Jaký je nejvyšší oxidační stav manganu? Sloučeniny manganu (VII).

Jedním z nejdůležitějších kovů pro metalurgii je mangan. Navíc jde obecně o dosti neobvyklý prvek se zajímavými fakty, které se k němu vážou. Důležitý pro živé organismy, potřebný při výrobě mnoha slitin a chemikálií. Mangan - fotografie, kterou můžete vidět níže. V tomto článku se budeme zabývat jeho vlastnostmi a charakteristikami.

Charakteristika chemického prvku

Pokud mluvíme o manganu jako prvku, pak bychom měli především charakterizovat jeho postavení v něm.

1. Nachází se ve čtvrtém hlavním období, sedmé skupině, sekundární podskupině.
2. Sériové číslo je 25. Mangan je chemický prvek, jehož atomy se rovnají +25. Počet elektronů je stejný, neutronů - 30.
3. Hodnota atomové hmotnosti je 54,938.
4. Symbol chemického prvku pro mangan je Mn.
5. Latinský název je mangan.

Nachází se mezi chrómem a železem, což vysvětluje jeho podobnost s nimi ve fyzikálních a chemických vlastnostech.

Mangan - chemický prvek: přechodný kov

Pokud vezmeme v úvahu elektronovou konfiguraci daného atomu, bude jeho vzorec vypadat takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5. Je zřejmé, že prvek, o kterém uvažujeme, je přechodný kov z rodiny d. Pět elektronů v podúrovni 3d indikuje stabilitu atomu, která se projevuje v jeho chemických vlastnostech.

Jako kov je mangan redukčním činidlem, ale většina jeho sloučenin je schopna vykazovat poměrně silné oxidační schopnosti. To je způsobeno různými oxidačními stavy a mocenstvími, které daný prvek má. To je zvláštnost všech kovů této rodiny.

Mangan je tedy chemický prvek, který se nachází mezi ostatními atomy a má své zvláštní vlastnosti. Podívejme se, jaké jsou tyto vlastnosti podrobněji.

Mangan je chemický prvek. Oxidační stav

Elektronový vzorec atomu jsme již uvedli. Podle ní je tento prvek schopen vykazovat několik pozitivních oxidačních stavů. Tento:

Valence atomu je IV. Nejstabilnější jsou sloučeniny, ve kterých mangan vykazuje hodnoty +2, +4, +6. Nejvyšší stupeň oxidace umožňuje sloučeninám působit jako silná oxidační činidla. Například: KMnO 4, Mn 2 O 7.

Sloučeniny s +2 jsou redukční činidla, hydroxid manganatý (II) má amfoterní vlastnosti s převahou zásaditých. Mezilehlé oxidační stavy tvoří amfoterní sloučeniny.

Historie objevů

Mangan je chemický prvek, který nebyl objeven hned, ale postupně různými vědci. Jeho sloučeniny však lidé používali již od starověku. K výrobě skla se používal oxid manganičitý. Jeden Ital uvedl skutečnost, že přidání této sloučeniny při chemické výrobě skel zbarví jejich barvu do fialova. Spolu s tím stejná látka pomáhá odstranit zákal v barevných sklech.

Později v Rakousku se vědci Keimovi podařilo získat kus manganového kovu vystavením purolyzitu (oxid manganu (IV)), potaše a uhlí vysokým teplotám. Tento vzorek měl ale mnoho nečistot, které nedokázal odstranit, takže k objevu nedošlo.

Ještě později jiný vědec také syntetizoval směs, ve které byl významný podíl čistý kov. Byl to Bergman, kdo dříve objevil prvek nikl. Nebylo mu však souzeno věc dokončit.

Mangan je chemický prvek, který poprvé získal a izoloval ve formě jednoduché látky Karl Scheele v roce 1774. Udělal to však společně s I. Ganem, který dokončil proces tavení kusu kovu. Ale ani oni ho nedokázali úplně zbavit nečistot a získat 100% výtěžek produktu.

Přesto to bylo přesně tentokrát, kdy byl atom objeven. Ti samí vědci se ji pokusili pojmenovat jako objevitele. Zvolili termín mangan. Po objevení hořčíku však začaly zmatky a název mangan byl změněn na jeho moderní název (H. David, 1908).

Vzhledem k tomu, že mangan je chemický prvek, jehož vlastnosti jsou velmi cenné pro mnoho metalurgických procesů, bylo postupem času nutné najít způsob, jak jej získat v co nejčistší formě. Tento problém řešili vědci po celém světě, ale vyřešen byl až v roce 1919 díky práci sovětského chemika R. Agladzeho. Právě on našel způsob, jak ze síranů a chloridů manganu elektrolýzou získat čistý kov s látkovým obsahem 99,98 %. Nyní se tato metoda používá po celém světě.

Být v přírodě

Mangan je chemický prvek, jehož fotografii jednoduché látky lze vidět níže. V přírodě existuje mnoho izotopů tohoto atomu, počet neutronů se velmi liší. Hmotnostní čísla se tedy liší od 44 do 69. Jediným stabilním izotopem je však prvek s hodnotou 55 Mn, všechny ostatní mají buď zanedbatelně krátký poločas rozpadu, nebo existují v příliš malých množstvích.

Vzhledem k tomu, že mangan je chemický prvek, jehož oxidační stav je velmi odlišný, tvoří také v přírodě mnoho sloučenin. Tento prvek se nikdy nenachází ve své čisté formě. V minerálech a rudách je jeho stálým sousedem železo. Celkem můžeme identifikovat několik nejdůležitějších hornin, které obsahují mangan.

1. Pyrolusite. Vzorec sloučeniny: Mn02*nH20.
2. Psilomelan, molekula MnO2*mMnO*nH2O.
3. Manganit, vzorec MnO*OH.
4. Brownit je méně častý než ostatní. Vzorec Mn2O3.
5. Hausmannit, vzorec Mn*Mn204.
6. Rodonit Mn 2 (SiO 3) 2.
7. Uhličitanové rudy.
8. Crimson spar nebo rodochrosite - MnCO 3.
9. Purpurit - Mn3PO4.

