Oxidy	MnO	Mn203	MnO2	(MnO3)	Mn207
Vlastnosti	vyslovený základný	základné	amfotérny	kyslý	silne kyslý
Hydroxidy	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH)4H2Mn03	H2Mn04	HMn04
Vlastnosti	vyslovený základný	základné	amfotérny	kyslý	vysoko kyslé
Tituly	hydroxid manganatý; Mn(II) soli	hydroxid manganatý; Mn(III) soli	hydroxid manganatý; manganistan (IV)	kyselina mangánová (VI); manganistan (VI)	kyselina mangánová (VII); manganistanu
Posilnenie vlastností kyseliny
Posilnenie základných vlastností

Zlúčeniny mangánu (II). Oxid a hydroxid manganatý (II) majú iba zásadité vlastnosti. Sú nerozpustné vo vode, ale ľahko sa rozpúšťajú v kyselinách za vzniku dvojmocných mangánových solí.

Väčšina solí dvojmocného mangánu je vysoko rozpustná vo vode a podlieha hydrolýze na katióne. Medzi ťažko rozpustné soli patria medziprodukty - sulfid, fosfát a uhličitan.

V kryštalickom stave majú soli mangánu (II) mierne ružovú farbu, ale vo vodných roztokoch sú prakticky bezfarebné.

Hydroxid mangánu dvojmocný vzniká nepriamo – pôsobením alkálií na roztoky solí. V okamihu vzniku sa vytvorí biela zrazenina (častejšie pozorovaná ako pevná látka), ktorá na vzduchu vplyvom vzdušného kyslíka postupne hnedne:

2Mn(OH)2(s) + 2H20 (1) + 02(g) -> 2Mn(OH)4(s)

Mangán (II) tvorí komplexné zlúčeniny s koordinačným číslom šesť. Vo vodných roztokoch sú katiónové komplexy známe vo forme vodného komplexu [ Mn(H20) 6 ] 2+ a amoniak [ Mn(NH 3) 6 ] 2+ a aniónový – tiokyanát [ Mn(N.S.C.) 6 ] 4– a kyanid [ Mn(CN) 6] 4-. Ale komplexné zlúčeniny dvojmocného mangánu sú nestabilné a rýchlo sa rozpadajú vo vodných roztokoch.

Zlúčeniny mangánu (II) vykazujú redukčné vlastnosti, oxidujú v neutrálnom prostredí na mangán (IV), v silne alkalickom prostredí na mangán (VI) a v kyslom prostredí na mangán (VII):

3MnS04 (a) + 2KCl03 (a) + 12 KOH (a) → 3K2Mn04 (a) + 2KCl (a) + 3K2S04 (a) + 6H20 (1)

2MnS04 (c) + 5Pb02 (t) + 6HN03 (c) →2HMn04 (c) +3Pb(N03)2 (c) +2PbS04 (c) +2H20 (1)

Ak in vitro Mn 2+ vykazuje regeneračné vlastnosti, potom in vivo Mn 2+ regeneračné vlastnosti sú slabo vyjadrené v dôsledku stabilizačného účinku bioligandov.

Zlúčeniny mangánu (III). Soli trojmocného mangánu majú tmavú farbu a majú tendenciu vytvárať komplexné soli (komplexy kyselín). Všetky mangánové soli sú nestabilné. V kyslom roztoku sa ľahko redukujú na mangánové (II) soli. V neutrálnom roztoku jednoduché soli ľahko hydrolyzujú za vzniku hydroxidu Mn(III), ktorý sa na vzduchu rýchlo mení na hydroxid mangánu (IV). Hydroxid manganatý (III) – Mn203ּ H20 alebo MnО(OH) sa vyskytuje prirodzene ako minerál manganita(hnedá mangánová ruda). Ako čierno-hnedá farba sa používa umelo vyrobený hydroxid manganatý (III). Oxid manganatý (III) sa pri zahriatí na teplotu vyššiu ako 940 o C na vzduchu alebo nad 1 090 o C v prúde kyslíka premení na zmiešaný oxid Mn304 stabilné zloženie, ktoré sa používa pri hmotnostnej analýze.

Zlúčeniny mangánu (IV). Oxid Mn(IV) za normálnych podmienok najstabilnejšia kyslíková zlúčenina mangánu. MnO2 a jej zodpovedajúci hydroxid sú prakticky nerozpustné vo vode.

MnO2 relácie redoxná dualita. V kyslom prostredí pôsobí ako silné oxidačné činidlo (+ 1,23 V), redukuje na Mn(II). Jedna z metód výroby chlóru je založená na tejto vlastnosti:

Mn02 (s) + 4HCl (c) → MnCl2 (c) + Cl2 (g) + 2H20 (1)

V alkalickom prostredí pod vplyvom oxidačných činidiel Mn(IV) oxiduje na Mn(VI).

Vykazuje hydroxid manganatý (IV). amfotérneho charakteru– kyslé a zásadité v rovnakej miere.

