Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды

Окси́д ма́рганца(II) - MnO - низший оксид марганца, монооксид.

Основный оксид. Не растворим в воде. Легко окисляется с образованием хрупкой оболочки MnO 2 . Восстанавливается до марганца при нагревании с водородом или активными металлами.

Оксид марганца(II) можно получить прокаливанием при температуре 300 °C кислородсодержащих солей марганца(II) в атмосфере инертного газа. Из распространённого MnO 2 его получают через частичное восстановление при температурах 700-900 °C водородом или угарным газом.

Гидроксид марганца(II) - неорганическое соединение, гидроокись металла марганца с формулой Mn(OH) 2 , светло-розовые кристаллы, не растворимые в воде. Проявляет слабо основные свойства. Окисляется на воздухе.

Образуется гидроксид марганца (II) при взаимодействии его солей со щелочами:

Химические свойства.

· Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV):

· Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами:

· Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата:

Оксид марганца(III) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой Mn 2 O 3 , коричнево-чёрные кристаллы, не растворимые в воде.

Получение.

· В природе встречаются минералы браунит, курнакит и биксбиит - оксид марганца с различными примесями.

· Окисление оксида марганца(II):

· Восстановление оксида марганца(IV):

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· При растворении в кислотах - диспропорционирует:

· При сплавлении с оксидами металлов образует соли манганиты:

Не растворяется в воде.

Гидроксид марганца (III) –Mn 2 O 3 ּН 2 О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски.

При взаимодействии с кислотными окислителями образуется соли марганца .

Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .

Сульфат марганца (II) MnSO 4 - соль белого цвета, одно из наиболее устойчивых соединений марганца (II). В виде кристаллогидрата MnSO 4 7Н 2 O встречается в природе. Он используется при крашении тканей, а также наряду с хлоридом марганца (II) MnСl 2 - для получения других соединений марганца.

Карбонат марганца (II) MnСO 3 встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии.

Нитрат марганца (II) Mn(NO 3) 2 получают только искусственным путем и используют для разделения редкоземельных металлов.

Соли марганца являются катализаторами окислительных процессов, происходящих с участием кислорода. Они применяются в сиккативах. Льняное масло с добавлением такого сиккатива именуется олифой.

Оксид марганца(IV) (диоксид марганца ) MnO 2 - порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).

Химические свойства.

При обычных условиях ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

С серной и азотной кислотами MnO 2 разлагается с выделением кислорода:

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn 7+ и Mn 6+ :

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO 4 перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO 4) 2 .

А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO 2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли - манганиты:

Является катализатором разложения пероксида водорода:

Получение.

В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:

Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся MnO 2 каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.

При температуре выше 100 °C восстановлением перманганата калия водородом:

64. Соединения марганца (VI), способы получения и свойства. Оксид марганца (VII), марганцовая кислота и перманганаты – получение, свойства, применение.

Оксид марганца(VI) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой MnO 3 , тёмно-красное аморфное вещество, реагирует с водой.

Образуется при конденсации фиолетовых паров, выделяемых при нагревании раствора перманганата калия в серной кислоте:

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· Реагирует с водой:

· С щелочами образует соли - манганаты:

Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:

3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (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:

3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .

Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде доMn(II), а в нейтральной и щелочной средах – доMnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):

2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .

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

манганат (IV) и кислород:

2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .

Оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 - зеленовато-бурая маслянистая жидкость (t пл =5,9 °C), неустойчив при комнатной температуре; сильный окислитель, при соприкосновении с горючими веществами воспламеняет их, возможно со взрывом. Взрывается от толчка, от яркой вспышки света, при взаимодействии с органическими веществами. Получить оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 можно действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

Полученный оксид марганца(VII) неустойчив и разлагается на оксид марганца(IV) и кислород:

Одновременно выделяется озон:

Оксид марганца(VII) взаимодействует с водой, образуя марганцовую кислоту, которая имеет фиолетово-красную окраску:

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/дм 3 равна 93 %.

Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn 2 O 7 , 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-ионазависит от характера среды:

1)кислая среда Mn (II) (соли Mn 2+)

MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B

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

MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B

3)щелочная средаMn (VI) (манганаты M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē =MnO 4 2- , Е 0 = +0.56B

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

Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K 2 MnO 4 . Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, являетсяMnO 2 (см. диспропорционирование).