Kromě toho lze identifikovat několik dalších minerálů, které také obsahují příslušný prvek. Tento:

• kalcit;
• siderit;
• jílové minerály;
• chalcedon;
• opál;
• písčito-bahnité sloučeniny.

Kromě hornin a sedimentárních hornin, minerálů je mangan chemickým prvkem, který je součástí následujících objektů:

1. Rostlinné organismy. Největší rezervoáry tohoto prvku jsou: vodní kaštan, okřehek a rozsivky.
2. Rez houby.
3. Některé druhy bakterií.
4. Následující zvířata: červení mravenci, korýši, měkkýši.
5. Lidé - denní potřeba je přibližně 3-5 mg.
6. Vody Světového oceánu obsahují 0,3 % tohoto prvku.
7. Celkový obsah v zemské kůře je 0,1 % hmotnosti.

Celkově je to 14. nejrozšířenější prvek na naší planetě. Mezi těžkými kovy je na druhém místě za železem.

Fyzikální vlastnosti

Z hlediska vlastností manganu jako jednoduché látky lze pro něj identifikovat několik hlavních fyzikálních vlastností.

1. Ve formě jednoduché hmoty je to docela tvrdý kov (na Mohsově stupnici je indikátor 4). Barva je stříbrno-bílá, na vzduchu se pokryje ochranným oxidovým filmem a při řezání se leskne.
2. Teplota tání je 1246 °C.
3. Bod varu - 2061 0 C.
4. Vodivé vlastnosti jsou dobré, je paramagnetický.
5. Hustota kovu je 7,44 g/cm3.
6. Existuje ve formě čtyř polymorfních modifikací (α, β, γ, σ), lišících se strukturou a tvarem krystalové mřížky a atomovou hustotou. Jejich teploty tání se také liší.

V metalurgii se používají tři hlavní formy manganu: β, γ, σ. Alfa je méně častá, protože je svými vlastnostmi příliš křehká.

Chemické vlastnosti

Z chemického hlediska je mangan chemický prvek, jehož iontový náboj se velmi mění od +2 do +7. To zanechává stopy na jeho činnosti. Mangan ve volné formě na vzduchu velmi slabě reaguje s vodou a rozpouští se ve zředěných kyselinách. Jakmile se však teplota zvýší, aktivita kovu se prudce zvýší.

Je tedy schopen komunikovat s:

• dusík;
• uhlík;
• halogeny;
• křemík;
• fosfor;
• síra a jiné nekovy.

Při zahřívání bez přístupu vzduchu kov snadno přechází do stavu páry. V závislosti na stupni oxidace, kterou mangan vykazuje, mohou být jeho sloučeniny jak redukčními, tak oxidačními činidly. Některé vykazují amfoterní vlastnosti. Hlavní jsou tedy charakteristické pro sloučeniny, ve kterých je +2. Amfoterní - +4 a kyselé a silně oxidační při nejvyšší hodnotě +7.

Navzdory skutečnosti, že mangan je komplexní sloučenina, je ho málo. To je způsobeno stabilní elektronovou konfigurací atomu, protože jeho 3d podúroveň obsahuje 5 elektronů.

Způsoby získávání

Existují tři hlavní způsoby, jak se mangan (chemický prvek) vyrábí průmyslově. Jelikož se název čte latinsky, označili jsme jej již jako manganum. Pokud to přeložíte do ruštiny, bude to „ano, opravdu objasňuji, odbarvuji“. Mangan vděčí za svůj název svým vlastnostem, známým již od starověku.

Navzdory jeho popularitě ho však bylo možné získat v čisté podobě pro použití až v roce 1919. To se provádí pomocí následujících metod.

1. Elektrolýza, výtěžek produktu je 99,98 %. Mangan se tímto způsobem získává v chemickém průmyslu.
2. Silikotermická, neboli redukce křemíkem. Touto metodou se taví oxid křemíku a manganu (IV), což vede k vytvoření čistého kovu. Výtěžek je asi 68 %, protože mangan se slučuje s křemíkem za vzniku silicidu jako vedlejšího produktu. Tato metoda se používá v metalurgickém průmyslu.
3. Aluminotermická metoda - redukce pomocí hliníku. Rovněž nedává příliš vysoký výtěžek produktu, vzniká mangan znečištěný nečistotami.

Výroba tohoto kovu je důležitá pro mnoho procesů prováděných v metalurgii. I malý přídavek manganu může velmi ovlivnit vlastnosti slitin. Bylo dokázáno, že se v něm rozpouští mnoho kovů, které vyplňují jeho krystalovou mřížku.

Rusko je na prvním místě na světě v těžbě a výrobě tohoto prvku. Tento proces se také provádí v zemích, jako jsou:

• Čína.
• Kazachstán.
• Gruzie.
• Ukrajina.

Průmyslové využití

Mangan je chemický prvek, jehož využití je důležité nejen v metalurgii. ale i v jiných oblastech. Kromě kovu v čisté formě mají velký význam i různé sloučeniny daného atomu. Pojďme si nastínit ty hlavní.

1. Existuje více druhů slitin, které mají díky manganu jedinečné vlastnosti. Je například tak pevný a odolný proti opotřebení, že se používá pro tavení dílů pro rypadla, stroje na zpracování kamene, drtiče, kulové mlýny a díly pancíře.
2. Oxid manganičitý je nezbytným oxidačním prvkem při galvanickém pokovování, používá se při výrobě depolarizátorů.
3. K provádění organických syntéz různých látek je zapotřebí mnoho sloučenin manganu.
4. Manganistan draselný (neboli manganistan draselný) se používá v lékařství jako silný dezinfekční prostředek.
5. Tento prvek je součástí bronzu, mosazi a tvoří vlastní slitinu s mědí, která se používá k výrobě leteckých turbín, lopatek a dalších dílů.