Mangán (IV) soli sú nestabilné a vo vodných roztokoch sa rozkladajú za vzniku solí Mn(II).

Zlúčeniny mangánu (VI).Šesťmocný oxid mangánu nebol izolovaný vo voľnej forme. Hydroxid manganatý (VI) má kyslý charakter. Voľná ​​kyselina mangánová (VI) je nestabilná a disproporcionálna vo vodnom roztoku podľa nasledujúcej schémy:

3H2Mn04 (c) -> 2HMn04 (c) + Mn02 (s) + 2H20 (1).

Manganitany (VI) vznikajú fúziou oxidu manganičitého s alkáliou v prítomnosti oxidačných činidiel a majú smaragdovo zelenú farbu. V silne alkalickom prostredí sú manganitany (VI) celkom stabilné. Pri riedení alkalických roztokov dochádza k hydrolýze sprevádzanej disproporcionáciou:

3K2Mn04 (c) + 2H20 (1) -> 2KMn04 (c) + Mn02 (s) + 4KOH (c).

Manganany (VI) sú silné oxidačné činidlá, ktoré sa v kyslom prostredí redukujú na Mn(II), a v neutrálnom a alkalickom prostredí – až MnO2. Vplyvom silných oxidačných činidiel môžu byť manganitany (VI) oxidované na Mn(VII):

2K2Mn04 (c) + Cl2 (g) -> 2 KMn04 (c) + 2 KCI (c).

Pri zahrievaní nad 500 o C sa manganistan (VI) rozkladá na produkty:

manganistan (IV) a kyslík:

2K2Mn04(t) -» K2Mn03(t) + 02(g).

Zlúčeniny mangánu (VII). Oxid mangánu (VII) - Mn207 sa uvoľňuje ako tmavozelená olejovitá kvapalina, keď koncentrovaná kyselina sírová reaguje s manganistanom draselným:

2KMn04 (t) + H2S04 (k) = K2S04 (c) + Mn207 (1) + H20 (1).

Oxid mangánu (VII) je stabilný do 10 o C a explozívne sa rozkladá podľa nasledujúcej schémy:

Mn207 (1) → 2Mn02 (s) + O3 (g).

Pri interakcii Mn207 s vodou vzniká kyselina manganičitá HMn04, ktorý má fialovo-červenú farbu:

Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l) = 2HMnO 4 (c) (iba vo forme iónov MnO 4 – a H +).

Nebolo možné získať bezvodú kyselinu manganičitú v roztoku, je stabilná až do koncentrácie 20 %. Toto veľmi silná kyselina zdanlivý stupeň disociácie v roztoku s koncentráciou 0,1 mol/dm 3 je 93 %.

Kyselina manganičitá je silné oxidačné činidlo. Interaguje ešte energickejšie Mn207, horľavé látky sa pri kontakte s ním vznietia.

Soli kyseliny manganičitej sú tzv manganistanu. Najdôležitejším z nich je manganistan draselný, ktorý je veľmi silným oxidačným činidlom. S jeho oxidačnými vlastnosťami voči organickým a anorganickým látkam sa často stretávame v chemickej praxi.

Rýchlosť zotavenia manganistanový ión závisí od povahy prostredia:

kyslé prostredie Mn(II) (Mn2+ soli)

Mn04 - +8H + +5ē = Mn2+ +4H20, Eo = +1,51 B

Manganistan neutrálne médium Mn(IV) (oxid mangánu(IV))

Mn04 - +2H20+3ē=Mn02+4OH-,Eo = +1,23 B

alkalické prostredie Mn(VI) (manganáty M2MnO4)

Mn04 - +ē = Mn042-, Eo = +0,56 B

Ako je možné vidieť, manganistan vykazujú najsilnejšie oxidačné vlastnosti v kyslom prostredí.

K tvorbe manganistanu dochádza v silne alkalickom roztoku, ktorý potláča hydrolýzu K2MnO4. Keďže reakcia zvyčajne prebieha v dosť zriedených roztokoch, konečným produktom redukcie manganistanu v alkalickom prostredí, ako aj v neutrálnom prostredí, je MnO 2 (pozri disproporcionácia).

Pri teplote asi 250 o C sa manganistan draselný rozkladá podľa nasledujúcej schémy:

2KMn04 (t) K2Mn04 (t) + Mn02 (t) + O2 (g)

Manganistan draselný sa používa ako antiseptikum. Vodné roztoky rôznych koncentrácií od 0,01 do 0,5 % sa používajú na dezinfekciu rán, kloktanie a iné protizápalové procedúry. Na popáleniny kože sa úspešne používajú 2 - 5% roztoky manganistanu draselného (koža sa vysuší a nevytvorí sa bublina). Pre živé organizmy sú manganistan jedom (spôsobujú zrážanie bielkovín). Ich neutralizácia sa uskutočňuje 3% roztokom H202 okyslené kyselinou octovou:

