Химия и биологическая роль элементов VII Б группы

Общая характеристика элементов VII Б группы

К седьмой подгруппе или подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.

Марганец - элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 25. Обозначается символом Mn (лат. Manganum, мамнганум, в составе формул по-русски читается как марганец, например, KMnO₄ - калий марганец о четыре; но нередко читают и как манган). Простое вещество марганец - металл серебристо-белого цвета.

Технемций - элемент побочной подгруппы седьмой группы пятого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, атомный номер 43. Обозначается символом Tc (лат. Technetium). Простое вещество технеций - радиоактивный переходный металл серебристо-серого цвета. Самый лёгкий элемент, не имеющий стабильных изотопов. Первый из синтезированных химических элементов.

Ремний - химический элемент с атомным номером 75 в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, обозначается символом Re (лат. Rhenium). При стандартных условиях представляет собой плотный серебристо-белый металл.

История открытия элементов

Как и в других группах, члены этого семейства элементов проявляют закономерности электронной конфигурации:

Физические свойства

Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны).

При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 > MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn + 2H2O > (t) Mn (OH) 2 + H2^), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию.

Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается.

C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению:

Mn + 2H+ > Mn2+ + H2^

С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:

Mn + 2H2SO4 (конц.) > MnSO4 + SO2^ + 2H2O

С разбавленой азотной кислотой реакция идёт по уравнению:

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

В щелочном растворе марганец устойчив.

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), в сильно щелочной - до соединений марганца (VI).

В кислой среде:

5K₂S0₃ + 2КМn0₄ + 3H₂S0₄> 6K₂S0₄ 4 + 2MnSO₄ + 3H₂0

в нейтр. среде:

ЗК₂S0₃ + 2 КМn0₄ 4 - Н₂0 > 3K₂S0₄ 4 - 2MnO_s 4 - 2KOH

В щелочной среде:

K₂S0₃ + 2КМп0₄ + KОН> K₂S0₄ + 2К₂Мп0₄ + Н₂О

Технеций по химическим свойствам близок к Re. Стандартные электродные потенциалы для Tc (VI) /Tc (IV) 0,83 В, Tc (VII) /Tc (VI) 0,65 В, Tc (VII) /Tc (IV) 0,738В. технеций растворим в HNO3, концентрированной H2SO4 и царской водке. В водных растворах может существовать в степенях окисления от - 1 до + 7; наиб. устойчивы Tc (VII) и Tc (IV).

Оксид Тс2О7-светло-желтые кристаллы. Cоли технециевой (пиротехнетаты) - бесцветны.

Разделение Тс и - Re хорошо достигается пропусканием влажного НС1 сквозь нагретый до 200 °С их раствор в 80% - ной H₂S0₄; рений переходит в дистиллят, а технеций сохраняется в остатке. Металлический Тс был впервые получен нагреванием его сульфида (Tc₂S₇) до 1100 °С в токе водорода. Он может быть выделен на катоде электролитически. Технеций нерастворим в смеси Н2О2 и NH₄OH. С хлором он реагирует значительно труднее рения.

На воздухе рений при обычных условиях не изменяется. При нагревании компактный металл начинает окисляться около 300°С. Загрязнение и измельчение существенно снижают его коррозийную стойкость. Порошок рения уже при 150°С начинает окисляться до Re2O3, который весьма летуч, а потому не предохраняет металл от дальнейшего окисления. Рений не взаимодействует не только с НСl₉ но и с HF (даже при нагревании).

Типичные окислители более или менее легко переводят Re в HReO4 или ее соли. Щелочная среда сама по себе на Re не действует, но сильно способствует его окислению. Взаимодействие металлического рения с фтором и хлором начинается уже выше 100 °С, с бромом - выше 300 °С. При избытке галоида образуются соответственно ReF6, ReCl5 и малоустойчивый ReBr5, Образование ReS2 при взаимодействии рения с серой начинается около 400 °С.

Двуокись рения удобно получать термическим разложением NH₄Re0₄ при 600°С (по схеме 2NH₄Re0₄ = 4Н₂0 + N₂ + 2Re0₂). При 650 °С в отсутствие кислорода она распадается по схеме 7Re0₂ = 2Re₂0₇ 4* 3Re. Хотя кислотная функция характерна для Re (ОН) 4 еще менее, чем для Мn (ОН) ₄, однако сплавлением Re0₂ со щелочами в отсутствие воздуха все же могут быть получены нерастворимые в воде коричневые р е н и т ы Na и К общей формулы M₂Re0₃. Были описаны также Ca₂Re0₄ и Ca₃Re0₅.

Из соединений, отвечающих основной функции Re (OH) ₄, известны немногие: темно-синий ReF₄ (т. пл. 125 °С), черные ReCl₄, ReBr₄ и малоустойчивый Rel₄. При нагревании ReCl₄ выше 300 °С он дисмутирует на ReCl₃ и ReCl₅, а термическим разложением Rel₄ при определенных условиях могут быть, по-видимому, получены черные Rel₂ и Rel. Галиды ReF₄ растворимы з воде и гидрализуются ею с выделением осадка Re (ОН) ₄. Нерастворимый в воде черный ReS₂ образуется при нагревании смеси порошка рения с серой (теплота образования 43 ккал / моль). Выше 1000°С он возгоняется с частичным разложением.

Для рения определенные перекиси или надкислоты неизвестны. Однако при действии на твердый Re20₇ очень крепкий Н₂0₂ образуется растворимое в эфире красное вещество, которое представляет собой, по-видимому, перекисное производное рения. При добавлении воды красная окраска исчезает.

4. Соединения Mn(II), Mn(IV), Mn(VII)

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 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

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 Mn(IV)

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.

6. Марганецсодержащие ферменты

рений атом кислота кислотный

В данной работе нами подробно были рассмотрены элементы VII Б группы, а именно: марганец, технеций и рений. У всех этих элементов нами было замечено сходство физических свойств и химического поведения.

Марганец был открыт в 1774 г., технеций - начиная с 1846 г., рений - 1925 г.

Марганец является 14 по распространённости элементом на Земле, наибольшее количество природных ресурсов рения - в Чили, технеций на Земле встречается в следовых количествах в урановых рудах, 5·10^?10 г на 1 кг урана.

Из всех рассмотренных элементов, марганец имеет, пожалуй, самое большое значение. Спектр использования и его значение велико как для здоровья человека, так и в промышленности.

Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом. Марганец оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем листья свёклы - до 0,03%, а также большие его количества содержатся в организмах рыжих муравьёв - до 0,05%. Некоторые бактерии содержат до нескольких процентов марганца. марганец периодический химический элемент

Избыточное накопление марганца в организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций памяти. Марганец является политропным ядом, поражающим также легкие, сердечно-сосудистую и гепатобиллиарную системы, вызывает аллергический и мутагенный эффект.

Вывод: Я рассмотрела химию и биологическую роль VIIB группы.