Уравнение реакции марганца и железа

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6df64a7b2c153a7d • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

«Особенности химии марганца, железа, кобальта»

«Особенности химии марганца, железа, кобальта»

1. Марганец и его соединения.

2. Железо и его соединения.

3. Кобальт и его соединения.

Распространение в природе и получение

В природе распространен только стабильный изотоп. В литосфере содержится 8·10-2 % (маc.) марганца. Не встречаясь в свободном виде, он входит в состав различ­ных руд; важнейшие из них: пиролюзит МnО2, браунит Мn2О3, гаусманит Мn3O4 и др.

Из оксидов марганец получают методом кремнийтермии:

MnO2 + Si → Mn + SiO2

при этом получается марганец 94%-ной чистоты. Чистый (до 99,9% (маc.) марганец получают электролизом водного раствора сульфата (или хлорида) марганца.

Чистый марганец – это серебристо-белый, твердый и хрупкий металл плотностью 7,44 г/см3 с температурой плавления 1244°С. На воздухе покрывается защитной оксидной пленкой. Известны четыре кристаллические формы марганца, из которых наиболее устойчива форма с кубической объемно центрированной решеткой.

Марганец проявляет довольно высокую химическую активность. При нагревании он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими неметаллами с образованием соответствующих бинарных соединений. Марганец не реагирует с водородом.

В ряду напряжений металлов марганец находится до водорода. Он взаимодействует с водой: при комнатной температуре медленно, при повышении температуры скорость реакции возрастает:

Мn (порошок) + 2H2О (пар) → Mn(OH)2 + H2

Марганец легко растворяется как в разбавленных неокисляющих кислотах (например, в хлороводородной), так и в кислотах-окислителях (например, в азотной) с образованием солей Мn2+. Из соляной и разбавленной серной кислот марганец вытесняет водород:

Мn + 2H+ → Mn2+ + Н2

Концентрированную серную кислоту он восстанавливает до оксида серы (IV): Мn + 2H2SO4 → MnSO4 + SO2­+ 2Н2О

а азотную – до оксида азота (II):

3Mn + 8HNO3 (разб.) → 3Mn(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O

При нагревании марганец реагирует с простыми веществами:

Mn + O2 MnO2

Mn + Cl2 MnCl2

Mn + S MnS

Марганец в своих соединениях может находиться в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми яв­ляются соединения Мn (II), Мn (IV) и Мn (VII).

С кислородом марганец образует пять простых оксидов: оксид марганца (II) МnО, оксид марганца (III) Мn2О3, оксид марганца (IV) МnО2, оксид марганца (VI) МnО3 и оксид марганца (VII) Мn2О7. Име­ется и смешанный оксид марганца (II, III) Мn3О4 (или МnО·Мn2О3). В ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный – усиливается: оксиды (II) и (III) – основные; оксид (IV) амфотерен; высшие оксиды проявляют кислотные свойства:

МnО Мn2O3 МnО2 МnO3 (не получен) Мn2О7

основные оксиды амфотерный кислотные оксиды

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 = H2MnO4 HMnO4

основания амфотерный кислоты

Биологическое значение марганца

Марганец играет важную роль в жизнедеятельности всех организмов. По содержанию в земной коре (0,1%) он превосходит все тяжелые металлы и уступает только железу. В почвах марганец присутствует в виде оксидов и гидроксидов, которые могут образовывать самостоятельные конкреции или осаждаться на других почвенных частицах. В почвенных растворах марганец находится в виде аквакатионов или других комплексных ионов. Содержащийся в почвах марганец не только жизненно необходим растениям, но он также контролирует поведение ряда других питательных микроэлементов, оказывая существенное влияние на окислительно-восстановительный потенциал почв и их рН. Растения активно поглощают марганец в виде аквакатиона [Мn(Н2О)6]2+. Он не образует нерастворимые комплексные соединения с орга­ническими лигандами и быстро переносится в растениях от корней к листьям. Наиболее важная функция марганца в растении – участие в окислительно-восстановительных реакциях. Он входит в состав ферментов: аргиназы и фосфотрансферазы, а также ферментного комплекса Н2О-дегидро-геназы. Дегидрогеназы изолимонной и яблочной кислот – ферменты, без кото­рых не может работать цикл Кребса – один из важнейших биохимических циклов любой живой клетки, вырабатывающий энергию и запасающий её в аденозинтрифосфате. Для восполне­ния недостатка марганца в почвах вносят марганцевые удобрения. Чаще всего это пентагидрат сульфата марганца MnSO4· 5Н2О, водный раствор которого используют для некорневых подкормок и обработки семян. Эту же соль добавляют в макроудобрения (суперфосфаты и аммофос) на конечных стадиях их производства, перед гранулированием. Применяют также марганцевый шлам – отход металлургических обогатительных фабрик.

