Oxide	MnO	Mn2O3	MnO2	(MnO3)	Mn2O7
Eigenschaften	ausgesprochen grundlegend	Basic	amphoter	sauer	stark sauer
Hydroxide	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH) 4 H 2 MnO 3	H2MnO4	HMnO4
Eigenschaften	ausgesprochen grundlegend	Basic	amphoter	sauer	stark sauer
Titel	Mangan(II)-hydroxid; Mn(II)-Salze	Mangan(III)-hydroxid; Mn(III)-Salze	Mangan(IV)hydroxid; Manganate(IV)	Mangan(VI)säure; Manganate(VI)	Mangan(VII)säure; Permanganate
Stärkung der Säureeigenschaften
Stärkung der Grundeigenschaften

Mangan(II)-Verbindungen. Mangan(II)-oxid und -hydroxid weisen nur basische Eigenschaften auf. Sie sind in Wasser unlöslich, lösen sich aber leicht in Säuren unter Bildung zweiwertiger Mangansalze.

Die meisten zweiwertigen Mangansalze sind gut wasserlöslich und unterliegen einer Hydrolyse am Kation. Schwerlösliche Salze umfassen Zwischensalze – Sulfid, Phosphat und Carbonat.

Im kristallinen Zustand haben Mangan(II)-Salze eine leicht rosa Farbe; in wässrigen Lösungen sind sie praktisch farblos.

Zweiwertiges Manganhydroxid entsteht indirekt – durch Einwirkung von Alkali auf Salzlösungen. Im Moment der Bildung entsteht ein weißer Niederschlag (häufiger als fester Niederschlag beobachtet), der an der Luft unter dem Einfluss von Luftsauerstoff allmählich braun wird:

2Mn(OH) 2(s) + 2H 2 O (l) + O 2(g) → 2Mn(OH) 4(s)

Mangan (II) bildet komplexe Verbindungen mit der Koordinationszahl sechs. In wässrigen Lösungen liegen kationische Komplexe bekanntermaßen in Form eines Aquakomplexes vor [ Mn(H 2 O) 6 ] 2+ und Ammoniak [ Mn(NН 3) 6 ] 2+ und anionisch – Thiocyanat [ Mn(N.S.C.) 6 ] 4– und Cyanid [ Mn(CN) 6 ] 4- . Komplexe Verbindungen des zweiwertigen Mangans sind jedoch instabil und zerfallen in wässrigen Lösungen schnell.

Mangan (II)-Verbindungen weisen reduzierende Eigenschaften auf und oxidieren in neutraler Umgebung zu Mangan (IV), in stark alkalischer Umgebung zu Mangan (VI) und in saurer Umgebung zu Mangan (VII):

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

2MnSO 4 (c) +5PbO 2 (t) +6HNO 3 (c) →2HMnO 4 (c) +3Pb(NO 3) 2 (c) +2PbSO 4 (c) +2H 2 O (l)

Wenn in vitro Mn 2+ zeigt restaurative Eigenschaften, dann in vivo Mn 2+ Wiederherstellungseigenschaften sind aufgrund der stabilisierenden Wirkung von Bioliganden schwach ausgeprägt.

Mangan(III)-Verbindungen. Salze des dreiwertigen Mangans haben eine dunkle Farbe und neigen zur Bildung komplexer Salze (Säurekomplexe). Alle Mangan(III)-Salze sind instabil. In saurer Lösung werden sie leicht zu Mangan(II)-Salzen reduziert. In einer neutralen Lösung hydrolysieren einfache Salze leicht zu Hydroxid Mn(III), das sich an der Luft schnell in Mangan(IV)-hydroxid umwandelt. Mangan(III)-hydroxid – Mn2O3ּ H 2 O oder MnО(OH) kommt in der Natur als Mineral vor Manganita(braunes Manganerz). Als schwarzbraune Farbe wird künstlich hergestelltes Mangan(III)hydroxid verwendet. Mangan(III)-oxid wandelt sich in ein Mischoxid um, wenn es an der Luft auf eine Temperatur von mehr als 940 °C oder in einem Sauerstoffstrom auf über 1090 °C erhitzt wird Mn3O4 stabile Zusammensetzung, die bei der Gewichtsanalyse verwendet wird.

Mangan(IV)-Verbindungen. Oxid Mn(IV) die unter normalen Bedingungen stabilste Sauerstoffverbindung von Mangan. MnO2 und das entsprechende Hydroxid sind in Wasser praktisch unlöslich.

MnO2 zeigt an Redox-Dualität. In einer sauren Umgebung wirkt es als starkes Oxidationsmittel (+ 1,23 V) und reduziert zu Mn(II). Eine der Methoden zur Herstellung von Chlor basiert auf dieser Eigenschaft:

MnO 2 (s) + 4HCl (c) → MnCl 2 (c) + Cl 2 (g) + 2H 2 O (l)

In alkalischer Umgebung unter Einfluss von Oxidationsmitteln Mn(IV) oxidiert zu Mn(VI).

Mangan(IV)-hydroxid weist auf amphoterer Charakter– sauer und basisch gleichermaßen.

Mangan(IV)-Salze sind instabil und zerfallen in wässrigen Lösungen unter Bildung von Salzen Mn(II).

