Тема: романтична поетика творчості Едгара аллана По

ЛЕКЦІЯ

Сполуки

Прості речовини

Відкриття

Поширення в природі

D-елементи VII групи

Лекція

d-елементи VII групи це:

Mn,

Tc,

Re.

Формула: (n-1)d⁵ ns²

Ступені окиснення: 0, +2, +3. +4, +5, +6, +7.

Mn найчастіше має такі ступені окиснення: +2, +4, +7 (в кислому середовищі +2, нейтральному ―+4, лужному ―+6, +7). Tc і Re: найхарактерніший +7, стійкість +5, +6, радіуси атомів (ПМ) зростають порівняно з Mn.

Mn займає 0,09% (по масі), Re ― 1∙10^-7%(по масі).

Tc ― практично не зустрічається, всі ізотопи радіоактивні, сліди в уранових рудах.

Re ― рідкісний, зустрічається в молібденових рудах.

Mn ― MnO₂ (піролюзит), Mn₃O₄ (гаусманіт).

― Mn. Мінерали мангану були відомі дуже давно. 1774 року Шеєле,

досліджуючи піролюзит, довів, що він є оксидом невідомого елемента.

Ган Ю.Г. добув цей метал.

― Tc. Менделєєв дуже довго не міг добути екоманган, всі відкриття

виявилися помилковими. Встановлено, що всі ізотопи радіоактивні.

1937 року перший елемент було штучно добуто за ядерною реакцією

(бомбардування молібденової пластини ядрами дейтерію), тому на честь

ядерної техніки назвали Технецієм. Виявили Е.Егре та К. Дерр'є.

― Re. Цей елемент довго не могли відкрити, хоча він був передбачений

Менделєєвим. 1925 року Назак і Норес виявили новий елемент як домішку

в мінералі колумбіті (Fe(NbO₃)₂).

Добування

Mn ― легуюча домішка до сталі, тому добувають зразу фероменчан (суміш залізних і манганових руд відловлюють коксом):

1) MnO₂ + C = Mn + 2CO↑

Fe₂O₃+ 3C = 2Fe + 3CO↑

2) MnO₂ + C = Mn + 2CO↑ (окремо M, але домішки кофорів)

MnO₂ + Si = Mn + SiO₂ (домішки силіцидів)

3) електролізом розчину MnSO

4) алюмотермічний спосіб:

3Mn₃O₄ + 8Al = 4Al₂O₃ + 9Mn.

Re ― в молібденових рудах

випалювання → Re₂O₇ → NH₄ReO₄

2NH₄ReO₄ + 4H₂ = N₂↑ + 2Re + 8H₂O

перренат

амонію

Фізичні властивості

Сріблясто-сірі метали, тверді, тугоплавкі (у Re tпл = 3190°C, поступається лише W).

Хімічні властивості

Послаблення хімічної активності: Mn ―Tc―Re.

Mn ― активний метал, в електрохімічному ряді напруг стоїть до водню і до цинку.

Tc, Re ― позитивні значення електричних електродних потенціалів (після водню).

Хімічна активність Mn значно залежить від ступеня чистоти. Навіть невелика кількість домішок змінює активність.

Взаємодія з кислотами

Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂↑

Mn + H₂SO₄(р) = MnSO₄ + H₂↑

t +2

5Mn +12HNO₃(р) → 5Mn(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O (повільно, бо утворюється захисна оксидна плівка).

Tc (Re) + HCl або H₂SO₄(р) ≠

Легше з кислотами-окисниками, переходячи в ступінь окиснення +7:

3Re + 7HNO₃ = 3HReO₄ + 7NO↑ + 2H₂O

Re, на відміну від Mn та Tc:

+7

2Re + 7H₂O₂ = 2HReO₄ + 6H₂O

2Re + 7Cl₂ + 8H₂O = 2HReO₄ + 14HCl

Взаємодія з водою

Mn + 2H₂O(пара) = Mn(OH)₂ + H₂↑

Re + H₂O ≠

Також реагують з багатьма неметалами: галогенами, сіркою, киснем.

Сполуки (II)

+2 ступінь окиснення характерний для Mn. Відомо багато сполук MnO, Mn(OH)₂, солі, комплексні сполуки.