2KMnO4 +5H202 +6CH3COOH →2Mn(CH3COO)2+2CH3COOC +8H20+ 5O2

Mangán je biologicky aktívny stopový prvok nachádzajúci sa v živých organizmoch. Ľudské telo obsahuje asi 12 mg mangánu, pričom 43 % z tohto množstva sa nachádza v kostiach a zvyšok v mäkkých tkanivách. Je súčasťou množstva enzýmov. Dvojmocný mangán zvyšuje katalytickú aktivitu veľkého počtu enzýmov rôznych tried - transferáz, hydroláz, izomeráz. Enzým glutamínsyntetáza obsahujúci mangán katalyzuje biosyntézu glutamínu z kyseliny glutámovej a amoniaku za účasti ATP. Ióny Mn 2+ stabilizovať konformáciu nukleových kyselín, podieľať sa na procesoch replikácie DNA, RNA a syntézy proteínov. Ióny Mn 3+ spolu s Fe 3+ je súčasťou transferínu, superoxiddismutázy a kyslej fosfatázy - súčasť typických metaloproteínov.

Mangán ovplyvňuje krvotvorbu, rast, reprodukciu, metabolizmus minerálov, tukov a sacharidov a vývoj kostry.

V toxikológii sa manganistan draselný používa na kvalitatívnu detekciu metanolu, novokaínu a kokaínu.

Roztok manganistanu draselného sa používa ako titračné činidlo na kvantitatívne stanovenie redukčných činidiel: Fe 2+, C2O42- poly- a hydroxykarboxylové kyseliny, aldehydy, kyselina mravčia, močová, askorbová priamou titráciou a množstvo oxidačných činidiel (napríklad dusičnany a dusitany) reverznou titráciou.

Zlúčeniny mangánu sú silné jedy, ktoré pôsobia na centrálny nervový systém, ovplyvňujú obličky, pľúca a srdce.

Zlúčeniny mangánu. Oxidy, hydroxidy.

Mangán tvorí niekoľko oxidov. Najstabilnejšie sú

МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7

Oxid mangánu (VII) Mn2O7 je čiernozelená olejovitá kvapalina, nad 50°C sa rozkladá za vzniku kyslíka a nižších oxidov a pri vyšších teplotách exploduje:

2Mn207 = 4Mn02 + 302.

Vykazuje kyslé vlastnosti. Reaguje s vodou za vzniku kyseliny manganičitej:

Mn207 + H20 = 2HMn04.

Oxid mangánu je možné získať len nepriamo:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

Kyselina manganičitá je silná kyselina, veľmi nestabilná, rozkladá sa nad 3°C:

4HMn04 = 4Mn02 + 2H20 + 302.

Oxid manganatý (II) MnO a zodpovedajúce hydroxidy Mn(OH)2 sú zásadité látky.

Reagujú s kyselinami za vzniku mangánu (II).

MnO + 2HCl = MnCl2 + 2H20

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H20

Mn(OH)2 sa získava pôsobením alkálií na rozpustné soli Mn2+

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2H20

Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓

biela zrazenina

V dôsledku nestability je Mn(OH)2 už na vzduchu oxidovaný a vzniká Mn(OH)4

2Mn(OH)2 + 02 + 2H20 = 2Mn(OH)4

Táto reakcia je kvalitatívna pre katión Mn2+

Oxid manganičitý (IV) Qoxid alebo oxid manganičitý, MnO2 a hydroxid Mn(OH)4 sú amfotérne látky.

Keď MnO2 reaguje s kyselinou sírovou, vytvára sa nízko stabilný síran mangánu (IV).

МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O

Keď sa MnO2 spája s alkáliami, dochádza k reakcii s tvorbou manganitanov (IV), ktoré by sa mali považovať za soli manganistanu H4MnO4

Mn02 + 4KOH = K4Mn04 + 2H20

Oxid manganatý (IV) môže v závislosti od látok, s ktorými reaguje, vykazovať vlastnosti oxidačného aj redukčného činidla.

4HCl + Mn02 = MnCl2 + Cl2 + 2 H20

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

V prvej reakcii pôsobí MnO2 ako oxidačné činidlo, v druhej - ako redukčné činidlo.

V sérii oxidov a hydroxidov mangánu s rôznymi oxidačnými stavmi sa teda objavuje všeobecný vzorec: so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie sa zásaditý charakter oxidov hydroxidov oslabuje a kyslý charakter sa zvyšuje.

Soli kyseliny mangánovej sa nazývajú manganistan.

Najznámejšia je manganistan draselný KMnO4 – tmavofialová kryštalická látka, stredne rozpustná vo vode. Roztoky KMnO4 majú tmavú karmínovú farbu a pri vysokých koncentráciách - fialovú, charakteristickú pre anióny MnO4-

Manganistan draselný sa pri zahrievaní rozkladá

2KMnO4 = K2MnO4 + Mn02 + O2

Manganistan draselný je veľmi silné oxidačné činidlo, ľahko oxiduje mnohé anorganické a organické látky. Stupeň redukcie mangánu veľmi závisí od pH prostredia.

Soli kyseliny mangánovej - manganistan - obsahujú manganistanový ión MnO4-, v roztoku sú fialové. Vykazujú oxidačné vlastnosti zlúčeniny mangánu (II) vznikajú v kyslom prostredí:

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

v neutrálnom - mangán (IV):

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

v alkalickom – mangáne (VI):

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

Pri zahrievaní sa rozkladajú:

2KMnO4 = K2MnO4 + Mn02 + O2.

Manganistan draselný sa získava podľa nasledujúcej schémy:

2Mn02 + 4KOH + 02 = 2K2Mn04 + 2H20;

potom sa manganistan elektrochemickou oxidáciou premení na manganistan, celková rovnica procesu má tvar:

2K2Mn04 + 2H20 = 2KMn04 + 2KOH + H2.

Patrí do skupiny VII. Nachádza sa vo štvrtom období medzi chrómom a železom. Má atómové číslo 25. Mangánový vzorec 3d 5 4 s 2 .

Bol otvorený v roku 1774. Atóm mangánu váži 54,938045. Obsahuje izotop 55Mn a je prírodný mangán pozostáva výlučne z neho. Oxidačný stav kovu sa pohybuje od 2 do 7. Elektronegativita Mn je 1,55. Prechodový materiál.

Spojenia mangán 2 tvorí oxid a oxid. Predveďte základné vlastnosti prvku. Formácie mangánu 3 a mangán 4 sa líšia v amfotérnych vlastnostiach. V kombináciách kovov 6 a 7 sú hlavné vlastnosti mangánové kyseliny. Prvok č. 25 tvorí početné typy solí a rôzne binárne zlúčeniny.

Ťažba mangánu sa vykonáva všade v Rusku aj v susedných krajinách. Na Ukrajine existuje špeciál Manganets - mesto, ktorý sa nachádza na početných útvaroch mangánovej rudy.

Popis a vlastnosti mangánu

Strieborne biela farba s jemným šedým nádychom mu dáva vyniknúť mangán. Zlúčenina Prvok má prímes karbónu, čo mu dodáva striebristo-bielu farbu. Tvrdosťou a krehkosťou je lepšie ako železo. Vo forme jemných abrazív je samozápalný.

Pri interakcii so vzduchom k nemu dochádza oxidácia mangánu. Je pokrytý oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred následnými oxidačnými reakciami.

Rozpúšťa sa vo vode a úplne absorbuje vodík bez toho, aby s ním reagoval. Pri zahrievaní horí v kyslíku. Aktívne reaguje s chlórom a sírou. Pri interakcii s kyslými oxidačnými činidlami sa tvorí mangánové soli.

Hustota - 7200 kg/m3, bod topenia - 1247°C, bod varu - 2150°C. Špecifická tepelná kapacita - 0,478 kJ. Má elektrickú vodivosť. Pri kontakte s chlórom, brómom a jódom vznikajú dihalogenidy.

Pri vysokých teplotách interaguje s dusíkom, fosforom, kremíkom a bórom. So studenou vodou reaguje pomaly. Počas zahrievania sa zvyšuje reaktivita prvku. Výstup produkuje Mn(OH)2 a vodík. Keď sa mangán spája s kyslíkom, vzniká oxid mangánu. Existuje sedem skupín:

Oxid manganatý (II). Monoxide. Neinteraguje s vodou. Ľahko oxiduje a vytvára krehkú kôru. Pri zahrievaní vodíkom a kovmi aktívnej skupiny sa redukuje na mangán. Má zelenú a sivozelenú kryštálovú farbu. Polovodič.

Oxid mangánu (II, III). Kryštály hnedo-čiernej farby Mn3O4. Paramagnetické. V prírodnom prostredí sa vyskytuje ako minerál hausmannit.

Oxid mangánu (II, IV). Anorganická zlúčenina Mn5O8. Možno považovať za ortomanganit mangánu. Nerozpustný v H2O.

Oxid mangánu Hnedo-čierne kryštály Mn2O3. Nereagujte s vodou. Prirodzene sa nachádza v mineráloch braunit, kurnakit a bixbyite.

Oxid manganičitý alebo oxid manganičitý MnO2. Vo vode nerozpustný tmavohnedý prášok. Trvalo udržateľná tvorba mangánu. Minerál obsahuje pyrolusit. Absorbuje chlór a soli ťažkých kovov.

Oxid mangánu (VI). Tmavočervený amorfný prvok. Reaguje s vodou. Pri zahrievaní sa úplne rozkladá. Alkalické reakcie tvoria usadeniny solí.

Oxid mangánu (VII). Olejovitá zelenohnedá kvapalina Mn2O7. Silné oxidačné činidlo. Pri kontakte s horľavými zmesami ich okamžite zapáli. Môže explodovať v dôsledku nárazu, ostrého a jasného záblesku svetla alebo interakcie s organickými zložkami. Pri interakcii s H 2 O vytvára kyselinu manganičitú.

Soli mangánu sú katalyzátory oxidačných procesov zahŕňajúcich kyslík. Používajú sa v sušičkách. Ľanový olej s prídavkom takéhoto sušiaceho činidla sa nazýva sušiaci olej.

Aplikácie mangánu

Mn je široko používaný v metalurgii železa. Pridajte zliatinu železo mangán(feromangán). Podiel mangánu v ňom je 70-80%, uhlíka 0,5-7%, zvyšok tvorí železo a cudzie nečistoty. Prvok 25 pri výrobe ocele kombinuje kyslík a síru.

Použité zmesi chróm - mangán, -mangán, kremík-mangán. Pri výrobe ocele neexistuje alternatívna náhrada za mangán.

Chemický prvok vykonáva mnoho funkcií, vrátane rafinácie a deoxidácie ocele. Široko používaná technológia zinok mangán. Rozpustnosť Zn v horčíku je 2% a pevnosť ocele sa v tomto prípade zvyšuje na 40%.

Vo vysokej peci odstraňuje mangán z liatiny usadeniny síry. Technika využíva ternárne zliatiny manganínu, ktoré zahŕňajú mangánová meď a niklu. Materiál sa vyznačuje vysokým elektrickým odporom, ktorý nie je ovplyvnený teplotou, ale tlakom.

Používa sa na výrobu tlakomerov. Skutočnou hodnotou pre priemysel je zliatina medi - mangán. Obsah mangán je tu 70%, meď 30%. Používa sa na zníženie škodlivého hluku výroby. Pri výrobe výbušných obalov na slávnostné udalosti sa používa zmes, ktorá obsahuje prvky ako napr horčík mangán. Horčík je široko používaný v konštrukcii lietadiel.

Niektoré druhy mangánových solí, ako napríklad KMnO4, našli svoje uplatnenie v medicínskom priemysle. Manganistan draselný je soľ kyseliny manganistanu. Vyzerá ako tmavo fialová. Vo vodnom prostredí sa rozpúšťa a sfarbuje do fialova.

Je silné oxidačné činidlo. Antiseptický, má antimikrobiálne vlastnosti. Mangán vo vodeľahko oxiduje a vytvára zle rozpustný hnedý oxid mangánu.

Pri kontakte s tkanivovým proteínom vytvára zlúčeniny s výraznými adstringentnými vlastnosťami. Vo vysokých koncentráciách roztok mangánu má dráždivý a kauterizujúci účinok.

Mangán draselný používa sa na liečbu niektorých chorôb a na poskytovanie prvej pomoci a fľaša kryštálov manganistanu draselného je v každej lekárničke.

Mangán je prospešný pre ľudské zdravie. Podieľa sa na tvorbe a vývoji buniek centrálneho nervového systému. Podporuje vstrebávanie vitamínu B1 a železa. Reguluje hladinu cukru v krvi. Podieľa sa na výstavbe kostného tkaniva.

Podieľa sa na tvorbe mastných kyselín. Zlepšuje reflexné schopnosti, pamäť, odstraňuje nervové napätie, podráždenosť. Absorbované v črevných stenách mangán, vitamíny B, E, fosfor, vápnik posilňujú tento proces, ovplyvňujú telo a metabolické procesy vo všeobecnosti.

Pre človeka nevyhnutné minerály, ako napr vápnik, horčík, mangán, meď, draslík, železo sa pridávajú do vitamínových a minerálnych komplexov na odstránenie nedostatku vitamínov.

Tiež mikroelementy zinok, mangán a železo hrá obrovskú úlohu v živote rastlín. Zahrnuté do fosforu a minerálnych hnojív.

Cena mangánu

Kovový mangán obsahuje až 95% čistého mangánu. Používa sa v oceliarskom a hutníckom priemysle. Odstraňuje z ocele zbytočné nečistoty a dodáva jej legovacie vlastnosti.

Feromangán sa používa na deoxidáciu zliatiny počas procesu tavenia odstránením kyslíka z nej. Vzájomne spája častice síry, čím zlepšuje kvalitatívne vlastnosti ocele. Mangán spevňuje materiál a robí ho odolnejším voči opotrebovaniu.

Kov sa používa na výrobu guľových mlynov, zemných strojov a strojov na drvenie kameňa a pancierových prvkov. Reostaty sú vyrobené zo zliatiny mangadinu. Prvok č.25 sa pridáva k bronzu a.

Na vytvorenie voltaických článkov sa spotrebuje veľké percento oxidu manganičitého. s prídavkom Mn sa používa v jemných organických a priemyselných syntézach. Zlúčeniny MnO2 a KMnO4 pôsobia ako oxidačné činidlá.

Mangán je látka nepostrádateľný v metalurgii železa. Jedinečný svojimi fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami. Kúpte si mangán dostupné v špecializovaných predajniach. Päť kilogramov kovu stojí asi 150 rubľov a tona, v závislosti od typu pripojenia, stojí asi 100 - 200 tisíc rubľov.

DEFINÍCIA

Oxid mangánu (IV). za normálnych podmienok sa javí ako čierne kryštály s hnedým odtieňom, ktoré sa zahrievaním rozkladajú (obr. 1).

Hrubý vzorec - MnO 2. Molárna hmotnosť oxidu mangánu (IV) je 86,94 g/mol.

Ryža. 1. Oxid mangánu (IV). Vzhľad.

Nereaguje s vodou. Z roztoku sa vyzráža hydrát MnO 2 x nH 2 O, ktorý sa pôsobením koncentrovaných kyselín prenesie do roztoku. Vykazuje redoxné vlastnosti. Je to najbežnejšia zlúčenina mangánu v prírode.

Chemický vzorec oxidu mangánu 4

Chemický vzorec oxidu mangánu (IV) je MnO2. Ukazuje, že táto molekula obsahuje jeden atóm mangánu (Ar = 55 amu) a dva atómy kyslíka (Ar = 16 amu). Pomocou chemického vzorca môžete vypočítať molekulovú hmotnosť oxidu mangánu (IV):

Mr(MnO 2) = Ar(Mn) + 2×Ar(O);

Mr(Mn02) = 55 + 2 × 16 = 55 + 32 = 87.

Grafický (štrukturálny) vzorec oxidu mangánu 4

Štrukturálny (grafický) vzorec oxidu mangánu (IV) je jasnejší. Ukazuje, ako sú atómy navzájom spojené vo vnútri molekuly:

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Vytvorte vzorce dvoch oxidov železa, ak hmotnostné frakcie železa v nich sú 77,8% a 70,0%.
Riešenie	Nájdite hmotnostný zlomok v každom z oxidov medi: coi (0) = 100 % - coi (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; co2 (0) = 100 % - co2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Označme počet mólov prvkov obsiahnutých v zlúčenine „x“ (železo) a „y“ (kyslík). Potom bude molárny pomer vyzerať takto (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z Periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva zaokrúhlime na celé čísla): x:y = coi(Fe)/Ar(Fe): coi(0)/Ar(0); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. To znamená, že vzorec prvého oxidu železa bude FeO. x:y = co2(Fe)/Ar(Fe): co2(0)/Ar(0); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25 : 1,875 = 1 : 1,5 = 2 : 3. To znamená, že vzorec druhého oxidu železa bude Fe203.
Odpoveď	FeO, Fe203

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Napíšte vzorec pre zlúčeninu vodíka, jódu a kyslíka, ak hmotnostné zlomky prvkov v nej sú: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
Riešenie	Hmotnostný podiel prvku X v molekule zloženia NX sa vypočíta podľa tohto vzorca: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označme počet mólov prvkov obsiahnutých v zlúčenine ako „x“ (vodík), „y“ (jód), „z“ (kyslík). Potom bude molárny pomer vyzerať takto (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z Periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva sú zaokrúhlené na celé čísla): x:y:z = co(H)/Ar(H): co(I)/Ar(I): co(0)/Ar(0); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5:1:6. To znamená, že vzorec pre zlúčeninu vodíka, jódu a kyslíka bude H5IO6.
Odpoveď	H5IO6

Získanie mangánu

Pomocou aluminotermickej metódy redukcia oxidu Mn 2 O 3 vznikajúceho pri kalcinácii pyrolusitu:

Chemické vlastnosti

Pasivuje sa počas oxidácie na vzduchu. Práškový mangán horí v kyslíku:

Pri zahrievaní mangán rozkladá vodu a vytláča vodík:

V tomto prípade vytvorená vrstva hydroxidu mangánu spomaľuje reakciu.

Mangán absorbuje vodík a so zvyšujúcou sa teplotou sa jeho rozpustnosť v mangáne zvyšuje. Pri teplotách nad 1200 °C reaguje s dusíkom za vzniku nitridov rôzneho zloženia.

Uhlík reaguje s roztaveným mangánom, pričom vznikajú karbidy Mn 3 C a iné. Vytvára tiež silicidy, boridy a fosfidy.

Reaguje s kyselinou chlorovodíkovou a sírovou podľa rovnice:

S koncentrovanou kyselinou sírovou prebieha reakcia podľa rovnice:

So zriedenou kyselinou dusičnou prebieha reakcia podľa rovnice:

Mangán je stabilný v alkalickom roztoku.

Oxidy a hydroxidy mangánu

Oxidy	MnO	Mn203	MnO2	(MnO3)	Mn207
Vlastnosti	vyslovený základný	základné	amfotérny	kyslý	Silne kyslé
Hydroxidy	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH)4 H2MnO3	H2Mn04	HMn04
Vlastnosti	vyslovený základný	základné	amfotérny	kyslý	vysoko kyslé
Tituly	hydroxid manganatý; Mn(II) soli	hydroxid manganatý; Mn(III) soli	hydroxid manganatý; manganistan (IV)	kyselina mangánová (VI); manganistan (VI)	manganistan (VII);

Oxidy a hydroxidy mangánu

Zlúčeniny mangánu (II). Oxid a hydroxid manganatý (II) majú iba zásadité vlastnosti. Sú nerozpustné vo vode, ale ľahko sa rozpúšťajú v kyselinách za vzniku dvojmocných mangánových solí.

Väčšina solí dvojmocného mangánu je vysoko rozpustná vo vode a podlieha hydrolýze na katióne. Medzi ťažko rozpustné soli patria medziprodukty - sulfid, fosfát a uhličitan.

V kryštalickom stave majú soli mangánu (II) mierne ružovú farbu, ale vo vodných roztokoch sú prakticky bezfarebné.

Hydroxid mangánu dvojmocný vzniká nepriamo – pôsobením alkálií na roztoky solí. V okamihu vzniku sa vytvorí biela zrazenina (častejšie pozorovaná ako pevná látka), ktorá na vzduchu vplyvom vzdušného kyslíka postupne hnedne:

2Mn(OH)2(s) + 2H20 (1) + 02(g) -> 2Mn(OH)4(s).3MnS04 (a) + 2KCl03 (a) + 12 KOH (a) → 3K2Mn04 (a) + 2KCl (a) + 3K2S04 (a) + 6H20 (1)

2MnS04 (c) + 5Pb02 (t) + 6HN03 (c) →2HMn04 (c) +3Pb(N03)2 (c) +2PbS04 (c) +2H20 (1).

Oxid manganatý MnO - zelená tuhá látka - možno ju získať redukciou oxidu mangánu (IV) v prúde vodíka:
Mn02+H2=MnO+H20
MnO- typický zásaditý oxid, nereaguje s vodou. Zodpovedá hydroxidu mangánu (II), Mn(OH)2, čo je slabá zásada. Vyzráža sa ako zrazenina mäsovej farby počas interakcie alkálií so soľami mangánu (II):
MnCl2+2NaOH=Mn(OH)2¯+2NaCl
Mn(OH)2+2HCl=MnCl2+2H20
Soli mangánu (II) sú spravidla vysoko rozpustné vo vode, s výnimkou Mn3(PO4)2, MnS, MnCO3.

Zlúčeniny mangánu (III). Soli trojmocného mangánu majú tmavú farbu a majú tendenciu vytvárať komplexné soli (komplexy kyselín ). Všetky mangánové soli sú nestabilné. V kyslom roztoku sa ľahko redukujú na mangánové (II) soli. V neutrálnom roztoku jednoduché soli ľahko hydrolyzujú za vzniku hydroxidu Mn(III), ktorý sa na vzduchu rýchlo mení na hydroxid mangánu (IV). Hydroxid manganatý (III) – Mn203ּ H20 alebo MnО(OH) sa vyskytuje prirodzene ako minerál manganita(hnedá mangánová ruda).

Potvrdenie

Minerály nachádzajúce sa v prírode sú braunit, kurnakit a bixbyit – oxid mangánu s rôznymi prímesami.

Oxidácia oxidu mangánu (II):

Redukcia oxidu mangánu (IV):

Zlúčeniny mangánu (IV). Oxid Mn(IV) za normálnych podmienok najstabilnejšia kyslíková zlúčenina mangánu. MnO2 a jej zodpovedajúci hydroxid sú prakticky nerozpustné vo vode.

Príprava oxidu mangánu 4:

· V laboratórnych podmienkach sa získava tepelným rozkladom manganistanu draselného.

4KMnO4→4MnO2+2K2O+3O2

· ale reakcia v skutočnosti prebieha podľa rovnice:

2KMnO4→MnO2+K2MnO4+O2

· Môže sa pripraviť aj reakciou manganistanu draselného s peroxidom vodíka.

2KMnO4+H202->2KOH+2MnO2+2O2

· Pri teplotách nad 100 °C sa manganistan draselný redukuje vodíkom:

2KMnO4+2H2→K2MnO4+MnO2+2H2O

Chemické vlastnosti

1) Keď sa oxid manganičitý (pyroluzit) taví s alkáliami v prítomnosti kyslíka, vznikajú manganitany:

2) Chlorid manganatý – v bezvodom stave sa javí ako svetloružové listy a získava sa úpravou mangánu, jeho oxidu alebo uhličitanu suchým chlorovodíkom

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (chlór sa získava z tejto reakcie v laboratóriách)

MnC03 + 2HCl = MnCl2 + C02 + H20

3) MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (reakcia prebieha počas fúzie)

4) 2Mn02 + 2H2S04 = 2MnS04 + 02 + 2H20.

Vykazuje hydroxid manganatý (IV). amfotérneho charakteru– kyslý a zásaditý v rovnakých množstvách Oxid manganičitý možno získať v laboratóriu kalcináciou Mn(NO 3) 2 na vzduchu:

Mn(N03)2 = Mn02 + 2N02

Zlúčeniny mangánu (VI).Šesťmocný oxid mangánu nebol izolovaný vo voľnej forme. Hydroxid manganatý (VI) má kyslý charakter. Voľná ​​kyselina mangánová (VI) je nestabilná a disproporcionálna vo vodnom roztoku podľa nasledujúcej schémy:

3H2Mn04 (c) -> 2HMn04 (c) + Mn02 (s) + 2H20 (1).

Manganitany (VI) vznikajú fúziou oxidu manganičitého s alkáliou v prítomnosti oxidačných činidiel a majú smaragdovo zelenú farbu. V silne alkalickom prostredí sú manganitany (VI) celkom stabilné. Pri riedení alkalických roztokov dochádza k hydrolýze sprevádzanej disproporcionáciou:

3K2Mn04 (c) + 2H20 (1) -> 2KMn04 (c) + Mn02 (s) + 4KOH (c).

Manganany (VI) sú silné oxidačné činidlá, ktoré sa v kyslom prostredí redukujú na Mn(II), a v neutrálnom a alkalickom prostredí – až MnO2. Vplyvom silných oxidačných činidiel môžu byť manganitany (VI) oxidované na Mn(VII):

2K2Mn04 (c) + Cl2 (g) -> 2 KMn04 (c) + 2 KCI (c).

Pri zahrievaní nad 500 o C sa manganistan (VI) rozkladá na produkty:

manganistan (IV) a kyslík:

2K2Mn04(t) -» K2Mn03(t) + 02(g).

Zlúčeniny mangánu (VII). Oxid mangánu (VII) - Mn207 sa uvoľňuje ako tmavozelená olejovitá kvapalina, keď koncentrovaná kyselina sírová reaguje s manganistanom draselným:

2KMn04 (t) + H2S04 (k) = K2S04 (c) + Mn207 (1) + H20 (1).

Oxid mangánu (VII) je stabilný do 10 o C a explozívne sa rozkladá podľa nasledujúcej schémy:

Mn207 (1) → 2Mn02 (s) + O3 (g).

Pri interakcii Mn207 s vodou vzniká kyselina manganičitá HMn04, ktorý má fialovo-červenú farbu:

Mn 2 O 7 (l) + H 2 O (l) = 2HMnO 4 (c) (iba vo forme iónov MnO 4 – a H +).

Nebolo možné získať bezvodú kyselinu manganičitú v roztoku, je stabilná až do koncentrácie 20 %. Toto veľmi silná kyselina zdanlivý stupeň disociácie v roztoku s koncentráciou 0,1 mol/dm 3 je 93 %.

Kyselina manganičitá je silné oxidačné činidlo. Interaguje ešte energickejšie Mn207, horľavé látky sa pri kontakte s ním vznietia. Oxid mangánu (VII) Mn 2 O 7 - anhydrid mangánu je zeleno-hnedý ťažký olej získaný pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na pevný manganistan draselný:

2KMnO4 + H2S04 = Mn207 + K2S04 + H20

Soli mangánu

1) Roztok manganistanu má tmavozelenú farbu. Pri okyslení dochádza k reakcii:

2) Pri kalcinácii sa manganistan rozkladajú za uvoľňovania kyslíka (jedna z laboratórnych metód výroby čistého kyslíka). Reakcia prebieha podľa rovnice (na príklade manganistanu draselného):

3) Vplyvom silných oxidačných činidiel sa ión Mn 2+ premieňa na ión MnO 4 −:

4) Manganistan draselný sa používa ako antiseptikum. Vodné roztoky rôznych koncentrácií od 0,01 do 0,5 % sa používajú na dezinfekciu rán, kloktanie a iné protizápalové procedúry. Na popáleniny kože sa úspešne používajú 2 - 5% roztoky manganistanu draselného (koža sa vysuší a nevytvorí sa bublina). Pre živé organizmy sú manganistan jedom (spôsobujú zrážanie bielkovín). Ich neutralizácia sa uskutočňuje 3% roztokom H202 okyslené kyselinou octovou:

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH→2Mn(CH 3COO) 2 +2CH 3 COOK +8H20+ 5O2

5) Manganistan oxiduje organické látky v kyslom aj alkalickom prostredí:

· 2KMnO4 + 3H2S04 + 5C2H5OH → 2MnS04 + K2S04 + 5CH3COH + 8H20

· 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) MnS04 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + Na2S04

7) Všetky soli mangánu (II) v ORR prúdiace v roztokoch sú redukčné činidlá:

3Mn(N03)2 + 2KMnO4 + 2H20 → 5Mn02 + 4HN03 + 2KN03

8) Soli mangánu (II) nehydrolyzujú a tvoria silné vodné komplexy:

Mn2+ + 6H20 -> 2+

MnCl2 + 6H20 -> Cl2

9) Mn(CN) 2 – nerozpustná biela zlúčenina, v dôsledku tvorby komplexu sa rozpúšťa v prítomnosti KCN:

4KCN + Mn(CN)2 = K4 hexakyanomanganát draselný

Podobne:

4KF + MnF2 = K4

2KCI + MnCl2 = K2

Aplikácia farieb: