Какой оксид марганца обладает кислотными свойствами

Соединения марганца (II). Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют только основные свойства. Они нерастворимы в воде, но легко растворяются в кислотах с образованием солей двухвалентного марганца.

Большинство солей двухвалентного марганца хорошо растворимы в воде и подвергаются гидролизу по катиону. К труднорастворимым солям относятся средние соли – сульфид, фосфат и карбонат.

В кристаллическом состоянии соли марганца (II) имеют слабо розовую окраску, в водных растворах – практически бесцветны.

Гидроксид двухвалентного марганца образуется косвенным путём – действием щёлочи на растворы солей. В момент образования образуется белый осадок (чаще наблюдаемый как телесный), который на воздухе постепенно буреет под действием кислорода воздуха:

2Mn(OH)2(т) + 2Н2О(ж) + О2(г) → 2Mn(OH)4(т)

Марганец (II) образует комплексные соединения с координационным числом, равным шести. В водных растворах известны катионные комплексы в виде аквакомплекса [Mn(Н2О)6]2+ и аммиаката [Mn(NН3)6]2+ и анионные – тиоцианатные [Mn(NSC)6]4– и цианидные [Mn(CN)6]4-. Но комплексные соединения двухвалентного марганца неустойчивы и быстро разрушаются в водных растворах.

Соединения марганца (II) проявляют восстановительные свойства, окисляясь в нейтральной среде до марганца (IV), в сильнощелочной – до марганца (VI), а в кислой до марганца (VII):

3MnSO4(в) +2KClO3(в) +12KOH(в)→3K2MnO4(в) +2KCl(в) + 3K2SO4(в) + 6H2O(ж)

2MnSO4(в)+5PbO2(т)+6HNO3(в)→2HMnO4(в)+3Pb(NO3)2(в)+2PbSO4(в)+2H2O(ж)

Если in vitro Mn2+ проявляет восстановительные свойства, то in vivo Mn2+ восстановительные свойства выражены слабо за счёт стабилизирующего влияния биолигандов.

Соединения марганца (III). Соли трёхвалентного марганца окрашены в тёмный цвет и склонны к образованию комплексных солей (ацидокомплексов). Все соли марганца (III) малоустойчивы. В кислом растворе они легко восстанавливаются до солей марганца (II). В нейтральном растворе простые соли легко гидролизуются с образованием гидроксида Mn(III), который быстро переходит на воздухе в гидроксид марганца (IV). Гидроксид марганца (III) – Mn2O3ּН2О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски. Оксид марганца (III) при нагревании до температуры более 940 оС на воздухе или выше 1090 оС в токе кислорода переходит с смешанный оксид Mn3O4 устойчивого состава, что используется в весовом анализе.

Соединения марганца (IV). Оксид Mn(IV) наиболее устойчивое при обычных условиях кислородное соединение марганца. MnO2 и соответствующий ему гидроксид практически нерастворимы в воде.

MnO2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В кислой среде он действует как сильный окислитель (+ 1,23 В), восстанавливаясь до Mn(II). На этом свойстве основан один из способов получения хлора:

MnO2(т) + 4HCl(в) → MnCl2(в) + Cl2(г) + 2H2O(ж)

В щелочной среде под действием окислителей Mn(IV) окисляется до Mn(VI).

Гидроксид марганца (IV) проявляет амфотерный характер – кислотный и основной в равной степени.

Соли марганца (IV) неустойчивы и разлагаются в водных растворах с образованием солей Mn(II).

Соединения марганца (VI). Оксид шестивалентного марганца в свободном виде не выделен. Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:

3H2MnO4(в) → 2HMnO4(в) + MnO2(т) + 2H2O(ж) .

Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:

3К2MnO4(в) + 2H2O(ж) → 2КMnO4(в) + MnO2(т) + 4КOH(в) .

Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде до Mn(II), а в нейтральной и щелочной средах – до MnO2. Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):

2К2MnO4(в) + Cl2(г) → 2КMnO4(в) + 2КCl(в).