При температуре около 250 о С перманганат калия разлагается по схеме:

2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(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 Н 2 О 2 , подкисленным уксусной кислотой:

2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2

65. Соединения рения (II), (III), (VI). Соединения рения (VII): оксид, рениевая кислота, перренаты.

Оксид рения(II) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой ReO, чёрные кристаллы, не растворимые в воде, образует гидраты.

Гидрат окиси рения ReO H 2 O образуется при восстановлении кадмием рениевой кислоты в кислой среде:

Оксид рения(III) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой Re 2 O 3 , чёрный порошок, не растворимый в воде, образует гидраты.

Получают гидролизом хлорида рения(III) в щелочной среде:

Легко окисляется в воде:

Оксид рения(VI) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой ReO 3 , тёмно-красные кристаллы, не растворимые в воде.

Получение.

· Конпропорционирование оксида рения(VII):

· Восстановление оксида рения(VII) монооксидом углерода:

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· Окисляется концентрированной азотной кислотой:

· С гидроксидами щелочных металлов образует рениты и перренаты:

· Окисляется кислородом воздуха:

· Восстанавливается водородом:

Оксид рения(VII) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой Re 2 O 7 , светло-жёлтые гигроскопичные кристаллы, растворяется в холодной воде, реагирует с горячей.

Получение.

· Окисление металлического рения:

· Разложение при нагревании оксида рения(IV):

· Окисление оксида рения(IV):

· Разложение при нагревании рениевой кислоты:

Химические свойства.

· Разлагается при нагревании:

· Реагирует с горячей водой:

· Реагирует с щелочами с образованием перренатов:

· Является окислителем:

· Восстанавливается водородом:

· Конпропорционирует с рением:

· Реагирует с монооксидом углерода:

Рениевая кислота - неорганическое соединение, кислородсодержащая кислота с формулой HReO 4 , существует только в водных растворах, образует соли перренаты .

Перевод рения из малорастворимых соединений, таких, как ReO и ReS2, в раствор осуществляется кислотным разложением или щелочным сплавлением с образованием растворимых перренатов или рениевой кислоты. И наоборот, извлечение рения из растворов проводят осаждением его в виде малорастворимых перренатов калия, цезия, таллия и др. Большое промышленное значение имеет перренат аммония, из которого посредством восстановления водородом получают металлический рений.

Рениевая кислота получается при растворении Re2O7 в воде:

Re2O7 + H2O = 2HReO4.

Растворы рениевой кислоты получены также растворением металлического рения в перекиси водорода, бромной воде и азотной кислоте. Избыток перекиси удаляют кипячением. Рениевая кислота получается при окислении низших оксидов и сульфидов, из перренатов с использованием ионного обмена и электродиализа. Для удобства в таблице 2 приведены значения плотностей растворов рениевой кислоты.

Рениевая кислота устойчива. В отличие от хлорной и марганцевой кислот обладает очень слабыми окислительными свойствами. Восстановление ее проходит обычно медленно. В качестве восстановителей используются амальгамы металлов, химические агенты.

Перренаты менее растворимы и термически более устойчивы, чем соответствующие перхлораты и перманганаты.

Наименьшей растворимостью обладают перренаты таллия, цезия, рубидия и калия.

Перренаты Tl, Rb, Cs, K, Ag – малорастворимые вещества, перренаты ,Ba, Pb (II) обладают средней растворимостью, перренаты Mg, Ca, Cu, Zn, Cd и т.п. очень хорошо растворяются в воде. В составе перренатов калия и аммония рений выделяется из промышленных растворов.

Перренат калия KReO4 – мелкие бесцветные гексагональные кристаллы. Плавится без разложения при 555°, при более высокой температуре улетучивается, частично диссоциируя. Растворимость соли в водном растворе рениевой кислоты выше, чем в воде, тогда как в присутствии H2SO4 она практически не меняется.

Перренат аммония NH4ReO4 получается при нейтрализации рениевой кислоты аммиаком. Сравнительно хорошо растворяется в воде. При кристаллизации из растворов образует с KReO4 непрерывные твердые растворы. При нагревании на воздухе разлагается, начиная с 200°, давая возгон, содержащий Re2O7 и черный остаток ReO2. При разложении в инертной атмосфере образуется только оксид рения (IV) по реакции:

2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.

