Максимальний та мінімальний ступінь окислення марганцю. З'єднання марганцю (VII)

Марганець-твердий метал сірого кольору. Його атоми мають електронну конфігурацію зовнішньої оболонки.

Металевий марганець взаємодіє з водою та реагує з кислотами, утворюючи іони марганцю (II):

У різних сполуках марганець виявляє ступеня окиснення Чим вище ступінь окиснення марганцю, тим більший ковалентний характер відповідних його сполук. Зі зростанням ступеня окиснення марганцю збільшується також кислотність його оксидів.

Марганець (II)

Ця форма марганцю є найстійкішою. Вона має зовнішню електронну конфігурацію причому кожної з п'яти -орбіталей перебуває по одному електрону.

У водному розчині іони марганцю (II) гідратуються, утворюючи блідо-рожевий комплексний іон гексааквамарганцю(II).

Марганець (III)

Марганець (III) існує лише у комплексних сполуках. Ця форма марганцю нестійка. У кислому середовищі марганець (III) диспропорціонує на марганець (II) та марганець (IV).

Марганець (IV)

Найбільш важливим з'єднанням марганцю (IV) є оксид . Ця сполука чорного кольору не розчиняється у воді. Йому приписується іонна структура. Стійкість обумовлена ​​високою ентальпією грат.

Оксид марганцю (IV) має слабоамфотерні властивості. Він є сильним окислювачем, наприклад витісняє хлор із концентрованої соляної кислоти:

Ця реакція може бути використана для одержання хлору в лабораторних умовах (див. розд. 16.1).

Марганець (VI)

Цей стан окислення марганцю нестійкий. Манганат (VI) калію можна отримати, сплавляючи оксид марганцю (IV) з будь-яким сильним окислювачем, наприклад, хлоратом) калію або нітратом калію:

Манганат (VI) калію має зелене забарвлення. Він стійкий лише у лужному розчині. У кислому розчині він диспропорціонує на марганець (IV) та марганець (VII):

Марганець (VII)

Такий стан окислення марганець має у сильно кислотному оксиді. Однак найважливішою сполукою марганцю (VII) є манганат (VII) калію (перманганат калію). Ця тверда речовина добре розчиняється у воді, утворюючи темно-пурпурний розчин. Манганат має тетраедричну структуру. У слабокислому середовищі він поступово розкладається, утворюючи оксид марганцю (IV):

У лужному середовищі манганат (VII) калію відновлюється, утворюючи спочатку зелений манганат (VI) калію, потім оксид марганцю (IV).

Манганат (VII) калію є сильним окислювачем. У кислому середовищі він відновлюється, утворюючи іони марганцю(II). Стандартний окислювально-відновний потенціал цієї системи дорівнює, що перевищує стандартний потенціал системи і тому манганат окислює хлорид-іон до газоподібного хлору:

Окислення хлорид-іону манганат протікає за рівнянням

Манганат (VII) калію широко використовується як окислювач у лабораторній практиці, наприклад

для отримання кисню та хлору (див. гл. 15 та 16);

для проведення аналітичної проби на діоксид сірки та сірководень (див. гл. 15); у препаративній органічній хімії (див. гл. 19);

як волюмометричний реактив в окислювально-відновній титриметрії.

Прикладом титриметричного застосування манганату (VII) калію є кількісне визначення за його допомогою заліза (II) та етандіоатів (оксалатів):

Однак, оскільки манганат (VII) калію важко отримувати з високим ступенем чистоти, його не можна використовувати як первинний титриметричний зразок.

Олімпіадні завдання з хімії

(1 шкільний етап)

1. Тест

1. Найбільший ступінь окислення марганець має у поєднанні

2. Реакції нейтралізації відповідає скорочене іонне рівняння

1) H + + OH - = H 2 O

2) 2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2

3) CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

4) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

3. Між собою взаємодіють

2) MnO та Na 2 Про

3) P 2 O 5 та SО 3

4. Рівнянням окислювально-відновної реакції є

1) КОН + HNO 3 = KNO 3 + Н 2 О

2) N 2 O 5 + Н 2 О = 2 НNO 3

3) 2N 2 O = 2N 2 + O 2

4) СО 3 = ВО + СО 2

5. Реакцією обміну є взаємодія

1) оксиду кальцію з азотною кислотою

2) чадного газу з киснем

3) етилену з киснем

4) соляної кислоти з магнієм

6. Кислотні дощі спричинені присутністю в атмосфері

1) оксидів азоту та сірки

4) природного газу

7. Метан, поряд з бензином і дизельним паливом, використовується як паливо в двигунах внутрішнього згоряння (автотранспорт). Термохімічне рівняння горіння газоподібного метану має вигляд:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О + 880 кДж

Яка кількість кДж тепла виділиться при згорянні СН 4 об'ємом 112 літрів (при н.у.)?