Учитывая высокое природное содержание марганца в почвах (в среднем около 600-900 мг/кг), его не относят к металлам, загрязняющим почвы. Однако при продолжительном использо­вании сточных вод, содержащих большие количества этого эле­мента, он может оказывать токсическое воздействие на некоторые виды растений.

Недостаток марганца в почвах приводит к заболеваниям растений (отмирают отдельные участки листьев, замедляется рост семян и т. п.). Недостаток марганца у животных приводит к ухудшению роста костей и понижению репродуктивной функции. Соединения Мn2+ малотоксичны, перманганаты токсичны вследствие их высокой окислительной способности. Отравления соедине­ниями марганца связаны, как правило, только с профессиональной деятельностью людей.

Природная смесь состоит из 4-х стабильных изотопов железа, получены два искусственных изотопа. Общее содержание железа в земной коре 4,65% (4-е место по распространенности среди элементов, 2-е – среди металлов). В самородном состоянии железо встречается редко, входит в состав минералов. Важнейшими железными рудами являются:

магнитный железняк (магнетит) Fe3O4,

красный железняк (гематит) Fe2O3,

бурый железняк Fe2O3·H2O,

железный колчедан (пирит) FeS2.

Железо – блестящий серебристо-белый металл. Обладает пластичностью, легко намагничивается и размагничивается.

1. Карботермическое восстановление природных соединений железа (получение технического железа) протекает в 3 стадии:

3Fe2O3 + СО 2Fe3O4 + СО2

Fe3O4 + СО 3FeO + СО2

FeO + СО Fe + СО2

2. Восстановление водородом чистого FeO:

FeO + Н2 Fe + Н2О

3. Электролиз водных растворов солей Fe2+:

FeС2О4 → Fe + 2СО2

Fe – металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов:

1. Горение: 3Fe + 2O2 Fe3O4

2. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой Т:

2Fe + Cl2 2FeCl3

Fe + S FeS

3. При высокой температуре (700–9000С) реагирует с парами воды: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑

4. Взаимодействует с разбавленной HCl и разбавленной H2SO4:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑

5. Взаимодействует с концентрированной H2SO4 и HNO3.

Концентрированная H2SO4 и HNO3 при обычной Т пассивируют железо. При сильном нагревании происходит медленное растворение:

2Fe + 6H2SO4 (конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

Fe + 4HNO3 (разб.) → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

6. Взаимодействие с солями менее активных металлов:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III).

Оксид железа (II) FeO – черный легко окисляющийся порошок. Он взаимодействует с кислотами, образуя соли железа (II), т. е. проявляет основные свойства. Получается восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II): Fe2O3 + CO 2FeO + CO2

Оксид железа (III) Fe2O3 – красно-бурый порошок, обладает основными свойствами (с признаками амфотерности), самое устойчивое природное кислородосодержащее соединение железа. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III) .

Оксид железа (II, III) Fe3O4 – встречается в природе в виде минерала магнетита. Хороший проводник тока, используется для изготовления электродов.

Оксидам соответствуют гидроксиды железа:

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 твердое вещество белого цвета, н. р. в воде, образуется при действии щелочей на соли железа:

FeCl2 + 2NaOH → 2NaCl + Fe(OH)2↓

В присутствии воздуха осадок белого цвета делается зеленоватым, а затем буреет, т. к. Fe2+ окисляются на катионы железа (III) Fe3+:

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О → 4 Fe(OH)3

Fe(OH)2 – проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3, образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочами на соли железа (III):

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем Fe(OH)2 т. к. у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а значит Fe2+ слабее удерживает гидроксид – ионы, т. е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.

Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей.

FeSO4 ·7H2O – гептагидрат сульфата железа (II) – железный купорос, применяют для борьбы с вредителями растений, приготовления минеральных красок.

FeCl3 – хлорид железа (III), как коагулянт при очистке воды, протрава при крашении тканей.

Fe2(SO4)3· 9H2O – нонагидрат сульфата железа (III), для травления металлов.

Fe(NO3)3 · 9H2O – нонагидрат нитрата железа (II), как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и утяжелитель шелка.

По своей значимости для растений и животных железо занимает промежуточное положение между макро — и микроэлементами. Поведение железа в окружающей среде определяется его способностью легко изменять степень окисления и образовывать химические связи с кислородом, серой и углеродом. Увеличение окислительно-восстановительного потенциала и рН почв приводит к осаждению железа. Наоборот, в кислых почвах и в присутствии восстановителей соединения железа растворяются. В почвах железо присутствует главным образом в виде оксидов (гематит, магнетит) и гидроксидов (гётит). В затопляемых содержащих серу почвах в восстановительных условиях образуется пирит FeS2. С органическим веществом почвы железо образует хелаты. Важную роль в миграции железа и обеспечении им корневой системы растений играет образование комплексных соединений с органическими веществами почвы. Большую роль в окислении и восстановлении железа в почвах играют микроорганизмы. Их деятельность сказывается на растворимости, а следовательно, и на доступности соединений железа для растений. Многие виды бактерий участвуют в образовании некоторых минералов железа. Увеличению подвижности железа способствуют антропогенные факторы: кислотные дожди, внесение подкисляющих почву удобрений и избыток органических удобрений. В кислых почвах с низким содержанием кислорода возрастает концентрация соединений Fe2+, которые могут быть токсичными для растений.

В засушливых районах на нейтральных и слабощелочных карбонатных почвах растения могут испытывать дефицит железа. В этих условиях возникает необходимость применения железных удобрений. Их используют также при выращивании растений на искусственных субстратах в условиях защищенного грунта. Чаще всего используют хелатное соединение диэтилентриаминпентаацетат железа (Fe-ДТПА). В тепличных хозяйствах применяют цитрат железа(II) Fe3(C6H5O7)2 ·3Н2О. Для некорневых подкормок используют сульфат железа(II) и хлорид железа(III).

Корни растений обычно поглощают железо в виде катионов Fe2+. Предварительно на их поверхности происходит восстановление Fe3+ до Fe2+. Перенос железа в растениях осуществляется в виде хелатных комплексных соединений, в которых лигандами служат цитрат-ионы. В растительных тканях железо связано с цитрат-ионами и ферредоксином. Дигидрофосфат-ионы связывают Fe3+ в FePO4 ·2Н2О и могут мешать поглощению железа растениями и его перемещению в них.

Определенные концентрации железа в растениях необходимы как для нормального развития растений, так и для правильного питания человека и животных. Железо играет чрезвычайно активную роль в жизнедеятельности любых организмов. Оно образует ферменты, катализирующие окислительно-восстановительные процессы, комплексы, служащие для переноса электронов, металлопротеины, являющиеся переносчиками кислорода. Так, важнейший фермент, с помощью которого азотфиксирующие организмы связывают молекулярный азот, содержит активный центр, в котором атомы железа и молибдена связаны с атомом серы. В организм животных и человека железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, свёкла). Потребность человека в железе на 1 кг веса следующая: дети – 0,6 мг, взрослые – 0,1 мг, беременные женщины – 0,3 мг железа в сутки. У женщин потребность несколько выше, чем у мужчин. Как правило, железа, поступающего с пищей, вполне достаточно, но в некоторых специальных случаях (анемия, а также при донорстве крови) необходимо применять железосодержащие препараты и пищевые добавки (Гематоген, Ферроплекс).

Столь же велика роль железа в процессах фотосинтеза и дыхания растений. В ферредоксинах, белках хлоропластов, содержащих кубические кластеры типа Fe4S4, железо, благодаря легкости превращения Fe2+ в Fe3+ служит электрическим мостом, по которому электрон переходит от возбужденно­го светом хлорофилла к окислителям.

В организмах высокоразвитых животных железо в степени окисления +3 переносится с потоком крови железосодержащими белками – трансферринами. Они не связывают Fe2+. Трансферрины доставляют Fe3+ к местам биосинтеза других железо­содержащих соединений: цитохромов и гемоглобина. Цитохромы – сложные белки, осуществляющие перенос электронов от окисляемых органических веществ к кислороду. Эти ферменты предназначены для синтеза аденозинтрифосфата (АТФ) и содержат гем, т. е. комплекс, имеющийся и в гемоглобине.

Природный кобальт – стабильный изотоп. В литосфере содержание кобальта приблизительно 0,002% (мас.).

Наиболее распространенные минералы – арсенид (кобальто­вый шпейс) CoAs2 и сульфоарсенид (кобальтовый блеск) CoAsS.

Чистый кобальт похож на железо: блестящий, вязкий металл плот­ностью 8,84 г/см3, тугоплавок, обладает магнитными свойствами, устойчив к действию воды и воздуха.

Кобальт обладает сравнительно низкой ре­акционной способностью. Он устойчив на воздухе при комнат­ной температуре и умеренном нагреве, не реагирует с водой и растворами сильных оснований. Медленно взаимодействует с растворами кислот с образованием солей Со2+:

Co + 2HCl (разб.) CoCl2 + H2­

Концентрированная серная и азотная кислота пассивирует кобальт. При температу­рах выше 300 °С он покрывается пленкой монооксида кобальта СоО. Прямым синтезом из элементов можно получить галогениды кобальта CoF3, СоС12, СоВr2 и Соl2:

Co + Cl2 CoCl2

При сильном нагревании химическая активность кобальта возрастает. При сплавлении он реагирует с углеродом, кремнием, серой с образованием кар­бидов, силицидов и сульфидов:

Co + S CoS

Гидриды и нитриды кобальта получены косвенным путем.

У кобальта два простых оксида: оксид кобальта (II) СоО и оксид кобальта (III) Со2О3, а также один смешанный оксид, в котором со­держится кобальт (II) и (III) Со3О4 (или СоО·Со2О3).

Оксид кобальта (II) СоО – амфотерный оксид. Он с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами.

Гидроксид кобальта (II) Со(ОН)2 получают при действии щелочей на растворы солей кобальта (II). Сначала выпадает синий осадок гидроксохлорида кобальта: СоС12 + NaOH → CoOHCl + NaCl,

но под действием избытка гидроксида натрия он переходит в розовый гидроксид кобальта (II): CoOHCl + NaOH → Со(ОН)2 + NaCl

Кислород воздуха (в присутствии воды) окисляет гидроксид ко­бальта (II) до темно-бурого гидроксида кобальта (III):

4Со(ОН)2 + О2 + 2Н2О → 4Со(ОН)3

Гидроксид кобальта (II) Со(ОН)2 – амфотерное основание. Он реаги­рует с разбавленными кислотами и концентрированными щелочами:

Со(ОН)2 + 2НСl разб. → СоСl2 + Н2О

Со(ОН)2 + 2NaOH → Na2[Co(OH)4]¯

При нагревании Со(ОН)2 без доступа воздуха образуется ок­сид кобальта(II) оливково-зеленого цвета: Со(ОН)2 → СоО + Н2О

При нагревании на воздухе он окисляется до Со3О4.

Соли кобальта (II) в безводном состоянии синего, а в водных раст­ворах (как и кристаллогидраты) розового цвета. Они достаточно устой­чивы и разнообразны.

Оксиду кобальта (III) Со2О3 соответствует гидроксид кобальта (III) Со(ОН)3 темно-коричневого цвета. Обычные соли кобальта (III) нестойки, но комплексные соединения прочны. Например, для кобальта характерны хлорид гексамминокобальта (III) [Со(NH3)6]С13 и гексанитрокобальтат (III) калия К3 [Со(NO2)6].

Реже в качестве комплексообразователя выступает кобальт (II), например тиоцианаты дают с ним комплексные ионы [Со (NCS)412- синего цвета:

Со2+ + 4NCS — → [Co(NCS)4]2-

Комплексные соединения кобальта (III) используют в химическом анализе.

Кобальт – незаменимый микроэлемент. Он повышает активность различных ферментов, действующих в организмах животных и растениях. Сине-зеленым водорослям и микроорганизмам он необходим для фиксации мо­лекулярного азота. Микроорганизмы синтезируют витамин В12, который является комплексным соединением кобальта. Витамин В12 активизирует биосинтез и повышает содержание белко­вого азота в растениях. Недостаток этого витамина в организмах животных и человека приводит к нарушению кроветворения и остановке роста. Потребность человека в кобальте составляет 3 мг/кг массы тела в день.

При недостатке кобальта в почвах вносят кобальтовые удобрения. Для этого в состав гранулиро­ванных минеральных удобрений, содержащих основные эле­менты питания растений, вводят небольшие (не более 0,1% Со) добавки содержащих кобальт промышленных отходов или гептагидрат сульфата кобальта CoSO4 ·7Н2О (кобальтовый купо­рос). Для некорневых подкормок и предпосевной обработки се­мян применяют растворы сульфата или хлорида кобальта (II).

В результате промышленной деятельности человека прежде всего при сжигании угля и мазута окружающая среда может за­грязняться кобальтом, который при высоких концентрациях токсичен для растений и животных.

Реакция взаимодействия оксида железа (III) и оксида марганца (II)

Реакция взаимодействия оксида железа (III) и оксида марганца (II)

Уравнение реакции взаимодействия оксида железа (III) и оксида марганца (II):

Реакция взаимодействия оксида железа (III) и оксида марганца (II).

В результате реакции образуется феррит марганца (II).

Реакция протекает при условии: при прокаливании реакционной смеси.

Формула поиска по сайту: Fe2O3 + MnO → MnFe2O4.

Реакция взаимодействия молибдена, гидроксида калия и хлората калия

Реакция взаимодействия алюмината лития и гидроксида кальция

Реакция взаимодействия гидросульфата калия и пероксида водорода

Выбрать язык

Популярные записи

Предупреждение.

Все химические реакции и вся информация на сайте предназначены для использования исключительно в учебных целях — только для решения письменных, учебных задач. Мы не несем ответственность за проведение вами химических реакций.

Химические реакции и информация на сайте
не предназначены для проведения химических и лабораторных опытов и работ.