При нагревании выше 500 оС манганат (VI) распадается на продукты:

манганат (IV) и кислород:

2К2MnO4(т) → К2MnO3(т) + О2(г).

Соединения марганца (VII).Оксид марганца (VII) – Mn2O7 выделяется в виде темно-зеленой маслянистой жидкости при действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

2KMnO4(т) + H2SO4(к) = K2SO4(в) + Mn2O7(ж) + H2O(ж).

Оксид марганца (VII) устойчив до 10 оС и разлагается со взрывом по схеме:

Mn2O7(ж) →2MnO2(т) + О3(г).

При взаимодействии Mn2O7 с водой образуется марганцовая кислота HMnO4, которая имеет фиолетово-красную окраску:

Mn2O7(ж) + H2O(ж) = 2HMnO4(в) (только в виде ионов MnO4– и Н+) .

Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота, кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм3 равна 93 %.

Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn2O7, горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

Соли марганцовой кислоты называются перманганаты. Наиболее важным из них является перманганат калия, он является очень сильным окислителем. С его окислительными свойствами по отношению к органическим и неорганическим веществам часто приходится встречаться в химической практике.

Степень восстановления перманганат-иона зависит от характера среды:

кислая среда Mn (II) (соли Mn2+)

MnO4-+8H++5ē = Mn2++4H2O, Е0 = +1.51 B

Перманганат нейтральная среда Mn (IV) (оксид марганца (IV))

MnO4-+2H2O+3ē=MnO2 +4OH-,Е0 = +1.23 B

щелочная среда Mn (VI) (манганаты M2MnO4)

MnO4-+ē = MnO42-, Е0 = +0.56 B

Как видно, наиболее сильные окислительные свойства перманганаты проявляют в кислой среде.

Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K2MnO4. Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, является MnO2 (см. диспропорционирование).

При температуре около 250 оС перманганат калия разлагается по схеме:

2KMnO4(т) K2MnO4(т) + MnO2(т) + O2(г)

Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н2О2, подкисленным уксусной кислотой:

2KMnO4+5Н2О2+6СН3СООН →2Mn(СН3СОО)2+2СН3СООК +8Н2О+ 5O2

Марганец – биологически активный микроэлемент, содержащийся в живых организмах. В организме человека содержится около 12 мг марганца, причём 43% этого количества находится в костях, а остальное – в мягких тканях. Он входит в состав ряда ферментов. Двухвалентный марганец усиливает каталитическую активность большого числа ферментов различных классов – трансфераз, гидролаз, изомераз. Фермент глутаминсинтетаза, содержащий марганец, катализирует биосинтез глутамина из глутаминовой кислоты и аммиака с участием АТФ. Ионы Mn2+стабилизируют конформацию нуклеиновых кислот, участвуют в процессах репликации ДНК, синтезе РНК и белка. Ионы Mn3+ совместно с Fe3+ входит в состав трансферина, супероксиддисмутазы и кислотной фосфатазы – в состав типичных металлопротеинов.

Марганец влияет на кроветворение, рост, размножение, минеральный, липидный и углеводный обмен, развитие скелета.

В токсикологии перманганат калия используется для качественного обнаружения метанола, новокаина, кокаина.

Раствор перманганата калия применяется качестве титранта при количественном определении восстановителей: Fe2+, C2O42-, поли- и оксикарбоновых кислот, альдегидов, муравьиной, мочевой, аскорбиновой кислот методом прямого титрования и ряда окислителей (например, нитратов и нитритов)– методом обратного титрования.

Соединения марганца являются сильными ядами, действующими на центральную нервную систему, поражающими почки, лёгкие, сердце.