Виберіть правильну відповідь:

2. Завдання

1. У рівнянні окислювально-відновної реакції розставте коефіцієнти будь-яким відомим вам способом.

SnSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Sn(SO 4) 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Вкажіть назви речовини-окислювача та речовини-відновника та ступеня окислення елементів. (4 бали)

2. Напишіть рівняння реакцій, що дозволяють здійснити такі перетворення:

(2) (3) (4) (5)

CO 2 → Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 → CaO → CaCl 2 → CaCO 3

(5 балів)

3. Визначте формулу алкадієну, якщо його відносна щільність повітрям 1,862 (3 бали)

4. У 1928 році американському хіміку корпорації «Дженерал Моторс» («General Motors Research») Томасу Мідглей молодшому вдалося синтезувати та виділити у своїй лабораторії хімічну сполуку, що складалася на 23,53% з вуглецю, 1,96% водень. % фтору. Отриманий газ був у 3,52 рази важчим за повітря і не горів. Виведіть формулу сполуки, напишіть структурні формули органічних речовин, які відповідають отриманій молекулярній формулі, дайте їм назви. (6 балів).

5. Змішали 140 г 0,5%-ного розчину соляної кислоти з 200 г 3%-ного розчину соляної кислоти. Який відсотковий вміст соляної кислоти у новоотриманому розчині? (3 бали)

3. Кросворд

Розгадайте слова, зашифровані у кросворді

Позначення: 1→ - по горизонталі

1↓ - по вертикалі

↓ Продукт корозії заліза.

→ Утворюється при взаємодії (6) із основним оксидом.

→ Одиниця кількості теплоти.

→ Позитивно заряджений іон.

→ Італійський учений, іменем якого названо одну з найважливіших постійних величин.

→ Число електронів на зовнішньому рівні елемента №14.

→ …… газ – оксид вуглецю (IV).

→ Великий російський вчений відомий, у тому числі як творець мозаїчних полотен, автор епіграфа.

→ Тип реакції між розчинами гідроксиду натрію та сірчаної кислоти.

Наведіть приклад рівняння реакції (1→).

Вкажіть постійну величину, згадану у (4).

Напишіть рівняння реакції (8).

Напишіть електронну будову атома елемента, який згадується у (5). (13 балів)

Хімія металів

Лекція 2. Основні питання, що розглядаються у лекції

Метали VIIБ-підгрупи

Загальна характеристика металів VIIБ-підгрупи.

Хімія марганцю

Природні сполуки Mn

Фізичні та хімічні властивості металу.

З'єднання Mn. Окислювально-відновлювальні властивості з'єдну-

Коротка характеристика Tc та Re.

Метали VIIБ-підгрупи

Загальна характеристика

виявляються у природних сполуках. Найрозповсюджені-

дивні мінерали Mn: піролюзит MnO2 і родохрозит MnCO3.

З'єднання Mn(+7) та (+6) – сильні окислювачі.

Найбільше подібність Mn, Tc, Re виявляють окис-

лення, воно виражається в кислотному характері вищих оксидів та гідроксидів.

Вищі гідроксиди всіх елементів VIIБ-підгрупи є сильними

кислотами із загальною формулою НЕО4.

Найвищою мірою окислення елементи Mn, Tc, Re виявляють схожість з елементом головної підгрупи хлором. Кислоти: HMnO4, HTcO4, HReO4 та

HClO4 є сильними. Для елементів VIIБ-підгрупи характерно поміт-

ну схожість зі своїми сусідами по ряду, зокрема, Mn виявляє подібність з Fe. У природі сполуки Mn завжди є сусідами з сполуками Fe.

Марганець

Характерні ступені окислення

нейтральному, слаболужному та слабокислому середовищі.

Сполуки Mn(+7) та (+6) виявляють сильні окислювальні властивості.

Кислотно-основний характер оксидів і гідроксидів Mn закономірно з-

змінюється залежно від ступеня окиснення: у ступеня окиснення +2 оксид і гідроксид є основними, а вищою мірою окиснення – кислотними,

причому HMnO4 – це сильна кислота.

У водних розчинах Mn(+2) існує у вигляді аквакатіонів

2+, які для простоти позначають Mn2+. Марганець у високих ступенях окиснення знаходиться у розчині у формі тетраоксоаніонів: MnO4 2– та

MnO4 -.

Природні сполуки та одержання металу

Елемент Mn за поширеністю в земній корі серед важких метал-

лов слід за залізом, але помітно поступається йому, - вміст Fe становить близько 5%, а Mn - лише близько 0,1%. У марганцю більш поширені оксид-

ні та карбонатні та руди. Найбільше значення мають мінерали: піролю-

зит MnO2 і родохрозит MnCO3.

для отримання Mn

Крім цих мінералів для отримання Mn використовують гаусманіт Mn3 O4

і гідратований оксид псиломелан MnO2. xH2 O. У марганцевих рудах все-

Марганець використовують головним чином у виробництві спеціальних сортів сталей, що мають високу міцність і стійкість до удару. Тому ос-

нову кількість Mn отримують не в чистому вигляді, а у вигляді феромарган-

ця - сплаву марганцю та заліза, що містить від 70 до 88% Mn.

Загальний обсяг щорічного світового виробництва марганцю, у тому числі у вигляді феромарганцю, ~ (1012) млн т/рік.

Для отримання феромарганцю оксидну марганцеву руду віднов-

ють вугіллям.

MnO2 + 2C = Mn + 2CO

Разом з оксидами Mn відновлюються і оксиди Fe, що містяться в ру-

де. Для отримання марганцю з мінімальним вмістом Fe та С, з'єднання

Fe попередньо відокремлюють та одержують змішаний оксид Mn3 O4

(MnO. Mn2 O3). Його потім відновлюють алюмінієм (піролюзит реагує з

Al занадто бурхливо).

3Mn3 O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2 O3

Чистий марганець одержують гідрометалургійним способом. Після попереднього отримання солі MnSO4 через розчин сульфату Mn про-

пускають електричний струм, марганець відновлюється на катоді:

Mn2+ + 2e– = Mn0.

Проста речовина

Марганець – світло-сірий метал. Щільність - 7,4 г/см3. Температура плавлення - 1245О С.

Mn2+. При нагріванні порошкоподібний марганець взаємодіє з водою

виділенням Н2.

Через окислення на повітрі марганець покривається бурими плямами,

При нагріванні марганець реагує з галогенами та сіркою. Спорідненість Mn

до сірки більше, ніж у заліза, тому при додаванні феромарганцю до сталі,

розчинена в ній сірка зв'язується з MnS. Сульфід MnS не розчиняється в металі і йде в шлак. Міцність сталі після видалення сірки, що викликає крихкість, підвищується.

При дуже високих температурах (>1200 0 С) марганець, взаємодіючи з азотом та вуглецем, утворює нестехіометричні нітриди та карбіди.

З'єднання марганцю

З'єднання марганцю (+7)

Усі сполуки Mn(+7) виявляють сильні окисні властивості.

Перманганат калію KMnO 4 - найбільш поширене з'єднання-

ня Mn(+7). У чистому вигляді це кристалічна речовина темно-

фіолетового кольору. При нагріванні кристалічного перманганату він розла-

Щоб уповільнити цю реакцію, що прискорюється на світлі, розчини KMnO4 зберігають.

нят у темних пляшках.

При додаванні до кристалів перманганату декількох крапель концен-

трованої сірчаної кислоти утворюється ангідрид марганцової кислоти.