Mangan(VI)-Verbindungen. Sechswertiges Manganoxid wurde nicht in freier Form isoliert. Mangan(VI)hydroxid weist einen sauren Charakter auf. Freie Mangan(VI)-Säure ist instabil und disproportioniert in wässriger Lösung nach folgendem Schema:

3H 2 MnO 4 (c) → 2HMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 2H 2 O (l).

Manganate (VI) entstehen durch die Fusion von Mangandioxid mit Alkali in Gegenwart von Oxidationsmitteln und haben eine smaragdgrüne Farbe. In einer stark alkalischen Umgebung sind Manganate (VI) recht stabil. Beim Verdünnen alkalischer Lösungen kommt es zu Hydrolyse, begleitet von Disproportionierung:

3K 2 MnO 4 (c) + 2H 2 O (l) → 2KMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 4KOH (c).

Manganate (VI) sind starke Oxidationsmittel, die in saurer Umgebung reduziert werden Mn(II), und in neutraler und alkalischer Umgebung – bis zu MnO2. Unter dem Einfluss starker Oxidationsmittel können Manganate (VI) zu oxidiert werden Mn(VII):

2K 2 MnO 4 (c) + Cl 2 (g) → 2KMnO 4 (c) + 2KCl (c).

Beim Erhitzen über 500 °C zerfällt Manganat (VI) in folgende Produkte:

Manganat (IV) und Sauerstoff:

2K 2 MnO 4(t) → K 2 MnO 3(t) + O 2(g).

Mangan (VII)-Verbindungen. Mangan(VII)-oxid – Mn2O7 wird als dunkelgrüne ölige Flüssigkeit freigesetzt, wenn konzentrierte Schwefelsäure mit Kaliumpermanganat reagiert:

2KMnO 4 (t) + H 2 SO 4 (k) = K 2 SO 4 (c) + Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l).

Mangan(VII)-oxid ist bis 10 o C stabil und zersetzt sich explosionsartig nach folgendem Schema:

Mn 2 O 7 (l) → 2 MnO 2 (s) + O 3 (g).

Bei der Interaktion Mn2O7 Mit Wasser entsteht Permangansäure HMnO4, das eine purpurrote Farbe hat:

Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l) = 2HMnO 4 (c) (nur in Form von MnO 4 – und H + -Ionen).

Es war nicht möglich, wasserfreie Permangansäure zu erhalten; in Lösung ist sie bis zu einer Konzentration von 20 % stabil. Das sehr starke Säure, beträgt der scheinbare Dissoziationsgrad in einer Lösung mit einer Konzentration von 0,1 mol/dm 3 93 %.

Permangansäure ist ein starkes Oxidationsmittel. Interagiert noch energischer Mn2O7 brennbare Stoffe entzünden sich bei Kontakt damit.

Salze der Permangansäure werden genannt Permanganate. Das wichtigste davon ist Kaliumpermanganat, ein sehr starkes Oxidationsmittel. Seine oxidierenden Eigenschaften gegenüber organischen und anorganischen Stoffen sind in der chemischen Praxis häufig anzutreffen.

Erholungsrate Permanganation hängt von der Art der Umgebung ab:

saure Umgebung Mn(II) (Mn 2+ Salze)

MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, E 0 = +1,51 B

Neutrales Permanganatmedium Mn(IV) (Mangan(IV)-oxid)

MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,E 0 = +1,23 B

alkalische Umgebung Mn(VI) (Manganate M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē = MnO 4 2-, E 0 = +0,56 B

Wie man sieht, weisen Permanganate die stärksten oxidierenden Eigenschaften auf in einer sauren Umgebung.

Die Bildung von Manganaten erfolgt in einer stark alkalischen Lösung, wodurch die Hydrolyse unterdrückt wird K2MnO4. Da die Reaktion meist in relativ verdünnten Lösungen abläuft, ist das Endprodukt der Permanganatreduktion im alkalischen Milieu wie im neutralen Milieu MnO 2 (siehe Disproportionierung).

Bei einer Temperatur von etwa 250 °C zersetzt sich Kaliumpermanganat nach folgendem Schema:

2KMnO 4 (t) K 2 MnO 4 (t) + MnO 2 (t) + O 2 (g)

Kaliumpermanganat wird als Antiseptikum verwendet. Wässrige Lösungen unterschiedlicher Konzentration von 0,01 bis 0,5 % werden zur Wunddesinfektion, zum Gurgeln und für andere entzündungshemmende Verfahren eingesetzt. Bei Hautverbrennungen werden erfolgreich 2 - 5 %ige Kaliumpermanganatlösungen eingesetzt (die Haut trocknet aus und es bildet sich keine Blase). Für lebende Organismen sind Permanganate Gifte (sie verursachen eine Proteinkoagulation). Ihre Neutralisation erfolgt mit einer 3%igen Lösung H 2 O 2, angesäuert mit Essigsäure:

2KMnO 4 +5H 2 O 2 +6CH 3 COOH →2Mn(CH 3 COO) 2 +2CH 3 COOC +8H 2 O+ 5O 2

Mangan ist ein biologisch aktives Spurenelement, das in lebenden Organismen vorkommt. Der menschliche Körper enthält etwa 12 mg Mangan, wobei 43 % dieser Menge in den Knochen und der Rest im Weichgewebe vorkommen. Es ist Bestandteil einer Reihe von Enzymen. Zweiwertiges Mangan steigert die katalytische Aktivität einer Vielzahl von Enzymen verschiedener Klassen – Transferasen, Hydrolasen, Isomerasen. Das manganhaltige Enzym Glutaminsynthetase katalysiert die Biosynthese von Glutamin aus Glutaminsäure und Ammoniak unter Beteiligung von ATP. Ionen Mn 2+ stabilisieren die Konformation von Nukleinsäuren, nehmen an den Prozessen der DNA-Replikation, RNA- und Proteinsynthese teil. Ionen Mn 3+ zusammen mit Fe 3+ ist Teil von Transferrin, Superoxiddismutase und saurer Phosphatase – Teil typischer Metalloproteine.

