Окислювачі- це частинки (атоми, молекули або іони), які приймають електронив ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення окислювача знижується. Окислювачі у своїй відновлюються.

Відновлювачі - це частинки (атоми, молекули або іони), які віддають електрониу ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення відновника підвищується. Відновлювачі при цьому окислюються.

Хімічні речовини можна поділити на типові окислювачі, типові відновники, та речовини, які можуть виявляти і окисні, і відновлювальні властивості. Деякі речовини практично не виявляють окисно-відновну активність.

До типовим окислювачам відносять:

• прості речовини-неметали з найбільш сильними окисними властивостями (фтор F 2 , кисень O 2 хлор Cl 2);
• іониметалів чи неметалівз високими позитивними (як правило, вищими) ступенями окиснення : кислоти (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), солі (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3 Cr +6 O 3)
• сполуки, що містять деякі катіони металів, що мають високі ступені окислення: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ та ін.

Типові відновники - Це, як правило:

• прості речовини-метали(відновлювальні здібності металів визначаються поруч електрохімічної активності);
• складні речовини, у складі яких є атоми або іони неметалів з негативним (як правило, нижчим) ступенем окислення: бінарні водневі сполуки (H2S, HBr), солі безкисневих кислот (K2S, NaI);
• деякі сполуки, що містять катіони з мінімальним позитивним ступенем окислення(Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), які, віддаючи електрони, можуть підвищувати свій рівень окислення;
• сполуки, що містять складні іони, що складаються з неметалів з проміжним позитивним ступенем окислення(S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в яких елементи можуть, віддаючи електрони, підвищувати свій позитивний ступінь окиснення.

Більшість інших речовин може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості.

Типові окислювачі та відновники наведені в таблиці.

У лабораторній практиці найчастіше використовуються такі окислювачі :

перманганат калію (KMnO 4);

дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);

азотна кислота (HNO3);

концентрована сірчана кислота(H 2 SO 4);

пероксид водню (H 2 O 2);

оксиди марганцю (IV) та свинцю (IV) (MnO 2 , PbO 2);

розплавлений нітрат калію (KNO 3) та розплави деяких інших нітратів.

До відновникам , які застосовуються в лабораторної практики відносяться:

• магній (Mg), алюміній (Al), цинк (Zn) та інші активні метали;
• водень (Н 2) та вуглець (С);
• йодид калію (KI);
• сульфід натрію (Na 2 S) та сірководень (H 2 S);
• сульфіт натрію (Na 2 SO 3);
• хлорид олова (SnCl 2).

Класифікація окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на чотири типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення), і реакції контрдиспропорціонування.

Міжмолекулярні реакції протікають зі зміною ступеня окиснення різних елементівз різних реагентів. При цьому утворюються різні продукти окислення та відновлення .

2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,

C 0 + 4HN +5 O 3(кінець) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Внутрішньомолекулярні реакції – це такі реакції, у яких різні елементиз одного реагентупереходять у різні продукти, наприклад:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення) – це такі реакції, в яких окислювач та відновник – один і той же елемент одного реагенту,який при цьому переходить у різні продукти:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Репропорціонування (конпропорціонування, контрдиспропорціонування ) – це реакції, в яких окислювач та відновник – це один і той самий елемент, що з різних реагентівпереходить у один продукт. Реакція, зворотна до диспропорціонування.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Основні правила складання окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції супроводжуються процесами окислення та відновлення:

Окислення- Це процес віддачі електронів відновником.

Відновлення - Це процес приєднання електронів окислювачем.

Окислювач відновлюється, а відновник окислюється .

В окисно-відновних реакціях дотримується електронний баланс: кількість електронів, які віддає відновник, дорівнює кількості електронів, які отримує окислювач. Якщо баланс складений неправильно, скласти складні ГВР у вас не вийде.

Використовується кілька методів складання окисно-відновних реакцій (ОВР): метод електронного балансу, метод електронно-іонного балансу (метод напівреакцій) та інші.

Розглянемо докладно метод електронного балансу .

«Впізнати» ОВР досить легко — достатньо розставити ступеня окиснення у всіх сполуках і визначити, що атоми змінюють ступінь окиснення:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Виписуємо окремо атоми елементів, що змінюють ступінь окислення, в стані ДО реакції та ПІСЛЯ реакції.

Ступінь окислення змінюють атоми марганцю та сірки:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганець поглинає 1 електрон, сірка віддає 2 електрони. При цьому необхідно, щоб дотримувався електронний баланс. Отже, необхідно подвоїти кількість атомів марганцю, а кількість атомів сірки залишити без зміни. Балансові коефіцієнти вказуємо перед реагентами, і перед продуктами!

Схема складання рівнянь ОВР методом електронного балансу:

Увага!У реакції може бути кілька окислювачів чи відновників. Баланс необхідно скласти так, щоб Загальне числовідданих та отриманих електронів було однаковим.

Загальні закономірності перебігу окисно-відновних реакцій

Продукти окислювально-відновних реакцій часто залежать від умов проведення процесу. Розглянемо основні фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій.