Добування MnO:

t

MnO₂ + H₂ = MnO + H₂O

t

MnCO₃ → (в інертному середовищі) MnO + CO₂↑

MnO ― кристалічна речовина зеленого кольору, має змінний склад (MnO 1,0-1,13), напівпровідникові властивості.

Основні властивості MnO:

MnO + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂O

MnO + NaOH ≠

Добування Mn(OH)₂:

MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + 2NaCl

Mn(OH)₂ ― білий осад, який швидко набуває коричневого кольору у зв'язку з киснем:

2Mn(OH)₂+ O₂+ 2H₂O = 2Mn(OH)₄.

Mn(OH)₄ ― умовний запис, сполука має змінний склад (MnO₂)_x (H₂O)_y.

Mn(OH)₂ має основні властивості, дещо розчинений у воді, надає розчину лужної реакції:

Mn(OH)₂+ H₂SO₄ = MnSO₄ + 2H₂O

Mn(OH)₂+ NaOH ≠

водний розчин

Нерозчинні MnS, MnCO₃, Mn₃(PO₄)₂, MnF₂ можна добути реакціями обміну:

MnSO₄ + Na₂S = MnS↓+ Na₂SO₄

рожевий

Всі сполуки Mn(II) мають відновні властивості. Mn(OH)₂ окиснюється киснем повітря (пропарювання на повітрі):

+2 +3

6MnO + O₂ = 2Mn₂O₄(MnO ∙ Mn₂O₃).

В лужному середовищі Mn(OH)₂ миттєво окислюється Cl₂ та Br₂ до сполук Mn(IV):

+2 0 -1

Mn(OH)₂ + Cl₂ + 2NaOH = MnO₂ + 2NaCl + 2H₂O

У кислому середовищі ступінь окиснення +2 більш стійкий, але окислюється під дією сильніших окисників до Mn(IV):

+2 +4

MnSO₄ + O₃ + H₂O = MnO₂ + H₂SO₄ + O₂↑ ― якісна реакція на озон.

А під дією ще сильніших окисників ― до Mn(VII):

t

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

+5

+7 +3

2Mn(NO₃)₂ + 5KBiO₃ + 16HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Bi(NO₃)₃+ 5KNO₃ + 7H₂O

У слабокислому, нейтральному та лужному середовищах окислюються іоном MnO₄^- до Mn(IV):

3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

Для Re(II) відомі лише йодиди та комплексні сполуки з полідентантними лігандами.

Сполуки (III)

Дуже нестійкі, особливо у водних розчинах. Mn(III) легко відновлюються до Mn(II) або диспропорціюють на Mn(II) і Mn(IV). Сполуки Re(III) ― відновники, переходять у Re(VII).

Mn₂O₃ трапляється в природі у вигляді мінералу брауніту, що одержують нагріванням MnO₂:

500-900°C

4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + O₂↑

Найстійкіша сполука мангану з киснем ― Mn₃O_4, містить як MnO, так і Mn₂O₃:

3Mn + 2O₂ = Mn₃O₄

Серед сполук Re відомі галогеніди Re₃Г_9.

Сполуки (IV)

Ступінь окиснення +4 є досить стійким для мангану, але сполук відомо небагато.

MnO₂ ― дуже стійкий нерозчинний оксид. Інші сполуки Mn(IV) менш стійкі і досить легко переходять у MnO_2.

MnO₂ поширений у природі (мінерал піролюзит). У чистому вигляді його можна добути розкладом Mn(NO₃)₂:

+2 +5 530°C +4 +4

Mn(NO₃)₂ → MnO₂ + 2NO₂

+2 +4

Mn – 2e → Mn 1

+5 +4

2N + 2e → 2N 1

MnO₂ ― бура кристалічна речовина. Це амфотерний оксид, але його кислотні й основні властивості виражені дуже слабо. Відновні солі Mn(IV) дуже нестійкі. сплавлення

t +4

MnO₂ + CaO = CaMnO₃(CaO ∙ MnO₂)

кислотні основні

властивості властивості

+2 +7 +4

3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Mn(SO₄)₂ + K₂SO₂+ 8H₂O

+2 +4

Mn – 2e → Mn 3

+7 +4

Mn + 3e → Mn 2

в середовищі H₂SO₄, у воді Mn(SO₄)₂ гідролізує до MnO_2.

Яскравіше виражені окисно-відновні властивості. Під дією кислот MnO₂ виконує роль окисника:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ +2H₂O

+4 -2 +2 0

2MnO₂ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + O₂ + H₂O

Під час сплавлення з лугами за наявності окисників окисників MnO₂ виявляє відновні властивості:

+4 0 +6 -2

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O

+6

MnO₂ + 2KOH + KNO₃ = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O

Реакції за участю Mn(IV) мають велике практичне значення. Їх застосовують для добування солей Mn(II), манганатів, перманганатів, Cl₂, O₂ в лабораторіях.

Re(IV). Одержано ReO₂, ReS₂, ReГ_4.

_{-3 +7 t +4 0}

2NH₄ReO₄ = 2ReO₂ + N₂ + 4H₂O

>750°C

2Re₂O₇+ 3Re 7ReO₂ (так само і Tc)

Солі Re(IV) та Tc(IV) як і Mn(IV) дуже нестійкі. Кислотно-основні властивості ReO₂ виражені слабо.

ReO₂ + 2KOH = K₂ReO₃ + H₂O

При нагріванні в газовому середовищі, що не містить кисню та інших окисників.

Сполуки (V)

Ступінь окиснення +5 мало характерний для елементів підгрупи Mn.

Для мангану відомі лише солі гіпоманганати Me₃MnO₄.

+4 +5 сплавл. +5 +4

MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃ = Na₃MnO₄ + CO₂↑ + NO₂↑

блакитне забарвлення

Сіль NaMnO ∙ 10H₂O існує в розчині тільки на холоді і за наявності надлишку лугу. В інших умовах легко диспропорціює:

2Na₃MnO₄ + 2H₂O = MnO₂ + Na₂MnO₄ + 4NaOH.

Для Tc і Re ступені окиснення +5 більш стійкий. Re ― галогеніди ReT₅, ReOF₃, комплекси. Сполуки Re стійкі в сильно кислому середовищі, у нейтральному ― диспропорціюють:

Re(V) Re(IV) + Re(VII)

Сполуки (VI)

Сполуки Mn(VI) існують тільки у формі солей манганатів, які містять іон MnO₄^2- і мають темно-зелене забарвлення. Їх можна добути із MnO₂ у лужному середовищі окисленням або за допомогою розкладу KMnO₄:

t

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

манганат

калію

У водних розчинах манганати існують тільки в сильно лужному середовищі. У разі розчинення у воді диспропорціюють:

3K₂MnO₄ + 2H₂O 2KMnO₄ + MnO₂↓ + 4KOH

Так як процес зворотній, то додавання OH^- стабілізує іон MnO₄^2-. У кислому середовищі K₂MnO₄ розкладаються повністю:

3K₂MnO₄ + 2H₂SO₄ 2KMnO₄ + MnO₂↓ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

H₂MnO₄ манганиста кислота лише у розчині, MnO₃ неодержаний.

Манганати мають досить сильні окислювальні властивості:

+6 -1 +4

K₂MnO₄ + H₂O₂ = MnO₂ + O₂ + 2KOH

окисник

Але під дією сильних окисників вони здатні виявляти відновні властивості:

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

Сполуки Tc і Re(VI) більш різноманітні: TcO₃, ReO₃, галогеніди, ренати K₂ReO₄. У воді диспропорціюють, нестійкі, мають відновні властивості.

Сполуки (VII)

Ступінь окиснення +7 досить характерний для Mn, Tc і Re, є найстійкішим.

Mn₂O₇ одержують:

2KMnO₄ + 2H₂SO₄ = Mn₂O₇ + 2KHSO₄ + H₂O

KMnO₄ + 90% 2H₂SO₄ + охолодження

Mn₂O₇ ― темно-зелена оліїста рідина. Дуже нестійка, під час лужного нагрівання розкладається:

+7 -2 +4 0

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂↑

При ударі або нагріванні до температури 95°C розкладається з вибухом:

+7 -2 +3 0

Mn₂O₇ = Mn₂O₃ + 2O₂↑

Mn₂O₇ дуже сильний окисник, при додаванні його до органічних речовин, можливе займання.

У воді розчиняється з утворенням марганцевої кислоти:

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

HMnO₄ ― одна з найсильніших кислот. За рахунок іону MnO₄^- має темно-фіолетове забарвлення. Існує тільки в розчинах до 20%. При підвищенні концентрації або з часом і в розбавлених розчинах розкладається:

+7 -2 +4 0

4HMnO₄ = 4MnO₂ + 3O₂↑ + H₂O

Стійкішими є солі (перманганати). Але і вони при нагріванні розкладаються:

t

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

Сполуки Mn(VII) сильні окисники. Окисні властивості Mn(VII) великою мірою залежать від середовища:

кисле Mn²⁺

MnO₄^- нейтральне MnO₂

лужне MnO₄^2-

5K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O

3K₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH

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

У міру зростання pH окислювальні властивості перманганатів послаблюються. Це добре видно на відношенні до галогенів:

― в кислому середовищі K₂MnO₄ окиснює Cl^-, Br^-, I^- :

t

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 2KCl + 8H₂O

― в нейтральному ― лише I^- :

-1 +7 +4

6KI + 2KMnO₄ + 4H₂O → 2MnO₂ + 3I₂ + 8KOH

KCl + KMnO₄ ≠

KBr + KMnO₄ ≠

― в лужному вже Cl₂ та Br₂ здатні окислити манган до Mn(VII):

2KMnO₄ + Br₂ = 2KMnO₄ + 2KBr

При переході Mn―Tc―Re стійкість ступеня окиснення +7 значно зростає.

Tc₂O₇ та Re₂O₇ можна одержати при окисненні киснем відновних металів. Ці оксиди є досить стійкими до нагрівання ― плавляться (119 та 301°C) та переходять у газоподібний стан без розкладу.

Tc₂O₇ + H₂O = 2HTcO₄

Re₂O₇ + H₂O = 2HReO₄

тільки у розчинах, розкладаються з утворенням оксидів (VII). Солі термічно стійкі, плавляться без розкладу.

HTcO₄ та HReO₄ не окислюють H₂S, а вступають у реакцію обміну:

2HReO₄ + 7H₂S = Re₂S₇ + 8H₂O

За деяких умов сполуки Tc(VII) та Re(VII) можуть бути окисниками (добування металів, з HI):

2HReO₄ + 14HI = 2ReI₂ + 3I₂ + 8H₂O.

Мета: розглянути матеріал щодо творчого шляху видатного американського письменника; проаналізувати його філософсько-естетичні погляди; визначити у чому полягає філософське підґрунтя творів Едгара По; розвивати навички самостійної роботи з додатковою літературою; формувати вміння студентів сприймати літературу передусім як естетичну цінність; виховувати відчуття пошани до літератури інших країн.

Зміст

1. Життєвий і творчий шлях письменника.
2. Романтичний стиль лірики Едгара По.
3. Жанрове багатство оповідань письменника. Прийоми гротеску, таємниці, містифікації, вплив готичної прози.
4. «Логічні оповідання»: зародження детективного жанру. Дедуктивне мислення, образ слідчого Дюпена.

Основна література

1. Давиденко Г.Й., Чайка О.М. Історія зарубіжної літератури XIX – початку XX століття: Навч. посіб. – К.: Центр учбової літератури, 2011. – С. 96-105; 234-237.

2. Наливайко Д.С., Шахова К.О. Зарубіжна література ХІХ сторіччя. Доба романтизму. – К.: Заповіт, 1997. – С. 411-461.

3. Зарубежная литература XIX века. Реализм: Хрестоматия историко-литературных материалов: Учебное пособие / Сост. Н.А. Соловьева, А.Ф. Головенченко, Е.Г. Петраш. – М.: Высшая школа, 1990. – С. 266-288.

4. Зарубежная литература XIX века. Романтизм. Критический реализм. Хрестоматия / Под ред. Я.Н. Засурского. – М., 1979. – С. 416-450, 453-497.

5. История американской литературы: В 2 тт. – Т. 1 / Под ред. Н. Самохвалова. – М.: Просвещение, 1971. – С. 117-154; 181-193; 240-255.