Mangan beeinflusst die Hämatopoese, das Wachstum, die Fortpflanzung, den Mineralstoff-, Lipid- und Kohlenhydratstoffwechsel sowie die Skelettentwicklung.

In der Toxikologie wird Kaliumpermanganat zum qualitativen Nachweis von Methanol, Novocain und Kokain eingesetzt.

Als Titriermittel zur quantitativen Bestimmung von Reduktionsmitteln wird eine Lösung von Kaliumpermanganat verwendet: Fe 2+, C2O42-, Poly- und Hydroxycarbonsäuren, Aldehyde, Ameisensäure, Harnsäure, Ascorbinsäure durch direkte Titration und eine Reihe von Oxidationsmitteln (z. B. Nitrate und Nitrite) durch umgekehrte Titration.

Manganverbindungen sind starke Gifte, die auf das Zentralnervensystem wirken und sich auf Nieren, Lunge und Herz auswirken.

Manganverbindungen. Oxide, Hydroxide.

Mangan bildet mehrere Oxide. Die stabilsten sind

МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7

Mangan(VII)-oxid Mn2O7 ist eine schwarzgrüne ölige Flüssigkeit, die sich oberhalb von 50°C zu Sauerstoff und niederen Oxiden zersetzt und bei höheren Temperaturen explodiert:

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.

Zeigt saure Eigenschaften. Reagiert mit Wasser unter Bildung von Permangansäure:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.

Manganoxid kann nur indirekt gewonnen werden:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

Permangansäure ist eine starke Säure, sehr instabil, zersetzt sich über 3°C:

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

Mangan(II)-oxid MnO und die entsprechenden Hydroxide Mn(OH)2 sind basische Stoffe.

Sie reagieren mit Säuren unter Bildung von Mangan(II)-Salzen

MnO + 2HCl = MnCl2 + 2H2O

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O

Mn(OH)2 wird durch Einwirkung von Alkalien auf lösliche Mn2+-Salze gewonnen

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2H2O

Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓

weißer Niederschlag

Aufgrund der Instabilität wird Mn(OH)2 bereits an der Luft oxidiert und bildet Mn(OH)4

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4

Diese Reaktion ist qualitativ für das Mn2+-Kation

Mangan(IV)-Qoxid oder Mangandioxid, MnO2 und Mn(OH)4-Hydroxid sind amphotere Substanzen.

Wenn MnO2 mit Schwefelsäure reagiert, entsteht wenig stabiles Mangan(IV)sulfat.

МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O

Beim Schmelzen von MnO2 mit Alkalien kommt es zu einer Reaktion unter Bildung von Manganiten (IV), die als Salze der Permanganatsäure H4MnO4 betrachtet werden sollten

MnO2 + 4KOH = K4MnO4 + 2H2O

Mangan(IV)-oxid kann je nach den Stoffen, mit denen es reagiert, sowohl die Eigenschaften eines Oxidationsmittels als auch eines Reduktionsmittels aufweisen.

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2MnO2 + 3РbО2 + 6НNOz = 2НМnО4 + 3Рb(NO3)2 + 2 Н2O

In der ersten Reaktion fungiert MnO2 als Oxidationsmittel, in der zweiten als Reduktionsmittel.

So zeigt sich in der Reihe der Manganoxide und -hydroxide mit unterschiedlichen Oxidationsstufen ein allgemeines Muster: Mit zunehmender Oxidationsstufe schwächt sich der basische Charakter der Hydroxidoxide ab und der saure Charakter nimmt zu.

Salze der Mangansäure werden Permanganate genannt.

Das bekannteste ist Kaliumpermanganatsalz KMnO4 – eine dunkelviolette kristalline Substanz, die in Wasser mäßig löslich ist. Lösungen von KMnO4 haben eine dunkelrote Farbe und bei hohen Konzentrationen eine violette Farbe, charakteristisch für MnO4-Anionen

Kaliumpermanganat zersetzt sich beim Erhitzen

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Kaliumpermanganat ist ein sehr starkes Oxidationsmittel; es oxidiert leicht viele anorganische und organische Substanzen. Der Grad der Manganreduktion hängt stark vom pH-Wert der Umgebung ab.

Salze der Mangansäure – Permanganate – enthalten das Permanganation MnO4-, in Lösung sind sie violett. Sie weisen oxidierende Eigenschaften auf; Mangan(II)-Verbindungen entstehen im sauren Milieu:

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

in Neutral – Mangan (IV):

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

im Alkalischen – Mangan (VI):

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

Beim Erhitzen zersetzen sie sich:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Kaliumpermanganat wird nach folgendem Schema gewonnen:

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

Anschließend wird das Manganat durch elektrochemische Oxidation in Permanganat umgewandelt. Die Gesamtprozessgleichung hat die Form:

2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + H2.