Найочевидніший фактор, що визначає середовище розчину реакції - . Як правило (але не обов'язково) речовина, що визначає середовище, вказана серед реагентів. Можливі такі варіанти:

• окислювальна активність посилюється в більш кислому середовищі і окислювач відновлюється глибше(наприклад, перманганат калію, KMnO 4 де Mn +7 в кислому середовищі відновлюється до Mn +2 , а в лужній - до Mn +6);
• окислювальна активність посилюється у більш лужному середовищі, і окислювач відновлюється глибше (наприклад, нітрат калію KNO 3 де N +5 при взаємодії з відновником в лужному середовищі відновлюється до N -3);
• або окислювач практично не схильний до змін середовища.

Середовище протікання реакції дозволяє визначити склад та форму існування інших продуктів ОВР. Основний принцип — продукти утворюються такі, що не взаємодіють із реагентами!

Зверніть увагу! Еякщо середовище розчину кисле, то серед продуктів реакції не можуть бути основи та основні оксиди, т.к. вони взаємодіють із кислотою. І, навпаки, у лужному середовищі виключено утворення кислоти та кислотного оксиду. Це одна з найчастіших і найбільш грубих помилок.

Також на напрям протікання ОВР впливає природа реагуючих речовин. Наприклад, при взаємодії азотної кислот HNO 3 з відновниками спостерігається закономірність - чим більше активність відновника, тим більше відновлюється азот N +5 .

При збільшенні температури більшість ОВР, зазвичай, проходять інтенсивніше і глибше.

У гетерогенних реакціях на склад продуктів найчастіше впливає ступінь подрібнення твердої речовини . Наприклад, порошковий цинк із азотною кислотою утворює одні продукти, а гранульований — зовсім інші. Чим більший ступінь подрібнення реагенту, тим більша його активність, як правило.

Розглянемо найбільш типові лабораторні окислювачі.

Основні схеми окисно-відновних реакцій

Схема відновлення перманганатів

У складі перманганатів є потужний окислювач. марганецьу ступені окислення +7. Солі марганцю +7 фарбують розчин в фіолетовийколір.

Перманганати залежно від середовища реакційного розчину відновлюються по-різному.

У кислому середовищі відновлення відбувається глибше, до Mn 2+. Оксид марганцю в ступені окислення +2 виявляє основні властивості, тому кислому середовищі утворюється сіль. Солі марганцю безбарвні. У нейтральному розчині марганець відновлюється до ступеня окислення +4 , з освітою амфотерного оксиду MnO 2 — коричневого осаду, нерозчинного в кислотах та лугах. У лужнийсередовищі марганець відновлюється мінімально - до найближчого ступеня окислення +6 . З'єднання марганцю +6 виявляють кислотні властивості, у лужному середовищі утворюють солі. манганати. Манганати надають розчину зелене забарвлення .

Розглянемо взаємодію перманганату калію KMnO 4 з сульфідом калію в кислому, нейтральному та лужному середовищах. У цих реакціях продуктом окислення сульфід-іону є S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Поширеною помилкою у цій реакції є вказівка ​​на взаємодію сірки та лугу у продуктах реакції. Однак сірка взаємодіє з лугом у досить жорстких умовах (підвищена температура), що не відповідає умовам цієї реакції. За звичайних умов правильно буде вказувати саме молекулярну сірку та луг окремо, а не продукти їхньої взаємодії.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

При складанні цієї реакції також виникають проблеми. Справа в тому, що в даному випадку написання молекули середовища (КОН або інший луг) в реагентах не потрібне для рівняння реакції. Луг бере участь у реакції, та визначає продукт відновлення перманганату калію, але реагенти та продукти зрівнюються і без її участі. Цей, здавалося б, парадокс легко вирішимо, якщо згадати, що хімічна реакція — це лише умовний запис, який не вказує на кожен процес, що відбувається, а всього лише є відображенням суми всіх процесів. Як визначити це самостійно? Якщо діяти за класичній схемі- баланс-балансові коефіцієнти-рівняння металу, то ви побачите, що метали зрівнюються балансовими коефіцієнтами, і наявність лугу в лівій частині рівняння реакції буде зайвим.

Перманганатиокислюють:

• неметализ негативним ступенем окиснення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як - до +5 ;
• неметализ проміжним ступенем окиснення до вищого ступеняокиснення;
• активні метали стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

KMnO 4 + НЕМ (нижча п.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

KMnO 4 + неМе (проміжна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + ін.

Схема відновлення хроматів/біхроматів

Особливістю хрому з валентністю VI є те, що він утворює 2 типи солей у водних розчинах: хромати та біхромати, залежно від середовища розчину. Хромати активних металів (наприклад, K 2 CrO 4) - це солі, які стійкі в лужнийсередовище. Дихромати (біхромати) активних металів (наприклад, K 2 Cr 2 O 7) - солі, стійкі у кислому середовищі .

Відновлюються сполуки хрому (VI) до сполук хрому (III) . З'єднання хрому Cr +3 — амфотерні, і в залежності від середовища розчину вони існують в розчині різних формах: у кислому середовищі у вигляді солей(амфотерні сполуки при взаємодії з кислотами утворюють солі), у нейтральному середовищі – нерозчинний амфотерний гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 , і в лужному середовищі сполуки хрому (III) утворюють комплексну сіль, наприклад, гексагідроксохромат (III) калію K 3 .

З'єднання хрому VIокислюють:

• неметалив негативному ступені окислення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5;
• неметалиу проміжному ступені окислення до вищого ступеня окислення;
• активні метали з простих речовин (ст.окислення 0) до сполук з стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

Хромат/біхромат + НЕМ (негативна с.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

Хромат/біхромат + неМе (проміжна позитивна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + P, As (негативна с.о.) = P, As +5 + інші продукти

Розкладання нітратів

Солі-нітрати містять азот у ступені окислення +5 - сильний окислювач. Такий азот може окислювати кисень (О -2). Це відбувається під час нагрівання нітратів. У цьому найчастіше кисень окислюється до ступеня окислення 0, тобто. до молекулярного кисню O 2 .

Залежно від типу металу, що утворює сіль, при термічному (температурному) розкладанні нітратів утворюються різні продукти: якщо метал активний(у ряді електрохімічної активності знаходяться до магнію), то азот відновлюється до ступеня окислення +3, і при розкладанні утворюється солі-нітрити та молекулярний кисень .

Наприклад:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активні метали у природі зустрічаються як солей (KCl, NaCl).

Якщо метал у ряді електрохімічної активності знаходиться правіше магнію і лівіше міді (включаючи магній та мідь) , то при розкладанні утворюється оксид металуу стійкому ступені окислення, оксид азоту (IV)(бурий газ) та кисень. Оксид металу утворює також під час розкладання нітрат літію .

Наприклад, розкладання нітрату цинку:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Метали середньої активності найчастіше у природі зустрічаються як оксидів (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 та інших.).

Іони металів, розташованих у ряді електрохімічної активності правіше мідіє сильними окисниками. При розкладанні нітратіввони, як і N +5 , беруть участь в окисленні кисню, і відновлюються до найпростіших речовин, тобто. утворюється метал і виділяються гази - оксид азоту (IV) та кисень .

Наприклад, розкладання нітрату срібла:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивні метали у природі зустрічаються як простих речовин.

Деякі винятки!

Розкладання нітрату амонію :

У молекулі нітрату амонію є і окислювач, і відновник: азот у ступені окислення -3 виявляє лише відновлювальні властивості, азот у ступені окислення +5 - лише окислювальні.

При нагріванні нітрат амонію розкладається. При температурі до 270 о С утворюється оксид азоту (I)(«звеселяючий газ») та вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Це приклад реакції контрдиспропорціонування .

Результуючий ступінь окислення азоту - середнє арифметичне ступеня окиснення атомів азоту у вихідній молекулі.

При вищій температурі оксид азоту (I) розкладається на прості речовини. азоті кисень:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При розкладанні нітриту амонію NH 4 NO 2також відбувається контрдиспропорціонування.

Результуючий ступінь окислення азоту також дорівнює середньому арифметичному ступеню окислення вихідних атомів азоту - окислювача N +3 та відновника N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термічне розкладання нітрату марганцю (II) супроводжується окисленням металу:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Нітрат заліза (II) за низьких температур розкладається до оксиду заліза (II), при нагріванні залізо окислюється до ступеня окислення +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C

Нітрат нікелю (II) розкладається до нітриту під час нагрівання.

Окисні властивості азотної кислоти

Азотна кислота HNO 3 при взаємодії з металами практично ніколи не утворює водень , на відміну більшості мінеральних кислот.

Це з тим, що у складі кислоти є дуже сильний окислювач — азот у ступені окислення +5. При взаємодії з відновниками металами утворюються різні продукти відновлення азоту.

Азотна кислота + метал = сіль металу + продукт відновлення азоту + H 2 O

Азотна кислота при відновленні може переходити в оксид азоту (IV) NO 2 (N+4); оксид азоту (II) NO (N+2); оксид азоту (I) N 2 O («звеселяючий газ»); молекулярний азот N 2; нітрат амонію NH 4 NO 3. Як правило, утворюється суміш продуктів з переважанням одного з них. Азот відновлюється при цьому до ступенів окиснення від +4 до -3. Глибина відновлення залежить насамперед від природи відновникаі від концентрації азотної кислоти . При цьому працює правило: що менше концентрація кислоти і вище активність металу, то більше вписувалося електронів отримує азот, і більше відновлені продукти утворюються.

Деякі закономірності дозволять правильно визначати основний продукт відновлення металами азотної кислоти реакції:

• при дії дуже розведеної азотної кислоти на металиутворюється, як правило, нітрат амонію NH 4 NO 3;

Наприклад, взаємодія цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрована азотна кислотана холоді пасивує деякі метали хром Cr, алюміній Al та залізо Fe . При нагріванні чи розведенні розчину реакція йде;

пасивація металів — це переведення поверхні металу в неактивний стан за рахунок утворення на поверхні металу тонких шарів інертних сполук, у цьому випадку переважно оксидів металів, які не реагують із концентрованою азотною кислотою

• азотна кислота не реагує з металами платинової підгрупи — золотом Au, платиною Pt, та паладієм Pd;

• при взаємодії концентрованої кислоти з неактивними металами та металами середньої активностіазотнакислота відновлюється до оксиду азоту (IV) NO 2 ;

Наприклад, окислення міді концентрованою азотною кислотою:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаємодії концентрованої азотної кислоти з активними металами утворюється оксид азоту (I) N 2 O ;

Наприклад, окислення натріюконцентрованою азотною кислотою:

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• при взаємодії розведеної азотної кислоти з неактивними металами (у ряду активності правіше водню) кислота відновлюється до оксиду азоту (II) NO ;
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з металами середньої активності утворюється або оксид азоту (II) NO, або оксид азоту N 2 O, або молекулярний азот N 2 - Залежно від додаткових факторів (активність металу, ступінь подрібнення металу, ступінь розведення кислоти, температура).
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з активними металами утворюється молекулярний азот N 2 .