Источник

Устойчивые оксиды и гидроксиды марганца:

степень окисления +2:
- MnO – основной оксид
- Mn(OH)2 – основание
степень окисления +3:
- Mn2O3 – основной оксид
- Mn(OH)3 – основание
степень окисления +4:
- MnO2 – амфотерный оксид
- Mn(OH)4 – амфотерный гидроксид
степень окисления +6:
- MnO3 – кислотный оксид
- H2MnO4 – кислота
степень окисления +7:
- Mn2O7 – кислотный оксид
- HMnO4 – кислота

Свойства соединений марганца, указанных выше, изменяются с ростом степени окисления марганца (сверху-вниз) следующим образом:

степень окисления – возрастает
кислотные свойства – увеличиваются
окислительная способность – увеличивается

Оксид марганца MnO(II)

кристаллы серо-желтого цвета;
плохо растворяется в воде;
обладает свойствами полупроводника;
как основной оксид реагирует с кислотами:
MnO+2HCl = MnCl2+H2O
реагирует в термических реакциях с водородом и активными металлами с образованием марганца:
MnO+H2 = Mn+H2O
MnO+Ca = Mn+CaO
получают MnO(II) разлагая гидроксид марганца (или нитрат марганца):
Mn(OH)2 = MnO+H2O
2Mn(NO3)2 = 2MnO+4NO2+O2

Гидроксид марганца Mn(OH)2(II)

кристаллы светло-розового цвета;
обладает слабыми восстановительными свойствами;
как основание, взаимодействует с кислотами:
Mn(OH)2+2HCl = MnCl2+2H2O
реагирует с кислородом и другими окислителями, окисляясь до марганцовой кислоты или солей ее манганатов:
6Mn(OH)2+O2 = 2Mn2MnO4+6H2O
Mn(OH)2(II) получают взаимодействием щелочей на растворы солей марганца:
MnSO4+2NaOH = Mn(OH)2↓+Na2SO4

Оксид (диоксид) марганца MnO2(IV)

вещество коричнево-черного цвета;
нерастворимо в воде;
обладает амфотерными свойствами:
MnO2+2KOH = K2MnO3+H2O
MnO2+2H2SO4 = Mn(SO4)2+2H2O
проявляет, как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от кислотных свойств другого взаимодействующего вещества:
2MnO2+3PbO2+6HNO3 = 2HMnO4+3Pb(NO3)2+2H2O (восстановитель)
MnO2+4HCl = MnCl2+Cl2↑+2H2O (окислитель)

Применение:

в производстве марганца и его соединений;
в производстве коричневой краски;
в сухих источниках энергии;
в производстве стекла, в качестве осветлителя;
в качестве окислителя в органической химии.

Оксид марганца Mn2O7(VII)

жидкость зелено-черного цвета жирной консистенции;
неустойчивое вещество;
tпл = 5,9°C
ρ = 2,4 г/см3
при нагревании выше 50°C разлагается на кислород и низший оксид марганца (при высокой температуре взрывается):
2Mn2O7 = 4MnO2+3O2
является очень сильным окислителем, воспламеняет горючие вещества;
как кислотный оксид реагирует с щелочами, образуя соли перманганаты:
Mn2O7+2KOH = 2KMnO4+H2O
взаимодействует с водой с образованием марганцовой кислоты, существующей только в растворах:
Mn2O7+H2O = 2HMnO4
получают взаимодействием концентрированной серной кислоты на водный р-р перманганата калия:
2KMnO4+H2SO4 = Mn2O7+K2SO4+H2O

Соли марганца (II)

Соли марганца получают растворением марганца в разбавленных кислотах, при этом получается бесцветный раствор, который при взаимодействии с щелочами мутнеет по причине выпадения в осадок гидроксида марганца (II), быстро темнеющего на воздухе с переходом в гидроксид марганца (IV) бурого цвета.
2Mn(OH)2+O2+2H2O = 2Mn(OH)4

Марганцовая кислота

Как уже было сказано выше, марганцовая кислота является сильной кислотой, существующей только в водном растворе. Соли марганцовой кислоты называются перманганатами, самым известным из которых является, конечно же, перманганат калия KMnO4, который в быту называют “марганцовкой”.

Во времена СССР ампулу с марганцовкой можно было купить в любой аптеке. Сейчас, перманганат калия “простому смертному” практически не достать, и дело тут не в дефиците, а в специфических свойствах марганцовки, о которых мы не будем распространяться.