Gehört zur Gruppe VII. Befindet sich in der vierten Periode zwischen Chrom und Eisen. Hat die Ordnungszahl 25. Mangan-Formel 3d 5 4s 2 .

Es wurde 1774 eröffnet. Manganatom wiegt 54,938045. Enthält das Isotop 55Mn und ist natürlich Mangan besteht komplett daraus. Der Oxidationszustand des Metalls reicht von 2 bis 7. Die Elektronegativität von Mn beträgt 1,55. Übergangsmaterial.

Verbindungen Mangan 2 bilden Oxid und Dioxid. Demonstrieren Sie die grundlegenden Eigenschaften des Elements. Formationen von Mangan 3 und Mangan 4 unterscheiden sich in amphoteren Eigenschaften. In den Metallkombinationen sind 6 und 7 die führenden Eigenschaften Mangansäuren. Element Nr. 25 bildet zahlreiche Arten von Salzen und verschiedene binäre Verbindungen.

Der Manganabbau wird überall in Russland und in den Nachbarländern betrieben. In der Ukraine gibt es eine Besonderheit Manganets – Stadt, liegt auf zahlreichen Manganerzformationen.

Beschreibung und Eigenschaften von Mangan

Die silbrig-weiße Farbe mit einem leichten Graustich sticht hervor Mangan. Verbindung Dem Element ist Kohlenstoff beigemischt, was ihm eine silberweiße Farbe verleiht. Es ist Eisen in Härte und Sprödigkeit überlegen. In Form feiner Schleifmittel ist es pyrophor.

Bei der Wechselwirkung mit der Luft tritt es auf Manganoxidation. Es ist mit einem Oxidfilm bedeckt, der es vor nachfolgenden Oxidationsreaktionen schützt.

Es löst sich in Wasser und absorbiert Wasserstoff vollständig, ohne mit ihm zu reagieren. Beim Erhitzen verbrennt es unter Sauerstoff. Reagiert aktiv mit Chlor und Schwefel. Bei Wechselwirkung mit sauren Oxidationsmitteln entsteht es Mangansalze.

Dichte – 7200 kg/m3, Schmelzpunkt – 1247 °C, Siedepunkt – 2150 °C. Spezifische Wärmekapazität - 0,478 kJ. Hat elektrische Leitfähigkeit. Bei Kontakt mit Chlor, Brom und Jod entstehen Dihalogenide.

Bei hohen Temperaturen interagiert es mit Stickstoff, Phosphor, Silizium und Bor. Reagiert langsam mit kaltem Wasser. Beim Erhitzen erhöht sich die Reaktivität des Elements. Der Ausstoß ist Mn(OH)2 und Wasserstoff. Wenn sich Mangan mit Sauerstoff verbindet, entsteht es Manganoxid. Es gibt sieben Gruppen:

Mangan(II)-oxid. Monoxid. Interagiert nicht mit Wasser. Es oxidiert leicht und bildet eine spröde Kruste. Beim Erhitzen mit Wasserstoff und Metallen der aktiven Gruppe wird es zu Mangan reduziert. Es hat eine grüne und graugrüne Kristallfarbe. Halbleiter.

Mangan(II,III)-oxid. Kristalle von braun-schwarzer Farbe Mn3O4. Paramagnetisch. In der Natur kommt es als Mineral Hausmannit vor.

Mangan(II,IV)-oxid. Anorganische Verbindung Mn5O8. Kann als angesehen werden Manganorthomanganit. Unlöslich in H2O.

Mangan(III)-oxid. Braun-schwarze Kristalle von Mn2O3. Nicht mit Wasser reagieren. Es kommt natürlicherweise in den Mineralien Braunit, Kurnakit und Bixbyit vor.

Mangan(IV)-oxid oder Mangandioxid MnO2. Wasserunlösliches dunkelbraunes Pulver. Nachhaltige Bildung von Mangan. Das Mineral enthält Pyrolusit. Absorbiert Chlor und Schwermetallsalze.

Mangan(VI)-oxid. Dunkelrotes amorphes Element. Reagiert mit Wasser. Zersetzt sich beim Erhitzen vollständig. Durch alkalische Reaktionen entstehen Salzablagerungen.

Mangan(VII)-oxid. Ölige grünlich-braune Flüssigkeit Mn2O7. Starkes Oxidationsmittel. Bei Kontakt mit brennbaren Gemischen entzündet es diese sofort. Es kann durch einen Stoß, einen scharfen und hellen Lichtblitz oder durch Wechselwirkung mit organischen Komponenten explodieren. Bei Wechselwirkung mit H 2 O entsteht Permangansäure.

Mangansalze sind Katalysatoren für oxidative Prozesse unter Beteiligung von Sauerstoff. Sie werden in Trocknern eingesetzt. Leinsamenöl mit Zusatz eines solchen Trockenmittels wird Trockenöl genannt.

Anwendungen von Mangan

Mn wird häufig in der Eisenmetallurgie verwendet. Legierung hinzufügen Eisenmangan(Ferromagan). Der Mangananteil darin beträgt 70-80 %, der Kohlenstoff 0,5-7 %, der Rest sind Eisen und fremde Verunreinigungen. Element 25 verbindet bei der Stahlherstellung Sauerstoff und Schwefel.

Mischungen verwendet Chrom - Mangan, -Mangan, Silizium-Mangan. Es gibt keinen alternativen Ersatz für Mangan in der Stahlproduktion.

Das chemische Element erfüllt viele Funktionen, einschließlich der Raffinierung und Desoxidation von Stahl. Weit verbreitete Technologie Zinkmangan. Die Löslichkeit von Zn in Magnesium beträgt 2 %, und die Festigkeit von Stahl steigt in diesem Fall auf 40 %.

In einem Hochofen entfernt Mangan Schwefelablagerungen aus Gusseisen. Die Technik verwendet ternäre Manganinlegierungen, darunter: Mangan-Kupfer und Nickel. Das Material zeichnet sich durch einen hohen elektrischen Widerstand aus, der nicht von der Temperatur, sondern vom Druck beeinflusst wird.

Wird zur Herstellung von Manometern verwendet. Der wahre Wert für die Industrie liegt in der Kupferlegierung - Mangan. Inhalt Mangan beträgt hier 70 %, Kupfer 30 %. Es dient der Reduzierung schädlicher Produktionsgeräusche. Bei der Herstellung von Sprengstoffverpackungen für festliche Anlässe wird eine Mischung verwendet, die Elemente wie z Magnesiummangan. Magnesium wird häufig im Flugzeugbau eingesetzt.

Einige Arten von Mangansalzen, wie zum Beispiel KMnO4, haben ihre Anwendung in der medizinischen Industrie gefunden. Kaliumpermanganat ist ein Salz der Permanganatsäure. Sieht aus wie dunkles Lila. Es löst sich in einer wässrigen Umgebung auf und verfärbt sich violett.

Ist ein starkes Oxidationsmittel. Antiseptisch, hat antimikrobielle Eigenschaften. Mangan im Wasser oxidiert leicht und bildet schwerlösliches braunes Manganoxid.

Bei Kontakt mit Gewebeeiweiß bildet es Verbindungen mit ausgeprägt adstringierender Wirkung. In hohen Konzentrationen Manganlösung wirkt reizend und ätzend.

Kaliummangan Es wird zur Behandlung bestimmter Krankheiten und zur Ersten Hilfe eingesetzt und in jedem Erste-Hilfe-Kasten ist eine Flasche Kaliumpermanganat-Kristalle enthalten.

Mangan ist gesundheitsfördernd. Beteiligt sich an der Bildung und Entwicklung von Zellen des Zentralnervensystems. Fördert die Aufnahme von Vitamin B1 und Eisen. Reguliert den Blutzucker. Beteiligt am Aufbau von Knochengewebe.

Beteiligt sich an der Bildung von Fettsäuren. Verbessert die Reflexfähigkeiten, das Gedächtnis, lindert nervöse Anspannung und Reizbarkeit. Wird in den Darmwänden absorbiert Mangan, Vitamine B, E, Phosphor und Kalzium verstärken diesen Prozess und beeinflussen den Körper und die Stoffwechselprozesse im Allgemeinen.

Für den Menschen lebenswichtige Mineralien, wie z Kalzium, Magnesium, Mangan Vitamin- und Mineralstoffkomplexen werden Kupfer, Kalium und Eisen zugesetzt, um Vitaminmangel zu beseitigen.

Auch Mikroelemente Zink, Mangan und Eisen spielen eine große Rolle im Pflanzenleben. In Phosphor- und Mineraldüngern enthalten.

Manganpreis

Manganmetall enthält bis zu 95 % reines Mangan. Es wird in der Stahl- und Hüttenindustrie eingesetzt. Entfernt unnötige Verunreinigungen aus Stahl und verleiht ihm Legierungseigenschaften.

Ferromangan wird verwendet, um die Legierung während des Schmelzprozesses zu desoxidieren, indem ihr Sauerstoff entzogen wird. Verbindet Schwefelpartikel miteinander und verbessert so die Qualitätseigenschaften von Stahl. Mangan stärkt das Material und macht es verschleißfester.

Metall wird zur Herstellung von Kugelmühlen, Erdbewegungs- und Steinbrechmaschinen sowie Panzerungselementen verwendet. Rheostate werden aus einer Mangadinlegierung hergestellt. Element Nr. 25 wird zu Bronze hinzugefügt und.

Bei der Herstellung von Voltaikzellen wird ein großer Teil Mangandioxid verbraucht. unter Zusatz von Mn wird es in der feinen organischen und industriellen Synthese verwendet. Als Oxidationsmittel wirken die Verbindungen MnO2 und KMnO4.

Mangan ist ein Stoff unverzichtbar in der Eisenmetallurgie. Einzigartig in seinen physikalischen und chemischen Eigenschaften. Mangan kaufen im Fachhandel erhältlich. Fünf Kilogramm Metall kosten etwa 150 Rubel und eine Tonne kostet je nach Verbindungsart etwa 100-200.000 Rubel.

DEFINITION

Mangan(IV)-oxid Unter normalen Bedingungen erscheint es als schwarze Kristalle mit brauner Tönung, die sich beim Erhitzen zersetzen (Abb. 1).

Bruttoformel - MnO 2. Die Molmasse von Mangan(IV)oxid beträgt 86,94 g/mol.

