Найвищий ступінь окислення в сполуках марганцю. Марганець

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.

ЧАСТИНА 1

1. Ступінь окислення (с. о.) - цеумовний заряд атомів хімічного елемента у складному речовині, обчислений з урахуванням припущення, що складається з простих іонів.

Слід знати!

1) У з'єднаннях с. о. водню = +1, крім гідридів .
2) У з'єднаннях с. о. кисню = -2, крім пероксидів  та фторидів 
3) Ступінь окиснення металів завжди позитивна.

Для металів головних підгруп перших трьох груп. о. постійна:

метали IA групи - с. о. = +1,
метали IIA групи - с. о. = +2,
метали IIIA групи - с. о. = +3. 4

У вільних атомів та простих речовин с. о. = 0.5

Сумарна с. о. всіх елементів у поєднанні = 0.

2. Спосіб утворення назвдвоелементних (бінарних) з'єднань.

4. Доповніть таблицю «Назви та формули бінарних сполук».

5. Визначте рівень окислення виділеного шрифтом елемента складного з'єднання.

ЧАСТИНА 2

1. Визначте ступеня окиснення хімічних елементів у сполуках за їх формулами. Напишіть назви цих речовин.

2. Розділіть речовини FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 на дві групи. Запишіть назви речовин, вказавши ступінь окислення.

3. Встановіть відповідність між назвою та ступенем окислення атома хімічного елемента та формулою сполуки.

4. Складіть формули речовин за назвою.

5. Скільки молекул міститься в 48 г оксиду сірки (IV)?

6. За допомогою Інтернету та інших джерел інформації підготуйте повідомлення про застосування будь-якого бінарного з'єднання за таким планом:

1) формула;
2) назву;
3) властивості;
4) застосування.

Вода H2O, оксид водню. Вода за звичайних умов рідина, без кольору, запаху, в товстому шарі - блакитна. Температура кипіння близько 100? Є гарним розчинником. Складається молекула води з двох атомів водню та одного атома кисню, це його якісний та кількісний склад. Це складне речовина, йому характерні такі хімічні властивості: взаємодія з лужними металами, лужноземельними металами.

Реакції обміну із водою називаються гідролізом. Ці реакції мають велике значення у хімії.

7. Ступінь окислення марганцю у поєднанні К2МnO4 дорівнює:

8. Найменший ступінь окислення хром має у поєднанні, формула якого:

1) Сг2O3

9. Максимальний ступінь окислення хлор виявляє у поєднанні, формула якого:

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).

Найвищого ступеня окислення марганцю +7 відповідає кислотний оксид Mn2O7, марганцева кислота HMnO4 та її солі – перманганати.

З'єднання марганцю (VII) – сильні окислювачі. Mn2O7 – зеленувато-бура масляниста рідина, при зіткненні з якою спирти та ефіри спалахують. Оксиду Mn (VII) відповідає марганцева кислота HMnO4. Вона існує тільки в розчинах, але вважається однією з найсильніших (α – 100%). Максимально можлива концентрація HMnO4 у розчині – 20%. Солі HMnO4 – перманганати – найсильніші окислювачі; у водних розчинах, як і сама кислота, мають малинове забарвлення.

В окисно-відновних реакціяхперманганати є сильними окисниками. Залежно від реакції середовища вони відновлюються або до солей двовалентного марганцю (у кислому середовищі), оксиду марганцю (IV) (в нейтральному) або сполук марганцю (VI) - манганатів - (лужний). Вочевидь, що у кислому середовищі окислювальні здібності Mn+7 виражені найяскравіше.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Перманганати як у кислому, так і в лужному середовищах окислюють органічні речовини:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H5OH → 2MnSO4 + K2SO4 + 5CH3COH + 8H2O

спирт альдегід

4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH → MnO2↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +

При нагріванні перманганат калію розкладається (ця реакція застосовується для одержання кисню у лабораторних умовах):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Таким чином, для марганцю характери самі залежності: при переході від нижчого ступеня окислення до вищої наростають кислотні властивості кисневих сполук, а ОВ-реакціях відновлювальні властивості змінюються окислювальними.

Для організму перманганати отруйні внаслідок сильних окисних властивостей.

При отруєннях перманганатами як антидот використовують пероксид водню в оцтовокислому середовищі:

2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2(CH3COO)2Mn + 2CH3COOK + 5O2 + 8H2O

Розчин KMnO4 є припікаючим та бактерицидним засобом для обробки поверхні шкіри та слизових оболонок. Сильні окислювальні властивості KMnO4 у кислому середовищі лежать в основі аналітичного методу перманганатометрії, що використовується в клінічному аналізі для визначення окислюваності води, сечової кислоти у сечі.

Організм людини містить близько 12 мг Mn у складі різних сполук, причому 43% зосереджено в кістковій тканині. Він впливає на кровотворення, формування кісткової тканини, зростання, розмноження та деякі інші функції організму.

гідроксид марганцю (II)має слабоосновні властивості, окислюється киснем повітря та іншими окислювачами до марганцеватистої кислоти або її солей. манганітів:

Мn(ОН)2 + Н2О2 → Н2МnО3↓ + Н2О марганцеватиста кислота

(Бурий осад) У лужному середовищі Мn2+ окислюється до МnО42-, а в кислому до МnО4-:

МnSО4 + 2КNО3 + 4КОН → К2МnО4 + 2КNО2 + К2SО4 + 2Н2О

Утворюються солі марганцовистої Н2МnО4 та марганцової НМnО4 кислот.

Якщо досвід Mn2+ виявляє відновлювальні властивості, то відновлювальні властивості Мn2+ слабо виражені. У біологічних процесах не змінює ступеня окислення. Стійкі біокомплекси Мn2+ стабілізують цей ступінь окислення. Стабілізуючий вплив з'являється у великому часі утримання гідратної оболонки. Оксид марганцю (IV) МnО2 є стійким природним з'єднанням марганцю, яке зустрічається у чотирьох модифікаціях. Усі модифікації мають амфотерний характер і мають окислювально-відновну двоїстість. Приклади окисно-відновної двоїстості МnО2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6МnО2 + 2NH3 → 3Мn2О3 + N2 + 3Н2О

4МnО2 + 3О2 + 4КОН → 4КМnО4 + 2Н2О

З'єднання Мn (VI)- Нестійкі. У розчинах можуть перетворюватися на сполуки Мn (II), Мn (IV) і Мn (VII): оксид марганцю (VI) МnО3 - темно-червона маса, що викликає кашель. Гідратна форма МnО3 – слабка марганцевиста кислота Н2МnO4, яка існує лише у водному розчині. Її солі (манганати) легко руйнуються в результаті гідролізу та при нагріванні. При 50°С МnО3 розкладається:

2МnО3 → 2МnО2 + О2 і гідролізується при розчиненні у воді: 3МnО3 + Н2О → МnО2 + 2НМnО4

Похідні Мn(VII) - це оксид марганцю (VII) Мn2О7 та її гідратна форма – кислота НМnО4, відома лише у розчині. Мn2О7 стійкий до 10 ° С, розкладається з вибухом: Мn2О7 → 2МnО2 + О3

При розчиненні у холодній воді утворюється кислота Мn2O7 + Н2О → 2НМnО4

Солі марганцевої кислоти НМnО4- перманганати. Іони зумовлюють фіолетове забарвлення розчинів. Утворюють кристалогідрати типу ЕМnО4∙nН2О, де n = 3-6, Е = Li, Nа, Мg, Са, Sr.

ПерманганатКМnО4 добре розчинний у воді . Перманганати - сильні окисники. Ця властивість використовується в медичній практиці для дезінфекції, у фармакопейному аналізі для ідентифікації Н2О2 шляхом взаємодії з КМnО4 у кислому середовищі.

Для організму перманганати є отрутоюїх знешкодження може відбуватися наступним чином: 2КМnO4 + 5Н2O2 + 6СН3СООН = 2Мn(СН3СОО)2 + 2СН3СООК + 8Н2О + 5O2

Для лікування гострих отруєнь перманганатомвикористовується 3%-ний водний розчин Н2O2, підкислений оцтовою кислотою. Калій перманганат окислює органічні речовини клітин тканин та мікробів. При цьому КМnО4 відновлюється до МnО2. Оксид марганцю (IV) може взаємодіяти з білками, утворюючи комплекс бурого кольору.

Під дією перманганату калію КМnО4 білки окислюються та згортаються. На цьому ґрунтується його застосування як зовнішній препарат, що має протимікробні та припікаючі властивості. При цьому його дія проявляється лише на поверхні шкіри та слизових оболонок. Окисні властивості водного розчину КМnО4 використовують для знешкодження токсичних органічних речовин Внаслідок окислення утворюються менш токсичні продукти. Наприклад, наркотик морфін перетворюється на біологічно малоактивний оксиморфін. Калій перманганат застосовують в титриметричному аналізі визначення змісту різних відновників (перманганатометрия).

Високу окисну здатність перманганату використовують в екології з метою оцінки забрудненості стічних вод (перманганатний метод). За кількістю окисленого (знебарвленого) перманганату визначають вміст органічних домішок у воді.

Перманганатний метод (перманганатометрію) використовують також у клінічних лабораторіях для визначення вмісту сечової кислоти у крові.

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-

Перманганаткалію розкладається при нагріванні

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Перманганат калію – дуже сильний окислювач, легко окислює багато неорганічних та органічних речовин. Ступінь відновлення марганцю дуже залежить від рН середовища.

Відновленняе перманганату калію в середовищах різної кислотності протікає відповідно до схеми:

Кисле середовище рН<7

марганець (II) (Mn2+)

KMnO4 + відновник Нейтральне середовище рН = 7

марганець (IV) (MnO2)

Лужне середовище рН>7

марганець (VI) (MnO42-)

Mn2+ знебарвлення розчину КМnО4

MnO2 бурий осад

MnО42-розчин набуває зеленого кольору

Приклади реакційза участю перманганату калію в різних середовищах (кислого, нейтрального і лужного).

рН<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2МnSO4 + 6K2SO4 + 3Н2O

MnO4 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H2O 5 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+ 2 5

2MnO4 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42-+10H+

2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-

рН = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2МnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2О+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+ 6Н2О + 2ОН-

2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42

рН>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2МnO4 + K2SO4 + Н2O

MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2

SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О 2 1

2MnO4- + SO32- + 2ОH- →2MnO42- + SO42-+ H2О

Перманганат калію КМnО4 застосовуютьу медичній практиці як дезінфікуючий та антисептичний засіб для промивання ран, полоскання, спринцювання тощо. Світло-рожевий розчин КМnО4 застосовують при отруєннях для промивання шлунка.

Перманганат калію дуже широко використовується як окислювач.

За допомогою КМnО4 проводять аналіз багатьох ліків (наприклад, відсоткову концентрацію (%) розчину Н2О2).

Загальна характеристика d-елементів VIII підгрупи. Будова атомів. Елементи сімейства заліза. Ступені окислення у сполуках. Фізичні та хімічні властивості заліза. Застосування. Поширеність та форми знаходження d-елементів сім'ї заліза в природі. Солі заліза (ІІ, ІІІ). Комплексні сполуки заліза (II) та заліза(III).

Загальні властивості елементів VIIIБ підгрупи:

1) Загальна електронна формула останніх рівнів (n – 1)d(6-8)ns2.

2) У кожному періоді у цій групі стоять по 3 елементи, що утворюють тріади (родини):

а) Сімейство заліза: залізо, кобальт, нікель.

б) Сімейство легких платинових металів (родина паладію): рутеній, родій, паладій.

в) Сімейство важких платинових металів (родина платини): осмій, іридій, платина.

3) Подібність елементів у кожному сімействі пояснюється близькістю атомних радіусів, тому щільність усередині сімейства близька.

4) Щільність зростає із збільшенням номера періоду (атомні обсяги малі).

5) Це метали з високими температурами плавлення та кипіння.

6) Максимальний ступінь окислення в окремих елементів зростає з номером періоду (у осмію та рутенію досягає 8+).

7) Ці метали здатні включати в кристалічну решітку атоми водню, в їх присутності утворюється атомарний водень - активний відновник. Тому ці метали є каталізаторами реакцій приєднання атома водню.

8) Сполуки цих металів забарвлені.

9) Характерні ступеня окиснення для заліза +2, +3, у нестійких сполуках +6. У нікелю +2, у нестійких +3. У платини +2, у нестійких +4.

Залізо. Отримання заліза(Всі ці реакції йдуть при нагріванні)

*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Умова: випалення залізного колчедану.

* Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O. * Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

* FeO + C = Fe + CO.

* Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (термітний спосіб). Умови: нагрівання.

* = Fe + 5CO (розкладання пентакарбоніл заліза використовується для отримання дуже чистого заліза).

Хімічні властивості залізаРеакції із простими речовинами

* Fe + S = FeS. Умови: нагрівання. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

* Fe + I2 = FeI2 (йод менш сильний окислювач, ніж хлор; FeI3 немає).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 - найстійкіший оксид заліза). У вологому повітрі утворюється Fe2O3 nH2O.

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. Найпоширеніші

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 – 18 420 С). Його можна отримати при розкладанні кар-

бонату без кисню.

MnCO3 = MnO + CO2.

У воді MnO не розчиняється.