Чому дорівнює вищий ступінь окислення марганцю. З'єднання марганцю (VII)

Одним із найважливіших для металургії металів є марганець. Крім того, він взагалі є досить незвичайним елементом, з яким пов'язані цікаві факти. Важливий живих організмів, необхідний при отриманні багатьох сплавів, хімічних речовин. Марганець – фото якого можна побачити нижче. Саме його властивості та характеристики розглянемо у цій статті.

Характеристика хімічного елемента

Якщо говорити про марганець як елемент, то в першу чергу слід охарактеризувати його положення в ній.

1. Розташовується у четвертому великому періоді, сьомій групі, побічній підгрупі.
2. Порядковий номер – 25. Марганець – хімічний елемент, атомів якого дорівнює +25. Кількість електронів така сама, нейтронів - 30.
3. Значення атомної маси – 54,938.
4. Позначення хімічного елементу марганцю – Mn.
5. Латинська назва - manganese.

Розташовується між хромом і залізом, чим пояснюється його схожість із ними у фізичних та хімічних характеристиках.

Марганець – хімічний елемент: перехідний метал

Якщо розглянути електронну конфігурацію наведеного атома, її формула матиме вигляд: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . Стає очевидно, що аналізований нами елемент - це перехідний метал із d-родини. П'ять електронів на 3d-підрівні говорять про стабільність атома, що виявляється в його хімічних властивостях.

Як метал марганець є відновником, проте більшість його сполук здатна виявляти і досить сильні окислювальні здібності. Це пов'язано з різними ступенями окислення та валентностями, якими володіє даний елемент. У цьому полягає особливість всіх металів цього сімейства.

Таким чином, марганець - хімічний елемент, що розташовується серед інших атомів і має особливі характеристики. Розглянемо, які це характеристики, докладніше.

Марганець – хімічний елемент. Ступінь окислення

Ми вже навели електронну формулу атома. Відповідно до неї, даний елемент здатний виявляти кілька позитивних ступенів окислення. Це:

Валентність атома дорівнює IV. Найстійкішими є ті сполуки, у яких марганцю проявляються значення +2, +4, +6. Вища ступінь окислення дозволяє виступати сполукам у ролі найсильніших окислювачів. Наприклад: KMnO 4 , Mn 2 O 7 .

З'єднання з +2 є відновниками, гідроксид марганцю (II) має амфотерні властивості, з переважанням основних. Проміжні показники ступенів окиснення утворюють амфотерні сполуки.

Історія відкриття

Марганець - хімічний елемент, який було відкрито не відразу, а поступово й різними вченими. Однак його з'єднаннями люди користувалися з давніх часів. Оксид марганцю (IV) застосовувався для виплавлення скла. Один італієць констатував той факт, що добавка цієї сполуки при хімічному виробництві скла забарвлює їх колір у фіолетовий. Поряд з цим, ця ж речовина допомагає усунути каламутність у кольоровому склі.

Пізніше в Австрії вчений Кайм зумів дістати шматочок металевого марганцю, впливаючи високою температурою на пюролізит (оксид марганцю (IV)), поташ та вугілля. Проте цей зразок мав багато домішок, усунути які йому вдалося, тому відкриття не відбулося.

Ще пізніше інший вчений також синтезував суміш, у якій значна частка припадала чистий метал. Це був Бергман, який до цього відкрив елемент нікель. Однак і йому довести справу до кінця не судилося.

Марганець - хімічний елемент, одержати та виділити який у вигляді простої речовини вперше вдалося Карлу Шееле у 1774 році. Проте зробив він це разом із І. Ганом, який завершив процес виплавки шматочка металу. Але навіть їм не вдалося повністю позбавити його домішок і отримати 100% вихід продукту.

Проте саме цей час став відкриттям цього атома. Ці вчені спробували дати назву, як першовідкривачі. Ними було обрано термін манганезіум. Однак після відкриття магнію почалася плутанина, і назва марганцю була змінена на сучасну (Х. Девід, 1908).