Reis. 1. Mangan(IV)-oxid. Aussehen.

Reagiert nicht mit Wasser. Aus der Lösung wird das Hydrat MnO 2 ×nH 2 O ausgefällt. Es wird durch die Einwirkung konzentrierter Säuren in Lösung überführt. Weist Redoxeigenschaften auf. Es ist die in der Natur am häufigsten vorkommende Manganverbindung.

Chemische Formel von Manganoxid 4

Die chemische Formel von Mangan(IV)oxid lautet MnO 2. Es zeigt, dass dieses Molekül ein Manganatom (Ar = 55 amu) und zwei Sauerstoffatome (Ar = 16 amu) enthält. Mit der chemischen Formel können Sie das Molekulargewicht von Mangan(IV)-oxid berechnen:

Mr(MnO 2) = Ar(Mn) + 2×Ar(O);

Mr(MnO 2) = 55 + 2×16 = 55 + 32 = 87.

Grafische (Struktur-)Formel von Manganoxid 4

Die strukturelle (grafische) Formel von Mangan(IV)-oxid ist klarer. Es zeigt, wie Atome innerhalb eines Moleküls miteinander verbunden sind:

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Bilden Sie die Formeln zweier Eisenoxide, wenn deren Massenanteile an Eisen 77,8 % und 70,0 % betragen.
Lösung	Lassen Sie uns den Massenanteil in jedem der Kupferoxide ermitteln: ω 1 (O) = 100 % – ω 1 (Fe) = 100 % – 77,8 % = 22,2 %; ω 2 (O) = 100 % – ω 2 (Fe) = 100 % – 70,0 % = 30,0 %. Bezeichnen wir die Anzahl der Mol der in der Verbindung enthaltenen Elemente mit „x“ (Eisen) und „y“ (Sauerstoff). Dann sieht das Molverhältnis wie folgt aus (wir werden die Werte der relativen Atommassen aus dem Periodensystem von D. I. Mendeleev auf ganze Zahlen runden): x:y = ω 1 (Fe)/Ar(Fe) : ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Das bedeutet, dass die Formel des ersten Eisenoxids FeO lautet. x:y = ω 2 (Fe)/Ar(Fe) : ω 2 (O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2: 3. Dies bedeutet, dass die Formel des zweiten Eisenoxids Fe 2 O 3 lautet.
Antwort	FeO, Fe2O3

BEISPIEL 2

Übung	Schreiben Sie eine Formel für die Verbindung aus Wasserstoff, Jod und Sauerstoff, wenn die Massenanteile der Elemente darin sind: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
Lösung	Der Massenanteil des Elements X in einem Molekül der Zusammensetzung NX wird nach folgender Formel berechnet: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Bezeichnen wir die Anzahl der Mol der in der Verbindung enthaltenen Elemente als „x“ (Wasserstoff), „y“ (Jod), „z“ (Sauerstoff). Dann sieht das Molverhältnis wie folgt aus (die Werte der relativen Atommassen aus dem Periodensystem von D. I. Mendeleev sind auf ganze Zahlen gerundet): x:y:z = ω(H)/Ar(H) : ω(I)/Ar(I) : ω(O)/Ar(O); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1: 6. Das bedeutet, dass die Formel für die Verbindung aus Wasserstoff, Jod und Sauerstoff H 5 IO 6 lautet.
Antwort	H5IO6

Gewinnung von Mangan

Mit der aluminothermischen Methode wird das bei der Kalzinierung von Pyrolusit gebildete Oxid Mn 2 O 3 reduziert:

Chemische Eigenschaften

Passiviert bei Oxidation an der Luft. Pulverisiertes Mangan verbrennt in Sauerstoff:

Beim Erhitzen zersetzt Mangan Wasser und verdrängt Wasserstoff:

In diesem Fall verlangsamt die gebildete Manganhydroxidschicht die Reaktion.

Mangan absorbiert Wasserstoff und mit steigender Temperatur nimmt seine Löslichkeit in Mangan zu. Bei Temperaturen über 1200 °C reagiert es mit Stickstoff und bildet Nitride unterschiedlicher Zusammensetzung.

Kohlenstoff reagiert mit geschmolzenem Mangan unter Bildung von Mn 3 C-Karbiden und anderen. Es bildet auch Silizide, Boride und Phosphide.

Reagiert mit Salz- und Schwefelsäure nach der Gleichung:

Mit konzentrierter Schwefelsäure läuft die Reaktion nach der Gleichung ab:

Mit verdünnter Salpetersäure läuft die Reaktion nach der Gleichung ab:

Mangan ist in alkalischer Lösung stabil.

Manganoxide und -hydroxide

Oxide	MnO	Mn2O3	MnO2	(MnO3)	Mn2O7
Eigenschaften	ausgesprochen grundlegend	Basic	amphoter	sauer	Stark sauer
Hydroxide	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH)4 H2MnO3	H2MnO4	HMnO4
Eigenschaften	ausgesprochen grundlegend	Basic	amphoter	sauer	stark sauer
Titel	Mangan(II)-hydroxid; Mn(II)-Salze	Mangan(III)-hydroxid; Mn(III)-Salze	Mangan(IV)hydroxid; Manganate(IV)	Mangan(VI)säure; Manganate(VI)	Mangan(VII)säure; Permanganate

Manganoxide und -hydroxide

Mangan(II)-Verbindungen. Mangan(II)-oxid und -hydroxid weisen nur basische Eigenschaften auf. Sie sind in Wasser unlöslich, lösen sich aber leicht in Säuren unter Bildung zweiwertiger Mangansalze.

Die meisten zweiwertigen Mangansalze sind gut wasserlöslich und unterliegen einer Hydrolyse am Kation. Schwerlösliche Salze umfassen Zwischensalze – Sulfid, Phosphat und Carbonat.

Im kristallinen Zustand haben Mangan(II)-Salze eine leicht rosa Farbe; in wässrigen Lösungen sind sie praktisch farblos.

Zweiwertiges Manganhydroxid entsteht indirekt – durch Einwirkung von Alkali auf Salzlösungen. Im Moment der Bildung entsteht ein weißer Niederschlag (häufiger als fester Niederschlag beobachtet), der an der Luft unter dem Einfluss von Luftsauerstoff allmählich braun wird:

2Mn(OH) 2(s) + 2H 2 O (l) + O 2(g) → 2Mn(OH) 4(s).3MnSO 4 (a) + 2KClO 3 (a) +12KOH (a) → 3K 2 MnO 4 (a) + 2KCl (a) + 3K 2 SO 4 (a) + 6H 2 O (l)

2MnSO 4 (c) +5PbO 2 (t) +6HNO 3 (c) →2HMnO 4 (c) +3Pb(NO 3) 2 (c) +2PbSO 4 (c) +2H 2 O (l).

Mangan(II)-oxid MnO - grüner Feststoff - kann durch Reduktion von Mangan(IV)-oxid in einem Wasserstoffstrom erhalten werden:
MnO2+H2=MnO+H2O
MnO- ein typisches basisches Oxid, reagiert nicht mit Wasser. Es entspricht Mangan(II)-hydroxid, Mn(OH)2, das eine schwache Base ist. Fällt bei der Wechselwirkung von Alkalien mit Mangan(II)-Salzen als fleischfarbener Niederschlag aus:
MnСl2+2NaOH=Mn(OH)2¯+2NaCl
Mn(OH)2+2HCl=MnСl2+2H2O
Mangan(II)-Salze sind in der Regel gut wasserlöslich, mit Ausnahme von Mn3(PO4)2, MnS, MnCO3.

Mangan(III)-Verbindungen. Salze des dreiwertigen Mangans haben eine dunkle Farbe und neigen zur Bildung komplexer Salze (Säurekomplexe). ). Alle Mangan(III)-Salze sind instabil. In saurer Lösung werden sie leicht zu Mangan(II)-Salzen reduziert. In einer neutralen Lösung hydrolysieren einfache Salze leicht zu Hydroxid Mn(III), das sich an der Luft schnell in Mangan(IV)-hydroxid umwandelt. Mangan(III)-hydroxid – Mn2O3ּ H 2 O oder MnО(OH) kommt in der Natur als Mineral vor Manganita(braunes Manganerz).

Quittung

Die in der Natur vorkommenden Mineralien sind Braunit, Kurnakit und Bixbyit – Manganoxid mit verschiedenen Verunreinigungen.

Oxidation von Mangan(II)-oxid:

Reduktion von Mangan(IV)-oxid:

Mangan(IV)-Verbindungen. Oxid Mn(IV) die unter normalen Bedingungen stabilste Sauerstoffverbindung von Mangan. MnO2 und das entsprechende Hydroxid sind in Wasser praktisch unlöslich.

Herstellung von Manganoxid 4:

· Unter Laborbedingungen wird es durch thermische Zersetzung von Kaliumpermanganat gewonnen.

4KMnO4→4MnO2+2K2O+3O2

· aber die Reaktion folgt tatsächlich der Gleichung:

2KMnO4→MnO2+K2MnO4+O2

· Kann auch durch Reaktion von Kaliumpermanganat mit Wasserstoffperoxid hergestellt werden.

2KMnO4+H2O2→2KOH+2MnO2+2O2

· Bei Temperaturen über 100 °C wird Kaliumpermanganat durch Wasserstoff reduziert:

2KMnO4+2H2→K2MnO4+MnO2+2H2O

Chemische Eigenschaften

1) Beim Schmelzen von Mangan(IV)-oxid (Pyrolusit) mit Alkalien in Gegenwart von Sauerstoff entstehen Manganate:

2) Mangan(II)-chlorid – in wasserfreiem Zustand erscheint es als hellrosa Blätter und wird durch Behandlung von Mangan, seinem Oxid oder Carbonat mit trockenem Chlorwasserstoff gewonnen

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (Chlor wird aus dieser Reaktion in Laboratorien gewonnen)

MnCO 3 + 2HCl = MnCl 2 + CO 2 + H 2 O

3) MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (die Reaktion findet während der Fusion statt)

4) 2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O.

Mangan(IV)-hydroxid weist auf amphoterer Charakter– sauer und basisch in gleichen Mengen. Mangandioxid kann im Labor durch Kalzinierung von Mn(NO 3) 2 an Luft gewonnen werden:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Mangan(VI)-Verbindungen. Sechswertiges Manganoxid wurde nicht in freier Form isoliert. Mangan(VI)hydroxid weist einen sauren Charakter auf. Freie Mangan(VI)-Säure ist instabil und disproportioniert in wässriger Lösung nach folgendem Schema:

3H 2 MnO 4 (c) → 2HMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 2H 2 O (l).