Biologická role

Denní potřeba manganu pro člověka je 3-5 mg. Nedostatek tohoto prvku vede k depresi nervového systému, poruchám spánku, úzkosti a závratím. Jeho role ještě nebyla plně prozkoumána, ale je jasné, že v první řadě ovlivňuje:

• výška;
• činnost gonád;
• práce hormonů;
• krvetvorbu.

Tento prvek je přítomen ve všech rostlinách, zvířatech a lidech, což dokazuje jeho důležitou biologickou roli.

Mangan je chemický prvek, zajímavá fakta, která dokážou zapůsobit na každého člověka a také mu umožní pochopit, jak je důležitý. Pojďme si představit ty nejzákladnější z nich, které našly svůj otisk v historii tohoto kovu.

1. V těžkých dobách občanské války v SSSR byla jedním z prvních exportních produktů ruda obsahující velké množství manganu.
2. Pokud se oxid manganičitý spojí s ledkem a poté se produkt rozpustí ve vodě, začnou úžasné přeměny. Nejprve roztok zezelená, poté se barva změní na modrou a poté na fialovou. Nakonec zbarví do karmínové a postupně se vytvoří hnědá sraženina. Pokud směs protřepete, znovu se obnoví zelená barva a vše se bude opakovat. Díky tomu získal manganistan draselný své jméno, které se překládá jako „minerální chameleon“.
3. Pokud se do půdy přidají hnojiva obsahující mangan, zvýší se produktivita rostlin a zvýší se rychlost fotosyntézy. Ozimá pšenice bude lépe tvořit zrna.
4. Největší blok manganového minerálu rodonit vážil 47 tun a byl nalezen na Urale.
5. Existuje ternární slitina zvaná manganin. Skládá se z prvků jako je měď, mangan a nikl. Jeho jedinečnost spočívá v tom, že má vysoký elektrický odpor, který nezávisí na teplotě, ale je ovlivněn tlakem.

To samozřejmě není vše, co lze o tomto kovu říci. Mangan je chemický prvek, jehož zajímavosti jsou velmi rozmanité. Zvláště pokud mluvíme o vlastnostech, které propůjčuje různým slitinám.

Chemie kovů

Přednáška 2. Hlavní problémy probírané na přednášce

Kovy VIIB-podskupiny

Obecná charakteristika kovů podskupiny VIIB.

Chemie manganu

Přírodní sloučeniny Mn

Fyzikální a chemické vlastnosti kovů.

Sloučeniny Mn. Redoxní vlastnosti sloučenin

Stručná charakteristika Tc a Re.

Vykonavatel:

Akce č.

Kovy VIIB-podskupiny

obecné charakteristiky

						Podskupinu VIIB tvoří d-prvky: Mn, Tc, Re, Bh.
						Valenční elektrony jsou popsány obecným vzorcem:
						(n–1)d 5 ns2
							Jednoduché látky - kovy, stříbrná šedá,
			mangan
						těžké, s vysokými body tání, které
						zvýšit při přechodu z Mn na Re, takže podle těsn
						Tavitelnost Re je na druhém místě po W.
							Mn má největší praktický význam.
			technecium				Prvky Tc, Bh – radioaktivní prvky, umělé
						přímo získané v důsledku jaderné fúze; Re-
						vzácný prvek.
							Prvky Tc a Re jsou si navzájem podobnější než
						s manganem. Tc a Re mají stabilnější vyšší
						oxidační pahýl, takže tyto prvky mají a
						Sloučeniny v oxidačním stavu 7 jsou zvláštní.
							Mn je charakterizován oxidačním stavem: 2, 3, 4,
							Stabilnější -				2 a 4. Tyto oxidační stavy

se objevují v přírodních sloučeninách. Nejčastější

podivné Mn minerály: pyrolusit MnO2 a rodochrozit MnCO3.

Sloučeniny Mn(+7) a (+6) jsou silná oxidační činidla.

Mn, Tc, Re vykazují největší podobnost ve vysoce oxidativních

Vyjadřuje se v kyselé povaze vyšších oxidů a hydroxidů.

Vykonavatel:

Akce č.

Vyšší hydroxidy všech prvků podskupiny VIIB jsou silné

kyseliny obecného vzorce NEO4.

V nejvyšším oxidačním stavu jsou prvky Mn, Tc a Re podobné prvku hlavní podskupiny chloru. Kyseliny: HMnO4, HTcO4, HReO4 a

HClO4 jsou silné. Prvky VIIB-podskupiny se vyznačují nápadným

významná podobnost se svými sousedy v řadě, zejména Mn vykazuje podobnost s Fe. V přírodě sloučeniny Mn vždy sousedí se sloučeninami Fe.

Margan

Charakteristické oxidační stavy

			Valenční elektrony Mn – 3d5 4s2.
			Nejběžnější stupně
	3d5 4s2	mangan	oxidační hodnoty pro Mn jsou 2, 3, 4, 6, 7;
			stabilnější - 2 a 4. Ve vodných roztocích
			oxidační stav +2 je stabilní v kyselém stavu a +4 – v

neutrální, mírně zásadité a mírně kyselé prostředí.

Sloučeniny Mn(+7) a (+6) vykazují silné oxidační vlastnosti.

Acidobozický charakter oxidů a hydroxidů Mn je přirozeně způsoben

se mění v závislosti na oxidačním stupni: v oxidačním stupni +2 jsou oxid a hydroxid zásadité a v nejvyšším oxidačním stupni kyselé,

Navíc je HMnO4 silná kyselina.

Ve vodných roztocích existuje Mn(+2) ve formě akvakací

2+, který se pro zjednodušení značí Mn2+. Mangan ve vysokých oxidačních stavech je v roztoku ve formě tetraoxoaniontů: MnO4 2– a

MnO4 – .

Vykonavatel:

Akce č.

Přírodní sloučeniny a výroba kovů

Prvek Mn z hlediska hojnosti v zemské kůře mezi těžkými kovy

rybolov následuje železo, ale je znatelně horší než jeho obsah - obsah Fe je asi 5% a Mn - pouze asi 0,1%. Mangan má častější oxidy

ny a uhličitan a rudy. Nejdůležitější minerály jsou: pyrolytické

místo MnO2 a rodochrozit MnCO3.

získat Mn

Kromě těchto minerálů se k získávání Mn používá hausmannit Mn3 O4

a hydratovaný psilomelanoxid Mn02. xH2 O. V manganových rudách všechny

Mangan se používá především při výrobě speciálních ocelí, které mají vysokou pevnost a odolnost proti nárazu. Proto,

nové množství Mn se nezíská v čisté formě, ale ve formě feromanganu

tsa - slitina manganu a železa obsahující od 70 do 88% Mn.

Celkový objem roční světové produkce manganu, a to i ve formě feromanganu, je ~ (10 12) milionů tun/rok.

K získání feromanganu se redukuje ruda oxidu manganu

spalují uhlí.

Mn02 + 2C = Mn + 2CO

Vykonavatel:

Akce č.

Spolu s oxidy Mn se redukují i ​​oxidy Fe obsažené v rudě.

de. Získání manganu s minimálním obsahem sloučenin Fe a C

Fe se předběžně oddělí a získá se směsný oxid Mn304

(MnO. Mn203). Poté se redukuje hliníkem (pyroluzit reaguje s

Příliš bouřlivé).

3Mn304 + 8Al = 9Mn + 4Al203

Čistý mangan se získává hydrometalurgickou metodou. Po předběžném získání soli MnSO4 pomocí roztoku síranu Mn,

je aplikován elektrický proud, mangan se redukuje na katodě:

Mn2+ + 2e– = Mn0.

Jednoduchá hmota

Mangan je světle šedý kov. Hustota – 7,4 g/cm3. Teplota tání – 1245 °C.

	Jedná se o poměrně aktivní kov, E (Mn		/ Mn) = -1,18 V.
		Ve zředěném stavu se snadno oxiduje na kationt Mn2+
		kyseliny.
		Mn + 2H+ = Mn2+ + H2
		Mangan je pasivován v koncentrovaném stavu
		kyseliny dusičné a sírové, ale při zahřátí
	Rýže. mangan – se-	začíná s nimi komunikovat pomalu, ale
	červený kov, podobný	i pod vlivem tak silných oxidačních činidel
	pro hardware
		Mn jde do kationtu

Mn2+. Při zahřátí práškový mangan reaguje s vodou s

vydání H2.

V důsledku oxidace na vzduchu se mangan pokryje hnědými skvrnami,

V kyslíkové atmosféře tvoří mangan oxid

Mn2 O3 a při vyšších teplotách směsný oxid MnO. Mn203

(Mn304).

Vykonavatel:

Akce č.

Při zahřívání mangan reaguje s halogeny a sírou. Mn afinita

na síru více než železo, takže při přidávání feromanganu do oceli,

v něm rozpuštěná síra se váže na MnS. Sulfid MnS se v kovu nerozpouští a jde do strusky. Pevnost oceli se zvyšuje po odstranění síry, která způsobuje křehkost.

Při velmi vysokých teplotách (>1200 0 C) tvoří mangan při interakci s dusíkem a uhlíkem nestechiometrické nitridy a karbidy.

Sloučeniny manganu

Sloučeniny manganu (+7)

Všechny sloučeniny Mn(+7) vykazují silné oxidační vlastnosti.

Manganistan draselný KMnO 4 – nejčastější spojení

Mn(+7). Ve své čisté formě je tato krystalická látka tmavá

Fialová barva. Při zahřívání krystalického manganistanu dochází k jeho rozkladu

		2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
		Z této reakce v laboratoři můžete získat
		Anion MnO4 – barví permanentní roztoky
		ganata v malinovo-fialové barvě. Na
		povrchy v kontaktu s roztokem
Rýže. roztok KMnO4 růžový-		KMnO4, díky schopnosti manganistanu oxidovat
fialová barva		zalijeme vodou, řídkou žlutohnědou
		Filmy oxidu MnO2.
	4KMnO4 + 2H20 = 4MnO2 + 3O2 + 4KOH

Pro zpomalení této reakce, která se na světle zrychluje, se skladují roztoky KMnO4

nyat v tmavých lahvích.

Při přidání několika kapek koncentrovaného

trilovaná kyselina sírová produkuje anhydrid manganistanu.

Vykonavatel:

Akce č.

2KMnO4 + H2SO4 2Mn2O7 + K2SO4 + H2O

Oxid Mn 2 O 7 je těžká olejovitá kapalina tmavě zelené barvy. Toto je jediný oxid kovu, který za normálních podmínek existuje

Je v kapalném stavu (bod tání 5,9 0 C). Oxid má molekulární

kulární struktura, velmi nestabilní, explozivně se rozkládá při 55 0 C. 2Mn207 = 4Mn02 + 302

Oxid Mn2O7 je velmi silné a energetické oxidační činidlo. Mnoho nebo-

ganické látky se jeho vlivem oxidují na CO2 a H2O. Oxid

Mn207 se někdy nazývá chemické zápalky. Pokud se skleněná tyčinka navlhčí v Mn2O7 a přivede do lihové lampy, rozsvítí se.

Když se Mn2O7 rozpustí ve vodě, vytvoří se kyselina manganičitá.

Kyselina HMnO 4 je silná kyselina, existuje pouze ve vodném prostředí

nom řešení, neizolováno ve volném stavu. Kyselina HMnO4 se rozkládá-

s uvolňováním O2 a MnO2.

Při přidání pevné alkálie do roztoku KMnO4 dojde ke vzniku

tvorba zeleného manganistanu.

4KMn04 + 4KOH (k) = 4K2Mn04 + O2 + 2H20.

Při zahřívání KMnO4 s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou vzniká

Je přítomen plynný Cl2.

2KMnO4 (k) + 16HCl (konc.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20 + 2KCl

Tyto reakce odhalují silné oxidační vlastnosti manganistanu.

Produkty interakce KMnO4 s redukčními činidly závisí na kyselosti roztoku ve kterém reakce probíhá.