2KMnO4 + H2 SO4 2Mn2 O7 + K2 SO4 + H2 O

Оксид Mn 2 O 7 - це важка маслоподібна рідина темно-зеленого кольору. Це єдиний оксид металу, який за звичайних умов знахо-

диться в рідкому стані (температура плавлення 5,9 0 С). Оксид має моле-

кулярну структуру, дуже нестійкий, при 55 0 З розкладається з вибухом. 2Mn2 O7 = 4MnO2 + 3O2

Оксид Mn2 O7 – дуже сильний та енергійний окислювач. Багато ор-

ганічні речовини окислюються під його впливом до СО2 та Н2 О. Оксид

Mn2 O7 іноді називають хімічними сірниками. Якщо скляну паличку змочити в Mn2 O7 і піднести до спиртування, вона спалахне.

При розчиненні Mn2 O7 у воді утворюється марганцева кислота.

Кислота HMnO 4 - це сильна кислота, існує тільки у вод-

ном розчині, у вільному стані не виділена. Кислота HMnO4 розкладає-

ся з виділенням O2 і MnO2.

При додаванні твердого лугу до розчину KMnO4 відбувається образо-

вання зеленого манганату.

4KMnO4 + 4KOH (к) = 4K2 MnO4 + O2 + 2H2 O.

При нагріванні KMnO4 з концентрованою соляною кислотою образу-

ється газ Cl2.

2KMnO4 (к) + 16HCl (конц.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O + 2KCl

У цих реакціях проявляються сильні окисні властивості перманганату.

Продукти взаємодії KMnO4 із відновниками залежать від кислотності розчину , у якому протікає реакція

У кислих розчинах утворюється безбарвний катіон Mn2+.

MnO4 – + 8H+ +5e–  Mn2+ + 4H2 O; (E0 = +1,53).

З нейтральних розчинів випадає бурий осад MnO2.

MnO4 – +2H2 O +3e–  MnO2 + 4OH– .

У лужних розчинах утворюється зелений аніон MnO42-.

Перманганат калію в промисловості отримують або з марганцю

(окислюючи його на аноді в лужному розчині), або з піролюзиту (MnO2 перед-

варительно окислюють до K2 MnO4, який потім на аноді окислюють до KMnO4).

З'єднання марганцю (+6)

Манганати – солі з аніоном MnO4 2 – мають яскравий зелений колір.

Аніон MnO4 2─ стійкий лише у сильнолужному середовищі. Під дією води і, особливо, кислоти манганати диспропорціонують з утворенням сполуки.

ній Mn в ступені окислення 4 і 7.

3MnO4 2– + 2H2 O= MnO2 + 2MnO4 – + 4OH–

Тому кислота Н2 MnO4 не існує.

Манганати можна отримати, сплавляючи MnO2 з лугами або карбонату-

ми у присутності окислювача.

2MnO2(к) + 4KOH(ж) + О2 = 2K2 MnO4 + 2H2 O

Манганати є сильними окислювачами , але якщо на них подія-

вати ще сильнішим окислювачем, то вони переходять у перманганати.

Диспропорціонування

З'єднання марганцю (+4)

- Найбільш стійке з'єднання Mn. Цей оксид зустрічається у природі (мінерал піролюзит).

Оксид MnO2 – чорно-коричнева речовина з дуже міцною кристалі-

ними гратами (такою ж, як у рутила TiO2). З цієї причини, незважаючи на те, що оксид MnO 2 є амфотернимвін не реагує з розчинами лугів і з розведеними кислотами (так само, як і TiO2). Він розчиняється у концентрованих кислотах.

MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2 + 2H2 O

Реакцію використовують у лабораторії для отримання Cl2.

При розчиненні MnO2 у концентрованій сірчаній та азотній кислоті утворюються Mn2+ та О2 .

Таким чином, у дуже кислому середовищі MnO2 прагне перейти в

катіон Mn2+.

З лугами MnO2 реагує тільки в розплавах з утворенням змішаних

них оксидів. У присутності окислювача у лужних розплавах утворюються манганати.

Оксид MnO2 використовують у промисловості як дешевий окислювач. Зокрема, окисно-відновневзаємодія

ванням оксидів Mn2 O3 і Mn3 O4 (MnO. Mn2 O3 ).

Гідроксид Mn(+4) не виділено, при відновленні перманганату та ман-

ганата в нейтральних або слаболужних середовищах, а також при окисленні

Mn(OH)2 і MnOOH з розчинів випадає темно-бурий осад гідратований-

ного MnO2.

Оксид та гідроксид Mn(+3)мають основний характер. Це тверді,

бурого кольору, нерозчинні у воді та нестійкі речовини.

При взаємодії з розведеними кислотами вони диспропорційні-

ють, утворюючи сполуки Mn у ступенях окиснення 4 і 2. 2MnOOH + H2 SO4 = MnSO4 + MnO2 + 2H2 O

З концентрованими кислотами вони взаємодіють як і

MnO2, тобто. у кислому середовищі переходять у катіон Mn2+. У лужному середовищі легко окислюються повітря до MnO2 .

З'єднання марганцю (+2)

У водних розчинах сполуки Mn(+2) стійкі у кислому середовищі.

Оксид і гідроксид Mn(+2) мають основний характер, легко розчиняються.

ються в кислотах з утворенням гідратованого катіону Mn2+ .

Оксид MnO – сіро-зелена тугоплавка кристалічна сполука

(Температура плавлення - 18420 С). Його можна отримати при розкладанні кар-

бонату без кисню.

MnCO3 = MnO + CO2.

У воді MnO не розчиняється.

Електронна конфігурація незбудженого атома марганцю - 3d 5 4s 2; збуджений стан виражається електронною формулою 3d 5 4s 1 4p 1 .

Для марганцю в сполуках найбільш характерні ступені окислення +2, +4, +6, +7.

Марганець – сріблясто-білий, тендітний, досить активний метал: у ряді напруг він знаходиться між алюмінієм та цинком. На повітрі марганець покритий оксидною плівкою, що оберігає його від подальшого окиснення. У дрібнороздробленому стані марганець легко окислюється.

Оксид марганцю (II) MnO і відповідний йому гідроксид Mn(OH) 2 мають основні властивості – при їх взаємодії з кислотами утворюються солі двовалентного марганцю: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Катіони Mn 2+ утворюються також під час розчинення металевого марганцю в кислотах. З'єднання марганцю (II) виявляють відновлювальні властивості, наприклад, білий осад Mn(OH) 2 на повітрі швидко темніє, поступово окислюючись до MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O.

Оксид марганцю (IV) MnO 2 є найбільш стійким з'єднанням марганцю; він легко утворюється як при окисленні сполук марганцю в нижчому ступені окислення (+2), так і при відновленні сполук марганцю у вищих ступенях окислення (+6, +7):

Mn(OH) 2 + H 2 O 2 ® MnO 2 + 2 H 2 O;

2 KMnO 4 + 3 Na 2 SO 3 + H 2 O ® 2 MnO 2 + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH .

MnO 2 - амфотерний оксид, проте і кислотні, і основні властивості у нього виражені слабко. Однією з причин того, що MnO 2 не виявляє чітко виражених основних властивостей, є його сильна окислювальна активність у кислому середовищі (= +1,23): MnO 2 відновлюється до іонів Mn 2+ , а не утворює стійких солей чотиривалентного марганцю. Відповідну оксиду марганцю (IV) гідратну форму слід розглядати як гідратований діоксид марганцю MnO 2 ×xH 2 O. Оксиду марганцю (IV) як амфотерному оксиду формально відповідають орто- та мета-форми не виділеної у вільному стані марганцеватистої кислоти: H 4 M орто-форма та H 2 MnO 3 – мета-форма. Відомий оксид марганцю Mn 3 O 4 який можна розглядати як сіль двовалентного марганцю орто-форми марганцоватистої кислоти Mn 2 MnO 4 - ортоманганіт марганцю (II). У літературі є повідомлення існування оксиду Mn 2 O 3 . Існування цього оксиду можна пояснити, розглянувши його як сіль двовалентного марганцю мета-форми марганцеватістой кислоти: MnMnO 3 - метаманганіт марганцю (II).

При сплавленні в лужному середовищі діоксиду марганцю з такими окислювачами як хлорат або нітрат калію відбувається окислення чотиривалентного марганцю до шестивалентного стану, і утворюється манганат калію – сіль дуже нестійкою навіть у розчині марганцевої кислоти H 2 MnO 4 , ангідрид якої

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH ® K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O .

