Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

H_возг. 298, ^кДж/_моль. 280

E⁰₂₉₈ Mn²⁺ + 2e = Mn, В -1,78

В ряду напряжений марганец располагается до водорода. Он довольно активно взаимодействует с разбавленной HCl и H₂SO₄.В соответствии с устойчивыми степенями окисления взаимодействие марганца с разбавленными кислотами приводит к образованию катионного аквокомплекса [Mn(OH2)6]2+:

Mn + 2OH₃^- + 4H₂O = [Mn(OH₂)₆]²⁺ + H₂

Вследствие довольно высокой активности, марганец легко окисляется, в особенности в порошкообразном состоянии, при нагревании кислородом, серой, галогенами. Компактный металл на воздухе устойчив, так как покрывается оксидной плёнкой (Mn₂O₃), которая, в свою очередь, препятствует дальнейшему окислению металла. Ещё более устойчивая плёнка образуется при действии на марганец холодной азотной кислоты.

Для Mn²⁺ менее характерно комплексообразование, чем для других d-элемен-тов. Это связано с электронной конфигурацией d⁵ иона Mn²⁺. В высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d-орбитали. В результате, на орбиталях содержатся d-электроны как с высокой, так и с низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием поля лигандов, равен нулю.

Соединения Mn (II)

Большинство солей Mn(II) хорошо растворимы в воде. Мало растворимы MnO, MnS, MnF₂, Mn(OH)₂, MnCO₃ и Mn₃(PO₄)₂. При растворении в воде соли Mn(II) диссоциируют, образуя аквокомплексы [Mn(OH₂)₆]²⁺, придающие растворам розовую окраску. Такого же цвета кристаллогидраты Mn(II), например Mn(NO₃)₂  6H₂O, Mn(ClO₄)₂  6H₂O.

По химическим свойствам бинарные соединения Mn(II) амфотерны (преобладают признаки основных соединений). В реакциях без изменения степени окисления для них наиболее характерен переход в катионные комплексы. Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)₂, легко взаимодействуют с кислотами:

MnO + 2OH₃⁺ + 3H₂O = [Mn(OH₂)₆]²⁺

Со щелочами они реагируют только при достаточно сильном и длительном нагревании:

Mn(OH)₂ + 4OH^- = [Mn(OH)₆]^4-

Из гидроксоманганатов (II) выделены в свободном состоянии K₄[Mn(OH)₆], Ba₂[Mn(OH)₆] (красного цвета) и некоторые другие. Все они в водных растворах полностью разрушаются. По этой же причине ни металлический марганец, ни его оксид и гидроксид в обычных условиях со щелочами не взаимодействуют.

Оксид MnO (серо-зелёного цвета, т.пл. 1780⁰ C) имеет переменный состав (MnO-MnO_1,5), обладает полупроводниковыми свойствами. Его обычно получают, нагревая MnO₂ в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO₃.

Поскольку MnO с водой не взаимодействует, Mn(OH)₂ (белого цвета) получают косвенным путём - действием щелочи на раствор соли Mn (II):

MnSO₄ (р) + 2KOH (р) = Mn(OH)₂ (т) + K₂SO₄ (р)

Кислотные признаки соединения Mn (II) проявляют при взаимодействии с однотипными производными щелочных металлов. Так, нерастворимый в воде Mn(CN)₂ (белого цвета) за счёт комплексообразования растворяется в присутствии KCN:

4KCN + Mn(CN)₂ = K₄[Mn(CN)₆] (гексацианоманганат (II))

Аналогичным образом протекают реакции:

4KF + MnF₂ = K₄[MnF₆] (гексафтороманганат (II))

2KCl + MnCl₂ = K₂[MnCl₄] (тетрахлороманганат (II))

Большинство манганатов (II) (кроме комплексных цианидов) в разбавленных растворах распадается.

При действии окислителей производные Mn (II) проявляют восстановительные свойства. Так, в щелочной среде Mn(OH)₂ легко окисляется даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)₂, получаемый по обменной реакции, быстро темнеет:

_{+2 +4}

6Mn(OH)₂ + O₂ = 2Mn₂MnO₄ + 6H₂O

В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов (VI) - производных комплекса MnO₄^2-:

_{+2 +5 +6 -1}

3MnSO₄ + 2KClO₃ + 12KOH = 3K₂MnO4 + 2KCl + 3K₂SO₄ + 6H₂O

^{сплавление}

Сильные окислители, такие, как PbO₂ (окисляет в кислой среде), переводят соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) - производные комплекса MnO^-₄:

_{+2 +4 +7 +2 +2}

2MnSO₄ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2PbSO₄ + 2H₂O

Последняя реакция используется в аналитической практике как качественная реакция на соединения марганца.

Соединения марганца в биологических системах

Марганец весьма интересен в биохимическом отношении. Точные анализы показывают, что он имеется в организмах всех растений и животных. Содержание его обычно не превышает тысячных долей процента, но иногда бывает значительно выше. Например, в листьях свёклы содержится до 0,03%, в организме рыжих муравьёв - до 0,05%, а в некоторых бактериях даже до нескольких процентов Mn. Опыты с кормлением мышей показали, что марганец является необходимой составной частью их пищи. В организме человека больше всего марганца (до 0,0004%) содержит сердце, печень и надпочечники. Влияние его на жизнедеятельность, по-видимому, очень разнообразно и сказывается главным образом на росте, образовании крови и функции половых желёз.

В избыточных против нормы количествах марганцовые соединения действуют как яды, вызывая хроническое отравление. Последнее может быть обусловлено вдыханием содержащей эти соединения пыли. Проявляется оно в различных расстройствах нервной системы, причём развивается болезнь очень медленно.

Марганец принадлежит к числу немногих элементов, способных существовать в восьми различных состояниях окисления. Однако в биологических системах реализуются только два из этих состояний: Mn (II) и Mn (III). Во многих случаях Mn (II) имеет координационное число 6 и октаэдрическое окружение, но он может также быть пяти- и семикоординационным (например, в [Mn(OH)₂ЭДТА]^2-). Часто встречающаяся у соединений Mn (II) бледно-розовая окраска связана с высокоспиновым состоянием иона d⁵, обладающим особой устойчивостью как конфигурация с наполовину заполненными d‑орбиталями. В неводном окружении ион Mn (II) способен также к тетраэдрической координации. Координационная химия Mn (II) и Mg (II) обладает известным сходством: оба катиона предпочитают в качестве лигандов сравнительно слабые доноры, как, например, карбоксильную и фосфатную группы. Mn (II) может заменять Mg (II) в комплексах с ДНК, причем процессы матричного синтеза продолжают протекать, хотя и дают иные продукты.

Незакомплексованный ион Mn (III) неустойчив в водных растворах. Он окисляет воду, так что при этом образуются Mn (II) и кислород. Зато многие комплексы Mn (III) вполне устойчивы (например, [Mn(C₂O₄)₃]^3- - оксалатный комплекс); обычно октаэдрическая координация в них несколько искажена вследствие эффекта Яна - Теллера.

Известно, что фотосинтез в шпинате невозможен в отсутствие Mn (II); вероятно, то же относится и к другим растениям. В организм человека марганец попадает с растительной пищей; он необходим для активации ряда ферментов, например дегидрогеназ изолимонной и яблочной кислот и декарбоксилазы пировиноградной кислоты.

Некоторые реакции с участием марганца:

1. 2Mg+O₂=2MgO (магний горит в кислороде воздуха ослепительно-белым пламенем).

2. Mg+2HCl=MgCl₂+H₂ (выделяемый кислород можно определить по пузырькам на поверхности металла и по взрыву при поджигании).

3. Mg+H₂O=Mg(OH)₂+H₂ (реакция идет очень медленно при кипячении).

4. Mg+2H₂O+2NH₄Cl=MgCl₂+2NH₄OH+H₂ (при проведении реакции ощущается характерный запах аммиака). В этой и предыдущей реакции образующийся MgCl₂ можно определить с помощью реакции

MgCl₂+2AgNO₃=2AgCl+Mg(NO₃)₂.

1. MgO+MgCl₂+H₂O=2MgOHCl (образование магнезиального цемента). Через некоторое время цемент затвердевает.

2. MgO+H₂O=Mg(OH)₂ (реакция идет при нагревании). Образующийся Mg(OH)₂ в этой и следующей реакции можно определить по фиолетовому окрашиванию добавляемого раствора фенолфталеина.

3. MgSO₄+2NaOH=Mg(OH)₂+Na₂SO₄ (выпадает желтоватый осадок Mg(OH)₂).

4. MgCl₂+Na₂CO₃=MgCO₃+2NaCl (выпадает белый осадок MgCO₃).

5. MgCO₃+2HCl=MgCl₂+CO₂+H₂

MgCl₂+2AgNO₃=2AgCl+Mg(NO₃)₂

Ca(OH)₂+CO₂=CaCO₃+H₂O.

1. MgCl₂+NaOH=Mg(OH)₂+2NaCl

Кальций – один из пяти (O, C, H, N, Ca) наиболее распространенных элементов в организме человека. Содержание его в организме составляет около 1700г на 70кг массы. Ионы Ca²⁺ участвуют в структурообразовании (Ca составляет основу костной ткани), сокращении мышц, функционировании нервной системы. От содержания ионов Ca²⁺ зависит проницаемость клеточных мембран. Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих женщин, регулирования нормального ритма сокращений сердца, а также осуществления процесса свёртывания крови. Свёртывание крови можно ускорить, вводя в организм избыточное количество солей кальция, например при кровотечении. Ежедневная доза кальция, необходимая организму, составляет примерно 1г. При понижении содержания Ca в крови он начинает вымываться кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к размягчению и искривлению костного скелета. Недостаток Ca в плазме крови может вызвать судороги мышц и даже конвульсии (сильные судороги всех мышц). Образование камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей Ca в результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма.

Из соединений Ca и Mg имеют большое значение следующие:

Гидроксид Ca (гашёная известь) Ca(OH)₂ используется в санитарной практике для дезинфекций. Кроме того, в форме известковой воды (насыщенный водный раствор Ca(OH)₂) применяется наружно и внутрь в качестве противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства.

Сульфат магния (горькая соль) MgSO₄7H₂O применяется внутрь как слабительное. Сульфат Mg применяют также при лечении столбняка, хори и других судорожных состояний. При гипертонии его вводят в вену, а как желчегонное – в двенадцатиперстную кишку.

Хлорид кальция CaCl₂ применяют как успокаивающее средство при лечении неврозов, при бронхиальной астме, туберкулёзе.

Жжёный гипс 2CaSO₄H₂O получается путём прокаливания природного гипса CaSO₄2H₂O при 150-180 ⁰С. При замешивании с водой он быстро твердеет, превращается опять в кристаллический гипс CaSO₄2H₂O. На этом свойстве основано применение его в медицине для гипсовых повязок при переломах костей.

Карбонат кальция CaCO₃ практически нерастворим в воде. Применяется внутрь не только как кальциевый препарат, но и средство, адсорбирующее и нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идёт также для изготовления зубного порошка.

D-ЭЛЕМЕНТЫ.

Ионы d-элементов (Zn,Mn,Fe,Cu,Co,Mo,Ni) имеют незаполненные d-электронные слои. Это обуславливает различные степени окисления d-элементов, их способность участвовать в различных окислительно-восстановительных превращениях, возможность образовывать комплексные соединения.

По сравнению с рассмотренными выше s-элементами, d-элементы содержатся в организме в значительно меньших количествах. Однако их роль в течении физиологических и патологических процессов в организме человека огромна.

ЦИНК.

Характеристики

Список файлов реферата