V kyselých roztocích vzniká bezbarvý kationt Mn2+.

Mn04 – + 8H+ +5e–  Mn2+ + 4H20; (E0 = +1,53 V).

Z neutrálních roztoků se vysráží hnědá sraženina MnO2.

MnO4 – +2H2 O +3e–  MnO2 + 4OH– .

V alkalických roztocích vzniká zelený anion MnO4 2–.

Vykonavatel:

Akce č.

Manganistan draselný se v průmyslu získává buď z manganu

(oxiduje na anodě v alkalickém roztoku), nebo z pyrolusitu (MnO2 je pre-

vroucí oxidací na K2 MnO4, který se pak na anodě oxiduje na KMnO4).

Sloučeniny manganu (+6)

Manganitany jsou soli s aniontem MnO4 2– a mají jasně zelenou barvu.

Anion MnO4 2─ je stabilní pouze ve vysoce alkalickém prostředí. Vlivem vody a zejména kyseliny dochází k disproporci mangananů za vzniku sloučeniny

Mn v oxidačních stavech 4 a 7.

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

Z tohoto důvodu neexistuje kyselina H2MnO4.

Manganany lze získat fúzí MnO2 s alkáliemi nebo uhličitanem

mi v přítomnosti oxidačního činidla.

2MnO2 (k) + 4KOH (1) + O2 = 2K2MnO4 + 2H20

Manganany jsou silná oxidační činidla , ale pokud jsou ovlivněny

Pokud použijete ještě silnější oxidační činidlo, změní se na manganistan.

Disproporcionalita

Sloučeniny manganu (+4)

– nejstabilnější sloučenina Mn. Tento oxid se vyskytuje přirozeně (minerál pyrolusit).

Oxid MnO2 je černohnědá látka s velmi silnou krystalizací

ical mřížka (stejná jako rutil TiO2). Z tohoto důvodu i přes skutečnost, že oxid MnO 2 je amfoterní nereaguje s alkalickými roztoky a se zředěnými kyselinami (stejně jako TiO2). Rozpouští se v koncentrovaných kyselinách.

Mn02 + 4HCl (konc.) = MnCl2 + Cl2 + 2H20

Reakce se používá v laboratoři k výrobě Cl2.

Když se MnO2 rozpustí v koncentrované kyselině sírové a dusičné, vytvoří se Mn2+ a O2.

Ve velmi kyselém prostředí má tedy MnO2 tendenci se přeměňovat na

kationt Mn2+.

MnO2 reaguje s alkáliemi pouze v taveninách za vzniku smíšeného

oxidy. Za přítomnosti oxidačního činidla vznikají v alkalických taveninách manganany.

Oxid MnO2 se používá v průmyslu jako levné oxidační činidlo. Zejména, redoxní interakce

2 se rozkládá s uvolňováním O2 a tvorbou

tvorba oxidů Mn2 O3 a Mn3 O4 (MnO. Mn2 O3 ).

Hydroxid Mn(+4) se při redukci manganistanu a manganistanu neizoluje.

ganátu v neutrálním nebo mírně alkalickém prostředí, stejně jako při oxidaci

Mn(OH)2 a MnOOH, tmavě hnědá sraženina hydratuje z roztoků.

nízký MnO2.

Oxid a hydroxid Mn(+3). jsou základní povahy. Tyto jsou pevné

hnědé, ve vodě nerozpustné a nestabilní látky.

Při interakci se zředěnými kyselinami se stávají nepřiměřenými

reagovat za vzniku sloučenin Mn v oxidačních stavech 4 a 2. 2MnOOH + H2SO4 = MnSO4 + MnO2 + 2H2O

Interagují s koncentrovanými kyselinami stejným způsobem jako

MnO2, tj. v kyselém prostředí se přeměňují na kation Mn2+. V alkalickém prostředí snadno oxidují na vzduchu na MnO2.

Sloučeniny manganu (+2)

Ve vodných roztocích jsou sloučeniny Mn(+2) stabilní v kyselém prostředí.

Oxid a hydroxid Mn(+2) jsou zásadité povahy, snadno rozpustné

rozpouštějí se v kyselinách za vzniku hydratovaného kationtu Mn2+.

Oxid MnO je šedozelená žáruvzdorná krystalická sloučenina

(teplota tání – 18420 C). Lze jej získat rozkladem automobilu

bonate v nepřítomnosti kyslíku.

MnC03 = MnO + C02.

MnO se ve vodě nerozpouští.

Vykonavatel:

Vykonavatel:

Akce č.

Nejvyšší oxidační stav manganu +7 odpovídá kyselému oxidu Mn2O7, kyselině manganité HMnO4 a jejím solím - manganistan.

Sloučeniny manganu (VII) jsou silná oxidační činidla. Mn2O7 je zelenohnědá olejovitá kapalina, při kontaktu se kterou se vznítí alkoholy a ethery. Oxid Mn(VII) odpovídá kyselině manganité HMnO4. Existuje pouze v roztocích, ale je považován za jeden z nejsilnějších (α - 100 %). Maximální možná koncentrace HMnO4 v roztoku je 20 %. Soli HMnO4 – manganistan – jsou nejsilnějšími oxidačními činidly; ve vodných roztocích, stejně jako samotná kyselina, mají karmínovou barvu.

Při redoxních reakcích Manganistan jsou silná oxidační činidla. V závislosti na reakci prostředí se redukují buď na soli dvojmocného manganu (v kyselém prostředí), oxid manganatý (IV) (v neutrálním prostředí) nebo sloučeniny manganu (VI) - manganany - (v alkalickém prostředí). Je zřejmé, že v kyselém prostředí jsou oxidační schopnosti Mn+7 nejvýraznější.

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

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

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

Manganistan oxidují organické látky v kyselém i alkalickém prostředí:

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

aldehydový alkohol

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

Při zahřívání se manganistan draselný rozkládá (tato reakce se používá k výrobě kyslíku v laboratoři):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Tím pádem, pro mangan jsou charakteristické stejné závislosti: při přechodu z nižšího oxidačního stavu do vyššího se zvyšují kyselé vlastnosti kyslíkatých sloučenin a při OM reakcích jsou redukční vlastnosti nahrazeny oxidačními.

Manganistan jsou pro tělo toxické kvůli svým silným oxidačním vlastnostem.

Při otravě manganistanem se jako protijed používá peroxid vodíku v kyselině octové:

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

Roztok KMnO4 je kauterizační a baktericidní činidlo pro ošetření povrchu kůže a sliznic. Silné oxidační vlastnosti KMnO4 v kyselém prostředí jsou základem analytické metody manganatometrie, používané v klinické analýze ke stanovení oxidovatelnosti vody a kyseliny močové v moči.

Lidské tělo obsahuje asi 12 mg Mn v různých sloučeninách, přičemž 43 % je koncentrováno v kostní tkáni. Ovlivňuje krvetvorbu, tvorbu kostí, růst, reprodukci a některé další funkce těla.

hydroxid manganatý (II). má slabě zásadité vlastnosti, oxiduje se vzdušným kyslíkem a jinými oxidačními činidly na kyselinu manganitou nebo její soli manganity:

Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3↓ + H2O kyselina manganičitá

(hnědá sraženina) V alkalickém prostředí se Mn2+ oxiduje na MnO42-, v kyselém prostředí na MnO4-:

MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O

Vznikají soli kyselin manganu Н2МnО4 a manganu НМnО4.

Jestliže v experimentu Mn2+ vykazuje redukční vlastnosti, pak jsou redukční vlastnosti Mn2+ slabě vyjádřeny. V biologických procesech nemění oxidační stav. Stabilní biokomplexy Mn2+ stabilizují tento oxidační stav. Stabilizační účinek se dostavuje v dlouhém retenčním čase hydratačního obalu. Oxid manganatý (IV). MnO2 je stabilní přírodní sloučenina manganu, která se nachází ve čtyřech modifikacích. Všechny modifikace jsou amfoterní povahy a mají redoxní dualitu. Příklady redox duality MnO2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6MnO2 + 2NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

4MnO2 + 3O2 + 4KOH → 4KMnO4 + 2H2O

Mn(VI) sloučeniny- nestabilní. V roztocích se mohou přeměnit na sloučeniny Mn (II), Mn (IV) a Mn (VII): oxid manganatý (VI) MnO3 je tmavě červená hmota, která způsobuje kašel. Hydrátová forma MnO3 je slabá kyselina manganičitá H2MnO4, která existuje pouze ve vodném roztoku. Jeho soli (manganany) se snadno ničí v důsledku hydrolýzy a při zahřívání. Při 50 °C se MnO3 rozkládá:

2MnO3 → 2MnO2 + O2 a po rozpuštění ve vodě hydrolyzuje: 3MnO3 + H2O → MnO2 + 2HMnO4

Deriváty Mn(VII) jsou oxid manganatý (VII) Mn2O7 a jeho hydrátová forma – kyselina НМnО4, známá pouze v roztoku. Mn2O7 je stabilní do 10°C, explozivně se rozkládá: Mn2O7 → 2MnO2 + O3

Po rozpuštění ve studené vodě vzniká kyselina Mn2O7 + H2O → 2НМnО4

Soli manganité kyseliny НМnО4- manganistan. Ionty způsobují fialovou barvu roztoků. Tvoří krystalické hydráty typu EMnO4∙nH2O, kde n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

Manganistan KMnO4 je vysoce rozpustný ve vodě . Manganistan - silná oxidační činidla. Této vlastnosti se využívá v lékařské praxi k dezinfekci, v lékopisných rozborech k identifikaci H2O2 interakcí s KMnO4 v kyselém prostředí.

Manganistan jsou pro tělo jedy, jejich neutralizace může probíhat následovně: 2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 + 2CH3COOK + 8H2O + 5O2

K léčbě akutní otravy manganistanem používá se 3% vodný roztok H2O2 okyselený kyselinou octovou. Manganistan draselný oxiduje organické látky v tkáňových buňkách a mikrobech. V tomto případě se KMnO4 redukuje na MnO2. Oxid manganičitý může také reagovat s proteiny za vzniku hnědého komplexu.

Vlivem manganistanu draselného KMnO4 dochází k oxidaci a koagulaci bílkovin. Na základě toho jeho aplikaci jako externí přípravek s antimikrobiálními a kauterizačními vlastnostmi. Navíc se jeho účinek projevuje pouze na povrchu kůže a sliznic. Oxidační vlastnosti vodného roztoku KMnO4 použití pro neutralizaci toxických organických látek. V důsledku oxidace se tvoří méně toxické produkty. Například léčivo morfin se přemění na biologicky neaktivní oxymorfin. Manganistan draselný aplikovat v titrační analýze ke stanovení obsahu různých redukčních činidel (permanganatometrie).

Vysoká oxidační schopnost manganistanu použití v ekologii pro hodnocení znečištění odpadních vod (manganistanová metoda). Množství zoxidovaného (odbarveného) manganistanu určuje obsah organických nečistot ve vodě.

Používá se manganistanová metoda (permanganatometrie). i v klinických laboratořích ke stanovení hladiny kyseliny močové v krvi.

Soli kyseliny manganité se nazývají manganistan. Nejznámější je manganistan draselný KMnO4 - tmavě fialová krystalická látka, středně rozpustná ve vodě. Roztoky KMnO4 mají tmavě karmínovou barvu a při vysokých koncentracích - fialové, charakteristické pro anionty MnO4-

Manganistan draslík se zahříváním rozkládá

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Manganistan draselný je velmi silné oxidační činidlo, snadno oxiduje mnoho anorganických i organických látek. Stupeň redukce manganu velmi závisí na pH prostředí.

Zotavení Manganistan draselný v prostředí s různou kyselostí probíhá podle následujícího schématu:

Kyselé pH<7

mangan(II) (Mn2+)

KMnO4 + redukční činidlo pH neutrálního prostředí = 7

mangan(IV) (MnO2)

Alkalické prostředí pH>7

mangan(VI) (MnO42-)

Mn2+ odbarvení roztoku KMnO4

Hnědá sraženina MnO2

Roztok MnO42 zezelená

Příklady reakcí za účasti manganistanu draselného v různých prostředích (kyselé, neutrální a zásadité).

pH<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

Mn04 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H205 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+ 2 5

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

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

pH = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2O+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

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

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

pH>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + Н2O

MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2

SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О 2 1

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

Používá se manganistan draselný KMnO4 v lékařské praxi jako dezinfekční a antiseptikum k omývání ran, oplachování, sprchování atd. Světle růžový roztok KMnO4 se užívá perorálně k výplachu žaludku při otravě.

Manganistan draselný je velmi široce používán jako oxidační činidlo.

Pomocí KMnO4 se analyzuje mnoho léčiv (například procentuální koncentrace (%) roztoku H2O2).

Obecná charakteristika d-prvků podskupiny VIIIB. Struktura atomů. Prvky rodiny železa. Oxidační stavy ve sloučeninách. Fyzikální a chemické vlastnosti železa. Aplikace. Prevalence a formy výskytu d-prvků železitých v přírodě. Soli železa (II, III). Komplexní sloučeniny železa (II) a železa (III).

Obecné vlastnosti prvků podskupiny VIIIB:

1) Obecný elektronický vzorec posledních úrovní (n - 1)d(6-8)ns2.

2) V každém období jsou v této skupině 3 prvky, které tvoří triády (rodiny):

a) Skupina železa: železo, kobalt, nikl.

b) Skupina lehkých platinových kovů (rodina palladia): ruthenium, rhodium, palladium.

c) Skupina těžkých platinových kovů (rodina platiny): osmium, iridium, platina.

3) Podobnost prvků v každé rodině se vysvětluje blízkostí atomových poloměrů, proto je hustota v rámci rodiny blízká.

4) Hustota se zvyšuje s rostoucím počtem period (atomové objemy jsou malé).

5) Jedná se o kovy s vysokými teplotami tání a varu.

6) Maximální oxidační stav jednotlivých prvků roste s číslem periody (u osmia a ruthenia dosahuje 8+).

7) Tyto kovy jsou schopny inkorporovat atomy vodíku do krystalové mřížky, v jejich přítomnosti se objevuje atomární vodík - aktivní redukční činidlo. Proto jsou tyto kovy katalyzátory reakcí zahrnujících přidání atomu vodíku.

8) Sloučeniny těchto kovů jsou lakovány.

9) Charakteristické oxidační stavy pro železo +2, +3, v nestabilních sloučeninách +6. Nikl má +2, nestabilní +3. Platina má +2, nestabilní mají +4.

Žehlička. Získání železa(všechny tyto reakce probíhají při zahřátí)

*4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8S02. Stav: vypalování pyritu železitého.

*Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20. *Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (termitová metoda). Podmínka: topení.

* = Fe + 5CO (rozkladem pentakarbonylu železa se získá velmi čisté železo).

Chemické vlastnosti železa Reakce s jednoduchými látkami

*Fe + S = FeS. Podmínka: topení. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (jód je méně silné oxidační činidlo než chlor; FeI3 neexistuje).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 je nejstabilnější oxid železa). Fe2O3 nH2O vzniká ve vlhkém vzduchu.

Elektronická konfigurace nevybuzeného atomu manganu je 3d 5 4s 2; excitovaný stav je vyjádřen elektronickým vzorcem 3d 5 4s 1 4p 1.

Nejtypičtější oxidační stavy manganu ve sloučeninách jsou +2, +4, +6, +7.

Mangan je stříbřitě bílý, křehký, poměrně aktivní kov: v rozsahu napětí je mezi hliníkem a zinkem. Na vzduchu je mangan pokrytý oxidovým filmem, který ho chrání před další oxidací. V jemně drceném stavu mangan snadno oxiduje.

Oxid manganatý (II) MnO a jemu odpovídající hydroxid Mn(OH) 2 mají zásadité vlastnosti - při interakci s kyselinami vznikají dvojmocné soli manganu: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Kationty Mn 2+ vznikají také při rozpuštění kovového manganu v kyselinách. Sloučeniny manganu (II) vykazují redukční vlastnosti, například bílá sraženina Mn(OH) 2 na vzduchu rychle tmavne a postupně oxiduje na MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O .

Oxid manganitý MnO 2 je nejstabilnější sloučenina manganu; snadno vzniká jak při oxidaci sloučenin manganu v nižším oxidačním stupni (+2), tak při redukci sloučenin manganu ve vyšším oxidačním stupni (+6, +7):

Mn(OH)2 + H202® Mn02 + 2 H20;

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

MnO 2 je amfoterní oxid, avšak jeho kyselé i zásadité vlastnosti jsou slabě vyjádřeny. Jedním z důvodů, proč MnO 2 nevykazuje jasně definované základní vlastnosti, je jeho silná oxidační aktivita v kyselém prostředí ( = +1,23 V): MnO 2 se redukuje na ionty Mn 2+, spíše než aby tvořil stabilní soli čtyřmocného manganu. Hydrátová forma odpovídající oxidu manganičitému by měla být považována za hydratovaný oxid manganičitý MnO 2 × x H 2 O. Oxid manganatý jako amfoterní oxid formálně odpovídá orto- a meta-formám kyseliny manganistanu draselného neizolované v volný stav: H 4 MnO 4 – ortho forma a H 2 MnO 3 – meta forma. Známý je oxid manganatý Mn 3 O 4, který lze považovat za dvojmocnou manganovou sůl ortho-formy manganité kyseliny Mn 2 MnO 4 - manganatý (II) orthomanganit. V literatuře jsou zprávy o existenci oxidu Mn 2 O 3 . Existenci tohoto oxidu lze vysvětlit tak, že se považuje za dvojmocnou manganitou sůl meta-formy kyseliny manganičité: MnMnO 3 - metamanganit manganitý.

Když se oxid manganičitý taví v alkalickém prostředí s oxidačními činidly, jako je chlorečnan nebo dusičnan draselný, čtyřmocný mangan se oxiduje na šestimocný stav a vzniká manganistan draselný - sůl, která je velmi nestabilní i v roztoku kyseliny manganičité H 2 MnO 4, jehož anhydrid (MnO 3) není znám:

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH ® K 2 MnO 4 + KNO 2 + H20.

Manganany jsou nestabilní a náchylné k disproporcionaci podle reverzibilní reakce: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH,

V důsledku toho se zelená barva roztoku, způsobená manganistanovými ionty MnO 4 2–, změní na fialovou barvu charakteristickou pro manganistanové ionty MnO 4 – .

Nejpoužívanější sloučeninou sedmimocného manganu je manganistan draselný KMnO 4 - sůl známá pouze v roztoku manganistanu HMnO 4. Manganistan draselný lze získat oxidací manganistanu silnými oxidačními činidly, například chlorem:

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

Oxid manganatý (VII) nebo anhydrid manganu, Mn 2 O 7 je výbušná zelenohnědá kapalina. Mn207 lze získat reakcí:

2 KMnO 4 + 2 H 2 SO 4 (konc.) ® Mn 2 O 7 + 2 KHS04 + H20.

Sloučeniny manganu v nejvyšším oxidačním stupni +7, zejména manganistan, jsou silná oxidační činidla. Hloubka redukce manganistanových iontů a jejich oxidační aktivita závisí na pH média.

V silně kyselém prostředí je produktem redukce manganistanu iont Mn2+, jehož výsledkem jsou soli dvojmocného manganu:

Mn04 – + 8 H + + 5e – ® Mn2+ + 4 H20 (= +1,51 V).

V neutrálním, mírně alkalickém nebo mírně kyselém prostředí vzniká MnO 2 v důsledku redukce manganistanových iontů:

MnO 4 – + 2 H 2 O + 3 e – ® MnO 2 ¯ + 4 OH – ( = +0,60 V).

Mn04 – + 4 H + + 3 e – ® Mn02 ¯ + 2 H20 (= +1,69 V).

V silně alkalickém prostředí se manganistanové ionty redukují na manganistanové ionty MnO 4 2– a vznikají soli jako K 2 MnO 4 a Na 2 MnO 4:

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

Mangan je tvrdý, šedý kov. Jeho atomy mají vnější elektronovou konfiguraci

Kovový mangan reaguje s vodou a reaguje s kyselinami za vzniku manganových iontů:

V různých sloučeninách mangan vykazuje oxidační stavy. Čím vyšší je oxidační stav manganu, tím větší je kovalentní povaha jeho odpovídajících sloučenin. Se zvyšujícím se stupněm oxidace manganu se zvyšuje i kyselost jeho oxidů.

mangan (II)

Tato forma manganu je nejstabilnější. Má vnější elektronickou konfiguraci s jedním elektronem v každém z pěti orbitalů.

Ve vodném roztoku dochází k hydrataci iontů manganu(II) za vzniku světle růžového komplexního iontu hexaaquamangan(II).Tento iont je stabilní v kyselém prostředí, ale v alkalickém prostředí tvoří bílou sraženinu hydroxidu manganatého.Oxid manganatý má vlastnosti bazických oxidů.

mangan (III)

Mangan (III) existuje pouze v komplexních sloučeninách. Tato forma manganu je nestabilní. V kyselém prostředí se mangan(III) disproporcionuje na mangan(II) a mangan(IV).

mangan (IV)

Nejdůležitější sloučeninou manganu (IV) je oxid. Tato černá sloučenina je nerozpustná ve vodě. Je mu přiřazena iontová struktura. Stabilita je způsobena vysokou entalpií mřížky.

Oxid manganatý (IV) má slabě amfoterní vlastnosti. Je to silné oxidační činidlo, například vytěsňuje chlór z koncentrované kyseliny chlorovodíkové:

Tato reakce může být použita k výrobě chlóru v laboratoři (viz část 16.1).

mangan (VI)

Tento oxidační stav manganu je nestabilní. Manganan draselný (VI) lze získat fúzí oxidu manganatého (IV) s nějakým silným oxidačním činidlem, například chlorečnanem draselným nebo dusičnanem draselným:

Manganan draselný (VI) má zelenou barvu. Je stabilní pouze v alkalickém roztoku. V kyselém roztoku se disproporcionuje na mangan (IV) a mangan (VII):

mangan (VII)

Mangan má tento oxidační stav v silně kyselém oxidu. Nejdůležitější sloučeninou manganu (VII) je však manganistan draselný (VII) (manganistan draselný). Tato pevná látka se velmi dobře rozpouští ve vodě a tvoří tmavě fialový roztok. Manganát má čtyřstěnnou strukturu. V mírně kyselém prostředí se postupně rozkládá a vytváří oxid manganitý (IV):

V alkalickém prostředí se redukuje manganistan draselný (VII), přičemž vzniká nejprve zelený manganistan draselný (VI) a poté oxid manganatý (IV).

Manganan draselný (VII) je silné oxidační činidlo. V dostatečně kyselém prostředí se redukuje a tvoří manganité ionty. Standardní redoxní potenciál tohoto systému je , který převyšuje standardní potenciál systému, a proto manganistan oxiduje chloridový iont na plynný chlór:

Oxidace chloridového iontu manganistanu probíhá podle rovnice

Manganan draselný (VII) je široce používán jako oxidační činidlo v laboratorní praxi, např.

k výrobě kyslíku a chlóru (viz kapitoly 15 a 16);

provést analytickou zkoušku na oxid siřičitý a sirovodík (viz kapitola 15); v preparativní organické chemii (viz kapitola 19);

jako volumetrické činidlo v redoxní titrimetrii.

Příkladem titračního použití manganistanu draselného (VII) je kvantitativní stanovení pomocí železa (II) a ethandiátů (oxalátů):

Nicméně, protože manganan draselný (VII) je obtížné získat ve vysoké čistotě, nemůže být použit jako primární titrimetrický standard.