Законы химии

Взаимодействие с основаниями и солями

Угольная кислота вступает в реакции нейтрализации с растворами оснований, образуя средние и кислые соли -- карбонаты и гидрокарбонаты соответственно:

(конц.)

(разб.)

При взаимодействии угольной кислоты с карбонатами образуются гидрокарбонаты:

(сода)

Карбонат натрия Na2CO3 - сода - важнейший продукт химической промышленности.

Применяется:

1. Для снижения жесткости воды, так как соли кальция и магния, присутствие которых обуславливает жесткость воды, взаимодействуют с карбонатом натрия с образованием осадка:

CaCl2 + Na2CO3 = 2NaCl + CaCO3v (1)

2. В качестве моющего средства, так как раствор соды обладает щелочной реакцией вследствие гидролиза (взаимодействия с водой):

CO32 - + HOH = HCO3- + OH - (2) (гидролиз карбонатов)

3. В производстве стекла, мыла. В нефтяной, целлюлозно-бумажной промышленности.

Соду в промышленности получают прокаливанием гидрокарбоната натрия - питьевой соды:

2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2^

49. Соединения Силицию. Химические свойства силанов. Силикатов. Отношение силикатов к воде

В природе кремний -- второй по распространенности после кислорода химический элемент. Земная кора более чем на четверть состоит из его соединений. Наиболее распространенным соединением кремния является его диоксид SiO2, другое его название -- кремнезем. В природе он образует минерал кварц (рис. 46) и многие разновидности, такие, как горный хрусталь и его знаменитая лиловая форма -- аметист, а также агат, опал, яшма, халцедон, сердолик, которые известны как поделочные и полудрагоценные камни. Диоксид кремния -- это также обычный и кварцевый песок. Важнейшее соединение кремния -- оксид SiO2 необходим для жизни растений и животных. Он придает прочность стеблям растений и защитным покровам животных.

Силани, насичені кремневодні -- ряд насичених сполук Кремнію та Гідрогену загальної формули SinH2n+2. За своїми фізичними і хімічними властивостями силани схожі на алкани; також вони можуть утворювати лінійні та розгалужені ізомери.

Багато силани на повітрі запалали і згорають з великим виділенням тепла:

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O.

Силани - кислотні гідриди, активно взаємодіють з лугами:

SiH4 + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 4H2.

У нейтральному і кислому середовищі силани стійкі.

Силан є сильним відновником:

SiH4 + 2AgCl = SiH3Cl + HCl + 2Ag.

При нагріванні він розкладається:

SiH4 = Si + 2H2.

Утворюються при дії на силіцид магнію соляною кислотою:

Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4.

Силани хімічно менш стійкі, чим вуглеводні.

Второй тип природных соединений кремния -- это силикаты. Среди них наиболее распространены алюмосиликаты (понятно, что эти силикаты содержат алюминий). К алюмосиликатам относятся гранит, различные виды глин, слюды. Силикаты (от лат. silex -- камень) -- соли метакремниевой кислоты H2SiO3, например, Na2SiO3. Также концентрированные растворы силикатов калия или натрия называют жидким или растворимым стеклом. В природе встречается в виде минералов, а также являются основой горных пород, из которых состоит земная кора

· Гидролиз:

Na2SiO3 + H2O - NaHSiO3 + NaOH

50. Общая характеристика d-элементов VИИИ группы ПС. Элементы семьи железа. Добыча металлов. Отношение к кислороду воздуха, кислот

Валентные электроны этих элементов относятся к двум энергетическим уровням. В химических реакциях они легко отдают два электрона с 4s-подуровня, с образованием соединений в которых они проявляют валентность равную двум и степень окисления +2. При образовании соединений с более высокой валентностью и степенью окисления (+3), металлы отдают электроны с 4s-подуровня и с неполностью заполненного d-подуровня. У железа наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, у кобальта и никеля - +2. Элементы семейства железа в своих соединениях проявляют только положительные степени окисления. Таким образом, как и все d-элементы они образуют связи за счет орбиталей внешнего и предвнешнего слоев. Для элементов семейства железа существует большое число различных нестехиометрических соединений (Fe3P, Fe4N, CoP3, Ni6S5 и других). В промышленности металлы семейства железа получают главным образом в виде сплавов, которые являются важными конструкционными материалами. Металлические свойства и химическая активность в ряду Fe - Co - Ni понижается