Для наближеного визначення продуктів відновлення азотної кислоти при взаємодії з різними металами пропоную скористатися принципом маятника. Основні фактори, що зміщують положення маятника: концентрація кислоти та активність металу. Для спрощення використовуємо 3 типи концентрацій кислоти: концентрована (більше 30%), розведена (30% або менше), дуже розбавлена ​​(менше 5%). Метали за активністю розділимо на активні (до алюмінію), середньої активності (від алюмінію до водню) та неактивні (після водню). Продукти відновлення азотної кислоти маємо в порядку зменшення ступеня окислення:

NO 2; NO; N 2 O; N 2; NH 4 NO 3

Чим активніший метал, тим більше ми зміщуємось праворуч. Чим більша концентрація або менше ступінь розведення кислоти, тим більше ми зміщуємося вліво.

Наприклад , взаємодіють концентрована кислота та неактивний метал мідь Cu. Отже, зміщуємось у крайнє ліве положення, утворюється оксид азоту (IV), нітрат міді та вода.

Взаємодія металів із сірчаною кислотою

Розведена сірчана кислота взаємодіє з металами як звичайна мінеральна кислота. Тобто. взаємодіє з металами, які розташовані у ряді електрохімічних напруг до водню. Окислювачем тут виступають іони H + , які відновлюються до молекулярного водню H 2 . При цьому метали окислюються, як правило, до мінімальної ступеня окиснення.

Наприклад:

Fe + H 2 SO 4(розб) = FeSO 4 + H 2

взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг як до, так і після водню.

H 2 SO 4 (конц) + метал = сіль металу + продукт відновлення сірки (SO 2 , S, H 2 S) + вода

При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами утворюються сіль металу (стійко окислення), вода і продукт відновлення сірки. сірчистий газ S +4 O 2 , молекулярна сірка S або сірководень H 2 S -2, Залежно від ступеня концентрації, активності металу, ступеня його подрібнення, температури і т.д. За взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами молекулярний водень не утворюється!

Основні принципи взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами:

1. Концентрована сірчана кислота пасивує алюміній, хром, залізо при кімнатній температурі або на холоді;

2. Концентрована сірчана кислота не взаємодіє з золотом, платиною та паладієм ;

3. З неактивними металамиконцентована сірчана кислотавідновлюється до оксиду сірки (ІV).

Наприкладмідь окислюється концентрованою сірчаною кислотою:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(кінець) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. При взаємодії з активними металами та цинкомконцентрована сірчана кислота утворюєсірку S або сірководень H 2 S 2- (залежно від температури, ступеня подрібнення та активності металу).

Наприклад , взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з цинком:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(кінець) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O

Перекис водню

Пероксид водню H 2 O 2 містить кисень у ступені окислення -1. Такий кисень може підвищувати, і знижувати ступінь окислення. Таким чином, пероксид водню виявляє і окисні, і відновлювальні властивості.

При взаємодії з відновниками пероксид водню виявляє властивості окислювача і відновлюється до ступеня окислення -2. Як правило, продуктом відновлення пероксиду водню є вода або гідроксид-іон залежно від умов проведення реакції. Наприклад:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

При взаємодії з окислювачами перекис окислюється молекулярного кисню (ступінь окислення 0): O 2 . Наприклад :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Посібник-репетитор з хімії

Продовження. Див. у № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19/2008

ЗАНЯТТЯ 26

10-й клас(перший рік навчання)

Марганець. Перманганат калію та продукти його відновлення
у різних середовищах

1. Положення в таблиці Д.І.Менделєєва, можливі валентності та ступеня окислення.

2. коротка історіявідкриття та походження назви.

3. Фізичні та хімічні властивості.

4. Знаходження у природі та основні методи отримання.

5. Найважливіша сполука марганцю – перманганат калію. Продукти його відновлення в залежності від середовища розчину.

Марганець розташований у побічній підгрупі VII групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. Це елемент, що має змінну валентність. У сполуках марганець виявляє ступені окислення +2, +3, +4, +6, +7, основними з яких є ступені окислення +2 і +4.

Марганець було відкрито 1774 р. шведськими хіміками К.Шееле та Ю.Ганном при прожарюванні мінералу піролюзиту (MnO 2) з вугіллям. Назва елемента, ймовірно, є спотвореним словом «манганес», що означає «знебарвлюю, наводжу блиск». Ця назва має ремісниче походження і пов'язана з дією піролюзиту, що знебарвлює, на скло при плавленні.

Ф і з і ч е с к і е х і м і ч е с к і е с в о й с т в а

Марганець – сріблястий, доволі тугоплавкий метал. На повітрі та у воді він пасивується, але у дрібнороздробленому стані може бути окислений та взаємодіє з водою з утворенням гідроксиду. У цілому нині марганець можна охарактеризувати як досить активний метал (особливо у мелкодисперсном стані).

Mn + O 2 MnO 2 ( t= 400 ° C).

Метали (-).

Неметали (+):

Mn + Cl 2 MnCl 2 ,

3Mn + N 2 Mn 3 N 2 .

Н 2 Про (+/–):*

Основні оксиди (-).

Кислотні оксиди (-).

Підстави (-).

Кислоти-неокислювачі (+):

Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 .

Кислоти-окислювачі (+):

Mn + 2H 2 SO 4 (конц.) = MnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Mn + 8HNO 3 (р-р) = 3Mn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

Mn + 4HNO 3 (конц.) = Mn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Солі (+/-):

Mn + CuCl 2 = MnCl 2 + Cu,

Mn + СаCl 2 реакція не йде.

У п р і р о д е марганець в основному зустрічається у вигляді оксидів, тому основним промисловим ме т о д о м одержання марганцю є його відновлення (звичайно за допомогою кремнію, вуглецю або алюмінію):

MnO 2 + C Mn + CO 2

Крім того, марганець одержують, проводячи електроліз розчинів його солей, наприклад:

Найважливіша сполука марганцю – перманганат калію.
Продукти його відновлення в залежності від середовища розчину

Перманганат калію (KMnO 4) – сіль марганцової кислоти HMnO 4 . Марганцева кислота є дуже сильною, існує лише у водному розчині. Перманганат калію - найвідоміша і широко застосовується сіль цієї кислоти. Це кристалічна речовина темно-фіолетового, майже чорного кольору, помірно розчинна у воді. Розчини перманганату калію слабкої концентрації мають малиновий колір, при підвищенні концентрації колір стає фіолетовим (таке забарвлення властиве перманганат-іону). У водяних розчинах ця сіль не піддається гідролізу, т.к. утворена сильною основою та сильною кислотою. При нагріванні перманганат калію легко розкладається з утворенням манганату калію, оксиду марганцю(IV) та кисню:

2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Перманганат калію є сильним окислювачем за рахунок перманганат-іону, що містить марганець найвищою мірою окислення +7. Характер продуктів відновлення KMnO 4 залежить від того, в якому середовищі відбувається реакція.

У кислому середовищі перманганат-іони відновлюються до іонів Mn 2+ . За рахунок утворення незабарвлених солей марганцю колір розчину змінюється від фіолетового до безбарвного.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 6HCl = 2MnCl 2 + 5Na 2 SO 4 + 2KCl + 3H 2 O.

У нейтральне середовищеперманганат-іони відновлюються до оксиду марганцю(IV), випадає бурий осад MnO 2 , ступінь окислення марганцю знижується від +7 до +4.

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH.

У лужному середовищі перманганат-іони відновлюються до манганат-іонів. В результаті розчин набуває зеленого кольору; ступінь окислення марганцю знижується від +7 до +6.

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

Як окислювач перманганат калію широко застосовується у лабораторній практиці. Крім того, марганцівку широко застосовують у медицині як антисептичний засіб. Знаходить застосування перманганат калію та як тверде джерело для отримання кисню.

Тест на тему «Марганець та його сполуки»

1. Який із оксидів є кислотним?

а) MnO; б) Mn 2 O 3;

в) MnO 2; г) Mn 2 O 7 .

2. З'єднання, що містить , в середовищі з рН

3. У реакції окислення сульфату заліза(II) перманганатом калію в сірчанокислому середовищі сума коефіцієнтів перед реагентами дорівнює:

а) 11; б) 15; в) 16; г) 20.

4. У якій із перелічених сполук атом марганцю має максимально можливий ступінь окиснення?

а) перманганат калію; б) манганат калію;

в) сульфід марганцю; г) марганцева кислота.

5. У якому із оксидів марганцю максимальна масова частка кисню?

а) MnO; б) Mn 2 O 3; в) MnO 2; г) Mn 2 O 7 .

6. Щільність 36,2% розчину сірчаної кислоти становить 1,27 г/мл. Розрахуйте молярну концентрацію (моль/л) кислоти в цьому розчині.

а) Недостатньо даних для вирішення задачі;

б) 4,7; в) 36,2; г) 0,0047.

7. Скільки електронів містить перманганат-іон?

в) 58; г) 120.

8. Яку масу йодиду калію (г) окислили перманганатом калію в солянокислому розчині, якщо при цьому утворилося 6,3 г солі марганцю?

а) 8,3; б) 4,15; в) 16,6; г) 41,5.

9. Сума всіх коефіцієнтів реакції окислення свіжоосадженого гідроксиду заліза(II) перманганатом калію у водному розчині становить:

а) 5; б) 6; о 8; г) 11.

10. Число зв'язків у молекулі марганцової кислоти дорівнює:

а) 5; б) 3; о 6; г) 0.

Ключ до тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
г	в	г	а, г	г	б	в	г	г	б

Якісні завдання на обговорення
попарної взаємодії речовин

Завдання даного типу зручно вирішувати за допомогою грат Плетнера. При цьому необхідно враховувати можливість перебігу альтернативних реакцій (у разі утворення кислих та середніх солей, у разі невідомої концентрації кислот-окислювачів тощо).

1. Обговоріть можливість попарної взаємодії між такими речовинами: соляна кислота, хлорид кальцію, нітрат срібла, карбонат калію, гідроксид натрію, хлор. Напишіть рівняння реакцій.

Рішення

Вирішуємо за допомогою грат Плетнера.

Речовини	HCl	CaCl 2	AgNO 3	K 2 CO 3	NaOH	Cl 2
HCl	–	–	+ (1-е рівняння)	+ (2-е рівняння)	+ (3-е рівняння)	–
CaCl 2	–	–	+ (4-е рівняння)	+ (6-е рівняння)	+ (7-е рівняння)	–
AgNO 3	+ (1-е рівняння)	+ (4-е рівняння)	–	+ (5-е рівняння)	+ (8-е рівняння)	–
K 2 CO 3	+ (2-е рівняння)	+ (6-е рівняння)	+ (5-е рівняння)	–	–	–
NaOH	+ (3-е рівняння)	+ (7-е рівняння)	+ (8-е рівняння)	–	–	+ (9-е та 10-е рівняння)
Cl 2	–	–	–	–	+ (9-е та 10-е рівняння)	–

1) HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3 .

2) 2HCl + K 2 CO 3 = 2KCl + H 2 O + CO 2 .

3) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.

4) CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl + Ca(NO 3) 2 .

5) 2AgNO 3 + K 2 CO 3 = Ag 2 CO 3 + 2KNO 3 .

6) CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 + 2KCl.

7) CaCl 2 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + 2NaCl.

8) 2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O.

9) 2NaOH + Cl 2 NaCl + NaClO + H 2 O.

10) 6NaOH + 3Cl 2 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Відповідь. 9 варіантів можливих попарних

2. Які з перерахованих речовин реагуватимуть між собою: мідь, концентрована азотна кислота, вуглець, сірка, алюміній, хлорид заліза(III), карбонат натрію? Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. 14 варіантів можливих попарних
взаємодій (14 рівнянь реакцій).

3. Визначте, які речовини можуть взаємодіяти між собою: цинк, хлор, чадний газ, оксид натрію, гідроксид натрію, азотна кислота, хлорид міді(ІІ). Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. 12 варіантів можливих попарних
взаємодій (15 рівнянь реакцій).

4. Які з цих речовин можуть взаємодіяти між собою: бром, гідроксид калію, аміак, соляна кислота, йодид калію, цинк. Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. 8 варіантів можливих попарних
взаємодій (10 рівнянь реакцій).

5. Визначте, які речовини можуть взаємодіяти між собою: кальцій, вода, оксид міді(II), водень, гідроксид кальцію, концентрована сірчана кислота, йодид натрію. Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. 7 варіантів можливих попарних
взаємодій (7 рівнянь реакцій).

6. Обговоріть можливість попарної взаємодії між такими речовинами: сульфат натрію, ацетат свинцю (II), сульфід калію, хлорид алюмінію, нітрат барію. Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. 5 варіантів можливих попарних
взаємодій (5 рівнянь реакцій).

*Знак (+/–) означає, що ця реакція протікає не з усіма реагентами або в специфічних умовах.

Далі буде

Окисно-відновні процеси лежать в основі найважливіших явищ живої та неживої природи: горіння, розкладання складних речовин, синтезу органічних сполук. Перманганат калію, властивості якого ми вивчимо в нашій статті, відноситься до застосовуваних у лабораторних та промислових умовах. Його окислювальні здібності залежать від ступеня окислення атома, що змінюється в ході реакції. Розглянемо це на конкретних прикладах, що відбуваються за участю молекул KMnO 4 .

Характеристика речовини

Розглянута нами сполука (перманганат калію) одна із найбільш застосовуваних у промисловості речовин - сполук марганцю. Сіль представлена ​​кристалами у вигляді правильних призмтемно- фіолетового кольору. Вона добре розчиняється у воді і утворює розчин малинового кольору, що має прекрасні бактерицидні характеристики. Тому речовина знайшла широке застосування як у медицині, так і в побуті як бактерицидний засіб. Як і інші сполуки семивалентного марганцю, сіль здатна окислювати багато сполук органічної та неорганічної природи. До розкладання перманганату калію вдаються хімічні лабораторіїдля одержання невеликих обсягів чистого кисню. З'єднання окислює сульфітну кислоту в сульфатну. У промисловості KMnO 4 застосовується виділення газоподібного хлору з соляної кислоти. Воно також окислює більшість органічних речовин, здатне переводити солі двовалентного заліза форму його тривалентних сполук.

Досліди з марганцівкою

Речовина, що в побуті називається марганцівкою, при нагріванні розкладається. У продуктах реакції виявляється вільний кисень, двоокис марганцю та нова сіль - K 2 MnO 4 . У лабораторії цей процес проводять для одержання чистого кисню. Хімічне рівняння розкладання перманганату калію можна так:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Суху речовину, що є фіолетовими кристалами у вигляді правильних призм, нагрівають до температури +200 °C. Катіон марганцю, що у складі солі, має ступінь окислення, рівну +7. Вона знижується у продуктах реакції до величин +6 та +4 відповідно.

Окислення етилену

Газоподібні вуглеводні, які стосуються різних класів органічних сполук, мають як одинарні, і кратні зв'язки між атомами вуглецю у складі своїх молекул. Як визначити присутність пі-зв'язків, що лежать в основі ненасиченого характеру органічної сполуки? Для цього проводять хімічні досліди, пропускаючи досліджувану речовину (наприклад, етен або ацетилен) через фіолетовий Спостерігається його знебарвлення, оскільки ненасичений зв'язок руйнується. Молекула етилену окислюється і з ненасиченого вуглеводню перетворюється на двоатомний граничний спирт - етиленгліколь. Ця реакція є якісною на наявність подвійних чи потрійних зв'язків.

Особливості хімічних проявів KMnO4

Якщо ступеня окиснення реагентів та продуктів реакції змінюються, значить відбувається реакція окиснення-відновлення. У основі лежить явище переміщення електронів від одних атомів до іншим. Як і у разі розкладання перманганату калію, так і в інших реакціях, речовина виявляє яскраво виражені властивостіокислювача. Наприклад, у підкисленому розчині сірчистокислого натрію та перманганату калію утворюється сульфати натрію, калію та марганцю, а також вода:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 0.

У цьому випадку іон сірки є відновником, а марганець, що входить у складний аніон MnO 4 - проявляє властивості окислювача. Він приймає п'ять електронів, тому ступінь його окиснення знижується з +7 ​​до +2.

Вплив середовища на перебіг хімічної реакції

Залежно від концентрації іонів водню чи гідроксильних груп розрізняють кислий, лужний чи нейтральний характер розчину, у якому відбувається окислювально-відновна реакція. Наприклад, при надмірному вмісті катіонів водню, іон марганцю зі ступенем окислення +7 перманганаті калію знижує її до +2. У лужному середовищі, за високої концентрації гідроксильних груп, сульфіт натрію, взаємодіючи з перманганатом калію, окислюється до сульфату. Іон марганцю зі ступенем окислення +7 переходить у катіон із зарядом +6, що знаходиться в складі K 2 MnO 4 розчин якого має зелене забарвлення. У нейтральному середовищі сульфіт натрію та перманганат калію реагують між собою, при цьому осаджується двоокис марганцю. Ступінь окиснення катіону марганцю зменшується з +7 ​​до +4. У продуктах реакції також виявляються сульфат натрію та луг - гідроксид натрію.

Застосування солей марганцевої кислоти

Перманганату калію при нагріванні та інші окисно-відновні процеси, що проходять за участю солей марганцевої кислоти, часто використовуються у промисловості. Наприклад, окислення багатьох органічних сполук, виділення газоподібного хлору із соляної кислоти, перетворення солей двовалентного заліза на тривалентне. У сільському господарствірозчин KMnO 4 застосовують для передпосівної обробки насіння та ґрунту, в медицині їм обробляють поверхню ран, дезінфікують запалені слизові оболонки носової порожнини, використовують для знезараження предметів особистої гігієни.

У нашій статті ми не лише докладно вивчили процес розкладання перманганату калію, але й розглянули його. окисні властивостіта застосування в побуті та промисловості.

Перманганат каліюмарганцевокислого калію, калієва сіль марганцевої кислоти. Формула: KMnO 4. Прекурсор (IV список прекурсорів ПККН).

Найпоширеніша назва у побуті — «марганцівка». Його продаж заборонено в українських аптеках.

Фізичні властивості

Зовнішній вигляд: темно-фіолетові кристали з металевим блиском. Показник заломлення 1,59 (20 ° C). Розчиняється у воді, рідкому аміаку, ацетоні (2: 100), метанолі, піридині.

Термодинамічні властивості

Хімічні властивості

Є сильним окислювачем. Залежно від pH розчину окислює різні речовини, відновлюючись до сполук марганцю різного ступеня окиснення У кислому середовищі — до сполук марганцю (II), у нейтральному — до сполук марганцю (IV), сильно лужному — до сполук марганцю (VI). Приклади реакцій наведені нижче (на прикладі взаємодії з сульфітом калію:

• У кислийсередовищі: 2KMnO 4 + 5K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 → 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O;
• в нейтральному середовищі: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O → 3K 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH;
• в лужнийсередовищі: 2KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2K 2 MnO 4 + H 2 O;
  • в лужнийсередовищі: на холоді: KMnO4+K2SO3+KOH → K2SO4+K3MnO4+H2O.

Однак слід зазначити, що остання реакція (у лужному середовищі) протікає за вказаною схемою тільки при нестачі відновлення та високої концентрації лугу, який забезпечує уповільнення гідролізу калію манганату.

При зіткненні із концентрованою сірчаною кислотою перманганат калію вибухає, проте при акуратному з'єднанні з холодною кислотою реагує з утворенням нестійкого оксиду марганцю (VII):

2KMnO 4 + 2H 2 SO 4 → 2KHSO 4 + Mn 2 O 7 + H 2 O, при цьому як проміжний продукт може утворюватися цікаве поєднання — оксосульфат марганцю MnO 3 HSO 4. За реакції з фторидом йоду (V) можна отримати аналогічний окс : KMnO 4 + IF 5 → KF + IOF 3 + MnO 3 F

При нагріванні розкладається з виділенням кисню (в такий спосіб користуються в лабораторії для отримання чистого кисню). Схему реакції спрощено можна уявити рівнянням:

2KMnO 4 → (t) K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Насправді реакція протікає набагато складніше, наприклад, при дуже сильному нагріванні її можна приблизно описати рівнянням:

5KMnO 4 → (t) K 2 MnO 4 + K 3 MnO 4 + 3MnO 2 + 3O 2

Реагує із солями двовалентного марганцю, наприклад:

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Ця реакція в принципі зворотна дисмутації K 2 MnO 4 MnO 2 і KMnO 4.

• Водні розчини калію перманганату термодинамічно нестабільні, але кінетично досить стійкі. Їх збереження різко підвищується під час зберігання у темряві.

Застосування

Застосування цієї солі найчастіше ґрунтується на високій окисній здатності перманганат-іону, що забезпечує антисептичну дію.

Медичне застосування

Розведені розчини (близько 0,1%) перманганату калію знайшли широке застосування в медицині як антисептичний засіб для полоскання горла, промивання ран, обробки опіків. Як блювотний засіб для вживання при деяких отруєннях використовують розведений розчин.

Фармакологічна дія

Антисептичний засіб. При зіткненні з органічними речовинамивиділяє атомарний кисень. Оксид, що утворюється при відновленні препарату, утворює з білками комплексні сполуки — альбумінати (за рахунок цього калію перманганат у малих концентраціях має в'яжучу, а в концентрованих розчинах — подразнюючу, припікаючу та дубильну дію). Дезодоруючим ефектом. Ефективний при лікуванні опіків та виразок. Здатність калію перманганату знешкоджувати деякі отрути лежить в основі використання його розчинів для промивання шлунка при отруєннях невідомою отрутою та харчових токсикоінфекціях. При потраплянні всередину всмоктується, діючи (призводить до розвитку метгемоглобінемії). Використовується також у гомеопатії.

Показання

Змащування виразкових та опікових поверхонь – інфіковані рани, виразки та опіки шкіри. Полоскання порожнини рота та ротоглотки – при інфекційно-запальних захворюваннях слизової оболонки порожнини рота та ротоглотки (у тому числі при ангінах). Для промивання та спринцювання при гінекологічних та урологічних захворюваннях – кольпіти та уретрити. Для промивань - шлунка при отруєннях, викликаних прийомом внутрішньо алкалоїдів (морфін, аконитин, нікотин), синільною кислотою, фосфором, хініном; шкіри - при попаданні на неї аніліну; очей - при поразці їх отруйними комахами.

Протипоказання

Гіперчутливість.

Побічні дії

Алергічні реакції, при використанні концентрованих розчинів - опіки та подразнення. Передозування. Симптоми: різкий біль у порожнині рота, по ходу стравоходу, в животі, блювання, діарея слизова оболонка порожнини рота та глотки - набрякла, темно-коричневого, фіолетового кольору, можливий набряк гортані, розвиток механічної асфіксії, опікового шоку, рухового явищ паркінсонізму, геморагічного коліту, нефропатії, гепатопатії. При зниженій кислотності шлункового соку можливий розвиток метгемоглобінемії з вираженим ціанозом та задишкою. Смертельна доза для дітей – близько 3 г, для дорослих – 0.3-0.5 г/кг.

Лікування:метиленовий синій (50 мл 1% розчину), аскорбінова кислота (в/в – 30 мл 5% розчину), ціанокобаламін – до 1 мг, піридоксин (в/м – 3 мл 5% розчину).

Спосіб застосування та дози

Зовнішньо, у водних розчинах для промивання ран (0.1-0.5%), для полоскання рота та горла (0.01-0.1%), для змащування виразкових та опікових поверхонь (2-5%), для спринцювання (0.02-0.1%) у гінекологічній та урологічній практиці, а також промивання шлунка при отруєннях.

Взаємодія

Хімічно несумісний із деякими органічними речовинами (вугілля, цукор, танін) та з речовинами, які легко окислюються — може статися вибух.

Інші сфери застосування

• Застосовується визначення перманганатної окислюваності в оцінці якості води за ГОСТ 2761-84 методом гнізд.
• Лужний розчин перманганату калію добре відмиває лабораторний посуд від жирів та інших органічних речовин.
• Розчини (концентрації приблизно 3 г/л) широко використовуються для тонування фотографій.
• У піротехніці застосовують як сильний окисник.
• Застосовують як каталізатор розкладання перекису водню в космічних рідинно-ракетних двигунах.
• Водний розчин пермаганату калію використовується для травлення дерева, як морилка.
• Водний розчин застосовується для виведення татуювань. Результат досягається за допомогою хімічного опіку, при якому відмирають тканини, які містять барвник. Цей метод мало чим відрізняється від простого зрізання шкіри, зазвичай він менш ефективний і неприємний, оскільки опіки гояться набагато довше. Татуювання не видаляється повністю, на його місці залишаються шрами.
• Перманганат калію або біхромат натрію використовуються як окислювач при отриманні метану, і парафталевих кислот з метою параксилолу відповідно.

Отримання

Хімічна або електрохімічна окислення сполук марганцю, диспропорціонування манганату калію. Наприклад:

2MnO 2 + 3 Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O 2K 2 MnO 4 + Cl 2 → 2KMnO 4 + 2KCl 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O → 2KMnO 4 + Mn 2H 2 O → 2KMnO 4 + H 2 + 2KOH

Остання реакція відбувається при електроліз концентрованого розчину манганату калію і є ендотермічним. Вона є основним промисловим способом одержання перманганату калію.