Занятие по химии vii-й группы элементов

Частные аналитические реакции ионов Mn²⁺
1.5.5. Окисление висмутатом натрия NaBiO₃, протекает по уравнению:
2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Bi(NO₃)₃ + 5NaNO₃ + VIIH₂O.
Реакция идет на холоду. Выполнение реакции: к 1-2 каплям раствора соли марганца прибавляют 3-4 капли 6 М раствора HNO₃ и 5-6 капель H₂O, после чего вносят лопаточкой немного порошка NaBiO₃. перемешав содержимое пробирки, дают постоять 1-2 минуты, центрифугируют для отделения избытка висмутата натрия. В присутствии Mn²⁺ раствор становится фиолетовым в результате образования марганцевой кислоты, которая является одним из наиболее сильных окислителей.
1.5.6. Окисление двуокисью свинца PbО₂ в азотнокислой среде при нагревании:
2Mn(NO₃)₂ + 5РbО₂ + 6HNO₃ → 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2Н₂О.
Выполнение реакции: Берут немного порошка PbO₂ и помещают в пробирку, туда же добавляют 4-5 капель 6 M HNO₃, нагревают при перемешивании. Появление фиолетовой окраски свидетельствует о наличии Mn²⁺.
1.5.VII. Важное значение в анализе имеют реакции Mn²⁺ c карбонатами щелочных металлов, гидрофосфатом натрия, реакции окисления персульфатом аммония, окисление бензидина соединениями Mn⁴⁺, восстановление AgCl до металлического серебра ионами Mn²⁺.


1.2 Название химической элементы VII-й группы периодической системы
В главную подгруппу VII группы входят элементы фтор, хлор, бром, йод, астат.
Галогены (от греч. льт -- соль и гЭнпт -- рождение, происхождение; иногда употребляется устаревшее название галоиды) -- химические элементы VII группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева
Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены -- энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов Mn Tc Re уменьшается.
Все галогены -- неметаллы. На внешнем энергетическом уровне VII электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены (кроме фтора) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +VII.
Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.
Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причём объёмы производства хлора значительно выше, чем трёх других стабильных галогенов.
В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который оченьмалорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF₂).
Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы E_o(F₂/F^?) = +2,8VII В и E_o(Cl₂/Cl^?) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F^? и Cl^? можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химикомАнри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте.
В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции.
полуреакция на катоде.
Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O₂, чем к Cl₂ (таким материалом является, в частности, RuO₂).
В современных электролизёрах катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na⁺ переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl^? в Cl₂) и накапливаются у катода (образование OH^?). Перемещение OH^? в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH^? реагировал бы с Cl₂ и сводил на нет весь результат.
Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br₂ и I₂ удаляются из раствора потоком воздуха.