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)FeO + C Fe + CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 NiO + C Ni + CO Co2O3 + 3C 2Co + 3CO

Фе. d- элемент VIII группы; порядковый номер - 26; атомная масса - 56; Металл средней активности, восстановитель.Основные степени окисления - +2, +3

Железо и его соединения

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O2 Fe3O42) При высокой температуре (700-900 C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O -t Fe3O4 + 4H23) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 -t 2FeBr3 Fe + S -t FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl FeCl2 + H2 Fe + H2SO4(разб.) FeSO4 + H2

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.) -t Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + 6HNO3(конц.) -t Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II) Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ Fe2+ + 2H2O

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3 [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe2+При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

3Fe2+ 3SO42- +6K + 2[Fe(CN)6]3 - Fe3[Fe(CN)6]2 + 6K+ + 3SO42- 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2

Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III) Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 + 6HCl -t = 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+ -t 2Fe3+ + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O -t = 2Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O = 2[Fe(OH)4]-

Гидроксид железа (III)Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка

Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3 + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3

Fe(OH)3 - более слабое основание, чем гидроксид железа (II).Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен,содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3 + H2O = [Fe(OH)]2+ + H+ [Fe(OH)]2 + H2O [Fe(OH)2] + H+

[Fe(OH)2]+ + H2O = Fe(OH)3 + H+

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

Кобальт и его соединенияПо химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HCl CoCl2 + H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных - +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 + 2KOH K2SO4 + Co(OH)2

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O 4Co(OH)3

Co(OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO: Co(OH)2 -t CoO + H2O

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)2 + 6NH3 [Co(NH3)](OH)2

Никель и его соединения Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах Ni + 2HCl NiCl2 + H2

Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

NiO + H2SO4 -t NiSO4 + H2O NiCl2 + 2NaOH -t Ni(OH)2(зелёный) + 2NaCl

Ni(OH)2 + H2SO4 NiSO4 + 2H2O

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:Ni(OH)2 + 6NH2 [Ni(NH3)6](OH)2 Когда железо ржавеет поверхности железа реагирует с кислородом в атмосфере с образованием оксида железа

51. Соединения железа (II), кобальта (II), никеля (II). Оксиды, гидроксиды, добычи. Отношение к кислороду воздуха, HNO3. Отношение солей Е (II) к воде. Комплексные соединения

Железо и его соединения

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O2 Fe3O42

При высокой температуре (700-900 C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O -t Fe3O4 + 4H23

Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 -t 2FeBr3 Fe + S -t FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl FeCl2 + H2 Fe + H2SO4(разб.) FeSO4 + H2

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.) -t Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + 6HNO3(конц.) -t Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II) Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ Fe2 + 2H2O

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3 [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6]

Качественная реакция на Fe2+При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2 + 6K+ + 3SO42- 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2

Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III) Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 + 6HCl -t 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+ -t 2Fe3+ + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O -t 2Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O 2[Fe(OH)4]-

Гидроксид железа (III)Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка

Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3 + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3

Fe(OH)3 - более слабое основание, чем гидроксид железа (II).Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен,содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O ? [Fe(OH)]2+ + H+ [Fe(OH)]2+ + H2O ? [Fe(OH)2]+ + H+

Fe(OH)2]+ + H2O ? Fe(OH)3 + H+

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

Кобальт и его соединенияПо химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HCl = CoCl2 + H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных - +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 + 2KOH = K2SO4 + Co(OH)2

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O 4Co(OH)3

Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

Co(OH)2 -t CoO + H2O

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)2 + 6NH3 [Co(NH3)](OH)2

Никель и его соединения Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

Ni + 2HCl NiCl2 + H2

Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

NiO + H2SO4 -t NiSO4 + H2O NiCl2 + 2NaOH -t Ni(OH)2 (зелёный) + 2NaCl

Ni(OH)2 + H2SO4 = NiSO4 + 2H2O

Ni(OH)2 + 6NH2 = [Ni(NH3)6](OH)2

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком: Когда железо ржавеет поверхности железа реагирует с кислородом в атмосфере с образованием оксида железа

52. Соединения элементов семейства железа (III). Оксиды, гидроксиды, добыча. Сравнение кислотно-основных и окислительно - восстановительных свойств. Качественные реакции на соединения Fe (II), Fe (III)

Оксид железа (III) Fe2O3. Самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа, которое встречается в виде минералов гематита или красного железняка. Получают прокаливанием гидроксида или нитрата железа (III), карбоната, сульфата железа (II) или пирита на воздухе.

Получение

Термическое разложение соединений солей железа(III) на воздухе:

Оксид железа (II, III) Fe3O4. Встречается в виде минерала магнетита (структура шпинели). Получают прокаливанием других оксидов железа или восстановлением водородом или СО.

Получение

· В природе встречаются большие залежи минерала магнетита -- Fe3O4 с различными примесями.

· Сжигание порошкообразного железа на воздухе:

· Действие перегретого пара на железо:

· Осторожное восстановление оксида железа(III) водородом:

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3. Образуется в виде красно-коричневого осадка при обработке растворов солей железа (III) гидроксидами или карбонатами щелочных металлов. Мало растворим в воде

Получение

· В природе встречается минерал лимнит (разновидность лимонита), по составу совпадает с Fe(OH)3.

· Действие щелочей на растворимые соли железа(III):

Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH)3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe2O3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты несуществующей в свободном виде кислоты HFeO2:

Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Качественная реакция на катионы железа (II) и (III) Fe2+, Fe3+. Данные катионы также образуют нерастворимые основания. Иону Fe2+ отвечает гидроксид железа (II) Fe(OH)2 - осадок белого цвета. На воздухе сразу покрывается зеленым налетом, поэтому чистый Fe(OH)2 получают в атмосфере инертых газов либо азота N2. Катиону Fe3+ отвечает метагидроксид железа (III) FeO(OH) бурого цвета. Примечание: соединения состава Fe(OH)3 неизвестно (не получено). Но все же большинство придерживаются записи Fe(OH)3.

Качественная реакция на

Fe2+:Fe2+ 2OH- = Fe(OH)2v

Fe(OH)2 будучи соединением двухвалентного железа на воздухе неустойчиво и постепенно переходит в гидроксид железа (III):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Fe3+:Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3v

Еще одной качественной реакцией на Fe3+ является взаимодействие с роданид-анионом SCN-, при этом образуется роданид железа (III) Fe(SCN)3, окрашивающий раствор в темно-красный цвет (эффект "крови"):

Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3

Роданид железа (III) легко "разрушается" при добавлении фторидов щелочных металлов:

6NaF + Fe(SCN)3 = Na3[FeF6] + 3NaSCN

Раствор становится бесцветным.

Очень чувствительная реакция на Fe3+, помогает обнаружить даже очень незначительные следы данного катиона.

53. Оксид и гидроксид марганца (II). Отношение этих соединений к кислороду воздуха, кислот, щелочей, гидроксида аммония, хлорида аммония. Соли Mn (II). Отношение к воде. Восстановительные свойства соединений Mn (II)

Оксид марганца (II) MnO. Встречается в природе в виде минерала манганозита. Мало растворим в воде. Обладает кислотными свойствами. При нагревании на воздухе может переходить в MnO2, Mn2O3, Mn3O4.

MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO2 водородом:

MnO2 + H2 = MnO + H2O

Гидроксид марганца (II) Mn(OH)2. Встречается в природе в виде минерала пирохроита. Мало растворим в воде. Проявляет слабо основные свойства. Окисляется на воздухе. Получение:

MnSO4 + 2NaOH ® Mn(OH)2Ї + Na2SO4

Mn2+ + 2OH- ® Mn(OH)2

Mn(OH)2 + 2HCl ® MnCl2 + 2H2O

Mn(OH)2 + 2H+ ® Mn2+ + 2H2O

На воздухе Mn(OH)2 быстро темнеет в результате окисления:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O ® 2[MnO2 * 2H2O]

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn2+ в MnO4-:

2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH -кат.CuSO4® 2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 ® 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 ® 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

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.

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:

6Mn(OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O

В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов

(VI) - производных комплекса MnO42-:

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

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

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

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

54. Оксид и гидроксид марганца (IV). Кислотно-основные свойства. Соли марганца (IV) катионного и анионного типа, их устойчивость. Окислительно - восстановительные свойства

Оксид марганцю (IV), діоксид марганцю (формула MnO2) -- порошок темно-коричневого кольору, нерозчинний у воді. Найстійкіша сполука марганцю, широко поширена в земній корі.За звичайних умов веде себе досить інертно. При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору:

4HCl + MnO2 >(t) MnCl2 + 2H2O + Cl2^

З сірчаною і азотною кислотами MnO2 розкладається з виділенням кисню:

2MnO2 + 2H2SO4 > 2MnSO4 + O2 + 2H2O

При взаємодії з сильними окислювачами діоксид марганцю окислюється до сполук Mn7+ та Mn 6+:

3MnO2 + KClO3 + 6KOH > 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

Діоксид марганцю проявляє амфотерні властивості. Так, при окисленні сірчанокислого розчину солі MnSO4 перманганатом калію в присутності сірчаної кислоти утворюється чорний осад солі

Mn(SO4)2. 2KMnO4 + 8H2SO4 (конц.) + 3MnSO4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O

При сплаві з лугами та основними оксидами MnO2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі манганіти: MnO2 + CaO > CaMnO3. Є каталізатором розкладання пероксиду (перекису) водню: 2H2O2 >(катализатор) 2H2O + O2^.

В щелочном растворе марганец устойчив. При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты: Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция: Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) -- сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде -- до соединений марганца (II), в нейтральной -- до соединений марганца (IV). Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 -- амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4 очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора.

55. Соединения марганца (VI). Манганаты водорода и металлов, термодинамическая устойчивость этих соединений. Отношение манганатом к воде. Окислительно-восстановительные свойства

Соединения марганца (VI) немногочисленны. Степень окисления +6 стабилизируется в манганат-ионе MnO42- (в растворе зеленого цвета), которой устойчив в щелочной среде, в нейтральной и кислой среде он диспропорционирует:

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.

Соответствующая кислота не выделена.Соединения марганца (VI) - сильные окислители:

K2MnO4 + 2HCl + KNO2 = MnO2 + H2O + KNO3 + 2KCl

При взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительное свойства:

2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Образуются при восстановлении перманганата в щелочной среде:

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

при сплавлении оксидов со щелочами в присутствии кислорода воздуха:

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O

при термическом разложении перманганата:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Марганец -- серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см3, температура плавления 1245oС. Марганец - активный металл, ряду напряжений он находится между алюминием и цинком. На воздухе марганец покрывается тонкой оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. В мелкораздробленном состоянии марганец окисляется легко. 3Mn + 2O2 = Mn3O4 - при прокаливаии на воздухе. Вода при комнатной температуре действует на марганец очень медленно, при нагревании -- быстрее: Mn + H2O = Mn(OH)2 + H2

Он растворяется в разбавленных соляной и азотной кислотах, а также в горячей серной кислоте (в холодной H2SO4 он практически нерастворим):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2

В окислительно-восстановительных реакциях KMnO4 (ион MnO4-) может восстанавливаться в различной степени. В зависимости от рН среды продукт восстановления может представлять собою ион Mn2+ (в кислой среде), MnO2 (в нейтральной или в слабо щелочной среде) или ион MnO42-(в сильно щелочной среде), например:

KMnO4 + KNO2 + KOH = K2MnO4 + KNO3 + H2O

в сильнощелочной среде

2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O

В кислой среде При нагревании в сухом виде перманганат калия уже при температуре около 200oС разлагается согласно уравнению:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Соответствующая перманганатам свободная марганцовая кислота HMnO4 в безводном состоянии не получена и известна только в растворе. Концентрацию ее раствора можно довести до 20%. HMnO4 - очень сильная кислота, в водном растворе полностью диссоциированная на ионы. Оксид марганца (VII), или марганцовый ангидрид, Mn2O7 может быть получен действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O

Как энергичный окислитель перманганат калия широко применяют в химических лабораториях и производствах, он служит также дезинфицирующим средством.

56. Перманганат калия. Добыча в лаборатории и промышленности. Окислительно - восстановительные свойства перманганата в зависимости от реакции среды

Перманганат калия (марганцовка) -- марганцовокислый калий, калиевая соль марганцевой кислоты. Химическая формула -- KMnO4. Представляет собой темно-фиолетовые, почти черные кристаллы, при растворении в воде образующие ярко окрашенный раствор малинового цвета.

Получение Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия. Например:

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде.

5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 ® 6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O

2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O ® 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

2MnO4- + 6H+ + 5SO32- ® 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении раствора K2SO3.

Реакции в нейтральной среде

3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O ® 3K2S+6O4 +2Mn+4O2Ї + 2KOH

2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- ® 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O

2MnO4- + H2O + 3SO32- ® 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде.

K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH ® K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O

SO32- + 2OH- + 2MnO4- ® SO42- + H2O + 2MnO42-

Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4.

57. Общая характеристика рения и технеция. Сравнение кислотно-основных, окислительно-восстановительных свойств

Технеций искусственный элемент. Впервые Tc был получен в 1937 при бомбардировке молибдена нейтронами и дейтерием.

Металлический технеций получают из пертехнетата аммония NH4TcO4, превращая его в оксид и восстанавливая последний водородом.

Рений. Металлический рений получают водородным восстановлением перрената аммония NH4ReO4. В природе рений встречается чаще в рудах молибдена, чем марганца, как можно было бы предполагать исходя из общности их подгруппы

Электронная конфигурация этих элементов, технеция Tc, рения Re характерна для переходных металлов. Каждый элемент имеет наполовину заполненную внутреннюю d-оболочку, т.е. имеет пять d-электронов на пяти d-орбиталях и 2 электрона на внешней s-орбитали. Исходя из факта наполовину заполненной каждой d-орбитали можно предсказать некоторые свойства элементов. Ни Tc, ни Re не растворяются в кислотах, не являющихся окислителями. Все металлы растворяются в HNO3, причем технеций и рений окисляются до M(VII), образуя HTcO4 и HReO4. Состояние M(VII) более стабильно для Tc и Re: Re2O7 и Tc2O7 устойчивы даже при выпаривании их растворов. Все элементы подгруппы образуют соединения в низких степенях окисления, но более тяжелые образуют более устойчивые соединения. В целом Tc по свойствам ближе к Re: оба образуют сходные соединения и комплексные ионы. Re отличается исключительно высокой температурой плавления, а по плотности ближе к платиновым металлам, наиболее тяжелым из всех металлов.

Реакции и соединения.. Рений в реакциях со фтором образует соединения с более высокими степенями окисления чем марганец, например ReF4 и ReF6. Рений при взаимодействии с хлором образует трихлорид ReCl3 и пентахлорид ReCl5.

Комплексообразование. Все галогениды металлов подгруппы Mn, принимая электронную пару от галогенид-иона (донора), образуют комплексные ионы и соединения. Вот некоторые примеры. [[ReF6]]2 гексафтороренат(IV), [[ReCl6]]2 гексахлороренат(IV), [[MnCl4]]2 тетрахлороманганат(II), [[ReCl6]] гексахлороренат(V). Галогениды подвергаются гидролизу, образуя оксогалогениды, которые можно получать и другими способами. Оксохлорид рения(VI) ReOCl4 получается не только при гидролизе ReCl6, но и при действии O2 на ReCl5. Известны оксогалогениды и другого состава, например ReVO2F, ReVIIOF5, ReVIOF4.

Оксиды. Рений и технеций проявляют сходство, образуя гептаоксиды либо при прямом окислении, либо при действии HNO3 на оксиды в низших степенях окисления. Re2O7 и Tc2O7 значительно стабильнее, чем Mn2O7. Известен также красный оксид рения ReO3.

Амфотерность. Все элементы подгруппы проявляют амфотерные свойства в низких степенях окисления элементов. Соответствующий ион ReO33не так хорошо изучен. Перренаты и рениевая кислота образуются при окислении ReO2: при сплавлении металла или ReO2 со щелочью получается перренат натрия NaReO4; рениевая кислота HReO4 образуется в результате окисления ReO2 хлором. При обычном нагревании ReO2 происходит реакция диспропорционирования с образованием Re0 и Re2O7. Необычную степень окисления I рений проявляет при нагревании перрената с цинком, образуя Kre*4H2O, по-видимому, имеющий структуру плоского квадрата.

Другие соединения. Высшие сульфиды, известные для Re и Tc, имеют соответственно состав Re2S7 и Tc2S7.

В отличие от рения технеции более устойчив к действию химических реагентов.

58. Общая характеристика d-элементов VІ и группы ПС. Нахождение в природе, получение. Отношение металлов к О2 воздуху, кислотам, щелочам

Шестая группа периодической системы элементов состоит из двух подгрупп: главной -- кислород, сера, селен, теллур и полоний -- и побочной -- хром, молибден и вольфрам (d-элементов)

В элементах подгруппы хрома идет заполнение d-уровня, поэтому на s-уровне их атомов -- по одному (у хрома и молибдена) или два (у вольфрама) электрона. Все, они проявляют максимальную степень окисления +6, но для молибдена, и особенно для хрома, характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (+4 для молибдена и +3 или +2 для хрома). Соединения хрома (III) очень устойчивы и похожи на соединения алюминия. Все металлы подгруппы хрома находят широкое применение.

Нахождение в природе

Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома -- хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.

Молибден

Содержание в земной коре 3·10?4% по массе. В свободном виде молибден не встречается. В земной коре молибден распространён относительно равномерно

Вольфрам

Вольфрам встречается в природе главным образом в виде окисленных сложных соединений, образованных трехокисью вольфрама WO3 с оксидами железа и марганца или кальция, а иногда свинца, меди, тория и редкоземельных элементов.

Получение

Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):

Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;

3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;

4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. 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, с осаждением металлического хрома;

Молибден

Промышленное получение молибдена начинается с обогащения руд флотационным методом. Полученный концентрат обжигают до образования оксида МоО3:

который подвергают дополнительной очистке. Далее МоО3 восстанавливают водородом:

Полученные заготовки обрабатывают давлением (ковка, прокатка, протяжка).

Вольфрам

Процесс получения вольфрама проходит через подстадию выделения триоксида WO3 из рудных концентратов и последующем восстановлении до металлического порошка водородом при температуре ок. 700 °C. Из-за высокой температуры плавления вольфрама для получения компактной формы используются методы порошковой металлургии: полученный порошок прессуют, спекают в атмосфере водорода при температуре 1200--1300 °C, затем пропускают через него электрический ток. Металл нагревается до 3000 °C, при этом происходит спекание в монолитный материал. Для последующей очистки и получения монокристаллической формы используется зонная плавка.

Отношение металлов к О2 воздуху, кислотам, щелочам

Хром

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. 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.

Молибден

При комнатной температуре на воздухе молибден устойчив.

Вольфрам

Вольфрам имеет высокую коррозионную стойкость: при комнатной температуре не изменяется на воздухе; при температуре красного каления медленно окисляется в оксид вольфрама (VI). Вольфрам в ряду напряжений стоит сразу после водорода, и в соляной, разбавленной серной и плавиковой кислотах почти не растворим. В азотной кислоте и царской водке окисляется с поверхности.

Легко растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот:

Реагирует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей[3]:

59. Оксид и гидроксид хрома (II). Добыча кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Использование соединений хрома (II) в лаборатории

Соединения Cr(+2)

Оксид хрома (II) (закись хрома) -- это черные или красные кристаллы. Основный оксид.

Получения

Получают окислением амальгамы хрома CrHg3 или CrHg азотной кислотой или кислородом.

2CrHg3 + O2 = 2CrO + 6Hg

2CrHg + O2 = 2CrO + 2Hg

Или восстановлением оксида хрома(III):

H3PO2 + 2Cr2O3 > 4CrO + H3PO4

Так же можно получить термическим разложением карбонила Сr(СО)6

Химические свойства

При 100°С превращается в Cr2O3:

4CrO + O2 = 2Cr2O3

Восстанавливается водородом до металлического хрома при 1000°С:

CrO + H2 = Cr + H2O

Также можно восстановить коксом:

CrO + C = Сr + CO

Растворяется в соляной кислоте с выделением водорода и хлорида хрома(III). Не растворим в разбавленных серной и азотной кислотах.

Гидроксид хрома(II) -- неорганическое соединение, гидроокись металла хрома с формулой Сr(OH)2, коричневое (гидрат -- жёлтое) аморфное вещество, не растворимые в воде, образует кристаллогидрат.

Получение

· Действие разбавленных щелочей на раствор солей двухвалентного хрома в инертной атмосфере:

Химические свойства

· Кристаллогидрат при нагревании разлагается:

· Реагирует с кислотами:

· Окисляется кислородом воздуха:

· С концентрированной уксусной кислотой образует тёмно-красный осадок:

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

Ряд соединений хрома применяется в химических лабораториях в качестве реактивов. Ввиду токсичности соединений хрома они не применяются в медицине.

60. Оксид и гидроксид хрома (III). добыча, кислотно-основные свойства. Соли хрома (III) катионного и анионного типа, взаимный переход, отношение к воде

Оксид хрома (III) Сr2O3 -- тугоплавкий порошок зеленого цвета. Получается соединением элементов при высокой температуре. Сr2О3 представляет собой зеленые кристаллы, практически нерастворимые в воде. Сr2О3 может быть также получен при прокаливании дихроматов калия и аммония:

Образуется при нагревании некоторых соединений хрома (VI), например:

4CrO3 2Cr2O3 + 3О2 4Cr + 3O2 2Cr2O3

При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения Сг3+, растворимые в воде:

Оксид хрома (III) используется для восстановления металлического хрома невысокой чистоты с помощью алюминия (алюминотермия) или кремния (силикотермия):

Cr2O3 +2Al = Al2O3 +2Cr

2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr

Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в растворах.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах (ведет себя как основание):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

так и в щелочах (ведет себя как кислота) с образованием тетрагидроксихромитов, т. е. солей, в которых Сг3+ входит в состав аниона:

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III) Cr2O3.

2Cr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O

Нерастворим в воде.

Соли хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. В водных растворах катион Сr3+ встречается только в виде гидратированного иона [Сr(H2O)6]3+, который придает раствору фиолетовый цвет (для простоты пишут Сr3+).

При действии щелочей на соли хрома (Ш) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) -- Сr(ОН)3 зеленого цвета:

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты подвергается гидролизу и по катиону и по аниону.

Примером служит процесс взаимодействия сульфида хрома (III) Cr2S3 с водой. Растворы солей такого типа, в зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания, могут иметь либо слабокислую, либо слабощелочную реакцию среды, т.е. величина реакции среды в растворах таких солей близка к нейтральному значению (рН ? 7).

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, протекает достаточно глубоко (практически полностью):

Cr2S3 + 6Н2О 2 Cr(OH)3 v + 3H2S^

среда близка к нейтральной рН ? 7.

61. Соли хрома (III), катионного и анионного типа, отношение к воде, частичный и полный гидролиз солей хрома (III). Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (III)

Соли хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. В водных растворах катион Сr3+ встречается только в виде гидратированного иона [Сr(H2O)6]3+, который придает раствору фиолетовый цвет (для простоты пишут Сr3+). При действии щелочей на соли хрома (Ш) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) -- Сr(ОН)3 зеленого цвета:

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты подвергается гидролизу и по катиону и по аниону.

Примером служит процесс взаимодействия сульфида хрома (III) Cr2S3 с водой. Растворы солей такого типа, в зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания, могут иметь либо слабокислую, либо слабощелочную реакцию среды, т.е. величина реакции среды в растворах таких солей близка к нейтральному значению (рН ? 7).

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, протекает достаточно глубоко (практически полностью):

Cr2S3 + 6Н2О 2 Cr(OH)3 v + 3H2S^

среда близка к нейтральной рН ? 7.

Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является практически необратимым процессом, например гидролиз Cr3+. Эти соединения нельзя получить в водном растворе. При взаимодействии солей Cr3+ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не ожидаемые сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2CrCl3 + 3Na2CO3 + 6H2O 2Cr(OH)3v+ 3CO2v + 6NaCl.

Происходит взаимное усиление гидролиза соли CrCl3 и реакция идет практически до конца.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается. Поэтому растворы таких солей имеют практически нейтральную реакцию среды.

Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей -- Cl2, Br2, H2O2, КмnO4 и др. -- они переходят в соединения хрома (IV) -- хроматы:

Здесь соединение Cr (III) изображено в форме Na[Cr(OH)4(H2O)2], так как в виде ионов Na+ и [Cr(OH)4(H2O)2]- оно существует в избытке раствора щелочи.

Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Cr (III) в дихроматы:

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ Cr3+ Cr6+. Соединения Cr (II) -- сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) -- сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

62. Соединения хрома (VI). Хромовые кислоты и соли. Взаимный переход хромат - дихромат. Добыча хроматов и дихроматов, использования в лаборатории. Качественные реакции на соединения хрома. Пероксид хрома и пероксохроматы, их использования в лаборатории. Влияние реакции среды и концентрации раствора на их образование

Оксид хрома (VI) -- кислотный оксид, ангидрид хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7 кислот.

Получается при взаимодействии концентрированной серной кислоты с насыщенным раствором дихромата натрия или калия:

СrО3 имеет кислотный характер: легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту H2CrO4:

При большой концентрации СrО3 образуется дихромовая кислота H2Cr2O7:

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако, их соли весьма устойчивы.

СrО3 представляет собой ярко-красные кристаллы, легко растворимые в воде. Сильный окислитель: окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь при этом в Cr2O3. Например: