მანგანუმის ოქსიდები. მანგანუმის დიოქსიდი არის ნაერთი, რომელიც გამოიყენება კაცობრიობის გარიჟრაჟიდან Mno2 გათბობით

ოქსიდები	MnO	Mn2O3	MnO2	(MnO3)	Mn2O7
Თვისებები	გამოხატული ძირითადი	ძირითადი	ამფოტერიული	მჟავე	ძლიერად მჟავე
ჰიდროქსიდები	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH) 4 H 2 MnO 3	H2MnO4	HMnO4
Თვისებები	გამოხატული ძირითადი	ძირითადი	ამფოტერიული	მჟავე	უაღრესად მჟავე
ტიტულები	მანგანუმის (II) ჰიდროქსიდი; Mn(II) მარილები	მანგანუმის (III) ჰიდროქსიდი; Mn(III) მარილები	მანგანუმის (IV) ჰიდროქსიდი; მანგანატები (IV)	მანგანუმის (VI) მჟავა; მანგანატები (VI)	მანგანუმის (VII) მჟავა; პერმანგანატები
მჟავას თვისებების გაძლიერება
ძირითადი თვისებების გაძლიერება

მანგანუმის (II) ნაერთები.მანგანუმის (II) ოქსიდი და ჰიდროქსიდი ავლენენ მხოლოდ ძირითად თვისებებს. ისინი წყალში უხსნადია, მაგრამ ადვილად იხსნება მჟავებში ორვალენტიანი მანგანუმის მარილების წარმოქმნით.

ორვალენტიანი მანგანუმის მარილების უმეტესობა წყალში ძალიან ხსნადია და კატიონში ჰიდროლიზს განიცდის. ნაკლებად ხსნად მარილებს მიეკუთვნება შუალედური მარილები - სულფიდი, ფოსფატი და კარბონატი.

კრისტალურ მდგომარეობაში მანგანუმის (II) მარილებს აქვთ ოდნავ ვარდისფერი ფერი, მაგრამ წყალხსნარებში ისინი პრაქტიკულად უფეროა.

ორვალენტიანი მანგანუმის ჰიდროქსიდი წარმოიქმნება ირიბად - მარილის ხსნარებზე ტუტეს მოქმედებით. წარმოქმნის მომენტში წარმოიქმნება თეთრი ნალექი (უფრო ხშირად შეინიშნება როგორც მყარი), რომელიც ჰაერში თანდათან ყავისფერდება ატმოსფერული ჟანგბადის გავლენის ქვეშ:

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

მანგანუმი (II) აყალიბებს რთულ ნაერთებს საკოორდინაციო რიცხვით ექვსი. წყალხსნარებში კათიონური კომპლექსები ცნობილია აკვაკომპლექსის სახით. მნ(H 2 O) 6 ] 2+ და ამიაკი [ მნ(NN 3) 6] 2+ და ანიონური – თიოციანატი [ მნ(ნ.ს.კ.) 6] 4– და ციანიდი [ მნ(CN) 6 ] 4- . მაგრამ ორვალენტიანი მანგანუმის რთული ნაერთები არასტაბილურია და სწრაფად იშლება წყალხსნარებში.

მანგანუმის (II) ნაერთები ავლენენ შემცირების თვისებებს, ნეიტრალურ გარემოში იჟანგება მანგანუმამდე (IV), ძლიერ ტუტე გარემოში მანგანუმამდე (VI) და მჟავე გარემოში მანგანუმამდე (VII):

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

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

თუ ინ ვიტრო Mn 2+ავლენს აღდგენითი თვისებებს, შემდეგ in vivo Mn 2+აღდგენითი თვისებები სუსტად არის გამოხატული ბიოლიგანდების სტაბილიზაციის ეფექტის გამო.

მანგანუმის (III) ნაერთები.სამვალენტიანი მანგანუმის მარილები მუქი ფერისაა და მიდრეკილია რთული მარილების (მჟავა კომპლექსების) წარმოქმნას. მანგანუმის (III) ყველა მარილი არასტაბილურია. მჟავე ხსნარში ისინი ადვილად იშლება მანგანუმის (II) მარილებად. ნეიტრალურ ხსნარში მარტივი მარილები ადვილად ჰიდროლიზდება ჰიდროქსიდის წარმოქმნით Mn(III),რომელიც ჰაერში სწრაფად გარდაიქმნება მანგანუმის (IV) ჰიდროქსიდში. მანგანუმის (III) ჰიდროქსიდი - Mn2O3ּ H 2 Oან MnO(OH)ბუნებრივად გვხვდება როგორც მინერალი მანგანიტა(ყავისფერი მანგანუმის საბადო). ხელოვნურად წარმოებული მანგანუმის (III) ჰიდროქსიდი გამოიყენება შავ-ყავისფერ საღებავად. მანგანუმის (III) ოქსიდი, როდესაც თბება ჰაერში 940 o C-ზე მეტ ტემპერატურაზე ან ჟანგბადის ნაკადში 1090 o C-ზე ზევით, გარდაიქმნება შერეულ ოქსიდად. Mn3O4სტაბილური შემადგენლობა, რომელიც გამოიყენება წონის ანალიზში.

მანგანუმის (IV) ნაერთები.ოქსიდი Mn(IV)მანგანუმის ყველაზე სტაბილური ჟანგბადის ნაერთი ნორმალურ პირობებში. MnO2და მისი შესაბამისი ჰიდროქსიდი პრაქტიკულად არ იხსნება წყალში.

MnO2აჩვენებს რედოქსის ორმაგობა. მჟავე გარემოში ის მოქმედებს როგორც ძლიერი ჟანგვის აგენტი (+ 1,23 V), ამცირებს Mn(II).ქლორის წარმოების ერთ-ერთი მეთოდი ემყარება ამ თვისებას:

MnO 2 (s) + 4HCl (c) → MnCl 2 (c) + Cl 2 (გ) + 2H 2 O (ლ)

ტუტე გარემოში ჟანგვის აგენტების გავლენის ქვეშ Mn(IV)იჟანგება Mn(VI).

მანგანუმის(IV) ჰიდროქსიდი ვლინდება ამფოტერული ხასიათი- მჟავე და ძირითადი თანაბარი რაოდენობით.

მანგანუმის(IV) მარილები არასტაბილურია და წყალხსნარებში იშლება მარილების წარმოქმნით Mn(II).

მანგანუმის (VI) ნაერთები.ექვსვალენტური მანგანუმის ოქსიდი არ არის იზოლირებული თავისუფალი სახით. მანგანუმის (VI) ჰიდროქსიდი ავლენს მჟავე ხასიათს. თავისუფალი მანგანუმის (VI) მჟავა არასტაბილურია და არაპროპორციულია წყალხსნარში შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

მანგანატები (VI) წარმოიქმნება მანგანუმის დიოქსიდის ტუტესთან შერწყმით ჟანგვის აგენტების თანდასწრებით და აქვს ზურმუხტისფერი მწვანე ფერი. ძლიერ ტუტე გარემოში მანგანატები (VI) საკმაოდ სტაბილურია. ტუტე ხსნარების განზავებისას ხდება ჰიდროლიზი, რომელსაც თან ახლავს არაპროპორციულობა:

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

მანგანატები (VI) არის ძლიერი ჟანგვის აგენტები, რომლებიც მცირდება მჟავე გარემოში Mn(II),ხოლო ნეიტრალურ და ტუტე გარემოში – მდე MnO2.ძლიერი ჟანგვის აგენტების გავლენის ქვეშ, მანგანატები (VI) შეიძლება დაჟანგდეს Mn(VII):

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

500 o C-ზე ზევით გაცხელებისას მანგანატი (VI) იშლება პროდუქტებად:

მანგანატი (IV) და ჟანგბადი:

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

მანგანუმის (VII) ნაერთები.მანგანუმის (VII) ოქსიდი - Mn2O7გამოიყოფა მუქი მწვანე ცხიმიანი სითხის სახით, როდესაც კონცენტრირებული გოგირდის მჟავა რეაგირებს კალიუმის პერმანგანატთან:

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

მანგანუმის (VII) ოქსიდი სტაბილურია 10 o C-მდე და იშლება ფეთქებად შემდეგი სქემის მიხედვით:

Mn 2 O 7 (l) → 2 MnO 2 (s) + O 3 (g).

ურთიერთობისას Mn2O7პერმანგანუმის მჟავა იქმნება წყლით HMnO4, რომელსაც აქვს მეწამულ-წითელი ფერი:

Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l) = 2HMnO 4 (c) (მხოლოდ MnO 4 - და H + იონების სახით).

უწყლო პერმანგანუმის მჟავას მიღება შეუძლებელი იყო 20%-მდე კონცენტრაციით; ეს ძალიან ძლიერი მჟავა, დისოციაციის აშკარა ხარისხი ხსნარში 0,1 მოლ/დმ 3 კონცენტრაციით არის 93%.

პერმანგანუმის მჟავა არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი.ურთიერთქმედებს კიდევ უფრო ენერგიულად Mn2O7, მასთან შეხებისას აალებადი ნივთიერებები.

პერმანგანუმის მჟავას მარილებს ე.წ პერმანგანატები. მათგან ყველაზე მნიშვნელოვანია კალიუმის პერმანგანატი, რომელიც ძალიან ძლიერი ჟანგვის აგენტია. მისი ჟანგვის თვისებები ორგანული და არაორგანული ნივთიერებების მიმართ ხშირად გვხვდება ქიმიურ პრაქტიკაში.

Აღდგენის კურსი პერმანგანატის იონიდამოკიდებულია გარემოს ბუნებაზე:

მჟავე გარემო Mn(II) (Mn 2+ მარილები)

MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, E 0 = +1.51 B

პერმანგანატის ნეიტრალური საშუალო Mn(IV) (მანგანუმის(IV) ოქსიდი)

MnO 4 - +2H 2 O + 3ē = MnO 2 +4OH - ,E 0 = +1.23 B

ტუტე გარემო Mn(VI) (მანგანატები M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē = MnO 4 2-, E 0 = +0.56 B

როგორც ხედავთ, პერმანგანატები ავლენენ ყველაზე ძლიერ ჟანგვის თვისებებს მჟავე გარემოში.

მანგანატების წარმოქმნა ხდება ძლიერ ტუტე ხსნარში, რომელიც თრგუნავს ჰიდროლიზს K2MnO4. ვინაიდან რეაქცია ჩვეულებრივ მიმდინარეობს საკმაოდ განზავებულ ხსნარებში, პერმანგანატის შემცირების საბოლოო პროდუქტი ტუტე გარემოში, ისევე როგორც ნეიტრალურ გარემოში, არის MnO 2 (იხ. დისპროპორციულობა).

დაახლოებით 250 o C ტემპერატურაზე, კალიუმის პერმანგანატი იშლება შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

კალიუმის პერმანგანატი გამოიყენება როგორც ანტისეპტიკური. 0,01-დან 0,5%-მდე სხვადასხვა კონცენტრაციის წყალხსნარები გამოიყენება ჭრილობების დეზინფექციისთვის, გარგარისა და სხვა ანთების საწინააღმდეგო პროცედურების დროს. წარმატებით გამოიყენება კალიუმის პერმანგანატის 2-5% ხსნარი კანის დამწვრობისთვის (კანი შრება და ბუშტი არ წარმოიქმნება). ცოცხალი ორგანიზმებისთვის პერმანგანატები შხამია (ისინი იწვევენ ცილების კოაგულაციას). მათი განეიტრალება ხორციელდება 3%-იანი ხსნარით H 2 O 2მჟავე ძმარმჟავით:

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

მანგანუმი არის ბიოლოგიურად აქტიური მიკროელემენტი, რომელიც გვხვდება ცოცხალ ორგანიზმებში. ადამიანის ორგანიზმი შეიცავს დაახლოებით 12 მგ მანგანუმს, ამ რაოდენობის 43% ძვლებშია, დანარჩენი კი რბილ ქსოვილებში. ეს არის მრავალი ფერმენტის ნაწილი. ორვალენტიანი მანგანუმი აძლიერებს სხვადასხვა კლასის ფერმენტების დიდი რაოდენობით - ტრანსფერაზების, ჰიდროლაზების, იზომერაზების კატალიზურ აქტივობას. მანგანუმის შემცველი ფერმენტი გლუტამინ სინთეტაზა კატალიზებს გლუტამინის ბიოსინთეზს გლუტამინის მჟავიდან და ამიაკისაგან ATP-ის მონაწილეობით. იონები Mn 2+ნუკლეინის მჟავების კონფორმაციის სტაბილიზაციას, დნმ-ის რეპლიკაციის, რნმ-ისა და ცილების სინთეზის პროცესებში მონაწილეობა. იონები Mn 3+ერთად Fe 3+წარმოადგენს ტრანსფერინის, სუპეროქსიდდისმუტაზას და მჟავა ფოსფატაზას - ტიპიური მეტალოპროტეინების ნაწილი.

მანგანუმი გავლენას ახდენს ჰემატოპოეზზე, ზრდაზე, რეპროდუქციაზე, მინერალურ, ლიპიდურ და ნახშირწყლების მეტაბოლიზმზე და ჩონჩხის განვითარებაზე.

ტოქსიკოლოგიაში კალიუმის პერმანგანატი გამოიყენება მეთანოლის, ნოვოკაინისა და კოკაინის ხარისხობრივი გამოვლენისთვის.

კალიუმის პერმანგანატის ხსნარი გამოიყენება როგორც ტიტრატი შემცირების აგენტების რაოდენობრივი განსაზღვრისთვის: Fe 2+, C2O42-პოლი- და ჰიდროქსიკარბოქსილის მჟავები, ალდეჰიდები, ჭიანჭველა, შარდმჟავა, ასკორბინის მჟავები პირდაპირი ტიტრაციით და რიგი ჟანგვის აგენტები (მაგალითად, ნიტრატები და ნიტრიტები) საპირისპირო ტიტრაციით.

მანგანუმის ნაერთები ძლიერი შხამია, რომელიც მოქმედებს ცენტრალურ ნერვულ სისტემაზე და მოქმედებს თირკმელებზე, ფილტვებზე და გულზე.

მანგანუმის ნაერთები. ოქსიდები, ჰიდროქსიდები.

მანგანუმი წარმოქმნის რამდენიმე ოქსიდს. ყველაზე სტაბილურები არიან

МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7

მანგანუმის (VII) ოქსიდი Mn2O7 არის შავ-მწვანე ზეთოვანი სითხე, 50°C-ზე მაღლა ის იშლება ჟანგბადის და ქვედა ოქსიდების წარმოქმნით და მაღალ ტემპერატურაზე ფეთქდება:

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.

ავლენს მჟავე თვისებებს. რეაგირებს წყალთან პერმანგანუმის მჟავის წარმოქმნით:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.

მანგანუმის ოქსიდის მიღება შესაძლებელია მხოლოდ ირიბად:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

პერმანგანუმის მჟავა არის ძლიერი მჟავა, ძალიან არასტაბილური, იშლება 3°C-ზე ზემოთ:

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

მანგანუმის (II) ოქსიდი MnO და შესაბამისი ჰიდროქსიდები Mn(OH)2 ძირითადი ნივთიერებებია.

ისინი რეაგირებენ მჟავებთან მანგანუმის (II) მარილების წარმოქმნით

MnO + 2HCl = MnCl2 + 2H2O

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

Mn(OH)2 მიიღება ტუტეების მოქმედებით ხსნად Mn2+ მარილებზე

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2H2O

Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓

თეთრი ნალექი

არასტაბილურობის გამო Mn(OH)2 უკვე იჟანგება ჰაერში და წარმოიქმნება Mn(OH)4.

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

ეს რეაქცია თვისებრივია Mn2+ კატიონისთვის

მანგანუმის (IV) ქოქსიდი, ან მანგანუმის დიოქსიდი, MnO2 და Mn(OH)4 ჰიდროქსიდი ამფოტერული ნივთიერებებია.

როდესაც MnO2 რეაგირებს გოგირდის მჟავასთან, წარმოიქმნება დაბალი სტაბილური მანგანუმის (IV) სულფატი.

МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O

როდესაც MnO2 შერწყმულია ტუტეებთან, ხდება რეაქცია მანგანიტების (IV) წარმოქმნით, რომლებიც უნდა ჩაითვალოს პერმანგანატის მჟავას H4MnO4 მარილებად.

MnO2 + 4KOH = K4MnO4 + 2H2O

მანგანუმის (IV) ოქსიდს, დამოკიდებულია იმ ნივთიერებებზე, რომლებთანაც იგი რეაგირებს, შეუძლია გამოავლინოს როგორც ჟანგვის, ასევე შემცირების აგენტის თვისებები.

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

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

პირველ რეაქციაში MnO2 მოქმედებს როგორც ჟანგვის აგენტი, მეორეში - როგორც აღმდგენი საშუალება.

ამრიგად, მანგანუმის ოქსიდებისა და ჰიდროქსიდების სერიაში სხვადასხვა დაჟანგვის მდგომარეობით, ჩნდება ზოგადი ნიმუში: ჟანგვის ხარისხის გაზრდით, ჰიდროქსიდის ოქსიდების ძირითადი ხასიათი სუსტდება და მჟავე ხასიათი იზრდება.

მანგანუმის მჟავას მარილებს პერმანგანატები ეწოდება.

ყველაზე ცნობილია კალიუმის პერმანგანატის მარილი KMnO4 - მუქი მეწამული კრისტალური ნივთიერება, წყალში ზომიერად ხსნადი. KMnO4-ის ხსნარებს აქვთ მუქი ჟოლოსფერი ფერი, ხოლო მაღალი კონცენტრაციით - იისფერი, დამახასიათებელი MnO4- ანიონებისთვის.

გაცხელებისას კალიუმის პერმანგანატი იშლება

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

კალიუმის პერმანგანატი არის ძალიან ძლიერი ჟანგვის აგენტი, ის ადვილად აჟანგებს ბევრ არაორგანულ და ორგანულ ნივთიერებას. მანგანუმის შემცირების ხარისხი ძალიან დამოკიდებულია გარემოს pH-ზე.

მანგანუმის მჟავას მარილები - პერმანგანატები - შეიცავს პერმანგანატის იონს MnO4-, ხსნარში ისინი იასამნისფერია. ისინი ავლენენ ჟანგვის თვისებებს, წარმოიქმნება მანგანუმის (II) ნაერთები მჟავე გარემოში:

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

ნეიტრალურში - მანგანუმი (IV):

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

ტუტეში - მანგანუმი (VI):

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

გაცხელებისას ისინი იშლება:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

კალიუმის პერმანგანატი მიიღება შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

შემდეგ მანგანატი გარდაიქმნება პერმანგანატად ელექტროქიმიური დაჟანგვით, პროცესის საერთო განტოლებას აქვს ფორმა:

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

მიეკუთვნება VII ჯგუფს. მდებარეობს მეოთხე პერიოდში ქრომს და რკინას შორის. აქვს ატომური ნომერი 25. მანგანუმის ფორმულა 3d 5 4s 2.

იგი გაიხსნა 1774 წელს. მანგანუმის ატომიიწონის 54,938045. შეიცავს იზოტოპს 55Mn და ბუნებრივ მანგანუმიმთლიანად მისგან შედგება. ლითონის ჟანგვის მდგომარეობა მერყეობს 2-დან 7-მდე. Mn-ის ელექტროუარყოფითობა არის 1,55. გარდამავალი მასალა.

კავშირები მანგანუმი 2ქმნის ოქსიდს და დიოქსიდს. ელემენტის ძირითადი თვისებების დემონსტრირება. მანგანუმის წარმონაქმნები 3 და მანგანუმი 4განსხვავდება ამფოტერული თვისებებით. ლითონის 6 და 7 კომბინაციებში წამყვანი თვისებებია მანგანუმის მჟავები. ელემენტი No25 აყალიბებს მარილების მრავალრიცხოვან სახეობას და სხვადასხვა ბინარულ ნაერთებს.

მანგანუმის მოპოვება ყველგან ხორციელდება როგორც რუსეთში, ასევე მეზობელ ქვეყნებში. უკრაინაში არის სპეციალური მანგანეტი - ქალაქი, მდებარეობს მანგანუმის მადნის მრავალრიცხოვან წარმონაქმნებზე.

მანგანუმის აღწერა და თვისებები

ვერცხლისფერი თეთრი ფერი ოდნავ ნაცრისფერი ელფერით ხდის მას გამორჩეულს მანგანუმი. ნაერთიელემენტს აქვს ნახშირბადის ნაზავი, რაც მას ვერცხლისფერ-თეთრ ფერს აძლევს. სიხისტე და მტვრევადობა აღემატება რკინას. წვრილი აბრაზიული ნივთიერებების სახით იგი პიროფორულია.

ჰაერთან ურთიერთობისას ხდება მანგანუმის დაჟანგვა. იგი დაფარულია ოქსიდის ფირით, რომელიც იცავს მას შემდგომი დაჟანგვის რეაქციებისგან.

ის იხსნება წყალში და მთლიანად შთანთქავს წყალბადს მასთან ურთიერთობის გარეშე. გაცხელებისას ის ჟანგბადში იწვის. აქტიურად რეაგირებს ქლორთან და გოგირდთან. მჟავე ჟანგვის აგენტებთან ურთიერთობისას წარმოიქმნება მანგანუმის მარილები.

სიმკვრივე - 7200 კგ/მ3, დნობის წერტილი - 1247°C, დუღილის წერტილი - 2150°C. სპეციფიკური თბოტევადობა - 0,478 კჯ. აქვს ელექტრული გამტარობა. ქლორთან, ბრომთან და იოდთან კონტაქტისას წარმოიქმნება დიჰალიდები.

მაღალ ტემპერატურაზე ის ურთიერთქმედებს აზოტთან, ფოსფორთან, სილიციუმთან და ბორთან. ნელა რეაგირებს ცივ წყალთან. გათბობის დროს, ელემენტის რეაქტიულობა იზრდება. გამომავალი არის Mn(OH)2 და წყალბადი. როდესაც მანგანუმი აერთიანებს ჟანგბადს, ის წარმოიქმნება მანგანუმის ოქსიდი. არსებობს შვიდი ჯგუფი:

მანგანუმის (II) ოქსიდი. მონოქსიდი. არ ურთიერთქმედებს წყალთან. ადვილად იჟანგება, ქმნის მყიფე ქერქს. წყალბადით და აქტიური ჯგუფის ლითონებით გაცხელებისას იგი მცირდება მანგანუმამდე. მას აქვს მწვანე და რუხი-მწვანე ბროლის ფერი. ნახევარგამტარი.

მანგანუმის (II,III) ოქსიდი. ყავისფერი - შავი ფერის კრისტალები Mn3O4. პარამაგნიტური. ბუნებრივ გარემოში გვხვდება როგორც მინერალი ჰაუსმანიტი.

მანგანუმის (II,IV) ოქსიდი. არაორგანული ნაერთი Mn5O8. შეიძლება ჩაითვალოს როგორც მანგანუმის ორთომანგანიტი. უხსნადი H2O-ში.

მანგანუმის (III) ოქსიდი ყავისფერი - შავი კრისტალები Mn2O3. ნუ რეაგირებთ წყალთან. ის ბუნებრივად გვხვდება მინერალებში ბრაუნიტში, კურნაკიტში და ბიქსბიიტში.

მანგანუმის (IV) ოქსიდი ან მანგანუმის დიოქსიდი MnO2. წყალში უხსნადი მუქი ყავისფერი ფხვნილი. მანგანუმის მდგრადი ფორმირება. მინერალი შეიცავს პიროლუზიტს. შთანთქავს ქლორს და მძიმე ლითონის მარილებს.

მანგანუმის (VI) ოქსიდი. მუქი წითელი ამორფული ელემენტი. რეაგირებს წყალთან. გაცხელებისას მთლიანად იშლება. ტუტე რეაქციები ქმნის მარილის დეპოზიტებს.

მანგანუმის (VII) ოქსიდი. ზეთოვანი მომწვანო-ყავისფერი სითხე Mn2O7. ძლიერი ჟანგვის აგენტი. აალებადი ნარევებთან შეხებისას ის მყისიერად ანთებს მათ. მას შეუძლია აფეთქდეს დარტყმის, მკვეთრი და კაშკაშა შუქის ან ორგანულ კომპონენტებთან ურთიერთქმედების შედეგად. H 2 O-სთან ურთიერთობისას წარმოქმნის პერმანგანუმის მჟავას.

მანგანუმის მარილები არის ჟანგბადის შემცველი ჟანგვითი პროცესების კატალიზატორები. ისინი გამოიყენება საშრობებით. სელის ზეთს ასეთი საშრობი აგენტის დამატებით ეწოდება საშრობი ზეთი.

მანგანუმის გამოყენება

Mn ფართოდ გამოიყენება შავი მეტალურგიაში. დაამატეთ შენადნობი რკინის მანგანუმი(ფერომანგანუმი). მასში მანგანუმის წილი 70-80%-ია, ნახშირბადი 0,5-7%, დანარჩენი რკინა და უცხო მინარევებია. ელემენტი 25 ფოლადის წარმოებაში აერთიანებს ჟანგბადს და გოგირდს.

გამოყენებული ნარევები ქრომი - მანგანუმი, -მანგანუმი, სილიციუმ-მანგანუმი. ფოლადის წარმოებაში მანგანუმის ალტერნატიული ჩანაცვლება არ არსებობს.

ქიმიური ელემენტი ასრულებს ბევრ ფუნქციას, მათ შორის ფოლადის გადამუშავებასა და დეოქსიდირებას. ფართოდ გამოყენებული ტექნოლოგია თუთია მანგანუმი. ზნ-ის ხსნადობა მაგნიუმში არის 2%, ხოლო ფოლადის სიძლიერე, ამ შემთხვევაში, იზრდება 40%-მდე.

აფეთქების ღუმელში მანგანუმი შლის თუჯისგან გოგირდის საბადოებს. ტექნიკა იყენებს სამჯერ მანგანინის შენადნობებს, რომლებიც მოიცავს მანგანუმის სპილენძიდა ნიკელი. მასალა ხასიათდება მაღალი ელექტრული წინააღმდეგობით, რომელიც გავლენას ახდენს არა ტემპერატურაზე, არამედ წნევაზე.

გამოიყენება წნევის მრიცხველების დასამზადებლად. ინდუსტრიისთვის რეალური ღირებულება არის სპილენძის შენადნობი - მანგანუმი. შინაარსიმანგანუმი აქ არის 70%, სპილენძი 30%. იგი გამოიყენება წარმოების მავნე ხმაურის შესამცირებლად. სადღესასწაულო ღონისძიებებისთვის ასაფეთქებელი პაკეტების დამზადებისას გამოიყენება ნარევი, რომელიც მოიცავს ისეთ ელემენტებს, როგორიცაა მაგნიუმის მანგანუმი. მაგნიუმი ფართოდ გამოიყენება თვითმფრინავების მშენებლობაში.

მანგანუმის მარილების ზოგიერთმა სახეობამ, როგორიცაა KMnO4, იპოვა მათი გამოყენება სამედიცინო ინდუსტრიაში. კალიუმის პერმანგანატი არის პერმანგანატის მჟავას მარილი. მუქი მეწამულს ჰგავს. ის იხსნება წყალში, იასამნისფერი ხდება.

არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი. ანტისეპტიკური, აქვს ანტიმიკრობული თვისებები. მანგანუმი წყალშიადვილად იჟანგება, წარმოქმნის ცუდად ხსნად ყავისფერ მანგანუმის ოქსიდს.

ქსოვილის პროტეინთან შეხებისას ის წარმოქმნის ნაერთებს გამოხატული შემკვრელი თვისებებით. მაღალ კონცენტრაციებში მანგანუმის ხსნარიაქვს გამაღიზიანებელი და გამაღიზიანებელი ეფექტი.

კალიუმის მანგანუმიგამოიყენება გარკვეული დაავადებების სამკურნალოდ და პირველადი დახმარების უზრუნველსაყოფად, ხოლო კალიუმის პერმანგანატის კრისტალების ბოთლი არის ყველა პირველადი დახმარების ნაკრები.

მანგანუმი სასარგებლოა ადამიანის ჯანმრთელობისთვის. მონაწილეობს ცენტრალური ნერვული სისტემის უჯრედების ფორმირებასა და განვითარებაში. ხელს უწყობს ვიტამინი B1 და რკინის შეწოვას. არეგულირებს სისხლში შაქარს. მონაწილეობს ძვლოვანი ქსოვილის მშენებლობაში.

მონაწილეობს ცხიმოვანი მჟავების ფორმირებაში. აუმჯობესებს რეფლექსურ შესაძლებლობებს, მეხსიერებას, ხსნის ნერვულ დაძაბულობას, გაღიზიანებას. შეიწოვება ნაწლავის კედლებში მანგანუმი, ვიტამინები B, E, ფოსფორი, კალციუმი აძლიერებს ამ პროცესს, გავლენას ახდენს ორგანიზმზე და ზოგადად მეტაბოლურ პროცესებზე.

ადამიანისთვის აუცილებელი მინერალები, როგორიცაა კალციუმი, მაგნიუმი, მანგანუმისპილენძს, კალიუმს, რკინას უმატებენ ვიტამინ-მინერალურ კომპლექსებს ვიტამინის დეფიციტის აღმოსაფხვრელად.

ასევე მიკროელემენტები თუთია, მანგანუმიდა რკინა დიდ როლს თამაშობს მცენარეთა ცხოვრებაში. შედის ფოსფორიან და მინერალურ სასუქებში.

მანგანუმის ფასი

მანგანუმის ლითონი შეიცავს 95%-მდე სუფთა მანგანუმს. იგი გამოიყენება ფოლადის და მეტალურგიულ მრეწველობაში. შლის არასაჭირო მინარევებს ფოლადისგან და ანიჭებს მას შენადნობის თვისებებს.

ფერომანგანუმი გამოიყენება შენადნობის დეოქსიდიზაციისთვის დნობის პროცესში, მისგან ჟანგბადის ამოღებით. აკავშირებს გოგირდის ნაწილაკებს ერთმანეთთან, აუმჯობესებს ფოლადის ხარისხობრივ მახასიათებლებს. მანგანუმი აძლიერებს მასალას და ხდის მას უფრო აცვიათ გამძლეობას.

ლითონი გამოიყენება ბურთის წისქვილების, მიწის მოძრავი და ქვის დამსხვრეული მანქანების და ჯავშანტექნიკის შესაქმნელად. რეოსტატები მზადდება მანგადინის შენადნობიდან. ელემენტი No25 ემატება ბრინჯაოს და.

მანგანუმის დიოქსიდის დიდი პროცენტი იხარჯება ვოლტაური უჯრედების შესაქმნელად. Mn-ის დამატებით გამოიყენება წვრილ ორგანულ და სამრეწველო სინთეზში. ნაერთები MnO2 და KMnO4 მოქმედებენ როგორც ჟანგვის აგენტები.

მანგანუმი არის ნივთიერებაშეუცვლელია შავი მეტალურგიაში. უნიკალურია თავისი ფიზიკური და ქიმიური მახასიათებლებით. იყიდეთ მანგანუმიხელმისაწვდომია სპეციალიზებულ საცალო მაღაზიებში. ხუთი კილოგრამი ლითონი ღირს დაახლოებით 150 რუბლი, ხოლო ტონა, კავშირის ტიპის მიხედვით, დაახლოებით 100-200 ათასი რუბლი ღირს.

განმარტება

მანგანუმის (IV) ოქსიდინორმალურ პირობებში ის ჩნდება როგორც შავი კრისტალები ყავისფერი ელფერით, რომლებიც გახურებისას იშლება (ნახ. 1).

მთლიანი ფორმულა - MnO 2. მანგანუმის (IV) ოქსიდის მოლური მასა არის 86,94 გ/მოლი.

ბრინჯი. 1. მანგანუმის (IV) ოქსიდი. გარეგნობა.

არ რეაგირებს წყალთან. ჰიდრატი MnO 2 × nH 2 O დალექილია ხსნარიდან კონცენტრირებული მჟავების მოქმედებით. ავლენს რედოქს თვისებებს. ეს არის ყველაზე გავრცელებული მანგანუმის ნაერთი ბუნებაში.

მანგანუმის ოქსიდის ქიმიური ფორმულა 4

მანგანუმის (IV) ოქსიდის ქიმიური ფორმულა არის MnO 2. ის აჩვენებს, რომ ეს მოლეკულა შეიცავს მანგანუმის ერთ ატომს (Ar = 55 amu) და ორ ჟანგბადის ატომს (Ar = 16 amu). ქიმიური ფორმულის გამოყენებით შეგიძლიათ გამოთვალოთ მანგანუმის (IV) ოქსიდის მოლეკულური წონა:

Mr(MnO 2) = Ar(Mn) + 2×Ar(O);

Mr(MnO 2) = 55 + 2×16 = 55 + 32 = 87.

მანგანუმის ოქსიდის გრაფიკული (სტრუქტურული) ფორმულა 4

მანგანუმის (IV) ოქსიდის სტრუქტურული (გრაფიკული) ფორმულა უფრო ნათელია. ის გვიჩვენებს, თუ როგორ უკავშირდება ატომები ერთმანეთს მოლეკულის შიგნით:

პრობლემის გადაჭრის მაგალითები

მაგალითი 1

ვარჯიში

შეადგინეთ ორი რკინის ოქსიდის ფორმულები, თუ მათში რკინის მასური წილადებია 77,8% და 70,0%.

გამოსავალი

მოდით ვიპოვოთ მასური წილი სპილენძის თითოეულ ოქსიდში:

ω 1 (O) = 100% - ω 1 (Fe) = 100% - 77,8% = 22,2%;

ω 2 (O) = 100% - ω 2 (Fe) = 100% - 70.0% = 30.0%.

ნაერთში შემავალი ელემენტების მოლების რაოდენობა ავღნიშნოთ „x“ (რკინა) და „y“ (ჟანგბადი). შემდეგ, მოლური თანაფარდობა ასე გამოიყურება (ჩვენ დავამრგვალებთ დ.ი. მენდელეევის პერიოდული ცხრილიდან აღებული ფარდობითი ატომური მასების მნიშვნელობებს მთელ რიცხვებამდე):

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.

ეს ნიშნავს, რომ პირველი რკინის ოქსიდის ფორმულა იქნება FeO.

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.

ეს ნიშნავს, რომ მეორე რკინის ოქსიდის ფორმულა იქნება Fe 2 O 3.

უპასუხე

FeO, Fe2O3

მაგალითი 2

ვარჯიში

დაწერეთ წყალბადის, იოდის და ჟანგბადის ნაერთების ფორმულა, თუ მასში შემავალი ელემენტების მასური წილადია: ω(H) = 2,2%, ω(I) = 55,7%, ω(O) = 42,1%.

გამოსავალი

X ელემენტის მასური წილი NX კომპოზიციის მოლეკულაში გამოითვლება შემდეგი ფორმულით:

ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%.

ნაერთში შემავალი ელემენტების მოლის რაოდენობა ავღნიშნოთ, როგორც „x“ (წყალბადი), „y“ (იოდი), „z“ (ჟანგბადი). შემდეგ, მოლური თანაფარდობა ასე გამოიყურება (D.I. მენდელეევის პერიოდული ცხრილიდან აღებული ფარდობითი ატომური მასების მნიშვნელობები მრგვალდება მთელ რიცხვებზე):

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.

ეს ნიშნავს, რომ წყალბადის, იოდის და ჟანგბადის ნაერთების ფორმულა იქნება H 5 IO 6 .

უპასუხე

H5IO6

მანგანუმის მიღება

ალუმოთერმული მეთოდის გამოყენებით, პიროლიუზიტის კალციაციის დროს წარმოქმნილი Mn 2 O 3 ოქსიდის შემცირება:

ქიმიური თვისებები

პასიურდება ჰაერში დაჟანგვის დროს. მანგანუმის ფხვნილი იწვის ჟანგბადში:

გაცხელებისას მანგანუმი იშლება წყალს, ანაცვლებს წყალბადს:

ამ შემთხვევაში წარმოქმნილი მანგანუმის ჰიდროქსიდის ფენა ანელებს რეაქციას.

მანგანუმი შთანთქავს წყალბადს და ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება მისი ხსნადობა მანგანუმში. 1200 °C-ზე მაღალ ტემპერატურაზე ის რეაგირებს აზოტთან, წარმოქმნის სხვადასხვა შემადგენლობის ნიტრიდებს.

ნახშირბადი რეაგირებს გამდნარ მანგანუმთან, წარმოქმნის Mn 3 C კარბიდებს და სხვა. იგი ასევე ქმნის სილიციდებს, ბორიდებს და ფოსფიდებს.

რეაგირებს მარილმჟავასთან და გოგირდის მჟავებთან განტოლების მიხედვით:

კონცენტრირებულ გოგირდმჟავასთან რეაქცია მიმდინარეობს განტოლების მიხედვით:

განზავებული აზოტის მჟავით რეაქცია მიმდინარეობს განტოლების მიხედვით:

მანგანუმი სტაბილურია ტუტე ხსნარში.

მანგანუმის ოქსიდები და ჰიდროქსიდები

ოქსიდები	MnO	Mn2O3	MnO2	(MnO3)	Mn2O7
Თვისებები	გამოხატული ძირითადი	ძირითადი	ამფოტერიული	მჟავე	ძლიერ მჟავე
ჰიდროქსიდები	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH)4 H2MnO3	H2MnO4	HMnO4
Თვისებები	გამოხატული ძირითადი	ძირითადი	ამფოტერიული	მჟავე	უაღრესად მჟავე
ტიტულები	მანგანუმის (II) ჰიდროქსიდი; Mn(II) მარილები	მანგანუმის (III) ჰიდროქსიდი; Mn(III) მარილები	მანგანუმის (IV) ჰიდროქსიდი; მანგანატები (IV)	მანგანუმის (VI) მჟავა; მანგანატები (VI)	მანგანუმის (VII) მჟავა პერმანგანატები

მანგანუმის ოქსიდები და ჰიდროქსიდები

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 (ლ)

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

მანგანუმის (II) ოქსიდი MnO - მწვანე მყარი - შეიძლება მიღებულ იქნას მანგანუმის (IV) ოქსიდის შემცირებით წყალბადის ნაკადში:
MnO2+H2=MnO+H2O
MnO- ტიპიური ძირითადი ოქსიდი, არ რეაგირებს წყალთან. იგი შეესაბამება მანგანუმის (II) ჰიდროქსიდს, Mn(OH)2, რომელიც სუსტი ბაზაა. ნალექი ხდება ხორცისფერი ნალექის სახით ტუტეების მანგანუმის (II) მარილებთან ურთიერთქმედებისას:
MnСl2+2NaOH=Mn(OH)2¯+2NaCl
Mn(OH)2+2HCl=MnСl2+2H2O
მანგანუმის (II) მარილები, როგორც წესი, წყალში ძალიან ხსნადია, გარდა Mn3(PO4)2, MnS, MnCO3.

მანგანუმის (III) ნაერთები.სამვალენტიანი მანგანუმის მარილები მუქი ფერისაა და მიდრეკილია რთული მარილების წარმოქმნას (მჟავა კომპლექსები ). მანგანუმის (III) ყველა მარილი არასტაბილურია. მჟავე ხსნარში ისინი ადვილად იშლება მანგანუმის (II) მარილებად. ნეიტრალურ ხსნარში მარტივი მარილები ადვილად ჰიდროლიზდება ჰიდროქსიდის წარმოქმნით Mn(III),რომელიც ჰაერში სწრაფად გარდაიქმნება მანგანუმის (IV) ჰიდროქსიდში. მანგანუმის (III) ჰიდროქსიდი - Mn2O3ּ H 2 Oან MnO(OH)ბუნებრივად გვხვდება როგორც მინერალი მანგანიტა(ყავისფერი მანგანუმის საბადო).

ქვითარი

ბუნებაში ნაპოვნი მინერალებია ბრაუნიტი, კურნაკიტი და ბიქსბიიტი - მანგანუმის ოქსიდი სხვადასხვა მინარევებით.

მანგანუმის (II) ოქსიდის დაჟანგვა:

მანგანუმის (IV) ოქსიდის შემცირება:

მანგანუმის ოქსიდის მომზადება 4:

· ლაბორატორიულ პირობებში მიიღება კალიუმის პერმანგანატის თერმული დაშლით.

4KMnO4→4MnO2+2K2O+3O2

· მაგრამ რეაქცია რეალურად მიჰყვება განტოლებას:

2KMnO4→MnO2+K2MnO4+O2

· ასევე შეიძლება მომზადდეს კალიუმის პერმანგანატის წყალბადის ზეჟანგთან რეაქციით.

2KMnO4+H2O2→2KOH+2MnO2+2O2

· 100 °C-ზე მაღალ ტემპერატურაზე კალიუმის პერმანგანატი მცირდება წყალბადით:

2KMnO4+2H2→K2MnO4+MnO2+2H2O

ქიმიური თვისებები

1) როდესაც მანგანუმის (IV) ოქსიდი (პიროლუზიტი) ერწყმის ტუტეებს ჟანგბადის თანდასწრებით, წარმოიქმნება მანგანატები:

2) მანგანუმის(II) ქლორიდი - უწყლო მდგომარეობაში გამოდის ღია ვარდისფერი ფოთლების სახით და მიიღება მანგანუმის, მისი ოქსიდის ან კარბონატის მშრალი წყალბადის ქლორიდით დამუშავებით.

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (ქლორი მიიღება ამ რეაქციის შედეგად ლაბორატორიებში)

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

3) MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (რეაქცია ხდება შერწყმის დროს)

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

მანგანუმის(IV) ჰიდროქსიდი ვლინდება ამფოტერული ხასიათი- მჟავე და ძირითადი თანაბარი რაოდენობით მანგანუმის დიოქსიდის მიღება შესაძლებელია ლაბორატორიაში Mn(NO 3) 2 ჰაერში კალცინაციით:

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

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

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

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

500 o C-ზე ზევით გაცხელებისას მანგანატი (VI) იშლება პროდუქტებად:

მანგანატი (IV) და ჟანგბადი:

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

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

Mn 2 O 7 (l) → 2 MnO 2 (s) + O 3 (g).

Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l) = 2HMnO 4 (c) (მხოლოდ MnO 4 - და H + იონების სახით).

პერმანგანუმის მჟავა არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი.ურთიერთქმედებს კიდევ უფრო ენერგიულად Mn2O7, მასთან შეხებისას აალებადი ნივთიერებები. მანგანუმის (VII) ოქსიდი Mn 2 O 7 - მანგანუმის ანჰიდრიდი არის მწვანე-ყავისფერი მძიმე ზეთი, რომელიც მიიღება კონცენტრირებული გოგირდმჟავას მოქმედებით მყარ კალიუმის პერმანგანატზე:

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

მანგანუმის მარილები

1) მანგანატის ხსნარს აქვს მუქი მწვანე ფერი. მჟავიანობისას რეაქცია ხდება:

2) კალცინაციისას პერმანგანატები იშლება ჟანგბადის გამოყოფით (სუფთა ჟანგბადის წარმოქმნის ერთ-ერთი ლაბორატორიული მეთოდი). რეაქცია მიმდინარეობს განტოლების მიხედვით (კალიუმის პერმანგანატის მაგალითის გამოყენებით):

3) ძლიერი ჟანგვის აგენტების გავლენით Mn 2+ იონი გარდაიქმნება MnO 4 − იონად:

4) კალიუმის პერმანგანატი გამოიყენება როგორც ანტისეპტიკური საშუალება. 0,01-დან 0,5%-მდე სხვადასხვა კონცენტრაციის წყალხსნარები გამოიყენება ჭრილობების დეზინფექციისთვის, გარგარისა და სხვა ანთების საწინააღმდეგო პროცედურების დროს. წარმატებით გამოიყენება კალიუმის პერმანგანატის 2-5% ხსნარი კანის დამწვრობისთვის (კანი შრება და ბუშტი არ წარმოიქმნება). ცოცხალი ორგანიზმებისთვის პერმანგანატები შხამია (ისინი იწვევენ ცილების კოაგულაციას). მათი განეიტრალება ხორციელდება 3%-იანი ხსნარით H 2 O 2მჟავე ძმარმჟავით:

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

5) პერმანგანატები ჟანგავს ორგანულ ნივთიერებებს როგორც მჟავე, ისე ტუტე გარემოში:

· 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) ყველა მანგანუმის (II) მარილი ORR-ში, რომელიც მიედინება ხსნარებში, არის შემამცირებელი აგენტები:

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

8) მანგანუმის (II) მარილები არ ჰიდროლიზდება, წარმოქმნის ძლიერ აკვაკომპლექსებს:

Mn 2+ + 6H 2 O → 2+

MnCl 2 + 6H 2 O → Cl 2

9) Mn(CN) 2 – უხსნადი თეთრი ნაერთი, კომპლექსური წარმოქმნის გამო იხსნება KCN-ის თანდასწრებით:

4KCN + Mn(CN) 2 = K4 კალიუმის ჰექსოციანომანგანატი

ანალოგიურად:

4KF + MnF 2 = K 4

2KCl + MnCl 2 = K 2

ფერების გამოყენება:

პორტალი სკოლის მოსწავლეებისთვის. თვით მომზადება

მანგანუმის ოქსიდის ქიმიური ფორმულა 4

მანგანუმის ოქსიდის გრაფიკული (სტრუქტურული) ფორმულა 4

პრობლემის გადაჭრის მაგალითები

ᲓᲐᲙᲐᲕᲨᲘᲠᲔᲑᲣᲚᲘ ᲡᲢᲐᲢᲘᲔᲑᲘ