Діоксид марганцю. Властивості оксидів та гідроксидів марганцю. · Утворюється при конденсації фіолетових пар, що виділяються при нагріванні розчину перманганату калію в сірчаній кислоті
MnО, Mn 2 Про 3 , MnО 2 , Mn 3 Про 4 , Mn 2 Про 7 , Mn 5 Про 8 . Крім Mn 2 Про 7 всі оксиди - кристали, не раств. у воді. При нагр. вищих оксидів відщеплюється О 2 і утворюються нижчі оксиди:
При витримуванні на повітрі або в атмосфері 2 вище 300 ° С MnО і Mn 2 О 3 окислюються до MnО 2 . Безводні та гідратир. оксиди Mn входять до складу марганцевих і залізо-марганцевих руд у вигляді мінералів піролюзиту b-MnО 2 , псиломелану mМО.nMnО 2 . 2 Про 3 .Н 2 О), гроутиту g-MnOOH, брауніту 3Mn 2 O 3 .MnSiO 3 та ін. З вмістом MnО 2 60-70%. Переробка марганцевих руд включає мокре збагачення та послід. хім. виділення оксидів MnО 2 або Mn 2 Про 3 методами сульфітизації та сульфатизації, карбонізації, відновить. випалу та ін. Монооксид MnО (мінерал манганозит). До Ч 155,3 ° С стійка гексагон. модифікація, вище – кубічна (див. табл.). Напівпровідник. Антиферомагнетик з точкою Нееля 122 К; магн. сприйнятливість + 4,85.10 – 3 (293 К). Має слабоосновні св-вами; відновлюється до Mn воднем та активними металами при нагріванні. При взаємод. MnО з к-тами утворюються солі Mn(II), з розплавом NaOH при 700-800°З надлишку O 2 - Na 3 MnO 4 при дії (NH 4) 2 S - сульфід MnS. Отримують розкладанням Mn(OH) 2 , Mn(C 2 O 4), Mn(NO 3) 2 або MnСО 3 в інертній атмосфері при 300 °С, контрольованим відновленням MnО 2 або Mn 2 Про 3 воднем або СО при 700-900 ° З. Компонент феритів та ін. Кераміч. матеріалів, шлаку для десульфуризації металів, мікродобрив, каталізатор дегідрогізації піперидину, антиферомагн. матеріал. Сесквіоксид Mn 2 Про 3 існує у двох модифікаціях - ромбіч. a (мінерал курнакіт) та кубич. b (мінерал біксбіїт), т-ра переходу a: b 670 ° С; парамагнетик, магн. сприйнятливість +1,41Х10 – 5 (293 К); відновлюється Н 2 при 300°З MnО, алюмінієм при нагр. - До Mn. 
Під впливом розб. H 2 SO 4 і HNO 3 переходить у MnО 2 і сіль Mn(II). Отримують Mn 2 Про 3 терміч. розкладанням MnООН. Оксид марганцю (II, III) Mn 3 Про 4 (мінерал гаусманіт); a-Mn 3 Про 4 при 1160°С переходить в b-Mn 3 Про 4 з кубич. Кристалліч. ґратами; DH 0 переходу a: b 20,9 кДж/моль; парамагнетик, магн. сприйнятливість + 1,24.10 – 5 (298 К). Виявляє хім. св-ва, властиві MnО та Mn 2 Про 3 . Діоксид MnО 2 - найпоширеніше з'єдн. Mn у природі; наиб. стійка b-модифікація (мінерал піролюзит). Відомі ромбічі. g-MnО 2 (мінерал рамсделіт, або поліаніт), а також a, d і e, що розглядаються як тверді розчиниразл. форм MnО 2 . Парамагнетик, магн. сприйнятливість + 2,28.10 – 3 (293 К). Діоксид Mn – нестехіометрич. соед., у його решітці завжди спостерігається нестача кисню. Амфотерен. Відновлюється Н 2 до MnО за 170°С. При взаємод. з NH 3 утворюються Н 2 Про, N 2 і Mn 2 Про 3 . Під дією Про 2 у розплаві NaOH дає Na 2 MnO 4 у середовищі конц. к-т - відповідні солі Mn(IV), H 2 O та Про 2 (або Cl 2 у разі соляної к-ти). Одержують MnО 2 розкладанням Mn(NO 3) 2 або Mn(ОН) 2 при 200°С на повітрі, відновленням КMnО 4 у нейтральному середовищі, електролізом солей Mn(II). Застосовують для отримання Mn та його з'єд., сикативів, як деполяризатор у сухих елементах, компонент коричневого пігменту (умбри) для фарб, для освітлення скла, як реагент для виявлення Cl - , окислювач у гідрометалургії Zn, Cu, U, компонент каталізатора в гопкалітових патронах та ін. Активний MnО 2 , одержуваний взаємод. водних розчинів MnSO 4 і КMnО 4 -окислювач в орг. хімії. Оксид марганцю (VII) Mn 2 Про 7 (гептаоксид димарганцю, марганцевий ангідрид) - масляниста зелена рідина; т. пл. 5,9 ° С; щільн. 2,40 г/см 3 ; DH 0 обр -726,3 кДж/моль. Вище 50 °С при повільному нагріванні починає розкладатися з виділенням 2 і утворенням нижчих оксидів, а при більш високих т-рахабо високих швидкостях нагрівання вибухає; вкрай чутливий до хутра. та теплових впливів. Сильний окисник; при контакті з Mn 2 Про 7 горючі в-ва спалахують. М. б. отримано при взаємод. КMnО 4 з H Z SO 4 на холоді. Оксид Mn 5 Про 8 або Mn 2 II (Mn IV Про 4) 3 - тверде в-во; не розтв. у воді; м. б. отриманий окисленням MnО або Mn 3 Про 4 ; легко розкладається на MnО 2 та О 2 . З гідроксидів Mn стехіометрич. з'єдн. є тільки Mn(ОН) 2 , MnО(ОН) і НMnО 4 інші являють собою гідратир. оксиди змінного складу, близькі за хім. св-вам відповідним оксидам. Кислотні св-ва гідроксидів збільшуються зі зростанням ступеня окиснення Mn: Mn(ОН) 2< MnО(ОН) (или Mn 2 O 3 .xH 2 O) < MnO 2 .xН 2 О < Mn 3 О 4 .xН 2 О < Н 2 MnО 4 < НMnО 4 . Гидроксид Мn(II) практически не раств. в воде (0,0002 г в 100 г при 18 °С); основание средней силы; раств. в р-рах солей NH 4 ; на воздухе постепенно буреет в результате окисления до MnО 2 .xН 2 О. Гидроксиоксид Mn(III) MnO(OH) известен в двух модификациях; при 250 °С в вакууме обезвоживается до g-Mn 2 О 3 ; в воде не раств. Прир. манганит не разлагается HNO 3 и разб. H 2 SO 4 , но медленно реагирует с H 2 SO 3 , искусственно полученный легко разлагается минер. к-тами; окисляется О 2 до b-MnО 2 . См. также Манганати.М. о. токсичні; ГДК див. у ст. Марганець. Літ.:Позін М. Е.. Технологія мінеральних солей, 4 видавництва, год. 1 2, Л., 1974. П. М. Чукуров.
- - Залізобактерії відомі дуже давно.
Біологічна енциклопедія
- - сірчанокислий марганець, MnSO4, марганцеве мікродобрива. Кристалліч. в-во, розчинне у воді...
Сільсько-господарський енциклопедичний словник
- - MnСО 3, блідо-рожеві кристали, в присутності. Про 2 і Н 2 Про набувають коричневого відтінку внаслідок окислення; Кристалліч. грати гексагональні; щільн. 3.62 г/см3; 0p 94,8 Дж/; DH0 обр -881,7 кДж/моль; S0298109,5 Дж/...
Хімічна енциклопедія
- - Декакарбонілдімарганець Mn2 10 – золотисто-жовті кристали; т. пл. 154-155°С; щільн. 1,75 г/см 3. Повільно розкладається на світлі, розкладається повітря при 110 °С, сублімується у вакуумі при 50 °С. Рост...
Хімічна енциклопедія
- - Mn2, блідо-рожеві гігроскопічні кристали з кубіч. ґратами; DH0 обр Ч574,6 кДж/моль. Розкладається вище 180°З оксидів Mn. Р-римість у воді: 102,0, 157,1, 428,0 та 498,8. Ротв. також у діоксані, ТГФ, ацетонітрилі.
Хімічна енциклопедія
- – MnSO4, має т. пл. 700 ° С; З р 100,24 Дж/; DG0 обр -958,11 кДж/моль; нижче 11 К антифсрромагнетик, вище 11 К парамагнетик, магн. сприйнятливість + 1,366.10-6; див. також табл. Ок. 850°С розкладається на Mn3O4, SO3 та SO2...
Хімічна енциклопедія
- - З'єднання хім. елементів з киснем. Діляться на солеутворюючі та несолетворні. Солеутворюючі бувають основними, кислотними і амфотерними - їх гідрати є відповідними.
Природознавство. Енциклопедичний словник
- - неорганічні сполуки, в яких КИСЛОРОД пов'язаний з іншим елементом. Оксиди часто утворюються при горінні елемента на повітрі або у присутності кисню. Так, магній при горінні утворює оксид магнію.
Науково-технічний енциклопедичний словник
Оксид марганцю(II)- MnO – нижчий оксид марганцю, монооксид.
Основний оксид. Чи не розчинний у воді. Легко окислюється з утворенням тендітної оболонки MnO2. Відновлюється до марганцю під час нагрівання з воднем або активними металами.
Оксид марганцю(II) можна отримати прожарюванням при температурі 300 °C кисневмісних солей марганцю(II) в атмосфері інертного газу. З поширеного MnO 2 його отримують через часткове відновлення при температурах 700-900 ° C воднем або чадним газом.
Гідроксид марганцю(II)- неорганічна сполука, гідроксид металу марганцю з формулою Mn(OH) 2 , світло-рожеві кристали, які не розчиняються у воді. Виявляє слабко основні властивості. Окиснюється на повітрі.
Утворюється гідроксид марганцю (II) при взаємодії його солей із лугами:
Хімічні властивості.
· Гідроксид марганцю (II) легко окислюється на повітрі до бурого оксогідроксіду марганцю, який далі розкладається на оксид марганцю (IV):
· Гідроксид марганцю (II) має основні властивості. Він реагує з кислотами та кислотними оксидами:
· Гідроксид марганцю (II) має відновлювальні властивості. У присутності сильних окислювачів може окислюватися до перманганату:
Оксид марганцю(III)- неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою Mn 2 O 3 , коричнево-чорні кристали, які не розчиняються у воді.
Отримання.
· У природі зустрічаються мінерали брауніт, курнакіт та біксбіїт – оксид марганцю з різними домішками.
· Окислення оксиду марганцю (II):
· Відновлення оксиду марганцю (IV):
Хімічні властивості.
· Розкладається при нагріванні:
· При розчиненні в кислотах – диспропорціонує:
· При сплавленні з оксидами металів утворює солі манганіти:
Чи не розчиняється у воді.
Гідроксид марганцю (III) –Mn 2 O 3ּ Н 2 Проабо MnО(OH)зустрічається у природі у вигляді мінералу манганіту(Бура марганцева руда). Штучно отриманий гідроксид марганцю (III) застосовують як чорно-буру фарбу.
При взаємодії з кислотними окисниками утворюється солі марганцю.
Солі марганцю (II), як правило, добре розчиняються у воді, крім Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .
Сульфат марганцю(II) MnSO 4 - сіль білого кольору, одна з найбільш стійких сполук марганцю (II). У вигляді кристалогідрату MnSO 4 7Н 2 O зустрічається в природі. Він використовується при фарбуванні тканин, а також поряд з хлоридом марганцю (II) MnСl 2 – для отримання інших сполук марганцю.
Карбонат марганцю(II) MnСO 3 зустрічається в природі у вигляді марганцевого пшата та використовується в металургії.
Нітрат марганцю(II) Mn(NO 3) 2 отримують лише штучним шляхом і використовують для поділу рідкісноземельних металів.
Солі марганцю є каталізаторами окисних процесів, що відбуваються за участю кисню. Вони застосовуються в сикативах. Лляна олія з додаванням такого сикативу називається оліфою.
Оксид марганцю(IV) (діоксид марганцю) MnO 2 – порошок темно-коричневого кольору, нерозчинний у воді. Найбільш стійке з'єднання марганцю, широко поширене у земній корі (мінерал піролюзит).
Хімічні властивості.
За звичайних умов поводиться досить інертно. При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору:
З сірчаною та азотною кислотами MnO 2 розкладається з виділенням кисню:
При взаємодії із сильними окислювачами діоксид марганцю окислюється до сполук Mn 7+ та Mn 6+ :
Діоксид марганцю виявляє амфотерні властивості. Так, при окисленні сірчанокислого розчину солі MnSO 4 перманганатом калію у присутності сірчаної кислоти утворюється чорний осад солі Mn(SO 4) 2 .
А при сплавленні з лугами та основними оксидами MnO 2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі - манганіти:
Є каталізатором розкладання пероксиду водню:
Отримання.
В лабораторних умовах одержують термічним розкладанням перманганату калію:
Також можна отримати реакцію перманганату калію з пероксидом водню. На практиці MnO 2, що утворився, каталітично розкладає пероксид водню, внаслідок чого реакція до кінця не протікає.
При температурі вище 100 °C відновленням перманганату калію воднем:
64. З'єднання марганцю (VI), способи одержання та властивості. Оксид марганцю (VII), марганцова кислота та перманганати – отримання, властивості, застосування.
Оксид марганцю(VI)- неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою MnO 3 , темно-червона аморфна речовина, що реагує з водою.
Утворюється при конденсації фіолетової пари, що виділяються при нагріванні розчину перманганату калію в сірчаній кислоті:
Хімічні властивості.
· Розкладається при нагріванні:
· Реагує з водою:
· З лугами утворює солі – манганати:
Гідроксид марганцю (VI)виявляє кислотний характер. вільна марганцева (VI) кислота нестійка та диспропорціонує у водному розчині за схемою:
3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O(ж) .
Манганати (VI)утворюються при сплавленні діоксиду марганцю з лугом у присутності окислювачів і мають смарагдово-зелене забарвлення. У лужному середовищі манганати (VI) досить стійкі. При розведенні лужних розчинів відбувається гідроліз, що супроводжується диспропорціонуванням:
3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O(ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .
Манганати (VI) - сильні окислювачі, що відновлюються в кислому середовищі до Mn(II),а в нейтральному та лужному середовищах – до MnO 2 .Під дією сильних окислювачів манганати (VI) можуть бути окислені до Mn(VII):
2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .
При нагріванні вище 500 о С манганат (VI) розпадається на продукти:
манганат (IV) та кисень:
2К 2 MnO 4(т) → До 2 MnO 3(т) + О 2(г) .
Оксид марганцю(VII) Mn 2 O 7- зеленувато-бура масляниста рідина (t пл =5,9 ° C), нестійкий при кімнатній температурі; сильний окисник, при зіткненні з горючими речовинами спалахує їх, можливо з вибухом. Вибухає від поштовху, від яскравого спалаху світла, при взаємодії з органічними речовинами. Отримати оксид марганцю(VII) Mn 2 O 7 можна дією концентрованої сірчаної кислоти на перманганат калію:
Отриманий оксид марганцю(VII) нестійкий і розкладається на оксид марганцю(IV) та кисень:
Одночасно виділяється озон:
Оксид марганцю(VII) взаємодіє з водою, утворюючи марганцову кислоту, яка має фіолетово-червоне забарвлення:
Безводну марганцеву кислоту отримати не вдалося, у розчині вона стійка до концентрації 20%. Це дуже сильна кислота, що здається ступінь дисоціації в розчині концентрації 0,1 моль/дм 3 дорівнює 93%.
Марганцева кислота – сильний окисник . Ще енергійніше взаємодіє Mn 2 O 7, горючі речовини при зіткненні з ним спалахують.
Солі марганцової кислоти називаються перманганати . Найбільш важливим є перманганат калію, він є дуже сильним окислювачем. З його окисними властивостями по відношенню до органічних та неорганічних речовин часто доводиться зустрічатися у хімічній практиці.
Ступінь відновлення перманганат-іона залежить від характеру середовища:
1) кисле середовище Mn (II) (солі Mn 2+)
MnO 4 - +8H + +5? = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B
2)нейтральне середовище Mn (IV) (оксид марганцю (IV))
MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B
3) лужне середовище Mn (VI) (манганати M 2 MnO 4)
MnO 4 - + ē = MnO 4 2-, Е 0 = +0.56B
Як видно, найбільш сильні окисні властивості перманганати виявляють у кислому середовищі.
Утворення манганатів відбувається в сильнолужному розчині, що забезпечує пригнічення гідролізу K 2 MnO 4. Оскільки реакція зазвичай проходить у досить розбавлених розчинах, кінцевим продуктом відновлення перманганату в лужному середовищі, як і в нейтральному, є MnO 2 (див. диспропорціонування).
При температурі близько 250 о С перманганат калію розкладається за схемою:
2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(г)
Перманганат калію застосовується як антисептичний засіб. Водні розчини його різної концентрації від 0,01 до 0,5% застосовуються для дезінфекції ран, полоскання горла та інших протизапальних процедур. Успішно 2 - 5% розчини перманганату калію використовуються при опіках шкіри (шкіра підсушується, і міхур не утворюється). Для живих організмів перманганати є отрутою (викликають коагуляцію білків). Їх знешкодження виробляють 3%-ним розчином Н 2 Про 2, підкисленою оцтовою кислотою:
2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2
65. Сполуки ренію (II), (III), (VI). Сполуки ренію (VII): оксид, ренієва кислота, перренати.
Оксид ренію(II)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою ReO, чорні кристали, не розчинні у воді, утворює гідрати.
Гідрат окису ренію ReO H 2 O утворюється при відновленні кадмієм ренієвої кислоти в кислому середовищі:
Оксид ренію(III)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою Re 2 O 3 , чорний порошок, не розчинний у воді, утворює гідрати.
Отримують гідролізом хлориду ренію(III) у лужному середовищі:
Легко окислюється у воді:
Оксид ренію(VI)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою ReO 3 , темно-червоні кристали, які не розчиняються у воді.
Отримання.
· Конпропорціонування оксиду ренію (VII):
· Відновлення оксиду ренію(VII) монооксидом вуглецю:
Хімічні властивості.
· Розкладається при нагріванні:
· Окислюється концентрованою азотною кислотою:
· З гідроксидами лужних металівутворює ренити та перренати:
· Окислюється киснем повітря:
· Відновлюється воднем:
Оксид ренію(VII)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою Re 2 O 7 , світло-жовті гігроскопічні кристали, розчиняється в холодній водіреагує з гарячою.
Отримання.
· Окислення металевого ренію:
· Розкладання при нагріванні оксиду ренію (IV):
· Окислення оксиду ренію(IV):
· Розкладання при нагріванні ренієвої кислоти:
Хімічні властивості.
· Розкладається при нагріванні:
· Реагує з гарячою водою:
· Реагує з лугами з утворенням перренатів:
· Є окислювачем:
· Відновлюється воднем:
· Конпропорціонує з ренією:
· Реагує з монооксидом вуглецю:
Ренієва кислота- неорганічна сполука, кисневмісна кислота з формулою HReO 4 існує тільки у водних розчинах, утворює солі перренати.
Переведення ренії з малорозчинних сполук, таких, як ReO і ReS2, розчин здійснюється кислотним розкладанням або лужним сплавленням з утворенням розчинних перренатів або ренієвої кислоти. І навпаки, вилучення ренію з розчинів проводять осадженням його як малорозчинних перренатів калію, цезію, талію та ін. Велике промислове значення має перренат амонію, з якого за допомогою відновлення воднем отримують металевий реній.
Ренієва кислота виходить при розчиненні Re2O7 у воді:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
Розчини ренієвої кислоти отримані також розчиненням металевого ренію в перекисі водню, бромній воді та азотної кислоти. Надлишок перекису видаляють кип'ятінням. Ренієва кислота виходить при окисленні нижчих оксидів та сульфідів, з перренатів з використанням іонного обміну та електродіалізу. Для зручності таблиці 2 наведено значення щільностей розчинів ренієвої кислоти.
Ренієва кислота стійка. На відміну від хлорної та марганцевої кислот має дуже слабкі окисні властивості. Відновлення її відбувається зазвичай повільно. Як відновники використовуються амальгами металів, хімічні агенти.
Перренати менш розчинні і термічно стійкіші, ніж відповідні перхлорати та перманганати.
Найменшу розчинність мають перренати талію, цезію, рубідії і калію.
Перренати Tl, Rb, Cs, K, Ag - малорозчинні речовини, перренати, Ba, Pb (II) мають середню розчинність, перренати Mg, Ca, Cu, Zn, Cd і т.п. дуже добре розчиняються у воді. У складі перренатів калію та амонію реній виділяється з промислових розчинів.
Перренат калію KReO4 – дрібні безбарвні гексагональні кристали. Плавиться без розкладання при 555°, за більш високої температури випаровується, частково дисоціюючи. Розчинність солі у водному розчині ренієвої кислоти вища, ніж у воді, тоді як у присутності H2SO4 вона практично не змінюється.
Перренат амонію NH4ReO4 утворюється при нейтралізації ренієвої кислоти аміаком. Порівняно добре розчиняється у воді. При кристалізації розчинів утворює з KReO4 безперервні тверді розчини. При нагріванні на повітрі розкладається, починаючи з 200°, даючи сублімацію, що містить Re2O7 і чорний залишок ReO2. При розкладанні в інертній атмосфері утворюється тільки оксид ренію (IV) щодо реакції:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
При відновленні солі воднем виходить метал.
З солей ренієвої кислоти з органічними основами відзначимо перренат нітрону C20H17N4ReО4, що має дуже малу розчинність в ацетатних розчинах, особливо у присутності надлишку ацетату нітрону. Утворення цієї солі використовується для кількісного визначення ренію.
З'єднання марганцю. Оксиди, гідроксиди.
Марганець утворює кілька оксидів. Найбільш стійкими є
МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7
Оксид марганцю (VII) Mn2O7 – масляниста рідина чорно-зеленого кольору, вище 50°С розкладається з утворенням кисню та нижчих оксидів, за більш високої температури вибухає:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.
Виявляє кислотні властивості. Реагує з водою, утворюючи марганцову кислоту:
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.
Оксид марганцю можна отримати лише непрямим шляхом:
2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.
Марганцова кислота - сильна кислота, дуже нестійка, розкладається вже вище 3 ° С:
4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.
Оксид марганцю (II) МnО та відповідний гідроксиди Мn(ОН)2 - речовини основного характеру.
Вони взаємодіють із кислотами з утворенням солей марганцю (II)
MnO + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O
Mn(OH)2 + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O
Mn(OH)2 одержують дією лугів на розчинні солі Mn2+
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2Н2O
Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓
білий осад
Через нестійкість Mn(OH)2 вже на повітрі окислюється, утворюючи Mn(OH)4
2Mn(OH)2 +О2 + 2Н2O =2Mn(OH)4
Дана реакція є якісною на катіон Mn2+
Qксид марганцю (IV), або діоксид марганцю, МпО2 та гідроксид Мn(ОН)4- амфотерні речовини.
При взаємодії МnО2 із сірчаною кислотою утворюється малостійкий сульфат марганцю (IV)
МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O
При сплавленні МпО2 з лугами протікає реакція утворенням манганітів (IV), які слід розглядати як солі марганцеватістой кислоти Н4MnO4
МnО2 + 4KОН = K4MnO4 + 2Н2O
Оксид марганцю (IV) залежно від речовин, з якими він реагує, може виявляти властивості як окислювача, і відновника
4НСl + МnО2 = МnCl2 + Cl2 + 2Н2O
2МnO2 + ЗРbО2 + 6НNОз = 2НМnО4 + ЗРb(NОз)2 + 2 Н2O
У першій реакції МnО2 постає як окисник, у другій - як відновник.
Таким чином, у ряді оксидів та гідроксидів марганцю з різними ступенями окиснення проявляється загальна закономірність: зі зростанням ступеня окиснення основний характер оксидів гідроксидів слабшає, а кислотний посилюється.
Солі марганцевої кислоти називаються перманганати.
Найбільш відомою є сіль перманганат калію КМnО4 – темно-фіолетова кристалічна речовина, помірно розчинна у воді. Розчини КМnО4 мають темно-малиновий колір, а при великих концентраціях – фіолетовий, властивий аніонам МnО4-
Перманганат калію розкладається під час нагрівання.
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Перманганат калію - дуже сильний окисник, що легко окислює багато неорганічних та органічних речовин. Ступінь відновлення марганцю дуже залежить від рН середовища.
Солі марганцевої кислоти – перманганати – містять у складі перманганат-іон MnO4-, у розчині – фіолетового кольору. Виявляють окисні властивості, у кислому середовищі утворюються сполуки марганцю (II):
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
у нейтральній – марганцю (IV):
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
у лужній – марганцю (VI):
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
При нагріванні розкладаються:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Перманганат калію виходить за наступною схемою:
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;
потім манганат переводиться в перманганат електрохімічним окисненням, сумарне рівняння процесу має вигляд:
2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + Н2.
Загальний огляд
Марганець – елемент VIIB підгрупи IV-го періоду. Електронна будова атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 найбільш характерні ступеня окислення в сполуках - від +2 до +7.
Марганець належить до досить поширених елементів, становлячи 0,1% (масова частка) земної кори. У природі зустрічається тільки як сполук, основні мінерали - піролюзит (діоксид марганцю MnO 2.), гаусканіт Mn 3 O 4та брауніт Mn 2 O 3.
Фізичні властивості
Марганець - сріблясто-білий твердий тендітний метал. Його щільність 7,44 г/см 3 температура плавлення 1245 o С. Відомі чотири кристалічні модифікації марганцю.
Хімічні властивості
Марганець - активний метал, ряду напруг він знаходиться між алюмінієм та цинком. На повітрі марганець покривається тонкою оксидною плівкою, що оберігає його від подальшого окиснення навіть при нагріванні. У дрібнороздробленому стані марганець легко окислюється.
3Mn + 2O 2 = Mn 3 O 4– при прожарюванні на повітріВода за кімнатної температури діє на марганець дуже повільно, при нагріванні - швидше:
Mn + H 2 O = Mn(OH) 2 + H 2Він розчиняється в розведених соляній та азотній кислотах, а також у гарячій сірчаній кислоті (у холодній H 2 SO 4він практично нерозчинний):
Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 Mn+H2SO4=MnSO4+H2Отримання
Марганець одержують:
1. електроліз розчину MnSО 4. При електролітичному методі відновлюють руду, а потім розчиняють у суміші сірчаної кислоти з сульфатом амонію. Отримуючий розчин піддають електролізу.
2. відновленням із його оксидів кремнієм в електричних печах.
Застосування
Марганець застосовується:
1. у виробництві легованих сталей. Марганцевиста сталь, що містить до 15% марганцю, має високу твердість і міцність.
2. марганець входить до складу низки сплавів з урахуванням магнію; він підвищує їхню стійкість проти корозії.
Оксиди магранцю
Марганець утворює чотири простих оксиди. MnO, Mn 2 O 3, MnO 2і Mn 2 O 7та змішаний оксид Mn 3 O 4. Перші два оксиди володіють основними властивостями, діоксид марганцю MnO 2амфотерен, а вищий оксид Mn 2 O 7є ангідридом марганцової кислоти. HMnO 4. Відомі також похідні марганцю (IV), але відповідний оксид MnO 3не отриманий.
З'єднання марганцю (II)
Ступені окиснення +2 відповідають оксид марганцю (II) MnO, гідроксид марганцю Mn(OH) 2 та солі марганцю (II).
Оксид марганцю (II) утворюється у вигляді зеленого порошку при відновленні інших оксидів марганцю воднем:
MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 Oабо при термічному розкладанні оксалату або карбонату марганцю без доступу повітря:
MnC 2 O 4 = MnO + CO + CO 2 MnCO 3 = MnO + CO 2При дії лугів на розчини солей марганцю (II) випадає білий осад гідроксиду марганцю Mn(OH)2:
MnCl 2 + NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaClНа повітрі він швидко темніє, окислюючись у бурий гідроксид марганцю(IV) Mn(OH)4:
2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O =2 Mn(OH) 4Оксид і гідроксид марганцю (II) виявляють основні властивості, легко розчиняються в кислотах:
Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 OСолі при марганцю (II) утворюються при розчиненні марганцю в розведених кислотах:
Mn+H2SO4=MnSO4+H2- при нагріванніабо при дії кислот на різні природні сполуки марганцю, наприклад:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 OУ твердому вигляді солі марганцю (II) рожевого кольору, розчини цих солей майже безбарвні.
При взаємодії з окислювачами всі сполуки марганцю (II) виявляють відновлювальні властивості.
З'єднання марганцю (IV)
Найстійкішим з'єднанням марганцю (IV) є темно-бурий діоксид марганцю. MnO 2. Він легко утворюється як із окисленні нижчих, і при відновленні вищих сполук марганцю.
MnO 2- амфотерний оксид, а й кислотні, і основні властивості виражені в нього дуже слабко.
У кислому середовищі діоксид марганцю - сильний окисник. При нагріванні концентрованими кислотами йдуть реакції:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 Oпричому на першій стадії у другій реакції спочатку утворюється нестійкий хлорид марганцю (IV), який потім розпадається:
MnCl 4 = MnCl 2 + Cl 2При сплавленні MnO 2з лугами або основними оксидами одержують манганіти, наприклад:
MnO 2 +2KOH = K 2 MnO 3 + H 2 OПри взаємодії MnO 2з концентрованою сірчаною кислотою утворюється сульфат марганцю MnSO 4і виділяється кисень:
2Mn(OH) 4 + 2H2SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 6H 2 OВзаємодія MnO 2з більш сильними окислювачами призводить до утворення сполук марганцю (VI) і (VII), наприклад, при сплавленні з хлоратом калію утворюється манганат калію:
3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K2MnO 4 + KCl + 3H 2 Oа при дії діоксиду полонія у присутності азотної кислоти – марганцева кислота:
2MnO 2 + 3PoO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3Po(NO 3) 2 + 2H 2 OЗастосування MnO 2
Як окислювач MnO 2застосовують при отриманні хлору із соляної кислоти та в сухих гальванічних елементах.
З'єднання марганцю(VI) та (VII)
При сплавленні діоксиду марганцю з карбонатом і нітратом калію утворюється зелений сплав, з якого можна виділити темно-зелені кристали манганату калію. K 2 MnO 4- солі дуже нестійкої марганцовистої кислоти H 2 MnO 4:
MnO 2 + KNO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2у водному розчині манганати мимовільно перетворюються на солі марганцової кислоти HMnO4 (перманганати) з одночасним утворенням діоксиду марганцю:
3K 2 MnO 4 + H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOHпри цьому колір розчину змінюється із зеленого на малиновий і утворюється темно-бурий осад. У присутності лугу манганати стійкі, у кислому середовищі перехід манганату перманганат відбувається дуже швидко.
При дії сильних окислювачів (наприклад, хлору) на розчин манганату останній повністю перетворюється на перманганат:
2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2KMnO 4 + 2KClПерманганат калію KMnO 4- Найвідоміша сіль марганцової кислоти. Являє собою темно-фіолетові кристали, помірно розчинні у воді. Як і всі сполуки марганцю (VII), перманганат калію – сильний окисник. Він легко окислює багато органічних речовин, перетворює солі заліза(II) на солі заліза (III), сірчисту кислоту окислює на сірчану, із соляної кислоти виділяє хлор тощо.
В окисно-відновних реакціях KMnO 4(іон MnO 4 -)може відновлюватися різною мірою. Залежно від рН середовища продукт відновлення може являти собою іон Mn 2+(У кислому середовищі), MnO 2(у нейтральному або слабо лужному середовищі) або іон MnO4 2-(в сильно лужному середовищі), наприклад:
KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O- у сильнолужному середовищі 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O = 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH– у нейтральній або слаболужній 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O– у кислому середовищіПри нагріванні в сухому вигляді перманганат калію вже при температурі близько 200 o С розкладається відповідно до рівняння:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2Відповідна перманганатам вільна марганцева кислота HMnO 4у безводному стані не отримана і відома лише у розчині. Концентрацію розчину можна довести до 20%. HMnO 4- дуже сильна кислота, що у водному розчині повністю дисоційована на іони.
Оксид марганцю (VII), або марганцовий ангідрид, Mn 2 O 7може бути отриманий дією концентрованої сірчаної кислоти на перманганат калію: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
Марганцовий ангідрид – зеленувато-бура масляниста рідина. Дуже нестійкий: при нагріванні або при зіткненні з горючими речовинами він з вибухом розкладається на марганець і кисень.
Як енергійний окисник перманганат калію широко застосовують у хімічних лабораторіях та виробництвах, він служить також дезінфікуючим засобом. Реакцією термічного розкладання перманганату калію користуються в лабораторії для одержання кисню.
Належить VII групі. Розташований у четвертому періоді між хромом та залізом. Має 25 атомний номер. Формула марганцю 3d 5 4s 2 .
Було відкрито 1774 року. Атом марганцюважить 54,938045. Містить ізотоп 55Mn, а природний марганецьскладається повністю із нього. Ступінь окиснення металу коливається від 2 до 7. Електронегативність Mn - 1,55. Перехідний матеріал.
З'єднання марганець 2утворюють оксид та діоксид. Виявляють основні властивості елемента. Освіта марганець 3 та марганець 4відрізняються амфотерними властивостями. У комбінаціях металу 6 та 7 лідирують властивості кислоти марганцю. Елемент № 25 утворює численні види солей та різні бінарні сполуки.
Видобуток марганцю ведеться повсюдно як у Росії, і у ближньому зарубіжжі. В Україні існує особливий Марганець – місторозташований на численних утвореннях марганцевої руди.
Опис та властивості марганцю
Сріблясто-білий колір із легким сірим нальотом виділяє марганець. складелемента має домішка вуглецю, яка дає йому сріблясто-білий колір. Він перевершує залізо за твердістю та крихкістю. У вигляді дрібних абразивів пірофорен.
При взаємодії з повітряним середовищем відбувається окиснення марганцю. Покривається оксидною плівкою, що захищає його від подальшої окисної реакції.
Розчиняється у воді, повністю поглинає водень, не вступаючи у реакцію із ним. У процесі нагрівання згоряє у кисні. Активно реагує з хлором та сіркою. При взаємодії з кислотними окисниками утворює солі марганцю.
Щільність - 7200 кг/м3, t плавлення - 1247 ° С, t кипіння - 2150 ° С. Питома теплоємність – 0,478 кДж. Має електричну провідність. Контактируя з хлором, бромом та йодом утворює дигалогеніди.
При високих температурахвступає у взаємодію Космосу з азотом, фосфором, кремнієм і бором. Повільно взаємодіє із холодною водою. У процесі нагрівання реакційна здатність елемента зростає. На виході утворюється Mn(OH)2 та водень. При з'єднанні марганцю з киснем утворюється оксид марганцю. Виділяють сім його груп:
Оксид марганцю (ІІ). Монооксид. Чи не взаємодіє з водою. Легко окислюється, утворюючи тендітну кірку. При нагріванні з воднем та металами активної групи відновлюється до марганцю. Має зелений та сіро-зелений колір кристалів. Напівпровідник.
Оксид марганцю (II, III). Кристали коричневого – чорного кольору Mn3O4. Парамагнетик. У природному середовищі зустрічається як мінерал гаусманіт.
Оксид марганцю (II, IV). Поєднання неорганічного характеру Mn5O8. Може розглядатися як ортоманганіт марганцю. Не розчиняється у H 2 O.
Оксид марганцю (III). Кристали коричневого – чорного кольору Mn2O3. Чи не вступають у реакцію з водою. Зустрічається у природному середовищі в мінералах брауніт, курнакіт та біксбіїт.
Оксид марганцю (IV) або діоксид марганцю MnO2. Нерозчинний у воді порошок темнокоричневого відтінку. Стійка освіта марганцю. Міститься у мінералі піролюзит. Поглинає хлор та солі важких металів.
Оксид марганцю (VI). Темно-червоний аморфний елемент. Входить у реакцію з водою. Повністю розкладається під час нагрівання. Лужні реакції утворюють сольові відкладення.
Оксид марганцю (VII). Масляниста зеленувато-бура рідина Mn2O7. Сильний окисник. При контакті з горючими сумішами миттєво спалахує їх. Може вибухнути від поштовху, різкого та яскравого спалаху світла, взаємодії з органічними компонентами. При взаємодії з Н2O утворює марганцеву кислоту.
Солі марганцю є каталізаторами окисних процесів, що відбуваються за участю кисню. Вони застосовуються в сикативах. Лляна олія з додаванням такого сикативу називається оліфою.
Застосування марганцю
Mn широко використовують у чорній металургії. Додають метал залізо марганець(феромарганець). Частка марганцю у ньому дорівнює 70-80%, вуглецю 0,5-7 %, решта посідає залізо і сторонні домішки. Елемент №25 у сталеплавленні з'єднує кисень та сірку.
Використовуються суміші хром - марганець, -Марганець, кремній-Марганець. У виробництві стали марганцю альтернативної заміни немає.
Хімічний елемент виконує безліч функцій, у тому числі рафінує та розкислює сталь. Широко використовується технологія цинк марганець. Розчинність Zn у магнії становить 2 %, а міцність сталі, у разі, зростає до 40 %.
У доменній шахті марганець видаляє сірчаний наліт із чавуну. У техніці застосовуються потрійні метали манганини, куди входить марганець мідьта нікель. Матеріал характеризується великим електроопіром на який впливає не температура, а сила тиску.
Використовується для виготовлення манометрів. Справжньою цінністю для промисловості є сплав мідь. марганець. Змістмарганцю тут 70%, міді 30%. Його застосовують зниження шкідливих виробничих шумів. У виготовленні вибухових пакетів для святкових заходів використовують суміш, куди входять такі елементи, як магній марганець. Магній широко використовується у літакобудуванні.
Деякі види марганців, таких як KMnO4 знайшли своє застосування в медичній галузі. Перманганат калію відноситься до солей марганцової кислоти. Має вигляд темно-фіолетових. Розчиняється у водному середовищі, забарвлюючи її у фіолетовий колір.
Є сильним окисником. Антисептик, має протимікробні властивості. Марганець у воділегко окислюється, утворюючи погано розчинний оксид марганцю коричневого кольору.
При зіткненні з білком тканини формує сполуки з вираженими в'яжучими властивостями. У високих концентраціях розчин марганцюмає подразнюючу і припікаючу дію.
Калій марганецьвикористовують для лікування деяких захворювань і для надання першої допомоги, а пляшечку з кристалами марганцівки знаходиться в кожній аптечці.
Марганець корисний для здоров'я людини. Бере участь у формуванні та розвитку клітин центрально-нервової системи. Сприяє засвоєнню вітаміну В1 і заліза. Регулює вміст цукру у крові. Задіюється у будівництві кісткової тканини.
Бере участь у освіті жирних кислот. Покращує рефлекторні здібності, пам'ять, прибирає нервову напругу, дратівливість. Абсорбуючись у стінках кишечника марганець, вітаміниВ, Е, фосфор, кальцій посилюють цей процес, впливає на організм та обмінні процеси в цілому.
Мінерали, незамінні для людини, такі як кальцій, магній, марганець, мідь, калій, залізо додають у вітамінно-мінеральні комплекси для усунення вітамінного дефіциту
Також мікроелементи цинк, марганецьі залізо грають величезну роль життя рослин. Входять до складу фосфорних та мінеральних добрив.
Ціна марганцю
Металевий марганець містить до 95% чистого марганцю. Його застосовують у сталеливарній металургійній промисловості. Видаляє із сталі непотрібні домішки та наділяє її легуючими якостями.
Ферромарганець використовується для розкислення сплаву під час процесу плавлення шляхом видалення з нього кисню. Зв'язує частинки сірки між собою, покращуючи якісні характеристики сталі. Марганець зміцнює матеріал, робить його більш зносостійким.
Застосовують метал при створенні кульових млинів, землерийних та камнедробильних машин, броньових елементів. Зі сплаву мангадин виготовляють реостати. Елемент № 25 додають у бронзу та .
Великий відсоток діоксиду марганцю використовується для створення гальванічних елементів. з додаванням Mn задіяний у тонкому органічному та промисловому синтезі. З'єднання MnO2 та KMnO4 виступають окислювачами.
Марганець – речовинанезамінне у чорній металургії. Унікальний за своїми фізичними та хімічним характеристикам. Марганець купитиможна у спеціалізованих торгових точках. П'ять кілограм металу коштує близько 150 рублів, а тонна, залежно від виду з'єднання, коштує близько 100-200 тисяч рублів.