Манганати нестійкі і схильні до диспропорціонування за оборотною реакцією:

внаслідок чого зелене забарвлення розчину, обумовлене манганат-іонами MnO 4 2–, змінюється на фіолетове забарвлення, характерне для перманганат-іонів MnO 4 – .

Найбільш широко застосовуване з'єднання семивалентного марганцю – перманганат калію KMnO 4 – сіль відомої лише розчині марганцової кислоти HMnO 4 . Перманганат калію можна отримати окисленням манганатів сильними окислювачами, наприклад, хлором:

2 K 2 MnO 4 + Cl 2 ® 2 KMnO 4 + 2 KCl .

Оксид марганцю (VII), або марганцовий ангідрид, Mn 2 O 7 - вибухова зелено-бура рідина. Mn 2 O 7 може бути отриманий за реакцією:

2 KMnO 4 + 2 H 2 SO 4 (конц.) ® Mn 2 O 7 + 2 KHSO 4 + H 2 O .

З'єднання марганцю найвищою мірою окислення +7, зокрема перманганати, є сильними окислювачами. Глибина відновлення перманганат-іонів та їх окисна активність залежить від pH середовища.

У сильнокислому середовищі продуктом відновлення перманганатів є іон Mn 2+ при цьому виходять солі двовалентного марганцю:

MnO 4 - + 8 H + + 5 e - ® Mn 2+ + 4 H 2 O ( = +1,51 В).

У нейтральному, слаболужному або слабокислому середовищі в результаті відновлення перманганат-іонів утворюється MnO 2:

MnO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - ® MnO 2 + 4 OH - ( = +0,60 В).

MnO 4 - + 4 H + + 3 e - ® MnO 2 + 2 H 2 O ( = +1,69 В).

У сильнолужному середовищі перманганат-іони відновлюються до манганат-іонів MnO 4 2– , при цьому утворюються солі типу K 2 MnO 4 , Na 2 MnO 4:

MnO 4 – + e – ® MnO 4 2– ( = +0,56 В).

Довгий час одна із сполук цього елемента, а саме його двоокис (відома під назвою піролюзит) вважалося різновидом мінералу магнітний залізняк. Лише у 1774 році один із шведських хіміків з'ясував, що в піролюзиті є невивчений метал. В результаті нагрівання цього мінералу з вугіллям вдалося отримати цей невідомий метал. Спочатку його називали манганум, пізніше з'явилася сучасна назва - марганець. Хімічний елемент має багато цікавих властивостей, про які піде далі.

Розташований у побічну підгрупу сьомої групи періодичної таблиці (важливо: всі елементи побічних підгруп - метали). Електронна формула 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (типова формула d-елемента). Марганець як вільна речовина має сріблясто-білий колір. Через хімічну активність у природі зустрічається лише як сполук, як-от оксиди, фосфат і карбонат. Речовина тугоплавка, температура плавлення становить 1244 градуси за шкалою Цельсія.

Цікаво!У природі зустрічається лише один ізотоп хімічного елемента, що має атомну масу 55. Інші ізотопи отримані штучним шляхом, і найбільш стійкий радіоактивний ізотоп з атомною масою 53 (період напіврозпаду приблизно такий самий, як у урану).

Ступінь окислення марганцю

Має шість різних ступенів окислення. В нульовому ступені окислення елемент здатний утворювати комплексні сполуки з органічними лігандами (наприклад, P(C5H5)3), а також неорганічними лігандами:

• окисом вуглецю (декакарбоніл димарганцю),
• азотом,
• трифторидом фосфору,
• окисом азоту.

Ступінь окиснення +2 типова для солей марганцю. Важливо: у цих сполук суто відновлювальні властивості. Найбільш стійкі сполуки, що мають ступінь окислення +3 - оксид Mn2O3, а також гідрат цього оксиду Mn(OH)3. +4 найбільш стійкі MnO2 і амфотерний оксид-гідроксід MnO(OH)2.

Ступінь окислення марганцю +6 типова для існуючої лише у водному розчині марганцеватої кислоти та її солей. Ступінь окислення +7 типова для існуючої лише у водному розчині марганцевої кислоти, її ангідриду, а також солей – перманганатів (аналогія з перхлоратами) – сильних окислювачів. Цікаво, що при відновленні перманганату калію (у побуті називається марганцівкою) можливі три різні реакції:

• У присутності сірчаної кислоти аніон MnO4 відновлюється до Mn2+.
• Якщо середовище нейтральне, іон MnO4 відновлюється до MnO(OH)2 або MnO2.
• У присутності лугу аніон MnO4-відновлюється до манганат-іону MnO42-.