При восстановлении соли водородом получается металл.

Из солей рениевой кислоты с органическими основаниями отметим перренат нитрона C20H17N4ReО4, обладающий очень малой растворимостью в ацетатных растворах, особенно в присутствии избытка ацетата нитрона. Образование этой соли используется для количественного определения рения.

Оксид марганца (II) MnO - твердое вещество зеленого цвета - можно получить восстановлением оксида марганца (IV) в токе водорода:

MnO 2 +Н 2 =MnO+Н 2 О

MnO - типичный основной оксид, с водой в реакцию не вступает. Ему соответствует гидроксид марганца (II), Mn(ОН) 3 , представляющий собой слабое основание. В виде осадка телесного цвета выпадает при взаимодействии щелочей с солями марганца (II):

MnСl 2 +2NaOH=Mn(OH) 2 ¯+2NaCl

Mn(OH) 2 +2HCl=MnСl 2 +2H 2 O

Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .

Карбонат марганца (II) MnСO 3 встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии.

В окислительно-восстановительных реакциях соединения марганца (II) - хорошие восстановители:

3Mn +2 SO 4 +2КСl +5 O 3 +12КОН=3К 2 Mn +6 О 4 +2КСl -1 +3K2SO 4 +6Н 2 О (эта реакция идет при сплавлении)

2Mn +2 SO 4 +5Pb +4 O 2 + 6HNO 3 =2HMn +7 O 4 +3Pb +2 (NO 3) 2 +2Pb +2 SO 4 +2H 2 O

Оксид марганца (IV) MnO 2 встречается в природе в виде минерала пиролюзита, который является важнейшей марганцевой рудой. Оксид марганца (IV) темно-бурого цвета, при хранении устойчив, обладает амфотерными свойствами, с преобладанием кислотных свойств:

MnO 2 +2KOH=K 2 MnO 3 +Н 2 О (реакция идет при сплавлении)

А в окислительно-восстановительных процессах в зависимости от условий может вести себя либо как окислитель, либо как восстановитель.

Например, одним из способов получения хлора служит окисление концентрированной соляной кислотой HСl оксида марганца (IV) по уравнению:

В реакции (идет при сплавлении) MnO 2 является восстановителем:

Оксид марганца (IV) служит катализатором в реакциях, протекающих с отщеплением кислорода, таких, как разложение бертолетовой соли или пероксида водорода:

2КСlO 3 = MnO 2 2КСl+3O 2

2Н 2 O 2 = MnO 2 2Н 2 O+O 2

Оксид марганца (IV) применяют в производстве стекла и в металлургии.

Гидроксид марганца (IV) неустойчив, его формула может быть представлена в двух видах: Mn(ОН) 4 и Н 4 MnO 4 ортомарганцоватистая и Н 2 MnO 3 метамарганцоватистая кислота. Также, как и оксид марганца (IV), гидроксид марганца (IV) амфотерен.

Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.

Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды.

Марганец образует несколько оксидов. Наиболее устойчивыми являются

МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7

Оксид марганца (VII) Mn2O7 – маслянистая жидкость черно-зеленого цвета͵ выше 50°С разлагается с образованием кислорода и низших оксидов, при более высокой температуре взрывается:

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.

Проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой, образуя марганцовую кислоту:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.

Оксид марганца можно получить только косвенным путем:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

Марганцовая кислота – сильная кислота͵ очень неустойчивая, разлагается уже выше 3°С:

4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.

Оксид марганца (II) МnО и соответствующий гидроксиды Мn(ОН)2 - вещества основного характера.

Οʜᴎ взаимодействуют с кислотами с образованием солей марганца (II)

MnO + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O

Mn(OH)2 + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O

Mn(OH)2 получают действием щелочей на растворимые соли Mn2+

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2Н2O

Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓

белый осадок

Из-за неустойчивости Mn(OH)2 уже на воздухе окисляется, образуя Mn(OH)4

2Mn(OH)2 +О2 + 2Н2O =2Mn(OH)4

Данная реакция является качественной на катион Mn2+

Qксид марганца (IV), или диоксид марганца, МпО2 и гидроксид Мn(ОН)4- амфотерные вещества.

При взаимодействии МnО2 с серной кислотой образуется малоустойчивый сульфат марганца (IV)

МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O

При сплавлении МпО2 с щелочами протекает реакция образованием манганитов (IV), которые следует рассматривать как соли марганцеватистой кислоты Н4MnO4

МnО2 + 4KОН = K4MnO4 + 2Н2O

Оксид марганца (IV) исходя из веществ, с которыми он реагирует, может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя

4НСl + МnО2 = МnCl2 + Cl2 + 2Н2O

2МnO2 + ЗРbО2 + 6НNОз = 2НМnО4 + ЗРb(NОз)2 + 2 Н2O

В первой реакции МnО2 выступает как окислитель, во второй - как восстановитель.

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, в ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов гидроксидов ослабевает, а кислотный усиливается.

Соли марганцевой кислоты называются перманганаты.

Наиболее известной является соль перманганат калия КМnО4 - темно-фиолетовое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде. Растворы КМnО4имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4-

Перманганат калия разлагается при нагревании

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Перманганат калия - очень сильный окислитель, легко окисляет многие неорганические и органические вещества. Степень восстановления марганца очень сильно зависит от рН среды.

Соли марганцевой кислоты – перманганаты – содержат в составе перманганат-ион MnO4-, в растворе – фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства, в кислой среде образуются соединения марганца (II):

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

в нейтральной – марганца (IV):

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

в щелочной – марганца (VI):

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

При нагревании разлагаются:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Перманганат калия получается по следующей схеме:

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;

затем манганат переводится в перманганат электрохимическим окислением, суммарное уравнение процесса имеет вид:

2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + Н2.

Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах. - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах." 2017, 2018.

Оксиды	MnO	Mn 2 O 3	MnO 2	(MnO 3)	Mn 2 O 7
Свойства	ярко выраженные основные	основные	амфотерные	кислотные	сильно кислотные
Гидроксиды	Mn(OH) 2	Mn(OH) 3	Mn(OH) 4 H 2 MnO 3	H 2 MnO 4	HMnO 4
Свойства	ярко выраженные основные	основные	амфотерные	кислотные	сильно кислотные
Названия	гидроксид марганца (II); соли Mn(II)	гидроксид марганца (III); соли Mn(III)	гидроксид марганца (IV); манганаты(IV)	Марганцевая (VI) кислота; манганаты(VI)	марганцевая (VII) кислота; перманганаты
Усиление кислотных свойств
Усиление основных свойств

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) + 2Н 2 О (ж) + О 2(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 (Н 2 О ) 6 ] 2+ и аммиаката [Mn (NН 3 ) 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):

3MnSO 4(в) +2KClO 3(в) +12KOH (в) →3K 2 MnO 4(в) +2KCl (в) + 3K 2 SO 4(в) + 6H 2 O (ж)

2MnSO 4(в) +5PbO 2(т) +6HNO 3(в) →2HMnO 4(в) +3Pb(NO 3) 2(в) +2PbSO 4(в) +2H 2 O (ж)

Если in vitro Mn 2+ проявляет восстановительные свойства, то in vivo Mn 2+ 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) – Mn 2 O 3 ּН 2 О 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 о С на воздухе или выше 1090 о С в токе кислорода переходит с смешанный оксид Mn 3 O 4 устойчивого состава, что используется в весовом анализе.

Соединения марганца (IV). Оксид Mn(IV) наиболее устойчивое при обычных условиях кислородное соединение марганца. MnO 2 и соответствующий ему гидроксид практически нерастворимы в воде.

MnO 2 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:

MnO 2(т) + 4HCl (в) → MnCl 2(в) + Cl 2(г) + 2H 2 O (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:

3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (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:

3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .

Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде до Mn(II), а в нейтральной и щелочной средах – до MnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):

2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .

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

манганат (IV) и кислород:

2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .

Соединения марганца (VII). Оксид марганца (VII) – Mn 2 O 7 выделяется в виде темно-зеленой маслянистой жидкости при действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

2KMnO 4(т) + H 2 SO 4(к) = K 2 SO 4(в) + Mn 2 O 7(ж) + H 2 O (ж) .

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

Mn 2 O 7(ж) →2MnO 2(т) + О 3(г) .

При взаимодействии Mn 2 O 7 с водой образуется марганцовая кислота HMnO 4 , которая имеет фиолетово-красную окраску:

Mn 2 O 7 (ж) + H 2 O (ж) = 2HMnO 4 (в) (только в виде ионов MnO 4 – и Н +) .

Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn 2 O 7 , 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 Mn 2+)

MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B

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

MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B

щелочная среда Mn (VI) (манганаты M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē = MnO 4 2- , Е 0 = +0.56 B

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

Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K 2 MnO 4 . Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, является MnO 2 (см. диспропорционирование).

При температуре около 250 о С перманганат калия разлагается по схеме:

2KMnO 4 (т) K 2 MnO 4 (т) + MnO 2 (т) + O 2 (г)

2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН →2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2

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 Mn 2+ стабилизируют конформацию нуклеиновых кислот, участвуют в процессах репликации ДНК, синтезе РНК и белка. Ионы Mn 3+ совместно с Fe 3+ 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: Fe 2+ , C 2 O 4 2- , 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.

Общий обзор

Марганец - элемент VIIB подгруппы IV-го периода. Электронное строение атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 , наиболее характерные степени окисления в соединениях - от +2 до +7.

Марганец принадлежит к довольно распространенным элементам, составляя 0,1 % (массовая доля) земной коры. В природе встречается тoлько в виде соединений, основные минералы - пиролюзит (диоксид марганца MnO 2 .), гаусканит Mn 3 O 4 и браунит Mn 2 O 3 .

Физические свойства

Марганец - серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см 3 , температура плавления 1245 o С. Известны четыре кристаллические модификации марганца.

Химические свойства

Марганец – активный металл, ряду напряжений он находится между алюминием и цинком. На воздухе марганец покрывается тонкой оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. В мелкораздробленном состоянии марганец окисляется легко.

3Mn + 2O 2 = Mn 3 O 4 – при прокаливаии на воздухе

Вода при комнатной температуре действует на марганец очень медленно, при нагревании - быстрее:

Mn + H 2 O = Mn(OH) 2 + H 2

Он растворяется в разбавленных соляной и азотной кислотах, а также в горячей серной кислоте (в холодной H 2 SO 4 он практически нерастворим):

Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2

Получение

Марганец получают:

1. электролизом раствора MnSО 4 . При электролитическом методе руду восстанавливают, а затем растворяют в смеси серной кислоты с сульфатом аммония. Получающийся раствор подвергают электролизу.

2. восстановлением из его оксидов кремнием в электрических печах.

Применение

Марганец применяется:

1. в производстве легированных сталей. Марганцовистая сталь, содержащая до 15 % марганца, обладает высокими твердостью и прочностью.

2. марганец входит в состав ряда сплавов на основе магния; он повышает их стойкость против коррозии.

Оксиды магранца

Марганец образует четыре простых оксида - MnO , Mn 2 O 3 , MnO 2 и Mn 2 O 7 и смешанный оксид Mn 3 O 4 . Первые два оксида обладают основными свойствами, диоксид марганца MnO 2 амфотерен, а высший оксид Mn 2 O 7 является ангидридом марганцовой кислоты HMnO 4 . Известны также производные марганца (IV), но соответствующий оксид MnO 3 не получен.

Соединения марганца (II)

Степени окисления +2 соответствуют оксид марганца (II) MnO , гидроксид марганца Mn(OH) 2 и соли марганца (II).

Оксид марганца(II) получается в виде зеленого порошка при восстановлении других оксидов марганца водородом:

MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 O

или при термическом разложении оксалата или карбоната марганца без доступа воздуха:

MnC 2 O 4 = MnO + CO + CO 2 MnCO 3 = MnO + CO 2

При действии щелочей на растворы солей марганца (II) выпадает белый осадок гидроксидa марганца Mn(OH)2:

MnCl 2 + NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl

На воздухе он быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца(IV) Mn(OH)4:

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O =2 Mn(OH) 4

Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах:

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 O

Соли при марганца (II) образуются при растворении марганца в разбавленных кислотах:

Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2 - при нагревании

или при действии кислот на различные природные соединения марганца, например:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

В твердом виде соли марганца (II) розового цвета, растворы этих солей почти бесцветны.

При взаимодействии с окислителями все соединения марганца (II) проявляют восстановительные свойства.

Соединения марганца (IV)

Самым устойчивым соединением марганца (IV) является темно-бурый диоксид марганца MnO 2 . Он легко образуется как при окислении низших, так и при восстановлении высших соединений марганца.

MnO 2 - амфотерный оксид, но и кислотные, и основные свойства выражены у него очень слабо.

В кислой среде диоксид марганца –сильный окислитель. При нагревании сконцентрированными кислотами идут реакции:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

причем на первой стадии во второй реакции сначала образуется неустойчивый хлорид марганца (IV), который затем распадается:

MnCl 4 = MnCl 2 + Cl 2

При сплавлении MnO 2 со щелочами или основными оксидами получают манганиты, например:

MnO 2 +2KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O

При взаимодействии MnO 2 с концентрированной серной кислотой образуется сульфат марганца MnSO 4 и выделяется кислород:

2Mn(OH) 4 + 2H2SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 6H 2 O

Взаимодействие MnO 2 с более сильными окислителями приводит к образованию соединений марганца (VI) и (VII), например при сплавлении с хлоратом калия образуется манганат калия:

3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K2MnO 4 + KCl + 3H 2 O

а при действии диоксида полония в присутствии азотной кислоты – марганцевая кислота:

2MnO 2 + 3PoO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3Po(NO 3) 2 + 2H 2 O

Применение MnO 2

В качестве окислителя MnO 2 применяют при получении хлора из соляной кислоты и в сухих гальванических элементах.

Соединения марганца(VI) и (VII)

При сплавлении диоксида марганца с карбонатом и нитратом калия получается зеленый сплав, из которого можно выделить темно-зеленые кристаллы манганата калия K 2 MnO 4 - соли очень нестойкой марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 :

MnO 2 + KNO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2

в водном растворе манганаты самопроизвольно превращаются в соли марганцовой кислоты HMnO4 (перманганаты) с одновременным образованием диоксида марганца:

3K 2 MnO 4 + H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH

при этом цвет раствора меняется с зеленого на малиновый и образуется темно-бурый осадок. В присутствии щелочи манганаты устойчивы, в кислой среде переход манганата в перманганат происходит очень быстро.

При действии сильных окислителей (например, хлора) на раствор манганата последний полностью превращается в перманганат:

2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2KMnO 4 + 2KCl

Перманганат калия KMnO 4 - наиболее известная соль марганцовой кислоты. Представляет собой темно-фиолетовые кристаллы, умеренно растворимые в воде.Как и все соединения марганца (VII), перманганат калия - сильный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа(II) в соли железа (III), сернистую кислоту окисляет в серную, из соляной кислоты выделяет хлор и т. д.

В окислительно-восстановительных реакциях KMnO 4 (ион MnO 4 - )может восстанавливаться в различной степени. В зависимости от рН среды продукт восстановления может представлять собою ион Mn 2+ (в кислой среде), MnO 2 (в нейтральной или в слабо щелочной среде) или ион MnO4 2- (в сильно щелочной среде), например:

KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O - в сильнощелочной среде 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O = 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH – в нейтральной или слабощелочной 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O – в кислой среде

При нагревании в сухом виде перманганат калия уже при температуре около 200 o С разлагается согласно уравнению:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Соответствующая перманганатам свободная марганцовая кислота HMnO 4 в безводном состоянии не получена и известна только в растворе. Концентрацию ее раствора можно довести до 20%. HMnO 4 - очень сильная кислота, в водном растворе полностью диссоциированная на ионы.

Оксид марганца (VII), или марганцовый ангидрид, Mn 2 O 7 может быть получен действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Марганцовый ангидрид - зеленовато-бурая маслянистая жидкость. Очень неустойчив: при нагревании или при соприкосновении с горючими веществами он со взрывом разлагается на диоксид марганца и кислород.

Как энергичный окислитель перманганат калия широко применяют в химических лабораториях и производствах, он служит также дезинфицирующим средством, Реакцией термического разложения перманганата калия пользуются в лаборатории для получения кислорода.

Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды

Общий обзор

Физические свойства

Химические свойства

Получение

Применение

Оксиды магранца

Соединения марганца (II)

Соединения марганца (IV)

Применение MnO 2

Соединения марганца(VI) и (VII)

Последние

Это нужно знать