Додаткова література

1. Анастасьєв М. Етюди про американську літературу // Вікно в світ. – 1999. – № 4. – С. 52-73, 82-94.

2. Гордєєва Л.В. Занурюючись у темні глибини свідомості // Зарубіжна література. – 1997. – № 3. – С. 20-23.

3. Злобин Г. По Эдгар Аллан // Писатели США. Краткие творческие биографии / Сост. и общ. ред. Я.Засурского, Г. Злобина, Ю. Ковалева. – М.: Радуга, 1990. – С. 358-362.

1. Злобин Г. Эдгар По – романтик и рационалист // По Э. Стихотворения. Проза. – М.: Художественная литература, 1976. – С. 5-29.

5. Назарець В.М. Біля витоків детективу // Зарубіжна література. – 1999. – № 6. – С. 53-56.

6. Назарець Є.М., Васильєв Н.М. Птах на ймення «не вернуть», або Біль душі Едгара По // Зарубіжна література. – 1999. – № 4. – С.10-21.

1. По Э. Стихотворения. Проза. – М.: Художественная литература, 1976. – 878 с.

8. По Э.А. Стихотворения // Американская поэзия в русских переводах. ХІХ – ХХ вв. / Сост. С.Б. Джимбинов. – М.: Радуга, 1983. – С. 44-70.

1. Життєвий і творчий шлях письменника.

ЕДГАР ПО (1809-1849) належить до числа класиків світової літератури. Його талант багатогранний – це проза, поезія, літературно-критичні статті, рецензії, а також твори, жанр яких важко визначити. В історію американської літератури Едгар Аллан По увійшов як поет, новеліст і критик. Він є класиком “короткого оповідання”. Його вважають родоначальником детективного жанру і наукової фантастики.

Як це не дивно, але Америка По не відразу оцінила. За його життя американці не сприймали американських письменників всерйоз і захоплювалися Діккенсом. Настрої вікторіанської Англії, література якої була схильною до моралізаторства і втілення релігійного ідеалу, були широко розповсюдженими в Америці. Тому творчість По “прийшлася не до двору”. Першими оцінили “божевільного поета” французькі “прокляті поети” (Бодлер, Верлен, Рембо), а також символісти. Вони побачили у ньому фундатора нового мистецтва, позбавленого дидактичного, виховного начала. Розповсюдження у Європі теоретичних робіт “Філософія творчості” та “Поетичний принцип” теж сприяли становленню ранніх модерністських тенденцій.

Доля По була трагічною. Син бродячих акторів народився на горищі готелю, тому що у його матері не було грошей на сплату кімнати. Він осиротів у ранньому віці та опинився у заможній, бездітній родині Алленів (звідси його друге прізвище).

Схильний до мистецтва син не задовольняв прийомного батька, типового плантатора, який колись приїхав до Америки із Шотландії без копійчини за душею, а потім розжився на рабській праці негрів. Навчання в університеті продовжувалось недовго. Едгар наробив боргів, і батько залишив його без матеріальної підтримки. Молодому поету нічого не залишалося, окрім служби в армії, яку він зненавидів і від якої згодом відмовився, почавши вільне життя літератора.

І сам письменник, і його родичі з батьківської лінії, неодноразово згадували про родове прокляття, яке нібито лежало на них. Більшість представників роду По ставали хронічними алкоголіками й наркоманами і закінчували життя у притулках для божевільних. Трагічне світовідчуття По було продиктоване ще і суспільними умовами США. Держава, яка на початку свого розвитку турбувалася головним чином про матеріальний достаток (адже для того туди їхали численні емігранти), абсолютно не піклувалася ані про власне мистецтво, ані про серйозну літературу. Безумовно, вузькі інтелектуальні кола у великих містах існували, і там цінували “справжнього По”. Але переважній більшості американців потрібні були розважальні, а не серйозні жанри.

Едгар По не хотів займатися нічим, окрім літератури, тому його життя пройшло у тяжкій праці і безгрішші. Він редагував центральні газети й журнали у Нью-Йорці й Філадельфії, його майстерність журналіста і письменника суттєво підвищувала тиражі, але прибутки залишались в кишенях власників медіа засобів.

Дата добавления: 2017-01-13