Марганець як хімічний елемент

Хімічні властивості

За звичайних умов малоактивний. Причина - оксидна плівка, що з'являється при впливі кисню повітря. Якщо порошок металу злегка нагріти, він згоряє, перетворюючись на MnO2.

При нагріванні взаємодіє із водою, витісняючи водень. В результаті реакції виходить практично нерозчинний гідрат закису Mn(OH)2. Ця речовина перешкоджає подальшій взаємодії з водою.

Цікаво!Водень розчинний у марганці, і при підвищенні температури розчинність збільшується (виходить розчин газу в металі).

При сильному нагріванні (температура вище 1200 градусів за шкалою Цельсія) взаємодіє з азотом, у своїй виходять нітриди. Ці сполуки можуть мати різний склад, що є типовим для так званих бертолідів. Взаємодіє з бором, фосфором, кремнієм, а розплавленому вигляді - з вуглецем. Остання реакція протікає при відновленні марганцю коксом.

При взаємодії з розведеною сірчаною та соляною кислотами виходить сіль та виділяється водень. А ось взаємодія з міцною сірчаною кислотою інше: продукти реакції - сіль, вода та двоокис сірки (спочатку сірчана кислота відновлюється в сірчисту; але через нестійкість сірчиста кислота розпадається на діоксид сірки та воду).

При реакції з розведеною азотною кислотою виходить нітрат, вода, оксид азоту.

Утворює шість оксидів:

• закис, або MnO,
• окис, або Mn2O3,
• закис-окис Mn3O4,
• двоокис, або MnO2,
• марганцевуватий ангідрид MnO3,
• марганцевий ангідрид Mn2O7.

Цікаво!Закис під впливом кисню повітря поступово перетворюється на окис. Ангідрид марганцеватої кислоти не виділено у вільному вигляді.

Закис-окис - з'єднання з так званим дробовим ступенем окиснення. При розчиненні у кислотах утворюються солі двовалентного марганцю (солі з катіоном Mn3+ нестійкі та відновлюються до сполук з катіоном Mn2+).

Двоокис, окис, закис-окис – найбільш стійкі оксиди. Марганцевий ангідрид нестійкий. Простежуються аналогії з іншими хімічними елементами:

• Mn2O3 і Mn3O4 - основні оксиди і за властивостями схожі на аналогічні сполуки заліза;
• MnO2 - амфотерний оксид, за властивостями схожий на оксиди алюмінію та тривалентного хрому;
• Mn2O7 – кислотний оксид, за властивостями дуже схожий на вищий оксид хлору.

Неважко помітити і аналогію з хлоратами та перхлоратами. Манганати, подібно до хлоратів, виходять непрямим шляхом. А ось перманганати можна отримати як прямим шляхом, тобто при взаємодії ангідриду та оксиду/гідроксиду металу у присутності води, так і непрямим.

В аналітичній хімії катіон Mn2+ потрапив до п'ятої аналітичної групи. Є кілька реакцій, що дозволяють виявити цей катіон:

• При взаємодії із сульфідом амонію випадає осад MnS, його колір - тілесний; при додаванні мінеральних кислот спостерігається розчинення осаду.
• При реакції з лугами утворюється білий осад Mn(OH)2; проте при взаємодії з киснем повітря колір осаду змінюється з білого на бурий - виходить Mn(OH)3.
• Якщо до солей з катіоном Mn2+ додати перекис водню та розчин лугу, випадає темно-бурий осад MnO(OH)2.
• При додаванні до солей з катіоном Mn2+ окислювача (двоокис свинцю, вісмутат натрію) і міцний розчин азотної кислоти, розчин забарвлюється малиновий колір - це означає, що Mn2+ окислився до HMnO4.

Хімічні властивості

Валентності марганцю

Елемент знаходиться у сьомій групі. Типові марганці - II, III, IV, VI, VII.

Нульова валентність є типовою для вільної речовини. Двовалентні сполуки - солі з катіоном Mn2+, тривалентні – оксид та гідроксид, чотиривалентні – двоокис, а також оксид-гідрокс. Шести- та семивалентні сполуки - солі з аніонами MnO42- та MnO4-.

Як отримати та з чого отримують марганець? З марганцевих та залізо-марганцевих руд, а також із розчинів солей. Відомо три різні способи отримання марганцю:

• відновлення коксом,
• алюмотермія,
• електроліз.

У першому випадку як відновник використовується кокс, а також окис вуглецю. Відновлюється метал із руди, де є домішка оксидів заліза. В результаті виходить як феромарганець (сплав із залізом), так і карбід (що таке карбід? це з'єднання металу з вуглецем).

Для отримання чистішої речовини використовується один із способів металотермії - алюмотермія. Спочатку прожарюється піролюзит, при цьому виходить Mn2O3. Потім одержаний оксид змішують з порошком алюмінію. У ході реакції виділяється багато теплоти, в результаті метал плавиться, а оксид алюмінію покриває його шлаковою «шапкою».

Марганець - метал середньої активності і стоїть у ряді Бекетова лівіше водню і правіше алюмінію. Це означає, що з електролізі водних розчинів солей з катіоном Mn2+ на катоді відновлюється катіон металу (при електролізі розведеного розчину на катоді відновлюється і вода). При електролізі водного розчину MnCl2 протікають реакції:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Катод (негативно заряджений електрод): Mn2+ + 2e Mn0

Анод (позитивно заряджений електрод): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

Підсумкове рівняння реакції:

MnCl2 (ел-з) Mn + Cl2

При електролізі виходить найчистіший металевий марганець.

Корисне відео: марганець та його з'єднання

Застосування

Застосування марганцю досить широке. Використовується як сам метал, і його різні сполуки. У вільному вигляді використовується в металургії для різних цілей:

• як «розкислювач» при плавці сталі (зв'язується кисень і утворюється Mn2O3);
• як легуючий елемент: виходить міцна сталь з високими показниками зносостійкості та удароміцності;
• для виплавки так званої броньової марки сталі;
• як компонент бронзи та латуні;
• для створення манганіну, сплаву з міддю та нікелем. З цього сплаву роблять різні електротехнічні пристрої, наприклад реостати

Для виготовлення гальванічних елементів Zn-Mn використовується MnO2. У електротехніці застосовуються MnTe та MnAs.

Застосування марганцю

Перманганат калію, часто званий марганцівкою, широко застосовується як у побуті (для лікувальних ванн), так і в промисловості та лабораторіях. Малинова забарвлення перманганату знебарвлюється при пропусканні через розчин ненасичених вуглеводнів з подвійними та потрійними зв'язками. При сильному нагріванні перманганати розкладаються. У цьому виходять манганати, MnO2, і навіть кисень. Це один із способів отримати хімічно чистий кисень у лабораторних умовах.

Отримати солі марганцеватої кислоти можна лише непрямим шляхом. Для цього MnO2 змішують з твердим лугом і в присутності кисню нагрівають. Інший спосіб отримання твердих манганатів – прожарювання перманганатів.

Розчини манганатів мають красиве темно-зелене забарвлення. Однак ці розчини нестійкі і піддаються реакції диспропорціонування: темно-зелене забарвлення змінюється на малинове, також випадає бурий осад. В результаті реакції виходить перманганат та MnO2.

Діоксид марганцю застосовується у лабораторії як каталізатор при розкладанні хлорату калію (бертолетової солі), а також для одержання чистого хлору. Цікаво, що в результаті взаємодії MnO2 з хлороводнем виходить проміжний продукт - вкрай нестійка сполука MnCl4, що розпадається на MnCl2 і хлор. Нейтральні або підкислені розчини солей з катіоном Mn2+ мають блідо-рожеве забарвлення (Mn2+ створює комплекс із 6 молекулами води).

Корисне відео: марганець - елемент життя

Висновок

Така коротка характеристика марганцю та його хімічні властивості. Це сріблясто-білий метал середньої активності, що взаємодіє з водою лише при нагріванні, залежно від ступеня окислення виявляє як металеві, так і неметалеві властивості. Його сполуки використовуються в промисловості, у побуті та в лабораторіях для отримання чистого кисню та хлору.