Свойства перманганата калия:

кристаллы темно-фиолетового цвета;
умеренно растворяется в воде, окрашивая ее в цвет от малинового до темно-фиолетового, в зависимости от концентрации ионов MnO4-, имеющих фиолетовый цвет;
является сильным окислителем, в зависимости от кислотности среды, манганаты восстанавливаются с образованием:
- в кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются до ионов Mn2+ – при добавлении сульфита калия к подкисленному серной кислотой фиолетовому раствору KMnO4, тот обесцвечивается по причине образования соли марганца (II):
  2KMn+7O4+5K2S+4O3+3H2SO4 = 2Mn+2SO4+6K2S+6O4+3H2O
- в нейтральной среде при действии сульфита калия образуется бурый осадок оксида марганца (IV), при этом марганец изменяет свою степень окисления с +7 до +4:
  2KMnO4+3K2SO3+H2O = 2MnO2↓+3K2SO4+2KOH
- в щелочной среде происходит восстановление до манганата, о чем свидетельствует образование манганат-ионов, окрашивающих раствор в зеленый цвет:
  2KMnO4+K2SO3+2KOH = 2K2MnO4+K2SO4+H2O
перманганаты разлагаются при термическом воздействии с выделением кислорода:
2KMnO4 = K2MnO4+MnO2+O2↑
мелкораздробленные кристаллы марганца при нагревании растворяются в воде, выделяя водород:
Mn+2H2O = Mn(OH)2+H2↑

Источник

Марганец

Содержится в количестве 0,03% по массе в земной коре. Наряду с железом и его сплавами относится к черным металлам.

Оксид меди II

Для соединений марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, +6 +7. В соединения +2 и +3 марганец проявляет основные свойства, +4 –
амфотерные, +6, +7 – кислотные.

Степени окисления марганца и его свойства

Наиболее известными минералами, в которых содержится марганец, являются:

MnO2 – пиролюзит
MnO(OH) – бурая марганцевая руда, манганит
3Mn2O3*MnSiO3 – браунит

Природные соединения марганца

Получают марганец алюминотермией, восстановлением коксом, электролизом.

MnO2 + Al = (t) Al2O3 + Mn

MnO2 + C = (t) Mn + CO

MnSO4 + H2O = (электролиз) Mn + O2 + H2SO4

Химические свойства

Реакции с неметаллами

На воздухе марганец вступает во взаимодействие с кислородом, пассивируется: на поверхности металла образуется оксидная пленка.

Mn + O2 = MnO2

При нагревании марганец реагирует с азотом, углеродом, кремнием, бором и фосфором.

Mn + N2 = (t) Mn3N2

Mn + C = (t) Mn3C

Mn + Si = (t) Mn2Si

Mn + P = (t) Mn3P2

Нитрид марганца

Реакция с водой

При нагревании марганец вытесняет водород из воды.

Mn + H2O = (t) Mn(OH)2 + H2↑

Реакции с кислотами

Марганец стоит в ряду напряжений до водорода и способен вытеснить его из кислот.

Mn + HCl = MnCl2 + H2↑

Под воздействием кислот, которые обладают окислительными свойствами, марганец окисляется.

Mn + H2SO4(конц.) = MnSO4 + SO2 + H2O

Mn + HNO3(конц.) = (t) Mn(NO3)2 + NO2 + H2O

Mn + HNO3(разб.) = (t) Mn(NO3)2 + NO + H2O

Реакция марганца с азотной кислотой

Соединения марганца II

Для соединений марганца II характерны основные свойства. Оксид марганца II может быть получен разложением карбоната марганца, либо
восстановлением оксида марганца IV до оксида марганца II.

При растворении (и нагревании!) марганца в воде образуется гидроксид марганца II.

Mn + H2O = (t) Mn(OH)2 + H2↑

MnSO4 + KOH = (t) Mn(OH)2 + K2SO4

Соединения марганца II на воздухе неустойчивы, Mn(OH)2 быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид марганца IV.

Mn(OH)2 + O2 = MnO2 + H2O

Оксид и гидроксид марганца II проявляют основные свойства. При реакции с кислотами дает соответствующие
соли.

Mn(OH)2 + HCl = MnCl2 + H2O

Гидроксид марганца II

Соли марганца II получается при его растворении в разбавленных кислотах. Эти соли способны вступать в реакции с другими солями, кислотами, если
выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит.

Mn + HCl = MnCl2 + H2

MnSO4 + (NH4)2S = MnS↓ + (NH4)2SO4

При действии сильных окислителей ион Mn2+ способен переходить в ион Mn7+

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

Соединения марганца IV проявляют амфотерный характер. Оксид марганца IV можно получить разложением нитрата марганца II.

Mn(NO3)2 = (t) MnO2 + NO2 + O2

Нитрат марганца II

В реакциях с щелочами марганец переходит в СО +6, в кислой среде – принимает СО +2.

MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + CO2

MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + H2O

Оксид марганца IV

Соединения марганца VI – MnO3, H2MnO4 – неустойчивы, в свободном виде не получены. Обладают кислотными свойствами.
Наиболее устойчивые соли – манганаты, окрашивающие раствор в зеленый цвет.

Манганаты получают в ходе разложения перманганатов, а также реакциями в щелочной среде.

KMnO4 = (t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑ (способ получения кислорода)

Li2SO3 + KMnO4 + LiOH = Li2SO4 + K2MnO4 + H2O

MnO2 + NaOH + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + H2O

MnSO4 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + K2SO4

Манганаты образуются в щелочной среде

В водной среде манганаты разлагаются на с.о. +7 и +4. Манганаты окисляют хлором.

K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH

K2MnO4 + Cl2 = KMnO4 + KCl

Соединения марганца VII – неустойчивый Mn2O7, и относительно устойчивая в разбавленных растворах HMnO4 – проявляют
кислотные свойства. Соли марганцовой кислоты – перманганаты.

В различных средах – кислотной, нейтральной и щелочной – марганец принимает различные степени окисления. Внимательно изучите таблицу ниже.

Марганец в различных средах

Оксид марганца VII получают в реакции перманганата с сильными кислотами.

KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4

При растворении оксида марганца VII (кислотного оксида) в щелочи образуются соли марганцовой кислоты – перманганаты.

Mn2O7 + KOH = KMnO4 + H2O

Марганцовая кислота получается в реакциях сильных окислителей с солями марганца II.

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

В растворах с концентрацией марганцовой кислоты более 20% происходит ее разложение.

HMnO4 = MnO + O2 + H2O

При нагревании перманганата калия (в быту – марганцовка) разлагается с образованием бурого MnO2, выделением кислорода.

KMnO4 = (t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Перманганат калия - марганцовка

При стоянии в растворе постепенно разлагается водой.

KMnO4 + H2O = MnO2 + KOH + O2↑

В кислой среде марганец принимает наиболее устойчивую (для кислой среды) – Mn2+, в щелочной – Mn6+.

KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + O2↑ + K2SO4 + H2O

KMnO4 + KOH = K2MnO4 + O2 + H2O

Цинк

Название цинка, вероятно, связано формой его кристаллитов: в переводе с немецкого Zinke – зубец. С древнейших времен известен сплав
меди с цинком – латунь.

Цинк

Для цинка характерна постоянная степень окисления +2.

Степень окисления цинка и его свойства

Наиболее известные минералы, в которых содержится цинк:

ZnS – цинковая обманка, сфалерит
ZnO – цинкит
ZnCO3 – симсонит, цинковый шпат
2ZnO*SiO2*H2O – гемиморфит

Природные соединения цинка

Получение

Пирометаллургический метод получения цинка заключается в обжиге цинковой обманки, и последующем восстановлении оксида цинка
различными восстановителями: чаще всего C, также возможно CO и H2.

ZnS + O2 = (t) ZnO + SO2

ZnO + C = (t) Zn + CO

ZnO + H2 = (t) Zn + H2O

ZnO + CO = (t) Zn + CO2

Сульфид цинка

Гидрометаллургический метод получения основывается на электролизе сульфата цинка.

ZnSO4 + H2O = (электролиз) Zn + H2SO4 + O2

Химические свойства

Реакции с неметаллами (и аммиаком 🙂

На воздухе цинк покрывается оксидной пленкой. При нагревании цинк реагирует с галогенами, фосфором, серой, селеном.

Zn + O2 = ZnO

Zn + Br2 = (t) ZnBr2

Zn + P = (t) Zn3P2

Zn + S = (t) ZnS

Оксид цинка

Для цинка не характерны реакции с водородом, бором, кремнием, азотом, углеродом. Нитрид цинка можно получить в ходе реакции цинка с аммиаком.

Zn + NH3 = (t) Zn3N2 + H2↑

Реакции с кислотами

Zn + HCl = ZnCl2 + H2↑

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑

Zn + H2SO4(конц.) = ZnSO4 + H2S↑ + H2O

Хлорид цинка

Реакции с щелочами

Цинк способен проявлять амфотерные (двойственные) свойства: реагирует как с кислотами, так и с основаниями.
При добавлении цинка в раствор щелочи выделяется водород.

Zn + H2O + NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоцинкат натрия)

Соединения цинка II

Эти соединения обладают амфотерными свойствами. Оксид цинка II можно получить в ходе реакции горения цинка или
при разложении нитрата цинка.

Zn + O2 = (t) ZnO

Zn(NO3)2 = (t) ZnO + NO2↑ + O2↑

Оксид цинка II проявляет амфотерные свойства, реагирует как с кислотами, так и с щелочами.

ZnO + HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

ZnO + H2O + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

Комплексные соли образуются в растворе, при прокаливании они не образуются.

ZnO + 2NaOH = (t) H2O + Na2ZnO2 (цинкат натрия)

Оксид цинка II может быть восстановлен до чистого цинка различными восстановителями.

ZnO + C = (t) Zn + CO

ZnO + H2 = (t) Zn + H2O

ZnO + CO = (t) Zn + CO2

Гидроксид цинка II получается в ходе реакций между растворимыми солями цинка и щелочами.

Гидроксид цинка

ZnSO4 + NaOH = Na2SO4 + Zn(OH)2↓

Гидроксид цинка II обладает амфотерными свойствами, реагирует как с кислотами, так и с основаниями.

Zn(OH)2 + HCl = ZnCl2 + H2O

Zn(OH)2 + HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

Zn(OH)2 + NaOH = Na2[Zn(OH)4]

При прокаливании комплексные соли распадаются, вода испаряется.

Na2[Zn(OH)4] = (t) Na2ZnO2 + H2O

Zn(OH)2 + NaOH = (t) Na2ZnO2 + H2O

Серебро

Драгоценный металл, известный человеку с древнейших времен. Встречаемся в самородном виде. Будучи благородным металлом,
серебро обладает низкой реакционной способностью.

Серебро

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Серебро не окисляется кислородом даже при высокой температуре. Галогены легко окисляют серебро до соответствующих галогенидов.
При нагревании с серой получается сульфид серебра.

Ag + Cl2 = AgCl

Ag + S = (t) Ag2S

Реакции с кислотами

Серебро не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, однако способно реагировать с концентрированными кислотами.

Ag + HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2↑ + H2O

Потемнение серебряных изделий обусловлено реакцией серебра с сероводородом в присутствии кислорода.

Ag + H2S + O2 = Ag2S + H2O

Потемнение серебра на воздухе

С солями

Ag + FeCl3 = AgCl + FeCl2

С органическими веществами

В дальнейшем, при изучении органической химии, вы не раз столкнетесь с соединением серебра – аммиачным раствором оксида серебра.

Будет полезно, если вы уже сейчас познакомитесь с его формулой на примере реакции окисления уксусного альдегида до уксусной кислоты.

CH3CHO + [Ag(NH3)2]OH = CH3COOH + Ag + NH3 + H2O

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник