидом. Вначале дихромат-ионы окисляют дифенилкарбазид (I) до дифенилкарбазона (II), который не имеет окраски. При дальнейшем окислении образуется дифенилкарбадиазон (III), имеющий светло-желтую окраску:
При этой реакции дихромат-ионы восстанавливаются до двухвалентного хрома Cr 2+, но не до Cr 3+. Ионы Cr 2+ с енольной формой дифенилкарбазона (IV) дают внутрикомплексную соль (V), имеющую красно-фиолетовую окраску:
Выполнение реакции. В пробирку вносят 1 мл минерализата, к которому прибавляют 4 мл воды, 1 каплю 10 %-го раствора нитрата серебра и 0,5 г персульфата аммония. Пробирку со смесью нагревают на кипящей водяной бане в течение 20 мин, а затем в нее вносят 1 мл насыщенного раствора дигидрофосфата натрия и по каплям добавляют 5 %-й раствор гидроксида натрия до рН=1,5—1,7. После доведения жидкости до указанного рН к ней добавляют 1 мл 0,25 %-го раствора дифенилкарбазида в смеси этилового спирта и ацетона (1:1) и взбалтывают содержимое пробирки. При наличии ионов хрома в минерализате раствор приобретает розовую или красно-фиолетовую окраску. Предел обнаружения: 0,002 мкг хрома в 1 мл. Граница обнаружения: 0,1 мг хрома в 100 г биол. м-ла.
Обнаружение хромат-ионов в присутствии перманганат-ионов. Обнаружению хромат-ионов при помощи реакции с дифенилкарбазидом мешают перманганат-ионы, имеющие собственную окраску. Поэтому перед выполнением реакции на хромат-ионы с дифенилкарбазидом восстанавливают перманганат-ионы при помощи азида натрия NaN3, который представляет собой соль азотистоводородной кислоты Η—Ν=Ν≡Ν. Хромат-ионы с азидом натрия практически не реагируют. Несколько кристалликов азида натрия достаточно для быстрого восстановления перманганат-ионов.
Выполнение реакции. В углубление на капельной пластинке вносят каплю исследуемого раствора, прибавляют каплю конц. серной кислоты и несколько кристалликов азида натрия. Смесь перемешивают стеклянной палочкой до исчезновения окраски перманганат-ионов. Затем прибавляют каплю 1 %-го спиртового раствора дифенилкарбазида. В присутствии хроматов появляется сине-фиолетовая или красная окраска. Предел обнаружения: 0,5 мкг хромат-ионов в пробе.
cyberpedia.su
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Цельработы
Изучение химических свойств хрома и марганца при взаимодействии их с кислотами и щелочами; амфотерных свойств хрома; окислительновосстановительных свойств марганца в разных валентных состояниях.
Краткиетеоретическиесведения
Электронная конфигурация валентного уровня атомов хрома и марганца определяет переменную валентность в соединениях этих металлов:
Атом элемента | 2452Ñr | 2555Mn |
Распределение валентных электронов | 3d54s1 | 3d54s2 |
по подуровням | ||
Валентность | II, III, VI | II, III, IV, VI, VII |
Плотность, г/см3 | 7,2 | 7,3 |
Твердость по шкале Мооса | 5 | 6–7 |
Температура плавления, °С | 1855 | 1245 |
Цвет в компактном состоянии | Стальной | Светло-серый |
Хром проявляет валентность два, три и шесть, марганец – два, три, четыре, шесть и семь. Наиболее устойчивы соединения трех- и шестивалентного хрома, а также двух-,четырех- и семивалентного марганца.
Хромвнизшейстепениокисления(II) проявляетосновныесвойства, иего соединения – энергичные восстановители, в высшей степени окисления (VI) – кислотные свойства, и, соответственно, соединения характеризуются ярко выраженной окислительной функцией. Трехвалентный хром обладает амфотерными свойствами.
В обычных условиях металлический хром устойчив на воздухе и в воде. Он взаимодействует с соляной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода, а концентрированная серная кислота действует на хром при нагревании с выделением диоксида серы SO2. На воздухе образуются соли хрома (III), а без воздуха (в атмосфере водорода) образуются соли хрома(II):
2Сr + 6HCl = 2CrCl3 + 3h3↑
2Cr + 6h3SO4(конц) t → Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6 h3O
Хром пассивируется кислородом, концентрированной азотной кислотой, царской водкой, состоящей из 3 частей HCl и 1 части HNO3, и концентрированной h3SO4 при комнатной температуре.
Химия. Лаб. практикум | -157- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Краткие теоретические сведения
Широкое применение имеют соли хрома(VI) хроматы и дихроматы (табл. 17.1), между ними существует равновесие, которое может быть сдвинуто в ту или иную сторону в зависимости от среды.
Так, в кислой среде хроматы переходят в дихроматы:
2Na2CrO4 + 2h3SO4 ' Na2Cr2O7 + 2NaHSO4 + h3O
Дихроматынеустойчивывщелочнойсредеилегкопереходятвхроматы:
Na2Cr2O7 + 2NaOH' 2Na2CrO4 + h3О
В очень разбавленных водных растворах дихромат-анионнаходится в равновесии с анионом HCrO4− :
Cr2O72− +h3O' 2HCrO4−
Тригидрат окиси хрома, Cr(OH)3 получают в виде студнеобразного зеленого осадка при обработке солей трехвалентного хрома раствором гидроксидов натрия, калия или аммония в интервале ph5,8–8,5и другими методами. Гидроокись хрома (III) амфотерна, плохо растворима в воде, хорошо растворим в щелочах и кислотах с образованием солей.
Cr+3 + 3OH– ' Cr(OH)3 ' h4CrO3 ' 3H+ + CrO33−
| Основные свойства |
| Кислотные свойства | ||
|
|
|
| Таблица 17.1 | |
|
|
|
|
| |
Степени | Свойства оксидов | Оксиды | Гидроксиды | Соли | |
окисления хрома | и гидроксидов | ||||
Cr2+ | Основные | CrO | Cr(OH)2 | CrCl2, CrSO4 | |
|
| черный | желто-коричневый | темный | |
|
|
| Cr(OH)3 | Cr2(SO4)3 | |
Cr3+ | Амфотерные | Cr2O3 | серо-синий | серо-голубой | |
HCrO2 | KCrO2 | ||||
|
| зеленый | хромистая кислота | хромиты | |
|
|
| сине-фиолетовый | изумрудно-зеленый | |
|
|
| h3CrO4 | K2CrO4 | |
|
| CrO3 | хромовая кислота | хроматы | |
Cr6+ |
| желтый | желтый | ||
Кислотные | темно- | ||||
K2Cr2O7, CaCr2O7 | |||||
|
| красный | h3Cr2O7 | ||
|
| двухромовая кислота | дихроматы | ||
|
|
| оранжевый | оранжевый | |
В избытке гидроксидов щелочных металлов гидроокись хрома переходит в растворимые хромиты M[Cr(OH)4] или M3[Cr(OH)6] в зависимости от
Химия. Лаб. практикум | -158- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Краткие теоретические сведения
соотношения реагнтов. При растворении Cr(OH)3 в кислотах образуютсясоли хрома (III) и вода.
Химические свойства марганца в значительной степени зависят от его чистоты, поскольку даже малые количества примесей существенно меняют его реакционную способность. При обычной температуре в атмосфере сухого воздуха металлический марганец окисляется только с поверхности. При высокой температуре марганец горит на воздухе и тем более в кислороде, образуя оксиды, состав которых зависит от температуры:
Mn + 1/2O2 = MnO + 96,5 ккал, | 2Mn + 3/2O2 = Mn2O3 + 233 ккал, |
Mn + O2 = MnO2 + 125,5 ккал, | 3Mn + 2O2 = Mn3O4 + 345 ккал. |
+ |
|
Если марганец обрабатывать при нагревании разбавленными кислотами (HCl, h3SO4), то получаются соответствующие соли марганца (II) и выделяется водород. Концентрированная серная кислота, медленно на холоде и быстро при нагревании, растворяет марганец:
Mn + 2h3SO4 = MnSO4 + SO2↑ + 2h3O
Концентрированная азотная кислота восстанавливается марганцем до оксидов азота. Концентрированные растворы щелочей NaOH, KOH не взаимодействуют с марганцем.
Известно относительно мало соединений трех-,четырех-,шести- и семивалентного марганца и очень много соединений, в которых марганец двухвалентен.
Соединения марганца (II) и в меньшей степени марганца (III) проявляют восстановительные свойства, а соединения марганца(VI) и (VII) имеют окислительные свойства.
Реакции окисления-восстановленияс участиемперманганат-иона
MnO4– зависят от среды, в которой марганец изменяет степень окисления от
Mn7+ до Mn2+, Mn4+ и Mn6+:
в кислой среде | MnO 4− | + 5ē + 8H+ → |
| Mn2+ + 4h3O |
| pH < 7 |
|
| бесцветный |
в нейтральной среде | MnO 4− | + 3ē + 2h3O | → | Mn4+O2 + 4OH– |
| pH = 7 |
|
| коричневый |
в щелочной среде | MnO 4− | + ē | → | Mn6+O42− |
| pH > 7 |
|
| зеленый |
Переход марганца из одного валентного состояния в другое сопровождается изменением цвета его соединений (в порядке возрастания валентности): бесцветный, розовый, красный, коричневый, черный, зеленый, фиолетовый. За эту гамму цветов марганец называют «химическим хамелеоном»:
7+ | 6+ |
2Mn O4− + 2OH– = 2Mn O42− + h3O + 1/2O2 | |
|
|
Химия. Лаб. практикум | -159- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Краткие теоретические сведения
фиолетовый | зеленый |
|
6+ | 7+ | 4+ |
2Mn O42− + 4H+ = | Mn O4− + | Mn O4− + 2h3O |
зеленый | фиолетовый | коричневый |
Следующая реакция является примером реакций самоокисления-
самовосстановления (диспропорционирования):
6+ | 7+ | 4+ |
|
3K2 Mn O4 + 2h3SO4 = 2K Mn O4 | + MnO2 | + 2K2SO4 + 2h3O | |
манганат калия | перманганат калия |
| |
Mn6+ – ē→ Mn7+Mn6+ – восстановитель, |
| ||
Mn6+ + 2ē→ Mn4+ | Mn6+ – окислитель. |
| |
Хром и марганец – тугоплавкие металлы, парамагнитные, они находят широкое применение при изготовлении различных сплавов. Хромистые стали имеют высокую твердость и стойкость к действию различных химических реагентов.
Благодаря устойчивости по отношению к агрессивным атмосферным воздействиям и многочисленным химическим реагентам металлический хром применяют в качестве защитного антикоррозионного покрытия металлов (хромирование), которое осуществляется методом электролиза. Металлический хром не токсичен.
Соли марганца не токсичны и находят широкое применение. Например, сульфат марганца MnSO4 применяется в сельском хозяйстве в качестве микроудобрения, а перманганат KMnO4 используется в медицине как дезинфицирующее средство.
Экспериментальнаячасть
Опыт 1 Получениеоксидахрома(III)
Разложение дихромата аммония. Тщательно разотрите в ступке несколько кристаллов дихромата аммония (Nh5)2Cr2O7 и насыпьте порошок в цилиндрическую пробирку на 1/5 ее объема. Пробирку закрепите вертикально в штативе и нагрейте соль на пламени горелки. Как только начнется реакция, горелку уберите. Отметьте внешний эффект реакции и изменение цвета порошка. Напишите уравнение реакции, учитывая, что кроме оксида хрома (III) Cr2O3 получаются молекулярный азот и вода. Укажите окислитель и восстановитель в этом процессе.
Опыт 2 Получениетригидроксидахромаиизучениеегосвойств
Получите в двух пробирках тригидроксид хрома взаимодействием растворов соответствующей соли хрома и гидроксида натрия. Отметьте цвет
Химия. Лаб. практикум | -160- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Экспериментальная часть
и форму поликристаллов осадка. В одну из пробирок добавьте избыток раствора гидроксида натрия, в другую – несколько капель раствора кислоты. Что происходит с осадком? Какие растворимые вещества получились в каждом случае? Напишите в ионной и молекулярной формах уравнения всех реакций. Назовите полученные в растворе соли.
Опыт 3 Условиясуществованияврастворехроматовидихроматов
А. Превращение хроматов в дихроматы. В пробирку прилейте4-5ка-
пель раствора хромата калия K2CrO4. Отметье цвет раствора хромата калия, характерный для ионовCrO24− . Прибавьте несколько капель раствора серной
кислоты. Происходит изменение цвета раствора, обусловленное появлением ионов Cr2O72−. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной фор-
мах, учитывая, что процесс обратим.
Б. Превращение дихроматов в хроматы. Обратимость процесса, исследо-
ванного в предыдущем опыте, определится смещением ионного равновесия в системе при добавлении кислоты и при добавлении щелочи. Какую среду следу-
ет создать в растворе, чтобы произошло превращение ионов Cr2O72− в ионыCrO24− ? Напишитеуравнениереакциипереходадихроматакалиявхромат.
Опыт 4
Окислительныесвойствасоединенийхрома(VI). Окислениейодидакалия
В пробирку внесите 6-7капель 1 н. раствора дихромата калия,2-3капли 0,5 н. раствора серной кислоты и3-4капли йодида калия. Напишите уравнение реакции. Укажите, каким реактивом можно обнаружить присутствие свободного йода.
Йод маскирует окраску полученного соединения хрома. Чтобы йод удалить, перелейте раствор в фарфоровую чашку и, поставив ее на асбестовую сетку, нагрейте маленьким пламенем горелки. Каким стал цвет раствора после удаления йода? Какой ион хрома его обуславливает?
Опыт 5 Дигидроксидмарганца, егополучениеисвойства
В три пробирки внесите по 3–5капель 2 н. растворакакой-либосоли марганца (II) и по3-4капли 2 н. раствора щелочи. Отметьте цвет осадка в первый момент. В одной пробирке перемешайте раствор стеклянной палочкой и оставьте на некоторое время. В две другие пробирки к осадку добавьте: в первую2–4капли 2 н. раствора соляной кислоты, во вторую – такое же количество 2 н. раствора щелочи. Что наблюдается в каждом случае?
Химия. Лаб. практикум | -161- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Экспериментальная часть
Какие свойства (основные, кислотные или амфотерные) проявляет дигидроксид марганца? Как изменился цвет осадка в первой пробирке? Напишите уравнения реакций: а) получения дигидроксида марганца; б) взаимодействия его с кислотой; в) окисления дигидроксида марганца до тетрагидроксида кислородом воздуха с участием воды.
Опыт 6 Получениесульфидамарганцаиегоокислениенавоздухе
Внесите в пробирку 3–5капель 1 н. раствора соли марганца (II) и столько же 1 н. раствора сульфида аммония или натрия. При этом выпадает осадок сульфида марганцателесно-розовогоцвета, который при перемешивании стеклянной палочкой приобретает бурую окраску, вследствие окисления кислородом воздуха. Напишите уравнение реакции, учитывая, что получаются тетрагидроксид марганца и свободная сера. Реакция протекает с участием воды.
Опыт 7 Восстановительныесвойствасоединениймарганца(II)
Взаимодействие с пероксидом водорода в щелочной среде. К 3–5 ка-
пелям 1 н. раствора соли марганца (II) добавьте 2–3капли раствора (1 н.) щелочи и3-4капли 10%-гораствора пероксида водорода. Смесь нагрейте до прекращения выделения кислорода вследствие полного разложения избытка пероксида водорода. Наблюдайте образование осадка h3MnO3. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде, составив схему перехода электронов.
Опыт 8 Окислительныеивосстановительныесвойствадиоксидамарганца
Окислительные свойства диоксида марганца. В коническую пробирку внесите 1-2 микрошпателя диоксида марганца и 5–10 капель 2 н. раствора серной кислоты. К смеси добавьте 2-4 микрошпателя соли сульфата железа (II) и 8–10 капель воды. Закрыв пробирку пробкой, осторожно встряхните ее до растворения двуокиси марганца. В полученный раствор внесите одну каплю гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]. Присутствие какого иона обусловлевает окраску раствора? Напишите уравнение реакции окисления сульфата железа (II) диоксидом марганца.
Опыт 9 Окислительныесвойстваперманганатакалия
А. Восстановление перманганата калия йодидом калия в кислой, ней-
тральной и щелочной среде. В трех пробирках приготовьте 0,5 н. растворы
Химия. Лаб. практикум | -162- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Экспериментальная часть
перманганата калия: подкисленный серной кислотой, нейтральный и щелочной. В каждую пробирку добавьте по 2–5капель 0,1 н. раствора йодида калия. Раствор во второй пробирке подогрейте. Наблюдайте изменения, происходящие в каждой пробирке. Какое вещество выпало в осадок во второй пробирке? Какое вещество окрасило раствор в зеленый цвет в третьей пробирке? Напишите уравнение реакций в молекулярном и ионном виде для каждого случая, считая, что в щелочной среде йодид калия KI полностью переходит в йодат KIO3.
Б. Окисление перманганатом калия сульфата марганца. К раствору пер-
манганата калия (3–5капель) добавьте столько же раствора соли марганца (II). Отметьте обесцвечивание раствора и образование бурого осадка. Какова степень окисления марганца в его соединении, полученном при восстановлении марганца (VII) в нейтральной среде?
Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку. По изменению окраски индикатора определите среду в полученном растворе? Напишите уравнение в молекулярном и ионном виде, учитывая, что вреакции участвует вода.
Примерырешениятиповыхзадач
П р и м е р 1. На гидроксид хрома (III) подействовали избытком раствора серной кислоты и гидроксида натрия. Какие соединения хрома образуются в каждом из этих случаев? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
Р е ш е н и е. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 обладает амфотерными свойствами и поэтому взаимодействует как с кислотами, так и с основаниями:
2Cr(OH)3 + 3h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 6h3O 2Cr(OH)3 + 6H+ = 2Cr3+ + 6h3O Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–
или
HCrO2 + NaOH = NaCrO2 + h3O
HCrO2 + OH– =CrO−2 + h3O
П р и м е р 2. Через подкисленный серной кислотой раствор дихромата калия K2Cr2O7 пропустили газообразный сероводород h3S. Спустя некоторое время оранжевая окраска раствора перешла всеро-голубуюи одновременно жидкость стала мутной. Составьте молекулярное и электронные уравнения происходящих реакций, учитывая минимальное окисление серы в сероводороде.
Химия. Лаб. практикум | -163- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Примеры решения типовых задач
Р е ш е н и е. Оранжевая окраска исходного раствора обусловлена ионами дихромата Cr2O72−, асеро-голубойцвет после пропускания сероводоро-
да дают ионы Cr3+, т. е. происходит восстановление Cr6+ до Сr3+. В молекуле h3S степень окисления серы равнаS2–.Минимальное окисление серы означает, что она отдает минимальное число электронов и приобретает степень окисления равной нулю. Помутнение раствора вызывает сера, которая выпадает в осадок:
K2Cr2O7 + 4h3SO4 + 3h3S = Cr2(SO4)3 + 3S↓ + K2SO4 + 7h3O Cr6+ + 3ē→ Cr3+ – восстановление,
S2– – 2ē→ S0 – окисление.
П р и м е р 3. Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях? Составьте формулы оксидов марганца, отвечающих этим степеням окисления. Как изменяютсякислотно-основныесвойства оксидов при переходе от низшей степени окисления к высшей? Составьте уравнения реакций взаимодействия оксида марганца (II) с серной кислотой и оксида марганца (VII) с гидроксидом калия.
Р е ш е н и е. В соединениях марганец проявляет пять степеней окис-
ления: Mn2+ – (MnO), Mn3+ – (Mn2O3), Mn4+ – (MnO2), Mn6+ – (MnO3), Mn7+ –
(Mn2O7). Оксиды MnO и Mn2O3 проявляют основные свойства, MnO2 – амфотерен, а MnO3 и Mn2O7 обладают кислотными свойствами.
Уравнения реакций задачи:
MnO + h3SO4 = MnSO4 + h3O
Mn2O7 + 2KOH = 2KMnO4 + h3O
Контрольныевопросыизадачи
1.Какими окислительно-восстановительнымисвойствами обладают гидроксиды хрома в степени окисления +2, +3, +6? Напишите молекулярные
иионные уравнения их диссоциации.
2.Напишите в ионной и молекулярной форме уравнения растворения тригидроксида хрома в соляной кислоте и в растворе гидроксида натрия. Какие химические свойства проявляет тригидроксид хрома?
3.Определите степень окисления хрома в следующих соединениях:
FeCrO4; CaCr2O7; Cr2O3; CrO; Fe(CrO2)2; K2Cr2O7; CrCl3.
4.Напишите уравнения реакций получения: а) дихромата калия из хромата калия; б) дихромата калия из трихлорида хрома; в) дихромата калия из хромита калия; г) хромита натрия из хромата натрия; д) хромита натрия из дихромата натрия; е) хромита натрия из сульфата хрома (III).
5.Составьте полные уравнения реакций для следующих окислитель- но-восстановительныхпроцессов:
Химия. Лаб. практикум | -164- |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Контрольные вопросы и задачи
а) K2Cr2O7 + K2S + h3SO4 →
б) Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH→
в) CrCl3 + Na2O2 + NaOH→
6.Напишите формулы оксидов и гидроксидов марганца, проявляющих основные, амфотерные, кислотные свойства. Чем объяснить различие в их свойствах?
7.Напишите уравнения реакций получения из сульфата марганца (II) дигидроксида марганца, диоксида марганца, перманганата калия.
8.Как из перманганата калия получить манганат калия, диоксид марганца, сульфат марганца (II)? Напишите уравнения реакций.
9.Какое соединение марганца (IV) наиболее устойчиво? Напишите формулу и уравнения реакций, в которых это соединение является восстановителем и окислителем.
10.К водному раствору сульфата марганца (II) добавлены гидроксид натрия, сероводородная вода, сульфид натрия, перманганат калия. Как протекают реакции в каждом отдельном случае? Напишите соответствующие уравнения.
Химия. Лаб. практикум | -165- |
studfiles.net
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА И МАРГАНЦА - PDF
ЗАДАНИЕ 3. Примеры решения задач
ЗАДАНИЕ 3 Примеры решения задач Пример 1. В четырех пробирках без надписей находятся растворы следующих веществ: сульфата натрия, карбоната натрия, нитрата натрия и йодида натрия. Покажите, с помощью каких
Подготовка к ЕГЭ по химии
Подготовка к ЕГЭ по химии Окислительновосстановительные реакции МБОУ гимназия «Лаборатория Салахова» О.Г. Степаненко Место окислительно восстановительных реакций в КИМ ЕГЭ 2015 года по ХИМИИ 1 Часть1 Строение
1-3 1,2,3, стр.8. 2, стр. 32
Муниципальное образовательное учреждение открытая (сменная) общеобразовательная школа 94 Химия 9 класс Программные вопросы Внимание! Тренировочные работы и задания из учебника выполняются в отдельной тетради
18. Ионные реакции в растворах
18. Ионные реакции в растворах Электролитическая диссоциация. Электролитическая диссоциация это распад молекул в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов. Полнота распада зависит
NaOH Na + + HSO 4. (1 ступень) HSO 4 H + + SO 4
ЗАНЯТИЕ 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической
α>30 % - кислоты: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4, HMnO 4 ;
Министерство образования и науки РФ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Ухтинский государственный технический университет (УГТУ) Химия Реакции ионного обмена
Лабораторные работы по Химии
Лабораторные работы по Химии Содержание Лабораторная работа 1. Ионные реакции в растворах электролитов... 3 Лабораторная работа 2. Общие свойства металлов.... 4 Лабораторная работа 3. Соединения неметаллов
Ответ: Ответ: Ответ:
Единый государственный экзамен ХИМИЯ 1 / 7 Единый государственный экзамен по ХИМИИ Инструкция по выполнению работы Для выполнения экзаменационной работы по химии отводится 3,5 часа (210 минут). Работа
ТРЕНИРОВОЧНЫЙ КИМ
Единый государственный экзамен, 2016 г. ХИМИЯ Тренировочный вариант 1 от 29.08.2015 1 / 11 Единый государственный экзамен по ХИМИИ Инструкция по выполнению работы Экзаменационная работа состоит из двух
Вариант 1. Желаем успеха
Федеральное агентство по рыболовству Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Астраханский государственный технический университет» Разработка
1 Теоретические основы работы
Таким образом, для всех элементов можно найти числа, выражающие весовые количества, в которых элементы соединяются друг с другом. Вначале эти числа получили название «соединительных весов». Дальтон одним
Химия. Пояснительная записка
Химия Пояснительная записка Примерная программа учебного предмета «Химия» на уровне основного общего образования составлена в соответствии с требованиями к результатам основного общего образования, утвержденными
Конкурс по химии. Задания
Конкурс по химии Задания В скобках после номера задачи указаны классы, которым эта задача рекомендуется. Ученикам 8 класса (и младше) предлагается решить 1 3 задачи, ученикам 9 10 классов 2 4 задачи. Можно
Пояснительная записка
Пояснительная записка Рабочая программа по химии для 8 класса составлена на основе Основной образовательной программы МОУСОШ 9 и авторской программы О.С.Габриеляна «Программы курса химии для 8-11 классов
Пояснительная записка
Пояснительная записка Рабочая программа составлена на основе Примерной программы основного общего образования по химии (2006г.). Кроме этого, исходными документами для составления данной рабочей программы
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Министерство образования Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Комсомольский-на-Амуре государственный технический университет» (ГОУВПО КнАГТУ)
Лабораторная работа 8 АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ
42 Лабораторная работа 8 АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ ЦЕЛЬ РАБОТЫ: получить лабораторным способом ацетальдегид и ацетон. Изучить некоторые физические и химические свойства алифатических и ароматических альдегидов,
Задания C5 по химии.
Задания C5 по химии www.ctege.info 1. При сгорании,8 г органического вещества образовалось 3,96 г углекислого газа, 0,4 г азота и 0,54 г воды. Установите молекулярную формулу вещества, если известно, что
ПРОГРАММА ПО ХИМИИ Объем требований
ПРОГРАММА ПО ХИМИИ Объем требований 1. Предмет и задачи химии. Явления химические и физические. Взаимосвязь химии с другими естественными дисциплинами. 2. Основные положения атомно-молекулярного учения.
ХИМИЯ. 8 9 класс ФГОС
ХИМИЯ 8 9 класс ФГОС Основное содержание учебного предмета Первоначальные химические понятия Предмет химии. Тела и вещества. Основные методы познания: наблюдение, измерение, эксперимент. Физические и химические
ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА
ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Рабочая программа составлена основе Федерального компонента государственных образовательных стандартов начального общего, основного общего и среднего (полного) общего образования
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ПО ХИМИИ ДЛЯ КЛАССА 11а
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа 15 имени Н.А.Хардиной городского округа Самара Рассмотрено на заседании МО Протокол от 2014г «Согласовано» Заместитель
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
МОСКОВСКИЙ АВТОМОБИЛЬНО-ДОРОЖНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ (МАДИ) С.Е. МОСЮРОВ, Л.С. САМОЙЛИК МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО КУРСУ ОБЩЕЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ-ИНОСТРАНЦЕВ ПОДГОТОВИТЕЛЬНОГО ФАКУЛЬТЕТА
РЕАКЦИИ В ВОДНЫХ СРЕДАХ
Министерство образования и науки Российской Федерации Санкт-Петербургский государственный архитектурно-строительный университет Факультет инженерно-экономических систем Кафедра химии РЕАКЦИИ В ВОДНЫХ СРЕДАХ
C2 Даны вещества: HBr(р-р), MnO HBr + MnO KOH + SO MnO 2
Химия. 11 класс. Вариант 1 1 Критерии оценивания заданий с развёрнутым ответом C1 Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, используя метод электронного баланса. 1 Составлен электронный
docplayer.ru
Химические свойства соединения хрома и марганца. — МегаЛекции
Опыт 1.
Осторожно нагрейте несколько растёртых кристалликов дихромата аммония. Как только начнётся реакция, прекратите нагревание. Отметьте внешний эффект реакции и изменение цвета содержимого пробирки. Напишите уравнение реакции с учётом того, что кроме Cr2O3 получается вода и молекулярный азот. Укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.
Опыт 2. Получение тригидроксида хрома и изучение его свойств.
В пробирку с раствором сульфата хрома (III) прилейте немного гидроксида натрия до появления осадка. Напишите уравнение реакции с точки зрения диссоциации растворов. Разделите осадок на две части, испытайте его растворимость в соляной кислоте и в избытке гидроксида натрия. Что произошло с осадком? Напишите уравнение соответствующих реакций. Координационное число Cr3+ равно 6. Назовите получившиеся в растворе соли.
Опыт 3. Гидролиз сульфата хрома (III).
В пробирку с нейтральным раствором лакмуса опустите несколько кристаллов соли – сульфата хрома (III) и полностью их растворите. Отметьте изменение окраски раствора лакмуса и напишите уравнение реакции гидролиза соли, объясняющее это изменение, учитывая, что гидролиз идёт только по первой ступени.
Опыт 4. Превращение хроматов в дихроматов и наоборот.
В пробирку возьмите 4 – 5 капель раствора хромата калия. Отметьте цвет раствора. Прибавьте немного серной кислоты. Каков цвет получкнного раствора дихромата калия K2Cr2O7? К полученному дихромату прибавьте щёлочи. Изменился ли цвет раствора? Напишите уравнение реакций перехода хромата в дихромат с т.зр. диссоциации. Чем объясняется взаимный переход этих солей? При каких значениях рН хроматы переходят в дихроматы и наоборот?
Опыт 5. Окислительные свойства дихроматов.
a) В пробирку возьмите немного дихромата калия. Прибавьте серной кислоты и опустите несколько кристалликов сульфита натрия. Как изменился цвет раствора? Напишите уравнение реакций с т.зр. окисления – восстановления.
b) К раствору дихромата калия (1 – 2 мл) прибавьте 2 – 3 капли конц. соляной кислоты (пл. 1,19 г/см). Пробирку закрепите наклонно в штативе и осторожно нагрейте маленьким пламенем на спиртовке до перехода оранжевой окраски раствора в зелёную. Какой газ Выделяется? Какое получено соединение хрома? Напишите уравнение происходящей реакции с точки зрения окисления – восстановления.
Перманганаты – сильные окислители, при чём в зависимости от рН среды: марганец меняет окислительное число
При рН >7 Мn+7→Mn+2
При рН ≈7 Мn+7→ Mn+4
При рН <7 Мn+7→ Mn+6
Опыт 6. Получение гидроксида марганца (II) и его свойства.
К 2 – 3 мл сульфата марганца (II) прилейте гидроксида натрия. Обратите внимание на цвет осадка в первый момент. Напишите уравнение реакции. Оставьте осадок стоять в штативе на несколько минут. Что с ним происходти? Напишите превращение дигидроксида марганца на воздухе в оксид гидроксид Mn(IV).
Опыт 7. Восстановительные свойства соединений марганца (II).
К раствору марганца (II) добавте ратвора щелочи и несколько капель пероксида водорода (10% - го). Осторожно нагрейте смесь до полного разложения избытка пероксида. Наблюдайте образование осадка h3MnO3. Напишите уравнение реакции с т.зр.ок – восстановления.
Опыт 8. Разложение перманганата калия.
Несколько кристалликов перманганата калия положите в пробирку и укрепите её горизонтально в штативе. Нагрейте осторожно перманганат калия на спиртовке. Проверьте, какой газ выделяется, поднося к отверстию пробирки тлеющую лучинку. Напишите уравнение реакции с точки зрения окисления ‑ восстановления. Укажите окислитель и восстановитель. К охлаждённому содержимому пробирки прилейте 2 мл воды. Зелёная окраска раствора указывает на присутствие иона, а осадок – на диоксид марганца.
Опыт 9. Окислительные свойства перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочных средах или при различных значениях pH.
В три пробирки прилейте по несколько капель перманганата калия. В первую добавьте раствора серной кислоты, во вторую ‑ столько же воды, а в третью – раствора щелочи. Во все три пробирки добавьте сульфита натрия. Наблюдайте изменение цвета раствора в каждой пробирке. Напишите уравнения реакций с точки зрения окисления – восстановления, учитывая среду.
Опыт 10 Метод фотоколометрического определения марганца.
В основе метода определения марганца лежит окисление его до вида MnO4 периодатом или персульфатом.
Вычисление марганца персульфатом в присутствии ионов серебра даёт преимущество только при очень малых концентрациях марганца.
Ряд недостатков: меньшая устойчивость раствора, образование пузырьков кислорода на стенках кювет, появлениемути хлорида в пробе вследствие присутствия следов хлор-ионов.
Реактивы:
1. Серебро азотнокислое – 0,1 н раствор.
2. Серная кислота – 25% раствор.
3. Аммоний надсернокислый (персульфат) – 10% раствор (свежий).
4. Основной раствор марганца с содержанием 0,2 мг/мл. Навеску 0,2870 г марганцевокислого калия х.ч. растворяют в мерной колбе на 500 мл и доводят до метки водой.
Рабочий раствор «А» с содержанием марганца 0,02 мг/мл готовят разбавлением основного раствора в 10 раз.
Рабочий раствор «Б» с содержанием 0,002 мг/мл готовят разбавлением раствора «А» в 10 раз.
5. Натрий фосфорнокислый двухзамещённый – 10% раствор.
Построение калибровочного графика
Строят калибровочный график в интервале 0,01 – 0,1 мг/мл.
В ряд мерных колб на 100 мл отбирают микробюреткой 0,5; 1,0; 1,5; 2,0; 2,5; 3,0; 3,5; 4,0; 4,5; 5,0 мл рабочего раствора «Б», что соответствует содержанию марганца 0,01; 0,02; 0,03; 0,04; 0,05; 0,06; 0,07; 0,08; 0,09 и 0,1 мг/л. добавляют 70 – 80 мл воды и реактивов в следующем порядке:
10 мл 25% раствора серной кислоты,
0,5 мл 0,1 н раствора персульфата аммония и
1мл 10% раствора двухзамещённого фосфорнокислого натрия.
После введения каждого реактива содержимое колб перемешивают, нагревают на кипящей водяной бане 20 –25 минут, охлаждают и добавляют до метки водой.
Проверяют оптическую плотность на фотоколориметре с зелёным светофильтром (λ = 536 нм) в 50 мм кюветах относительно воды со всеми реактивами, кроме перманганата калия.
Строят калибровочный график, откладывая по оси абсцисс содержание марганца в мг/л, а по оси ординат – оптическую плотность.
Ход анализа
Отбирают аликвоту предварительно подготовленной пробы в стакан из термоустойчивого стекла, разбавляют водой до 70 – 80 мл и добавляют реактивы в следующем порядке:
5 мл 25% раствора серной кислоты,
0,5 мл 0,1 н раствора азотнокислого серебра,
1 мл 10% раствора персульфата аммония и
1 мл 10% раствора двухзамещённого фосфорнокислого натрия.
После введения каждого реактива содержимое стакана перемешивают.
Пробу кипятят 1,5 – 2 минуты (но не больше), охлаждают, количественно переносят в мерную колбу на 100 мл и доводят до метки водой.
Измеряют оптическую плотность на фотоколориметре с зелёным светофильтром (λ = 536 нм) в 50 мм кюветах относительно воды со всеми реактивами.
Содержание марганца находят по калибровочному графику и формуле:
, где
С – содержание железа, найденное по калибровочному графику, мг/л;
100 – объём, до которого разбавлена исходная проба, мл;
Vпр – объём исходной пробы, мл.
VII. Рекомендации по планированию и проведению эксперимента.
При проведении лабораторных опытов необходимо учитывать амфотерные свойства гидроксидов.
Гидроксиды d – элементов с низкими валентными состояниями обладают основными свойствами, а с высокими – кислотными.
Гидроксиды со средними значениями валентностей (3-4) – амфотерными, например:
Мn(OH)2 Мn(OH)3 – основные гидроксиды
Мn(OH)4 – амфотерные гидроксиды
h3MnO4, HMnO4 – кислотные гидроксиды
VIII. Составление отчёта
1. Химические реакции с указанием цвета образовавшихся осадков. Составить краткие ионные уравнения. Окислительно-восстановительные реакции уравнивать ионно-электронным методом.
2. Выводы о свойствах d-элементов.
3. Ответить на контрольные вопросы.
IX. Список литературы
1. Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия» М.В.Ш.,1998г.
2. Глинка Н.Л. «Общая химия» ;Москва, «Интеграл – пресс»;2001г.
3. «Практикум по неорганической химии» под ред. проф. Воробьёва, М., «Химия», 1984г.
megalektsii.ru
Марганец и хром. Биологическая роль, нормы потребления. Пищевые источники микроэлементов
Марганец и хром. Биологическая роль, нормы потребления. Пищевые источники микроэлементов
Педиатрический факультет
Кафедра общей и биоорганической химии - теоретическая
Реферат на тему:
«Марганец и хром. Биологическая роль, нормы потребления. Пищевые источники микроэлементов»
Содержание
Глава 1. Общая характеристика марганца и хрома
.1История открытия марганца, общие сведения
.2Получение марганца
.3 Химические свойства марганца и его соединений
.4 История открытия хрома, общие сведения
.5 Получение хрома
.6 Химические свойства хрома и его соединений
Глава 2. Биологическая роль марганца и хрома
Глава 3. Нормы потребления марганца и хрома
.1 Нормы потребления марганца, недостаток и переизбыток микроэлемента
.2 Нормы потребления хрома, недостаток и переизбыток микроэлемента
Глава 4. Пищевые источники микроэлементов
.1 Пищевые источники марганца
.2 Пищевые источники хрома
Список литературы
Глава 1. Общая характеристика марганца и хрома
.1 История открытия марганца, общие сведения
Один из основных минералов марганца - пиролюзит <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B8%D1%80%D0%BE%D0%BB%D1%8E%D0%B7%D0%B8%D1%82> - был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D0%B3%D0%BD%D0%B5%D1%82%D0%B8%D1%82>, а тот факт, что он не притягивается магнитом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D0%B3%D0%BD%D0%B8%D1%82>, Плиний Старший <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%BB%D0%B8%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%A1%D1%82%D0%B0%D1%80%D1%88%D0%B8%D0%B9> объяснил женским полом чёрной магнезии, к которому магнит «равнодушен». В 1774 г. шведский химик К. Шееле <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A8%D0%B5%D0%B5%D0%BB%D0%B5,_%D0%9A%D0%B0%D1%80%D0%BB_%D0%92%D0%B8%D0%BB%D1%8C%D0%B3%D0%B5%D0%BB%D1%8C%D0%BC> показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B0%D0%BD,_%D0%AE%D1%85%D0%B0%D0%BD_%D0%93%D0%BE%D1%82%D0%BB%D0%B8%D0%B1>, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (от немецкого Manganerz - марганцевая руда).
Ма?рганец - элемент <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82> побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периодапериодической системы химических элементов <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B5%D1%80%D0%B8%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D1%81%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0_%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D1%85_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%BE%D0%B2> Д. И. Менделеева <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D0%BD%D0%B4%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%B5%D0%B2,_%D0%94%D0%BC%D0%B8%D1%82%D1%80%D0%B8%D0%B9_%D0%98%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87> с атомным номером <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%BD%D1%8B%D0%B9_%D0%BD%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%80> 25. Обозначается символом Mn (лат. <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B0%D1%82%D0%B8%D0%BD%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9_%D1%8F%D0%B7%D1%8B%D0%BA> Manganum, ма?нганум, в составе формул по-русски читается как марганец, например, KMnO4 - калий марганец о четыре). Простое вещество <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%BE%D0%B5_%D0%B2%D0%B5%D1%89%D0%B5%D1%81%D1%82%D0%B2%D0%BE>марганец - металл <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB> серебристо-белого цвета <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B2%D0%B5%D1%82>. Наряду с железом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%96%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%B7%D0%BE> и его сплавами относится к чёрным металлам <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A7%D1%91%D1%80%D0%BD%D1%8B%D0%B5_%D0%BC%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D1%8B>. Известны пять аллотропных модификаций марганца - четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой.Конфигурация валентных электронов Mn 4s23d54p0. Для марганца характерны степени окисления: +2 ( например, MnO, Mn(OH)2), +3, +4(MnO2, Mn(OH)4, h5MnO4, h3MnO3), +6 (MnO3, h3MnO4, K2MnO4), +7 (Mn2O7, HMnO4, KMnO4).
1.2Получение марганца
·Алюминотермическим <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BB%D1%8E%D0%BC%D0%B8%D0%BD%D0%BE%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%BC%D0%B8%D1%8F> методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита:
·Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D1%83%D0%B3%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D0%BD%D1%8B%D0%B9_%D0%BA%D0%BE%D0%BA%D1%81>. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (~80 % Mn).
·Чистый металлический марганец получают электролизом.
1.3 Химические свойства марганца и его соединений
Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 ? MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%BE%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B4> (Mn + 2h3O ?(t) Mn(OH)2 + h3?), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию.
Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%B7%D0%BE%D1%82>, образуя различные по составу нитриды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B8%D1%82%D1%80%D0%B8%D0%B4%D1%8B>.
Углерод <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%B3%D0%BB%D0%B5%D1%80%D0%BE%D0%B4> реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D1%80%D0%B1%D0%B8%D0%B4%D1%8B> Mn3C и другие. Образует также силициды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B8%D0%BB%D0%B8%D1%86%D0%B8%D0%B4%D1%8B>, бориды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%BE%D1%80%D0%B8%D0%B4%D1%8B>, фосфиды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%B8%D0%B4%D1%8B>.соляной <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%BE%D0%BB%D1%8F%D0%BD%D0%B0%D1%8F_%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%B0> и серной <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B5%D1%80%D0%BD%D0%B0%D1%8F_%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%B0> кислотами реагирует по уравнению:
С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:
С разбавленной азотной кислотой <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%B7%D0%BE%D1%82%D0%BD%D0%B0%D1%8F_%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%B0> реакция идёт по уравнению:
В щелочном растворе марганец устойчив.
Устойчивые степени окисления марганца +2, +4, +7 в соединениях кислородного и солевого характера. В медицинской практике используются соединения марганца (II) и марганца (VII).
Марганец (II) оксид MnOвстречается в природе в виде мелких зеленых кристаллов, плохо растворимых в воде. При нагревании на воздухе превращается в оксид:
MnO +3O2?6MnO2
Марганец (II) оксид растворяется в кислотах:
+ 2H+ + 5h3O?[Mn(h3O)6]2+
Марганец (II) гидроксид обладает слабоосновными свойствами, окисляется кислородом воздуха и другими окислителями до марганцеватистой кислоты или ее солей манганитов:
(OH)2 + h3O2?h3MnO3? + h3O
В щелочной среде Mn2+ окисляется до MnO42-, а в кислой до МnO4-:
+ 2KNO3 + 4KOH?K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2h3O
Образуются соли марганцовистой h3MnO4 и марганцовой HMnO4 кислот.
Марганец (IV) оксид MnO2 является устойчивым природным соединением марганца, которое встречается в четырех модификациях. Все модификации имеют амфотерный характер и обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
Соединения Mn(VI) - неустойчивы. В растворах могут превращаться в соединения Mn(II), Mn(IV), Mn(VII): оксид марганца (VI) MnO3 - темно-красная масса, вызывающая кашель. Гидратная форма MnO3 - слабая марганцовистая кислота h3MnO4, которая существует только в водном растворе. Ее соли (манганаты) легко разрушаются в результате гидролиза и при нагревании. При 50? С MnO3 разлагается:
MnO3?2MnO2 +O2
и гидролизуется при растворении в воде:
MnO3 + h3O? MnO2 +2HMnO4
Производные Mn(VII) - это марганец (VII) оксид Mn2O7 и его гидратная форма кислота HMnO4, известная только в растворе. Mn2O7 устойчив до 10? С, разлагается со взрывом:
2O7 ? 2 MnO2 +O3
При растворении в холодной воде образуется кислота:
2O7 + h3O ?2HMnO4
.4 История открытия хрома, общие сведения
В 1766 году <https://ru.wikipedia.org/wiki/1766_%D0%B3%D0%BE%D0%B4> в окрестностях Екатеринбурга <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%95%D0%BA%D0%B0%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%B8%D0%BD%D0%B1%D1%83%D1%80%D0%B3> был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название - крокоит <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%80%D0%BE%D0%BA%D0%BE%D0%B8%D1%82>. В 1797 <https://ru.wikipedia.org/wiki/1797> французский химик Л. Н. Воклен <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%BE%D0%BA%D0%BB%D0%B5%D0%BD,_%D0%9B%D1%83%D0%B8_%D0%9D%D0%B8%D0%BA%D0%BE%D0%BB%D0%B0> выделил из него новый тугоплавкий металл <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB> (скорее всего Воклен получил карбид хрома <https://ru.wikipedia.org/w/index.php?title=%D0%9A%D0%B0%D1%80%D0%B1%D0%B8%D0%B4_%D1%85%D1%80%D0%BE%D0%BC%D0%B0&action=edit&redlink=1>).
Название элемент <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%AD%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82_(%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%8F)> получил от греч. <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D1%80%D0%B5%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9_%D1%8F%D0%B7%D1%8B%D0%BA> ????? - цвет <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B2%D0%B5%D1%82>, краска - из-за разнообразия окраски своих соединений.
Хром - элемент <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82> побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B5%D1%80%D0%B8%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D1%81%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0_%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D1%85_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%BE%D0%B2> Д. И. Менделеева <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D0%BD%D0%B4%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%B5%D0%B2,_%D0%94%D0%BC%D0%B8%D1%82%D1%80%D0%B8%D0%B9_%D0%98%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87> с атомным номером <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%BD%D1%8B%D0%B9_%D0%BD%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%80> 24. Обозначается символом Cr(лат. <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B0%D1%82%D0%B8%D0%BD%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9_%D1%8F%D0%B7%D1%8B%D0%BA> Chromium). Простое вещество <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%BE%D0%B5_%D0%B2%D0%B5%D1%89%D0%B5%D1%81%D1%82%D0%B2%D0%BE> хром - твёрдый металл <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB> голубовато-белого цвета <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B2%D0%B5%D1%82>. Хром иногда относят к чёрным металлам <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A7%D1%91%D1%80%D0%BD%D1%8B%D0%B5_%D0%BC%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D1%8B>. Конфигурация валентных электронов Cr 4s13d54p0. Для хрома характерны степени окисления: +2 (CrO, Cr(OH)2- основные, восстановительные свойства), +3 (Cr2O3, Cr(OH)3 - амфотерные свойства), +6.
Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома - хромистый железняк (хромит <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D1%80%D0%BE%D0%BC%D0%B8%D1%82>) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%80%D0%BE%D0%BA%D0%BE%D0%B8%D1%82>PbCrO4.
Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%AE%D0%90%D0%A0> (1 место в мире), Казахстане <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%B7%D0%B0%D1%85%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD>, России <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%BE%D1%81%D1%81%D0%B8%D1%8F>, Зимбабве <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%97%D0%B8%D0%BC%D0%B1%D0%B0%D0%B1%D0%B2%D0%B5>,Мадагаскаре <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D0%B4%D0%B0%D0%B3%D0%B0%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%80>. Также есть месторождения на территории Турции <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D1%83%D1%80%D1%86%D0%B8%D1%8F>, Индии <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%98%D0%BD%D0%B4%D0%B8%D1%8F>, Армении <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%80%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F>, Бразилии <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D1%80%D0%B0%D0%B7%D0%B8%D0%BB%D0%B8%D1%8F>, наФилиппинах <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B8%D0%BB%D0%B8%D0%BF%D0%BF%D0%B8%D0%BD%D1%8B>.
Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D1%80%D0%B0%D0%BB> (Донские и Сарановское).
Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2 место в мире).
.5 Получение хрома
Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B5%D1%80%D1%80%D0%BE%D1%85%D1%80%D0%BE%D0%BC> восстановлением в электропечахкоксом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D1%83%D0%B3%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D0%BD%D1%8B%D0%B9_%D0%BA%D0%BE%D0%BA%D1%81> (углеродом):
Феррохром <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B5%D1%80%D1%80%D0%BE%D1%85%D1%80%D0%BE%D0%BC> применяют для производства легированных сталей.
Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:
) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:
) с помощью алюминотермии <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BB%D1%8E%D0%BC%D0%B8%D0%BD%D0%BE%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%BC%D0%B8%D1%8F> получают металлический хром:
) с помощью электролиза <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%AD%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D0%B7> получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D1%80%D0%BE%D0%BC%D0%BE%D0%B2%D1%8B%D0%B9_%D0%B0%D0%BD%D0%B3%D0%B8%D0%B4%D1%80%D0%B8%D0%B4> в воде, содержащего добавку серной кислоты <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B5%D1%80%D0%BD%D0%B0%D1%8F_%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%B0>. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:
·восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
·разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
·разряд ионов, содержащих шестивалентный хром <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A8%D0%B5%D1%81%D1%82%D0%B8%D0%B2%D0%B0%D0%BB%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%BD%D1%8B%D0%B9_%D1%85%D1%80%D0%BE%D0%BC>, с осаждением металлического хрома;
.6 Химические свойства хрома и его соединений
марганец хром микроэлемент организм
Хром устойчив на воздухе <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%BE%D0%B7%D0%B4%D1%83%D1%85> за счёт пассивирования <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B0%D1%81%D1%81%D0%B8%D0%B2%D0%B8%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D0%B8%D0%B5>. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BC%D1%84%D0%BE%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%BD%D0%BE%D1%81%D1%82%D1%8C>.
Синтезированы соединения хрома с бором <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%BE%D1%80_(%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82)> (бориды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%BE%D1%80%D0%B8%D0%B4%D1%8B> Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB2, CrB4 и Cr5B3), с углеродом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%B3%D0%BB%D0%B5%D1%80%D0%BE%D0%B4> (карбиды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D1%80%D0%B1%D0%B8%D0%B4> Cr23C6, Cr7C3 и Cr3C2), c кремнием <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%80%D0%B5%D0%BC%D0%BD%D0%B8%D0%B9> (силициды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B8%D0%BB%D0%B8%D1%86%D0%B8%D0%B4%D1%8B> Cr3Si, Cr5Si3 и CrSi) и азотом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%B7%D0%BE%D1%82> (нитриды <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B8%D1%82%D1%80%D0%B8%D0%B4%D1%8B> CrN и Cr2N).
Большинство соединений хрома имеет яркую окраску самых разных цветов.
Соединения трехвалентного хрома химически инертны.
В природе хром находится в трех- (шпинель - двойной оксид MgCrO4 - магнохромит) и шестивалентном состоянии (PbCrO4 - крокоит). Образует оксиды основного, амфотерного и кислотного характера.
Хром (II) оксид CrO - кристаллы красного (красно-коричневого) цвета или черный пирофорный порошок, нерастворимый в воде. Соответствует гидроксиду Cr(OH)2. Гидроксид желтого ( влажный) или коричневого цвета. При прокаливании на воздухе превращается в Cr2O3 (зеленого цвета):
2Cr(OH)2 + 0,5O2= Cr2O3 + 2 h3O
Катион Cr2+ - бесцветен, его безводные соли белого, а водные -синего цвета. Соли двухвалентного хрома являются энергичными восстановителями. Водный раствор хром (II) хлорида используется в газовом анализе для количественного поглощения кислорода:
CrCl2 + 2 HgO + 3h3O + 0,5O2 = 2HgCl2 + 2 Cr(OH)3?
(грязно-зеленый осадок)
Хром (III) гидроксид обладает амфотерными свойствами. Легко переходит в коллоидное состояние. Растворяясь в кислотах и щелочах, образует аква- или гидроксокомплексы:
(OH)3 + 3h4O+ = [Cr(h3O)6]3+ (сине-фиолетовый раствор)
Cr(OH)3 + 3OH- = [Cr(OH)6]3- (изумрудно-зеленый раствор)
Соединения трехвалентного хрома, как и двухвалентного, проявляют восстановительные свойства:
(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH = 2K2CrO4 + 3 K2SO4 + KCl + 5h3O
Соединения хрома(VI), как правило, кислородосодержащие комплексы хрома оксид шестивалентного хрома соответствует хромовым кислотам.
Хромовые кислоты образуются при растворении в воде CrO3. Это сильно токсичные растворы желтого, оранжевого и красного цвета, обладающие окислительными свойствами. CrO3 образует полихромовые кислоты, например, h3CrO4, h3Cr2O7, h3Cr3O10, h3Cr4O13. Цвета растворов меняются от желтого до красного.
Глава 2. Биологическая роль марганца и хрома
Марганец- биогенный элемент, один из десяти металлов жизни, необходимых для нормального протекания процессов в живых организмах.
Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B8%D0%BA%D1%80%D0%BE%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82%D1%8B>. В теле взрослого человека содержится 12 мг (1,6 * 10-5%). Марганец концентрируется в костях (43%), остальное - в мягких тканях, в том числе и мозге.
В организме марганец образует металлокомплексы с белками, нуклеиновыми кислотами, АТФ, АДФ, отдельными аминокислотами. Содержащие марганец металлоферменты аргиназа, холинэстераза, фосфоглюкомутаза, пирувакарбоксилаза.
Марганец участвует в синтезе витамина С и В12.
Атомный радиус марганца 128 пм. Это объясняет то обстоятельство, что марганец может замещать магний ( атомный радиус 160 пм) в его соединении с АТФ, существенно влияя на перенос энергии в организме.
Почти одинаковое значение атомного радиуса марганца (128 пм) и железа (126 пм) объясняет способность марганца замещать железо в порфириновом комплексе эритроцита. По той же причине марганец может замещать и цинк ( атомный радиус 127 пм) в цинкзависимых ферментах, изменяя при этом их каталитические свойства.
Для организма перманганаты являются ядами, их обезвреживание может происходить следующим образом:
KMnO4+5h3O2+6Ch4COOH=2Mn(Ch4COO)2+2Ch4COOK+8h3O+5O2
Для лечения острых отравлений перманганатом используется 3%-ный водный раствор h3O2 , подкисленный уксусной кислотой.
Калий перманганат KMnO4 - наиболее известное соединение марганца, применяемое в медицине. Используют водные растворы с содержанием KMnO4 от 0,01 до 5%. В качестве кровоостанавливающего средства применяют 5%-ный раствор. Растворы калия перманганата обладают антисептическими свойствами, которые определяются его высокой окислительной способностью. MnSO4 применяют при лечении малокровия.
Избыточное накопление марганца в организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций памяти. Марганец является политропным ядом, поражающим также легкие, сердечно-сосудистую и гепатобиллиарную системы, вызывает аллергический и мутагенный эффект.
Хром - один из биогенных элементов <https://ru.wikipedia.org/w/index.php?title=%D0%91%D0%B8%D0%BE%D0%B3%D0%B5%D0%BD%D0%BD%D1%8B%D0%B9_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82&action=edit&redlink=1>, постоянно входит в состав тканей растений и животных. В организме взрослого человека содержится примерно 6 г Cr (0,1%) У животных хром участвует в обмене липидов <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B8%D0%BF%D0%B8%D0%B4%D1%8B>, белков <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%B5%D0%BB%D0%BA%D0%B8> (входит в составфермента <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B5%D1%80%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82> трипсина <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D1%80%D0%B8%D0%BF%D1%81%D0%B8%D0%BD>), углеводов <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%B3%D0%BB%D0%B5%D0%B2%D0%BE%D0%B4%D1%8B>.
В чистом виде хром довольно токсичен, металлическая пыль <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%8B%D0%BB%D1%8C> хрома раздражает ткани лёгких <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D1%91%D0%B3%D0%BA%D0%B8%D0%B5>. Металлический хром нетоксичен, а соединения Cr (III) и Cr(VI) опасны для здоровья. Они вызывают раздражение кожи, что приводи к дерматитам. Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим. Есть предположение, что производные хрома (VI) обладают канцерогенными свойствами. 0,25-0,3г дихромата калия вызывают летальный исход. Соединения хрома (VI) применяют как фунгициды (протравливающие вещества). Соединения хрома (III) благоприятно влияют на рост растений.
Сr+3- влияет на углеводный обмен, обеспечивает чувствительность ткани к инсулину.
CrO3 обладает прижигающим действием, это свойство используют в медицине.
Смертельная доза K2Cr2O7 для взрослого человека составляет 0,3г.
Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина <https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D0%BE%D0%BB%D0%B5%D1%81%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%B8%D0%BD> в крови.
Глава 3. Нормы потребления марганца и хрома
.1 Нормы потребления марганца, недостаток и переизбыток микроэлемента
Марганец (Mn) необходим для правильного развития клеток. Его присутствие в организме - обязательное условие для полноценного усвоения витамина В1 (тиамина), меди и железа, необходимых для осуществления кроветворной функции. Без тиамина невозможен процесс строительства клеток, в частности нервных. При дефиците этого витамина возникают запоры, полиневриты, склонность к развитию анемии и остеопороза.
Суточная потребность марганца для взрослого организма составляет 0,2-0,3 мг на 1 кг массы тела.
Для детей и подростков норма рассчитывается так: 5-7 лет - 0,07-0,1 мг/кг, для подростков - 0,09 мг/кг веса.
В пересчёте на организм взрослого человека норма потребления марганца составляет от 2,5 до 5 мг в сутки.
Детский же организм требует, естественно, меньшее количество - около 1-2 мг в день.
Интенсивность физической нагрузки оказывает влияние на потребность в микроэлементе, поэтому норма потребления марганца для спортсменов несколько больше, чем среднестатистическая потребность взрослого организма и составляет от 7 до 8,5 мг в день.
При длительном недостатке марганца в организме могут возникнуть патологические состояния, плохо поддающиеся коррекции. Например, если будущая мать испытывает дефицит Mn, то плод развивается неправильно: ребёнок может получить патологию развития конечностей, родиться со сращиванием подвижных суставов, с деформацией черепа.
Дефицит марганца приводит к различным формам анемии, нарушениям функций воспроизводства у обоих полов, задержке роста детей, проявлениям дефицита массы тела и др.
Недостаток марганца может наблюдаться у людей со следующими клиническими симптомами и заболеваниями:
? хроническая усталость, слабость, раздражительность;
? аллергический насморк, склонность к бронхоспазмам;
? остеопороз и артроз, в группе риска - женщины и пожилые люди;
? избыточный вес, в сочетании с повышенном уровнем липидов в крови;
? склонность к судорогам у детей, задержка их психомоторного развития.
Опасно не только недостаточное содержание марганца в организме, но и его избыток. Повышенное содержание марганца в тканях организма вызывает следующие нарушения: ухудшается всасывание железа и возникает риск развития анемии <#"justify">1.Учеб. для вузов/ Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. - 3-е изд., стер. - М.: Высш. шк., 2002. - 263-276с.: ил.
.А.Я Губергриц "Лечебное питание"
3.http://sovetik.ucoz.ru/publ/pishhevye_dobavki/khrom_naznachenie_istochniki_dozirovanie_issledovanija/5-1-0-181
.<http://fitfan.ru/nutrition/vitamins/3239-marganec.html>
diplomba.ru
РЗ 14 Хром и марганец
Расчетное задание № 14 для самостоятельной работы студентов по дисциплине «Неорганическая химия»
по теме «ХРОМ И МАРГАНЕЦ»
Через раствор дихромата калия, содержащий 25 г соли , пропустили 22,4 л сероводорода (реакцию проводили в кислой среде). Сколько граммов серы образовалось?
Определите объём (н.у.) кислорода, пошедшего на окисление сероводорода, если известно, что образовавшимся в этой реакции оксидом серы (IV) можно восстановить в сернокислой среде 5,24 г дихромата натрия до сульфата хрома (III).
Соль натрия желтого цвета массой 6,48 г растворили в воде, подкислили серной кислотой, получив оранжевый раствор. При добавлении избытка раствора сульфита натрия образовался раствор зеленовато-фиолетового цвета. Какая масса металлического хрома может быть выделена при электролизе полученного раствора?
Смесь хлоридов алюминия и хрома (III) массой 317 г обработали сначала избытком раствора гидроксида калия, а затем – избытком хлорной воды. К полученному раствору прилили раствор нитрата бария до полного осаждения 126,5 г желтого осадка (хромата бария). Рассчитайте процентное содержание хлорида хрома в исходной смеси.
Смесь хлорида натрия, карбоната кальция и хлорида хрома (II) массой 201,5 г обработали избытком соляной кислоты. При этом выделилось 0,2 моля газа. При стоянии на воздухе масса раствора увеличилась на 8 г и затем оставалась постоянной. Определите количественный состав (по массе) исходной смеси.
Механическая смесь порошкообразных хрома и марганца массой 50 г обработана избытком хлора без нагревания. При этом поглотилось 11,2 л газа. Сколько хрома было в смеси?
Для смачивания обожжённой кожи используется раствор перманганата калия с массовой долей 4%. Сколько граммов воды необходимо добавить к 100 г раствора перманганата калия с массовой долей 25%, чтобы разбавить его до нужной концентрации?
Свежеприготовленный гидроксид двухвалентного марганца в количестве 20 г оставили в открытой склянке. Через некоторое время масса осадка увеличилась на 7 г. Почему это произошло? Сколько процентов исходного соединения прореагировало?
К 158 г раствора перманганата калия с массовой долей 10% добавили избыток раствора нитрита натрия. Реакцию проводили в нейтральной среде. Выделившийся осадок растворили в избытке соляной кислоты. Сколько литров газа выделилось? Что это за газ?
Перманганат калия взаимодействует с 200 мл раствора с массовой долей хлороводорода 36% (ρ = 1,18 г/мл). Сколько граммов соляной кислоты участвует в окислительно-восстановительном процессе, сколько – в солеобразовании?
studfiles.net
Хром, марганец и их соединения
Хром, марганец и их соединения
| Хром | Марганец |
| От греч. chroma – краска, цвет (так как соединения хрома ярко окрашены) | - |
| Физические свойства: | |
| Серебристо-белый металл с голубоватым оттенком, твердый, имеет достаточно высокую температуру плавления, на воздухе покрывается прочной оксидной пленкой. | Серебристо-белый металл, твердый, но хрупкий, на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой. |
| Нахождение в природе: | |
| FeO · Cr2O3 – хромистый железняк В свободном состоянии не встречается. | MnO2 – пиролюзит; манганит и другие марганцевые руды. В свободном состоянии не встречается. |
| Получение: | |
4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn 2Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2Cr
| |
| Химические свойства: | |
| Из-за образования на поверхности тонкой, но прочной оксидной пленки при обычных температурах малоактивны. При нагревании выше 600 °С оксидная пленка разрушается. | |
| |
| При повышенной температуре взаимодействует практически со всеми неметаллами: 2Cr + 3Br2 → 2CrBr3 4Cr + 3O2 → 2Cr2O3 2Cr + 3S → Cr2S3 2Cr + 3N2 → 2CrN нитрид хрома (III) Cr + P → CrP фосфид хрома (III) | В первую очередь дает продукты со степенью окисления +2: Mn + Cl2 → MnCl2 2Mn + O2(нед.) → 2MnO Mn + O2(изб.) → MnO2 Mn + S → MnS 3Mn + N2 → Mn3N2 нитрид марганца (II) 3Mn + 2P → Mn3P2 фосфид марганца (II) |
| |
| а). Взаимодействие с водой. При комнатной температуре не взаимодействуют, только при нагревании в мелкораздробленном состоянии. | |
| 2Cr + 3h3O → Cr2O3 + 3h3↑ | Mn + 2h3O → Mn(OH)2 + 3h3↑ |
| б). Взаимодействие с солями. Вытесняют менее активные металлы (стоящие правее в ряду напряжений) из растворов их солей. | |
| 2Cr + 3CuCl2 → 2CrCl3 + 3Cu↓ | Mn + CuSO4 → MnSO4 + Cu↓ |
| в). Взаимодействие с кислотами. В ряду напряжений Cr и Mn находятся до водорода. | |
| До Cr2+: Cr + 2HCl → CrCl2 + h3↑ Cr + h3SO4(разб.) → CrSO4 + h3↑ До Cr3+: Cr + 4HNO3(разб.) → Cr(NO3)3 + NO↑ + 2h3O На холоду концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют хром, реакция идет только при нагревании. 2Cr + 6h3SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6h3O Cr + 6HNO3(конц.) → Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3h3O | До Mn2+: Mn + 2HCl → MnCl2 + h3↑ Mn + h3SO4(разб.) → MnSO4 + h3↑ Азотная и концентрированная серная кислоты также образуют соли Mn2+: 3Mn + 8HNO3(разб.) → 3Mn(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O На холоду концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют марганец, реакция идет только при нагревании. Mn + 2h3SO4(конц.) → MnSO4 + SO2↑ + 2h3O Mn + 4HNO3(конц.) → Mn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2h3O |
Качественные реакции на хромат-ион:
- С растворимыми солями бария:
K2CrO4 + BaCl2 → BaCrO4↓ + 2KCl
лимонно-желтый осадок (растворим в минеральных кислотах, не растворим в уксусной кислоте)
- С растворимыми солями свинца:
K2CrO4 + Pb(NO3)2 → PbCrO4↓ + 2KNO3
ярко-желтый осадок
- С нитратом серебра:
K2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4↓ + 2KNO3
красно-бурый осадок (растворим в азотной кислоте и растворе аммиака)
Применение соединений хрома и марганца:
1. Хромирование – покрытие металлических изделий хромом для защиты от коррозии (ржавчины).
2. «Хромовая смесь» или «хромпик» - раствор K2Cr2O7 в концентрированной h3SO4 – очень сильный окислитель, используется для очистки стеклянной химической посуды.
3. Cr2O3 используется при изготовлении стекла (придает ему зеленый цвет).
4. KMnO4 - перманганат калия или «марганцовка» - используется для промывания желудка при отравлениях (0,02-0,1% раствор) и как антисептическое средство для промывания ран (0,1-0,5% раствор).
Дата добавления: 2015-10-21; просмотров: 78 | Нарушение авторских прав
mybiblioteka.su - 2015-2018 год. (0.012 сек.)mybiblioteka.su