Так як марганець - хімічний елемент, властивості якого є дуже цінними для багатьох металургійних процесів, з часом з'явилася необхідність все ж таки знайти спосіб отримання його в максимально чистому вигляді. Ця проблема вирішувалася вченими всього світу, але зуміла вирішитися лише в 1919 завдяки роботам Р. Агладзе - радянського вченого-хіміка. Саме він знайшов спосіб, яким можна із сульфатів та хлоридів марганцю електролізним шляхом отримати чистий метал із вмістом речовини 99,98%. Тепер цей метод застосовується у всьому світі.

Знаходження у природі

Марганець – хімічний елемент, фото простої речовини якого можна побачити нижче. У природі існує маса ізотопів цього атома, кількість нейтронів у яких сильно коливається. Так, масові числа змінюються в межах від 44 до 69. Однак єдиним стабільним ізотопом є елемент зі значенням 55 Mn, решта мають або мізерно короткий період напіврозпаду, або існує в занадто малих кількостях.

Оскільки марганець - хімічний елемент, ступінь окислення якого дуже різна, те й сполук у природі він утворює також багато. У чистому вигляді цей елемент взагалі не зустрічається. У мінералах та рудах постійний сусід його – залізо. Усього можна позначити кілька найголовніших гірських порід, до складу яких входить марганець.

1. Піролюзит. Формула з'єднання: MnO 2 *nH 2 O.
2. Псиломелан, молекула MnO2*mMnO*nH2O.
3. Манганіт, формула MnO*OH.
4. Брауніт зустрічається рідше, ніж решта. Формула Mn 2 O 3 .
5. Гаусманіт, формула Mn * Mn 2 O 4.
6. Родоніт Mn 2 (SiO 3) 2 .
7. Карбонатна руда марганцю.
8. Малиновий шпат або родохрозит - MnCO 3 .
9. Пурпурит - Mn 3 PO 4 .

Крім цього, можна позначити ще кілька мінералів, до складу яких також входить елемент, що розглядається. Це:

• кальцит;
• сидерит;
• глинисті мінерали;
• халцедон;
• опал;
• піщано-алевритові сполуки.

Крім гірських та осадових порід, мінералів, марганець – хімічний елемент, який входить до складу наступних об'єктів:

1. Рослинні організми. Найбільшими накопичувачами цього елемента є водяний горіх, ряска, діатомові водорості.
2. Іржаві гриби.
3. Деякі види бактерій.
4. Наступні тварини: руді мурахи, ракоподібні, молюски.
5. Люди – добова потреба приблизно 3-5 мг.
6. Води Світового океану містять 0,3% цього елемента.
7. Загальний вміст у земній корі 0,1% за масою.

Загалом це 14 за поширеністю елемент із усіх на нашій планеті. Серед важких металів він другий після заліза.

Фізичні властивості

З погляду властивостей марганцю, як простої речовини, можна виділити кілька основних фізичних характеристик йому.

1. У вигляді простої речовини є досить твердий метал (за шкалою Моосу показник дорівнює 4). Колір - сріблясто-білий, на повітрі покривається захисною плівкою, на розрізі блищить.
2. Температура плавлення становить 1246°С.
3. Кипіння - 2061 0 С.
4. Провідникові властивості хороші, є парамагнетиком.
5. Щільність металу становить 7,44 г/см3.
6. Існує у вигляді чотирьох поліморфних модифікацій (α, β, γ, σ), що відрізняються будовою та формою кристалічних ґрат і щільністю упаковки атомів. Також відрізняється їхня температура плавлення.

У металургії застосовуються три основні форми марганцю: β, γ, σ. Альфа рідше, тому що вона дуже крихка за своїми властивостями.

Хімічні властивості

З погляду хімії, марганець – хімічний елемент, заряд іона якого сильно коливається від +2 до +7. Це накладає свій відбиток і його активність. У вільному вигляді на повітрі марганець дуже реагує з водою, розчиняється в розведених кислотах. Однак варто лише збільшити температуру як активність металу різко зростає.

Так, він здатний взаємодіяти з:

• азотом;
• вуглецем;
• галогенами;
• кремнієм;
• фосфором;
• сірою та іншими неметалами.

При нагріванні без доступу повітря метал легко перетворюється на пароподібний стан. Залежно від ступеня окислення, яку виявляє марганець, його сполуки можуть бути як відновниками, і окислювачами. Деякі виявляють амфотерні властивості. Так, основні притаманні сполук, у яких він +2. Амфотерні - +4, а кислотні та сильні окислювальні у вищому значенні +7.

Незважаючи на те, що марганець - це комплексні сполуки для нього нечисленні. Це пов'язано зі стійкою електронною конфігурацією атома, адже 3d-підрівень містить 5 електронів.

Способи отримання

Існує три основні способи, якими в промисловості одержують марганець (хімічний елемент). Як читається латиною назва, ми вже позначали - manganum. Якщо перекласти його російською, то це буде "так, дійсно проясняю, знебарвлюю". Такою своєю назвою марганець зобов'язаний властивостям, відомим з самої давнини.

Однак, незважаючи на популярність, отримати його в чистому вигляді для застосування зуміли лише 1919 року. Робиться це такими способами.

1. Електролізний вихід продукту становить 99,98%. У такий спосіб отримують марганець у хімічній промисловості.
2. Силікотермічний або відновлення за допомогою кремнію. При цьому методі відбувається сплавлення кремнію та оксиду марганцю (IV), у результаті формується чистий метал. Вихід становить близько 68%, оскільки побічно йде з'єднання марганцю з кремнієм у силіцид. Даний спосіб застосовують у металургійній промисловості.
3. Алюмінотермічний метод – відновлення за допомогою алюмінію. Також не дає надто високого виходу продукту, марганець утворюється забрудненим домішками.

Виробництво даного металу має важливе значення для багатьох процесів, які здійснюються в металургії. Навіть невелика добавка марганцю здатна сильно вплинути на властивості сплавів. Доведено, що в ньому розчиняються багато металів, заповнюючи собою його кристалічну решітку.

З видобутку та виробництва даного елемента Росія посідає перше місце у світі. Також цей процес здійснюється в таких країнах, як:

• Китай.
• Казахстан.
• Грузія.
• Україна.

Використання в промисловості

Марганець - хімічний елемент, застосування якого важливо у металургії. а й у інших областях. Крім металу в чистому вигляді, велике значення мають різні сполуки даного атома. Позначимо основні їх.

1. Існує кілька видів сплавів, які завдяки марганцю мають унікальні властивості. Так, наприклад, настільки міцна та зносостійка, що її використовують для виплавки деталей екскаваторів, каменепереробних машин, дробарок, кульових млинів, броньових деталей.
2. Діоксид марганцю – обов'язковий окисний елемент гальваніки, його використовують при створенні деполяризаторів.
3. Багато сполук марганцю необхідні здійснення органічних синтезів різних речовин.
4. Перманганат калію (або марганцівка) застосовується в медицині як сильний знезаражуючий засіб.
5. Даний елемент входить до складу бронзи, латуні, утворює власний сплав з міддю, який служить виготовлення турбін літаків, лопатей та інших деталей.

Біологічна роль

Добова потреба у марганці в людини становить 3-5 мг. Дефіцит даного елемента призводить до пригнічення нервової системи, порушення сну та занепокоєння, запаморочення. Роль його до кінця ще не вивчена, проте ясно, що, перш за все, він впливає на:

• зріст;
• діяльність статевих залоз;
• роботу гормонів;
• утворення крові.

Цей елемент присутній у всіх рослинах, тваринах, людині, що доводить його важливу біологічну роль.

Марганець - хімічний елемент, цікаві факти про який можуть справити враження на будь-яку людину, а також змусити зрозуміти, наскільки вона важлива. Наведемо основні з них, які знайшли свій відбиток в історії даного металу.

1. У лихоліття громадянської війни в СРСР одним з перших експортних продуктів була руда, що містить велику кількість марганцю.
2. Якщо діоксид марганцю сплавити з селітрою, а потім продукт розчинити у воді, то почнуться дивовижні перетворення. Спочатку розчин забарвиться у зелений колір, потім забарвлення зміниться на синій, після – фіолетовий. Нарешті стане малиновою і поступово випаде бурий осад. Якщо ж суміш струсити, знову відновиться зелений колір і все відбудеться заново. Саме за це марганцівка і отримала свою назву, яка перекладається як "мінеральний хамелеон".
3. Якщо в землю вносити добрива, що містять марганець, то у рослин підвищиться продуктивність та зросте швидкість фотосинтезу. Озима пшениця краще формуватиме зерна.
4. Найбільша брила мінералу марганцю родоніту важила 47 тонн і була знайдена на Уралі.
5. Існує потрійний метал, який називається манганін. Він складається з таких елементів, як мідь, марганець та нікель. Його унікальність у тому, що він має великий електричний опір, який не залежить від температури, але перебуває під впливом тиску.

Звичайно, це не все, що можна сказати про цей метал. Марганець – хімічний елемент, цікаві факти про який досить різноманітні. Особливо якщо говорити про властивості, якими він наділяє різні сплави.

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.

Виконавець:

Захід №

Метали VIIБ-підгрупи

Загальна характеристика

						VIIБ-підгрупу утворюють d-елементи: Mn, Tc, Re, Bh.
						Валентні електрони описуються загальною формулою:
						(n-1) d 5 ns2
							Прості речовини – метали, сріблясто-сірі,
			марганець
						важкі, з високими температурами плавлення, які
						підвищуються при переході від Mn до Re, так що по туго-
						плавкості Re поступається лише W.
							Найбільше практичного значення має Mn.
			технецій				Елементи Tc, Bh – радіоактивні елементи, спокус-
						одержані в результаті ядерного синтезу; Re –
						рідкісний елемент.
							Елементи Tc та Re більш подібні між собою, ніж
						з марганцем. У Tc і Re більш стійка вища сте-
						пень окислення, тому у цих елементів розповсюдження
						дивні сполуки в ступені окислення 7.
							Для Mn характерні ступені окислення: 2, 3, 4,
							Більш стійкі –				2 і 4. Ці ступені окислення

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.

Виконавець:

Захід №

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

			Валентні електрони Mn - 3d5 4s2.
			Найбільш поширеними ступенями
	3d5 4s2	марганець	окислення у Mn є 2, 3, 4, 6, 7;
			більш стійкими – 2 та 4 . У водних розчинах
			ступінь окислення +2 стійка в кислому, а +4 - в

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 -.

Виконавець:

Захід №

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

Виконавець:

Захід №

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.

	Це досить активний метал, Е (Mn		/ Mn) = - 1,18 Ст.
		Він легко окислюється до катіону Mn2+ в розведений-
		них кислотах.
		Mn + 2H+ = Mn2+ + H2
		Марганець пасивується в концентрований-
		них азотної та сірчаної кислотах, але при нагріванні
	Мал. Марганець - се-	починає з ними повільно взаємодіяти, але
	рий метал, схожий	навіть під дією таких сильних окислювачів
	на залізо
		Mn переходить у катіон

Mn2+. При нагріванні порошкоподібний марганець взаємодіє з водою

виділенням Н2.

Через окислення на повітрі марганець покривається бурими плямами,

В атмосфері кисню марганець утворює оксид

Mn2 O3 а при вищій температурі змішаний оксид MnO. Mn2 O3

(Mn3 O4).

Виконавець:

Захід №

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-

		2KMnO4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2
		За цією реакцією в лабораторії можна отримувати
		Аніон MnO4 – забарвлює розчини перман-
		ганата в малиново-фіолетовий колір. На по-
		верхнях, що контактують з розчином
Мал. Розчин KMnO4 рожево-		KMnO4 , через здатність перманганату окис-
фіолетового кольору		ляти воду, утворюються тонкі жовто-коричневі
		плівки оксиду MnO2.
	4KMnO4 + 2H2 O = 4MnO2 + 3O2 + 4KOH

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.

Виконавець:

Захід №

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-.

Виконавець:

Захід №

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

2 розкладається з виділенням О2 і образо-

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.

Виконавець:

Виконавець:

Захід №

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.

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).

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.