Manganate (VI) entstehen durch die Fusion von Mangandioxid mit Alkali in Gegenwart von Oxidationsmitteln und haben eine smaragdgrüne Farbe. In einer stark alkalischen Umgebung sind Manganate (VI) recht stabil. Beim Verdünnen alkalischer Lösungen kommt es zu Hydrolyse, begleitet von Disproportionierung:

3K 2 MnO 4 (c) + 2H 2 O (l) → 2KMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 4KOH (c).

Manganate (VI) sind starke Oxidationsmittel, die in saurer Umgebung reduziert werden Mn(II), und in neutraler und alkalischer Umgebung – bis zu MnO2. Unter dem Einfluss starker Oxidationsmittel können Manganate (VI) zu oxidiert werden Mn(VII):

2K 2 MnO 4 (c) + Cl 2 (g) → 2KMnO 4 (c) + 2KCl (c).

Beim Erhitzen über 500 °C zerfällt Manganat (VI) in folgende Produkte:

Manganat (IV) und Sauerstoff:

2K 2 MnO 4(t) → K 2 MnO 3(t) + O 2(g).

Mangan (VII)-Verbindungen. Mangan(VII)-oxid – Mn2O7 wird als dunkelgrüne ölige Flüssigkeit freigesetzt, wenn konzentrierte Schwefelsäure mit Kaliumpermanganat reagiert:

2KMnO 4 (t) + H 2 SO 4 (k) = K 2 SO 4 (c) + Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l).

Mangan(VII)-oxid ist bis 10 o C stabil und zersetzt sich explosionsartig nach folgendem Schema:

Mn 2 O 7 (l) → 2 MnO 2 (s) + O 3 (g).

Bei der Interaktion Mn2O7 Mit Wasser entsteht Permangansäure HMnO4, das eine purpurrote Farbe hat:

Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l) = 2HMnO 4 (c) (nur in Form von MnO 4 – und H + -Ionen).

Es war nicht möglich, wasserfreie Permangansäure zu erhalten; in Lösung ist sie bis zu einer Konzentration von 20 % stabil. Das sehr starke Säure, beträgt der scheinbare Dissoziationsgrad in einer Lösung mit einer Konzentration von 0,1 mol/dm 3 93 %.

Permangansäure ist ein starkes Oxidationsmittel. Interagiert noch energischer Mn2O7 brennbare Stoffe entzünden sich bei Kontakt damit. Mangan(VII)-oxid Mn 2 O 7 - Mangananhydrid ist ein grünbraunes Schweröl, das durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf festes Kaliumpermanganat gewonnen wird:

2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mangansalze

1) Die Manganatlösung hat eine dunkelgrüne Farbe. Beim Ansäuern läuft die Reaktion ab:

2) Beim Kalzinieren zersetzen sich Permanganate unter Freisetzung von Sauerstoff (eine der Labormethoden zur Herstellung von reinem Sauerstoff). Die Reaktion verläuft nach der Gleichung (am Beispiel Kaliumpermanganat):

3) Unter dem Einfluss starker Oxidationsmittel wandelt sich das Mn 2+-Ion in das MnO 4 −-Ion um:

4) Kaliumpermanganat wird als Antiseptikum verwendet. Wässrige Lösungen unterschiedlicher Konzentration von 0,01 bis 0,5 % werden zur Wunddesinfektion, zum Gurgeln und für andere entzündungshemmende Verfahren eingesetzt. Bei Hautverbrennungen werden erfolgreich 2 - 5 %ige Kaliumpermanganatlösungen eingesetzt (die Haut trocknet aus und es bildet sich keine Blase). Für lebende Organismen sind Permanganate Gifte (sie verursachen eine Proteinkoagulation). Ihre Neutralisation erfolgt mit einer 3%igen Lösung H 2 O 2, angesäuert mit Essigsäure:

2KMnO 4 +5H 2 O 2 +6CH 3 COOH→2Mn(CH 3 COO) 2 +2CH 3 COOK +8H 2 O+ 5O 2

5) Permanganate oxidieren organische Substanzen sowohl in saurer als auch in alkalischer Umgebung:

· 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5C 2 H 5 OH → 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5CH 3 COH + 8H 2 O

· 4KMnO 4 + 2NaOH + C 2 H 5 OH → MnO 2 ↓ + 3CH 3 COH + 2K 2 MnO 4 + Na 2 MnO 4 + 4H 2 O

6) MnSO 4 + 2NaOH → Mn(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

7) Alle Mangan(II)-Salze in ORR, die in Lösungen fließen, sind Reduktionsmittel:

3Mn(NO 3) 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + 4HNO 3 + 2KNO 3

8) Mangan(II)-Salze hydrolysieren nicht und bilden starke Aquakomplexe:

Mn 2+ + 6H 2 O → 2+

MnCl 2 + 6H 2 O → Cl 2

9) Mn(CN) 2 – eine unlösliche weiße Verbindung, die sich aufgrund der Komplexbildung in Gegenwart von KCN auflöst:

4KCN + Mn(CN) 2 = K 4 Kaliumhexocianomanganat

Ebenfalls:

4KF + MnF 2 = K 4

2KCl + MnCl 2 = K 2

Auftragen von Farben: