24.1. Как получить сульфат марганца (II) из: а) оксида марганца (II);
б) металлического марганца; в) KMnO4? Составить соответствующие уравнения реакций.
24.2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4 в кислой среде? (Ответ: 1,58 г).
24.3. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в реакции
KMnO4 + PH3 + H2SO4 = H3PO4 + ….
Какая масса H3PO4 образуется, если в реакции участвовало 17 г PH3?
(Ответ: 31,6 г/моль; 49 г).
24.4. Под действием HNO3 манганаты диспропорционируют следующим образом: 3K2MnO4 + 4HNO3 = 2KMnO4 + MnO2 + 4KNO3 + 2H2O.
Какой объем раствора HNO3 (ρ = 1,185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для получения 9,48 г перманганата калия? (Ответ: 21,3 мл).
24.5. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисления? Составить соответствующие уравнения реакций.
24.6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в нейтральной среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + Н2О = FeОНSO4 + ….
Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?
(Ответ: 2,63 г).
24.7. Закончить уравнения реакций: а) MnO + H2SO4 = …;
б) Mn2O7 + KOH = …; в) MnSO4 + KClO3 + KOH 
K2MnO4 + ….
24.8. Закончить уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = …;
б) восстановительные MnSO4 + PbO2 + HNO3 = …;
в) окислительные и восстановительные одновременно K2MnO4 + H2O = ….
24.9. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и восстановительные свойства? Закончить уравнения реакций:
а) MnO2 + KI + H2SO4 = …; б) MnO2 + KNO3 + KOH = ….
24.10. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении KMnO4 в кислой, щелочной и нейтральной среде? Закончить уравнения реакций:
а) KMnO4 + К2SO3 + H2SO4 = …;
б) KMnO4 + К2SO3 + КОН = …; в) KMnO4 + К2SO3 + H2O = ….
24.11. Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II) в кислой среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 =…. На восстановление KMnO4 израсходовано 47 мл 0,208 н. раствора FeSO4. Какая масса KMnO4 содержалось в исходном растворе? (Ответ: 0,154 г).
24.12. Закончить уравнения реакций: а) Mn + H2SO4 (разб.) = …;
б) MnCl2 + KOH = …; в) MnCl2 + H2O ↔ …; г) Mn + HNO3 (разб.) = ….
24.13. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в щелочной среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + КОН = FeОНSO4 + ….
Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?
(Ответ: 7,9 г).
24.14. Можно ли восстановить марганец из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив Δ G° реакции 3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn.
(
= –464,8 кДж/моль; 
= –1582 кДж/моль).
24.15. Как можно перевести в растворимое состояние марганец? Составить соответствующие уравнения реакций.
24.16. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = ….
24.17. По стандартным энтальпиям образования вычислить тепловой эффект реакции получения марганца 3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn.
(
= –519,4 кДж/моль; 
= –1676 кДж/моль).
(Ответ: −1793,8 кДж).
24.18. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2SO4 (конц.) = …;
б) Mn2O7 + HCl = …; в) Mn2O7 + NaOH = …; г) MnO2 + KOH = ….
24.19. За 10 мин из раствора MnSO4 ток силой 5 А выделил 0,85 г Mn. Определить молярную массу эквивалентов марганца. (Ответ: 27,3 г/моль).
24.20. Закончить уравнения реакций: а) K2MnO4 + Cl2 = …;
б) Mn(NO3)2 + H2O ↔ …; в) MnSO4 + H2O ↔ …; г) MnCl2 + NaOH = ….
Реакции б), в), г) написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Железо, кобальт, никель
Теоретическое введение
Железо, кобальт, никель составляют первую триаду элементов VIII группы побочной подгруппы (семейство железа), расположены в 4 периоде, относятся к d - элементам. Электронное строение 3dn4s2 (n = 6, 7, 8). Степени окисления + 2, +3 и +6 (для Fe).
В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.
В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II).
Под действием концентрированной H2SO4 и дымящей HNO3 при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe (II); продуктами восстановления HNO3 могут быть (в зависимости от концентрации) NH4NO3, N2, N2O: Только концентрированная HNO3 при нагревании растворяет железо с образованием солей
Fe (III).
4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;
5Fe + 12HNO3 = 5Fe(NO3)2 + N2 + 6H2O;
Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 6H2O.
Кобальт и никель растворяются в HNO3 с образованием солей М (II) и выделением NO2 в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора.
Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M2O3 и М3О4 (МО . М2О3).
Оксид железа Fe+6O3, в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли − ферраты Na2FeO4, K2FeO4.
Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)2 обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде и растворяются только в кислотах. М(ОН)2 получаются при взаимодействии солей М (II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)2 легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3.
Гидроксид Со(ОН)2 существует в виде двух модификаций − синей и розовой, окисляется в Со(ОН)3 под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)2. Под действием окислителей Н2О2, Br2 окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)2 и Со(ОН)2 гидроксид Ni(OH)2 устойчив на воздухе и устойчив к действию Н2О2. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl2, Br2):
2Ni(OH)2 + Br2 + 2NaOH = 2Ni(OH)3 + 2NaBr.
Оксид Fe2O3 и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты:
Fe2O3 + Na2CО3 2NaFeO2 + CО2.
Оксиды Co2O3 и Ni2O3 и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)3 и Ni(OH)3 плохо растворимы в воде, проявляют только основные свойства, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли
М (II) и продкуты окисления, например:
Cо2O3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 3H2O;
Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления + 3, для никеля и кобальта + 2. Поэтому Fe2+ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со2+ и Ni2 + этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления + 3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду
Fe −Co − Ni.
Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.
Элементы триады железа легко образуют комплексные соединения, в которых железо может иметь степень окисления +2, +3, кобальт, главным образом, +3, а никель +2. Наиболее характерное координационное число 6, редко 4.
