Манганов(II) оксид- MnO - нисш манганов оксид, монооксид.
основен оксид. Да не се разтваря във вода. Лесно се окислява, за да образува крехка MnO 2 обвивка. При нагряване с водород или активни метали се редуцира до манган.
Манганов(II) оксид може да се получи чрез калциниране при температура от 300 °C на съдържащи кислород соли на манган(II) в атмосфера на инертен газ. От обикновен MnO 2 се получава чрез частична редукция при температури 700-900 ° C с водород или въглероден оксид.
Манган (II) хидроксид- неорганично съединение, манганов метален хидроксид с формула Mn(OH) 2 , светлорозови кристали, неразтворими във вода. Показва слаби основни свойства. Окислява във въздуха.
Мангановият (II) хидроксид се образува при взаимодействието на неговите соли с основи:
Химични свойства.
Мангановият (II) хидроксид лесно се окислява във въздуха до кафяв манганов оксохидроксид, който допълнително се разлага до манганов (IV) оксид:
· Мангановият (II) хидроксид има основни свойства. Реагира с киселини и киселинни оксиди:
· Мангановият (II) хидроксид има редуциращи свойства. В присъствието на силни окислители, той може да се окисли до перманганат:
Манганов (III) оксид- неорганично съединение, манганов метален оксид с формула Mn 2 O 3, кафяво-черни кристали, неразтворими във вода.
Разписка.
· В природата има минерали браунит, курнакит и биксбиит - манганов оксид с различни примеси.
Окисление на манганов (II) оксид:
Възстановяване на манганов(IV) оксид:
Химични свойства.
Разлага се при нагряване:
Когато се разтваря в киселини, той е непропорционален:
Когато се слее с метални оксиди, той образува соли на манганитите:
Не се разтваря във вода.
Манганов (III) хидроксид –Mn2O3ּ H 2 Oили MnO(OH)се среща естествено като минерал манганит(кафява манганова руда). Изкуствено получения манганов (III) хидроксид се използва като черно-кафява боя.
При взаимодействие с киселинни окислители се образува манганови соли.
Солите на манган (II), като правило, са добре разтворими във вода, с изключение на Mn 3 (PO 4) 2, MnS, MnCO 3.
манганов сулфат(II) MnSO 4 е бяла сол, едно от най-стабилните съединения на мангана (II). Под формата на кристален MnSO 4 7H 2 O се среща в природата. Използва се за боядисване на тъкани, а също така, заедно с манганов (II) хлорид MnCl 2 - за получаване на други манганови съединения.
манганов карбонат(II) MnCO 3 се намира в природата като манганов прах и се използва в металургията.
манганов нитрат(II) Mn(NO 3) 2 се получава само изкуствено и се използва за отделяне на редкоземни метали.
Солите на мангана са катализатори на окислителни процеси, включващи кислород. Използват се в десиканти. Лененото масло с добавка на такъв десикант се нарича изсушаващо масло.
Манганов(IV) оксид (манганов диоксид) MnO 2 - тъмнокафяв прах, неразтворим във вода. Най-стабилното съединение на мангана, широко разпространено в земната кора (минерал пиролузит).
Химични свойства.
При нормални условия се държи доста инертно. Когато се нагрява с киселини, той проявява окислителни свойства, например окислява концентрирана солна киселина до хлор:
Със сярна и азотна киселини MnO 2 се разлага с отделянето на кислород:
При взаимодействие със силни окислители, мангановият диоксид се окислява до съединения Mn 7+ и Mn 6+:
Мангановият диоксид проявява амфотерни свойства. Така че, когато разтвор на сярна киселина на солта MnSO 4 се окислява с калиев перманганат в присъствието на сярна киселина, се образува черна утайка от солта на Mn(SO 4) 2.
И когато се слее с алкали и основни оксиди, MnO 2 действа като кисел оксид, образувайки соли - манганити:
Той е катализатор за разлагането на водороден пероксид:
Разписка.
При лабораторни условия се получава чрез термично разлагане на калиев перманганат:
Може да се получи и чрез реакция на калиев перманганат с водороден прекис. На практика образуваният MnO 2 каталитично разлага водороден пероксид, в резултат на което реакцията не протича до края.
При температури над 100 °C чрез редукция на калиев перманганат с водород:
64. Манганови (VI) съединения, методи на получаване и свойства. Манганов оксид (VII), перманганова киселина и перманганати - получаване, свойства, приложение.
Манганов (VI) оксид- неорганично съединение, манганов метален оксид с формула MnO 3, тъмночервено аморфно вещество, реагира с вода.
Образува се при кондензация на виолетови пари, отделяни при нагряване на разтвор на калиев перманганат в сярна киселина:
Химични свойства.
Разлага се при нагряване:
Реагира с вода:
Образува соли с алкали - манганати:
Манганов (VI) хидроксидпроявява киселинен характер. свободната манганова (VI) киселина е нестабилна и непропорционална във воден разтвор съгласно схемата:
3H 2 MnO 4(c) → 2HMnO 4(c) + MnO 2(t) + 2H2O (l).
манганати (VI)се образуват чрез сливане на манганов диоксид с алкали в присъствието на окислители и имат изумрудено зелен цвят. Манганатите (VI) са доста стабилни в силно алкална среда. Когато алкалните разтвори се разреждат, настъпва хидролиза, придружена от диспропорциониране:
3K 2 MnO 4 (c) + 2H 2 O (l) → 2KMnO 4 (c) + MnO 2 (t) + 4KOH (c).
Манганатите (VI) са силни окислители, които се редуцират в кисела среда до Mn(II),а в неутрална и алкална среда - до MNO2.Под действието на силни окислители манганатите (VI) могат да се окислят до Mn(VII):
2K 2 MnO 4 (c) + Cl 2 (d) → 2KMnO 4 (c) + 2KCl (c).
При нагряване над 500 ° C манганатът (VI) се разлага на продукти:
манганат (IV) и кислород:
2K 2 MnO 4 (t) → K 2 MnO 3 (t) + O 2 (g).
Манганов(VII) оксид Mn 2 O 7- зеленикаво-кафява маслена течност (t pl \u003d 5,9 ° C), нестабилна при стайна температура; силен окислител при контакт с горими вещества ги запалва, вероятно с експлозия. Експлодира от натискане, от ярка светкавица, при взаимодействие с органични вещества. Манганов (VII) оксид Mn 2 O 7 може да се получи чрез действието на концентрирана сярна киселина върху калиев перманганат:
Полученият манганов (VII) оксид е нестабилен и се разлага на манганов (IV) оксид и кислород:
В същото време се отделя озон:
Мангановият (VII) оксид реагира с вода, за да образува перманганова киселина, която има лилаво-червен цвят:
Не беше възможно да се получи безводна перманганова киселина, тя е стабилна в разтвор до концентрация от 20%. Това много силна киселина, привидната степен на дисоциация в разтвор с концентрация 0,1 mol / dm 3 е 93%.
Перманганова киселина – силен окислител . По-енергично взаимодействие Mn2O7горими вещества се запалват при контакт с него.
Солите на перманганова киселина се наричат перманганати . Най-важният от тях е калиевият перманганат, който е много силен окислител. Неговите окислителни свойства по отношение на органични и неорганични вещества често се срещат в химическата практика.
Степента на редукция на перманганатния йон зависи от естеството на средата:
1) кисела среда Mn(II) (соли Mn 2+)
MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O, E 0 \u003d +1,51 B
2) неутрална среда Mn(IV) (манганов(IV) оксид)
MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē \u003d MnO 2 + 4OH -, E 0 \u003d +1,23 B
3) алкална среда Mn (VI) (манганати M 2 MnO 4)
MnO 4 - +ē \u003d MnO 4 2-, E 0 = + 0,56B
Както се вижда, най-силните окислителни свойства на перманганатите се проявяват от в кисела среда.
Образуването на манганати става в силно алкален разтвор, който потиска хидролизата K2MnO4. Тъй като реакцията обикновено протича в достатъчно разредени разтвори, крайният продукт на редукцията на перманганат в алкална среда, както и в неутрална, е MnO 2 (виж диспропорционирането).
При температура от около 250 ° C калиевият перманганат се разлага по схемата:
2KMnO 4(t) K 2 MnO 4(t) + MnO 2(t) + O 2(g)
Като антисептик се използва калиев перманганат. Водни разтвори с различни концентрации от 0,01 до 0,5% се използват за дезинфекция на рани, гаргара и други противовъзпалителни процедури. При изгаряния на кожата успешно се използват 2 - 5% разтвори на калиев перманганат (кожата изсъхва и мехурът не се образува). За живите организми перманганатите са отрови (причиняват коагулацията на протеините). Тяхната неутрализация се извършва с 3% разтвор H 2 O 2, подкиселено с оцетна киселина:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH → 2Mn (CH 3 COO) 2 + 2CH 3 COOK + 8H 2 O + 5O 2
65. Рениеви съединения (II), (III), (VI). Рениеви (VII) съединения: оксид, рениева киселина, перренати.
Рениев(II) оксид- неорганично съединение, рениев метален оксид с формула ReO, черни кристали, неразтворими във вода, образуват хидрати.
Рениев оксид хидрат ReO H 2 O се образува чрез редукция на рениева киселина с кадмий в кисела среда:
Рениев(III) оксид- неорганично съединение, метален рений оксид с формула Re 2 O 3 , черен прах, неразтворим във вода, образува хидрати.
Получава се чрез хидролиза на рениев (III) хлорид в алкална среда:
Лесно се окислява във вода:
Рениев(VI) оксид- неорганично съединение, рениев метален оксид с формула ReO 3, тъмночервени кристали, неразтворими във вода.
Разписка.
· Пропорция на рениев(VII) оксид:
Възстановяване на рениев (VII) оксид с въглероден оксид:
Химични свойства.
Разлага се при нагряване:
Окислен от концентрирана азотна киселина:
Образува ренити и перенати с хидроксиди на алкални метали:
Окислен от атмосферен кислород:
Възстановено с водород:
Рениев(VII) оксид- неорганично съединение, рениев метален оксид с формула Re 2 O 7 , светложълти хигроскопични кристали, разтворими в студена вода, реагира с гореща.
Разписка.
Окисление на метален рений:
Разлагане при нагряване на рениев(IV) оксид:
Окисление на рениев(IV) оксид:
Разлагане при нагряване на рениева киселина:
Химични свойства.
Разлага се при нагряване:
· Реагира с гореща вода:
Реагира с алкали за образуване на перренати:
Той е окислител:
Възстановено с водород:
Пропорционално на рения:
Реагира с въглероден оксид:
Ренинова киселина- неорганично съединение, кислород-съдържаща киселина с формула HReO 4 , съществува само във водни разтвори, образува соли perrhenates.
Прехвърлянето на рений от слабо разтворими съединения, като ReO и ReS2, в разтвор се извършва чрез киселинно разлагане или алкално сливане с образуване на разтворими перренати или рениева киселина. Обратно, извличането на рений от разтвори се осъществява чрез утаяването му под формата на слаборазтворими перренати на калий, цезий, талий и др. От голямо индустриално значение е амониевият перренат, от който чрез редукция с водород се получава метален рений.
Ренинова киселина се получава чрез разтваряне на Re2O7 във вода:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
Разтвори на рениева киселина също се получават чрез разтваряне на метален рений във водороден прекис, бромна вода и азотна киселина. Излишният пероксид се отстранява чрез кипене. Рениновата киселина се получава чрез окисляване на нисши оксиди и сулфиди от перренати с помощта на йонообмен и електродиализа. За удобство таблица 2 показва стойностите на плътността на разтворите на рениева киселина.
Рениновата киселина е стабилна. За разлика от перхлорната и перманганова киселина, тя има много слаби окислителни свойства. Възстановяването обикновено е бавно. Като редуциращи агенти се използват метални амалгами и химични агенти.
Перенатите са по-малко разтворими и термично по-стабилни от съответните перхлорати и перманганати.
Най-ниска разтворимост имат талий, цезий, рубидий и калиев перренат.
Перренатите Tl, Rb, Cs, K, Ag са слабо разтворими вещества, перренатите, Ba, Pb (II) имат средна разтворимост, перренатите Mg, Ca, Cu, Zn, Cd и др. се разтварят много добре във вода. В състава на калиеви и амониеви перренати, реният се изолира от промишлени разтвори.
Калиев перренат KReO4 - малки безцветни шестоъгълни кристали. Топи се без разлагане при 555°, при по-високи температури се изпарява, частично се дисоциира. Разтворимостта на солта във воден разтвор на рениева киселина е по-висока, отколкото във вода, докато в присъствието на H2SO4 остава практически непроменена.
Амониев перренат NH4ReO4 се получава чрез неутрализиране на рениевата киселина с амоняк. Сравнително добре разтворим във вода. При кристализация от разтвори образува непрекъснати твърди разтвори с KReO4. Когато се нагрява на въздух, той се разлага, започвайки при 200°C, като се получава сублимация, съдържаща Re2O7 и черен остатък от ReO2. Когато се разлага в инертна атмосфера, се образува само рениев (IV) оксид съгласно реакцията:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
Когато солта се редуцира с водород, се получава метал.
От солите на рениевата киселина с органични основи отбелязваме нитрон перренат C20H17N4ReO4, който има много ниска разтворимост в ацетатни разтвори, особено в присъствието на излишък от нитрон ацетат. Образуването на тази сол се използва за количествено определяне на рения.
манганови съединения. Оксиди, хидроксиди. Перманганова киселина. Калиев перманганат, неговите окислителни свойства в киселинна, неутрална и алкална среда.
Манганови съединения. Оксиди, хидроксиди.
Манганът образува няколко оксида. Най-стабилните са
MnO Mn2O3 MnO2 Mn2O7
Манганов оксид (VII) Mn2O7 е черно-зелена маслена течност.Над 50°C се разлага с образуването на кислород и по-ниски оксиди и експлодира при по-висока температура:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.
Показва киселинни свойства. Реагира с вода за образуване на перманганова киселина:
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.
Манганов оксид може да се получи само индиректно:
2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.
Перманганова киселина е силна киселина, много нестабилна, тя се разлага вече над 3°C:
4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.
Манганов (II) оксид MnO и съответните хидроксиди Mn (OH) 2 са основни вещества.
Οʜᴎ взаимодействат с киселини, за да образуват манганови (II) соли
MnO + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
Mn(OH)2 се получава чрез действието на алкали върху разтворими Mn2+ соли
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2Н2O
Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓
бяла утайка
Поради нестабилността на Mn(OH)2, той се окислява вече във въздуха, образувайки Mn(OH)4
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4
Тази реакция е качествена за катиона Mn2+
Qоксид манган (IV) или манганов диоксид, MnO2 и хидроксид Mn (OH) 4 са амфотерни вещества.
Когато MnO2 взаимодейства със сярна киселина, се образува нискостабилен манганов (IV) сулфат
МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O
Когато MnO2 се слее с основи, реакцията протича с образуването на манганити (IV), които трябва да се разглеждат като соли на манганова киселина H4MnO4
MnO2 + 4KOH = K4MnO4 + 2H2O
Мангановият (IV) оксид, въз основа на веществата, с които реагира, може да проявява свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент.
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2 H2O
При първата реакция MnO2 действа като окислител, във втората - като редуциращ агент.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, в поредицата манганови оксиди и хидроксиди с различна степен на окисление се проявява обща закономерност: с увеличаване на степента на окисление основният характер на оксидите на хидроксидите отслабва и киселинният характер отслабва.
Солите на манганова киселина се наричат перманганати.
Най-известна е солта на калиевия перманганат KMnO4 – тъмно лилаво кристално вещество, слабо разтворимо във вода. Разтворите на KMnO4 имат тъмночервен цвят, а при високи концентрации - виолетов, характерен за MnO4- аниони.
Калиевият перманганат се разлага при нагряване
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Калиевият перманганат е много силен окислител, той лесно окислява много неорганични и органични вещества. Степента на редукция на мангана зависи много от pH на средата.
Солите на манганова киселина - перманганати - съдържат перманганатен йон MnO4-, в разтвор - лилав. Те проявяват окислителни свойства, в кисела среда се образуват манганови (II) съединения:
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
в неутрален - манган (IV):
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
в алкални - манган (VI):
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
При нагряване те се разлагат:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Калиев перманганат се получава по следната схема:
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;
след това манганатът се превръща в перманганат чрез електрохимично окисление, общото уравнение на процеса е:
2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + H2.
манганови съединения. Оксиди, хидроксиди. Перманганова киселина. Калиев перманганат, неговите окислителни свойства в киселинна, неутрална и алкална среда. - понятие и видове. Класификация и характеристики на категорията "Съединения на манган. Оксиди, хидроксиди. Перманганова киселина. Калиев перманганат, неговите окислителни свойства в киселинни, неутрални и алкални среди." 2017 г., 2018 г.
Автор Химическа енциклопедия б.б. И.Л.КнунянцМАНГАНОВ ОКСИДИ: MnO, Mn2O3, MnO2, Mn3O4, Mn2O7, Mn5O8. С изключение на Mn 2 O 7, всички оксиди са кристали, неразтворими във вода. Когато по-високите оксиди се нагряват, O 2 се отделя и се образуват по-ниски оксиди:
Когато се съхраняват на въздух или в атмосфера с O 2 над 300 ° C, MnO и Mn 2 O 3 се окисляват до MnO 2.
Безводен и хидратиран. Mn оксидите са част от манганови и желязо-манганови руди под формата на минерали пиролузит b -MnO 2, псиломелан mMO * nMnO 2 * xH 2 O [M = Ba, Ca, K, Mn (H)], манганит b - MnOOH (Mn 2 O 3 * H 2 O), грутит g-MnOOH, браунит 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3 и други със съдържание на MnO 2 60-70%. Преработката на манганови руди включва мокро обогатяване и последващо химическо изолиране на оксиди MnO 2 или Mn 2 O 3 чрез сулфитизиране и сулфатизиране, карбонизация, възстановяване. печене и др.
MnO монооксид (минерал манганозит). До - 155,3 ° C, шестоъгълникът е стабилен. модификация, по-горе - кубична (виж таблицата). Полупроводник. Антиферомагнетик с точка на Neel 122 K; магн. чувствителност + 4,85 * 10 - 3 (293 K). Притежава слабо основни свойства; се редуцира до Mn от водород и активни метали при нагряване. Когато MnO взаимодейства с киселини, се образуват Mn(II) соли, с топене на NaOH при 700-800 ° C и излишък от O 2 - Na 3 MnO 4, под действието на (NH 4) 2 S - MnS сулфид. Получава се чрез разлагане на Mn (OH) 2, Mn (C 2 O 4), Mn (NO 3) 2 или MnCO 3 в инертна атмосфера при 300 ° C, контролирана редукция на MnO 2 или Mn 2 O 3 с водород или CO при 700-900 ° ОТ. Компонент от ферити и друга керамика. материали, шлака за десулфуриране на метали, микроторове, катализатор за дехидрогениране на пиперидин, антиферомагнит. материал.
Sesquioxide Mn 2 O 3 съществува в две модификации - ромбична. а (минерал курнакит) и куб. b (биксбитов минерал), температура на преход а : b 670 °С; парамагнетичен, магнитен чувствителност +1,41 10 - 5 (293 K); H 2 се редуцира при 300 ° C до MnO, алуминият при нагряване - до Mn.
Под действието на разредена H 2 SO 4 и HNO 3 преминава в MnO 2 и Mn(II) сол. Получаване на Mn 2 Около 3 термодинамично разлагане на MnOOH.
Манганов оксид (II, III) Mn 3 O 4 (минерал хаусманит); a -Mn 3 O 4 при 1160°C преминава в b -Mn 3 O 4 с кубичен кристал. решетка; D H 0 преход а : b 20,9 kJ/mol; парамагнетичен, магнитен чувствителност + 1,24 * 10 - 5 (298 K). Показва химичните свойства, присъщи на MnO и Mn 2 O 3 .
MnO 2 диоксидът е най-често срещаното Mn съединение в природата; най-стабилната b-модификация (минерал пиролузит). Известен ромбичен. g -MnO 2 (минерал рамсделит или полианит), както и a, d и e, считани за твърди разтвори на различни форми на MnO 2. Парамагнитно, магнитно чувствителност + 2,28 * 10 - 3 (293 K). Mn диоксид - нестехиометричен. съединение, в неговата решетка винаги има липса на кислород. Амфотерен. Н2 се редуцира до MnO при 170°С. При взаимодействие с NH 3 се образуват H 2 O, N 2 и Mn 2 O 3 . Под действието на O 2 в стопилката NaOH дава Na 2 MnO 4, в конц. киселини - съответните соли на Mn(IV), H 2 O и O 2 (или Cl 2 в случай на солна киселина). MnO 2 се получава чрез разлагане на Mn(NO 3) 2 или Mn(OH) 2 при 200°C във въздух, редукция на KMnO 4 в неутрална среда, електролиза на Mn(II) соли. Използват се за получаване на Mn и неговите съединения, десиканти, като деполяризатор в сухи елементи, компонент на кафяв пигмент (умбър) за бои, за изсветляване на стъкло, като реагент за откриване на Cl - , окислител в хидрометалургията Zn, Cu , U, компонент на катализатор в патрони от хопкалит и други активни MnO 2 , получен от взаимодействието на водни разтвори на MnSO 4 и KMnO 4 , е окислител в органичната химия.
Манганов оксид (VII) Mn 2 O 7 (диманганов хептаоксид, манганов анхидрид) - масленозелена течност; точка на топене 5,9 °C; плътност 2,40 g/cm3; D H 0 arr -726,3 kJ / mol. Над 50 °C, при бавно нагряване, той започва да се разлага с отделянето на O 2 и образуването на по-ниски оксиди и експлодира при по-високи температури или високи скорости на нагряване; изключително чувствителен към механични и термични влияния. Силен окислител; при контакт с Mn 2 O 7 горими вещества се запалват. МАНГАНОВ ОКСИДb. получен от взаимодействието на KMnO 4 с H Z SO 4 в студа.
Оксидът Mn5O8, или Mn2II (Mn IVO4)3, е твърдо вещество; неразтворим във вода; може да се получи чрез окисление на MnO или Mn3O4; лесно се разлага на MnO 2 и O 2 .
От хидроксиди Mn стехиометричен. съединения са само Mn(OH) 2 , MnO(OH) и HMnO 4 , останалите са хидратирани. оксиди с променлив състав, подобни по химични свойства на съответните оксиди. Киселинните свойства на хидроксидите се увеличават с повишаване на степента на окисление на Mn: Mn(OH) 2< MnО(ОН) (или Mn 2 O 3 * xH 2 O) < MnO 2 * xН 2 О < Mn 3 О 4 * xН 2 О < Н 2 MnО 4 < НMnО 4 . Гидроксид Мn(II) практически не растворим в воде (0,0002 г в 100 г при 18 °С); основание средней силы; растворим в растворах солей NH 4 ; на воздухе постепенно буреет в результате окисления до MnО 2 * xН 2 О.
Хидроксид Mn(III) MnO(OH) е известен в две модификации; при 250 °С във вакуум се дехидратира до g-Mn2O3; във вода, а не в разтвор. Естествено Манганитът не разлага HNO 3 и разрежда H 2 SO 4 , но бавно реагира с H 2 SO 3 , изкуствено получен, лесно се разлага от минерални киселини; O 2 се окислява до b-MnO 2. Вижте също Манганати.
МАНГАНОВ ОКСИДo. токсичен; MPC, виж чл. манган.
Химическа енциклопедия. Том 2 >>
Алуминотермичен метод, възстановяващ оксида Mn 2 O 3, образуван при калциниране на пиролузита: ;
Mn 6+ е непропорционално на MnO 2 и MeMnO 4 .
Мн 3+ непропорционално на Mn 2+ и MnO 2 (твърдо)
оксиди:
Известни са манганови оксиди, в които той е в окислителни състояния +2, +3, +4, +7, както и няколко смесени, например Mn 3 0 4 . С увеличаване на степента на окисление ковалентната природа на връзката Mn-O се увеличава, има отслабване на основните и укрепване на киселинните свойства, повишаване на окислителна активност. По този начин манганов (2) оксид проявява основните и преобладаващи редуциращи свойства, а по-високият манганов оксид има киселина
много характер. Има изразени окислителни свойства. Мангановите оксиди в междинни степени на окисление са амфотерни и лесно се редуцират до Mn(II), проявявайки свойствата на силни окислители.
Манганов оксид (2).Долният оксид MnO е сиво-зелен кристален прах със структурата на NaCl. Среща се в природата като минерал манганозит. Неговите
реактивността зависи от размера на зърното. Силно дисперсната форма на оксида, образувана при нискотемпературно разлагане (420-450°C) на манганов (II) карбонат, оксалат или ацетат, има значителна химическа активност - възпламенява се на въздух. Неговото калциниране в инертна атмосфера води до загрубяване на зърната и отслабване на химическата активност. За да се получи фаза със стехиометричен състав, редукцията на Mn 3 0 4 и Mn0 2 оксиди с водород се извършва при високи температури. По-нисък манганов оксид може да се получи и чрез взаимодействието на манган
с въглероден диоксид при температура 300 "C, редукция или калциниране на други манганови оксиди, както и по време на дехидратация на Mn (OH) 2 хидроксид в редуцираща атмосфера при 800 ° C.
Мангановият(2) оксид е предимно основен по природа. Той лесно се разтваря в киселини, за да образува двувалентни манганови соли. Слаба амфотерност се появява само когато
продължително кипене с концентрирани алкални разтвори:
MnO + 20H - + H 2 0 = 4 [Mn (OH) 4] 2- Сливането с натриев хидроксид води до окисляване на манган: MnO + 2NaOH \u003d Na 2 Mn0 3 + H 2
Мангановият(2) оксид практически не се редуцира от водород, но реагира с активни метали. Реакцията с натрий протича вече при стайна температура, а алуминотермията изисква започване със запалителна смес. Като редуциращ агент може да се използва и въглероден окис или въглероден окис.
Мангановият(2) оксид е силен редуктор - при повишени температури той реагира дори с такъв слаб окислител като въглероден оксид(4).
Манганов оксид (3).Оксидът Mn 2 0 3 е кафяв
прах, който се разлага при нагряване. когато се съхранява във въздуха, той бавно се окислява до манганов (4) оксид, а в евтектичната стопилка NaOH-KOH (227 ° C) кислородът го превръща в
манганат (5). Мангановият(3) оксид не взаимодейства с вода, но е непропорционално в кисела среда.
Подобно на нисшия оксид на мангана, той има предимно основен характер, но при определени условия проявява някои признаци на амфотерност. Така при продължително кипене с алкални разтвори се образуват анионни хексахидроксоманганати (3) [Mn (OH) 6 ] 3-, които съществуват само в силно алкална среда. Mn 2 0 3 проявява окислителни свойства при кипене с концентрирана солна киселина.
Манганов оксид (4).За мангана това е най-разпространеният минерал пиролузит Mn0 2, открит в природата. Сред многото реакции на образуване на Mn0 2, само няколко са предпочитани поради тяхната лекота на работа и възпроизводимост. Те включват окисляване на манганови(2) съединения с разтвори на хлорати, перманганат
нати, персулфати, хлор и озон, редукция на перманганати под действието на водороден прекис, солна киселина, серен диоксид, сулфити, алкохоли, манганови соли (2). По-голямата част от мангановия диоксид се отделя като кафява утайка, но част от него остава под формата на колоиден разтвор. Мангановият диоксид, като съединение с междинна степен на окисление, проявява окислителни и редуциращи свойства. Това е по-характерно за поведението на окислителя. При нагряване възниква вътремолекулна редокс реакция, придружена от освобождаване на кислород и постепенно намаляване на степента на окисление на мангана с последователно образуване на различни оксиди. При сух сероводород реакцията протича много бързо вече при стайна температура. При преминаване на сероводород през водна суспензия на Mn0 2 се образува белезникава утайка, състояща се от смес от манганов (2) сулфид и сяра; разтворът съдържа йони S0 4- и S 2 0 2-.
Окислителните свойства на мангановия диоксид са най-силно изразени в силно кисела среда. Когато мангановият диоксид се третира със студена концентрирана солна киселина, остава тъмен разтвор, съдържащ комплексна киселина H 2 [MnC1 6 ] и евентуално MnC1 4 тетрахлорид, който не е изолиран поотделно. Постепенно разтворът изсветлява поради намаляването на хлорида
комплекси [MnC1 6 ] 2- -» [MnC1 6 ] 3- -> Mn 2+ + 6C1 - и отделяне на хлор.
В азотната и разредената сярна киселина Mn0 2 е неразтворим, само когато се съхранява дълго време под киселинен разтвор, се наблюдава постепенно освобождаване на кислород поради окисляването на водата. Взаимодействието на Mn0 2 диоксида с алкали протича само в концентрирани разтвори и се стопява. В зависимост от реакционната температура, съотношението на реагентите, наличието или отсъствието на окислители, като атмосферен кислород, се образуват анионни оксоманганати, съдържащи манган в различни степени на окисление от +3 до +6. Например, когато манганов диоксид реагира с горещ концентриран разтвор на калиев хидроксид в инертна атмосфера, първо се образува зелен разтвор на манганат(4), който след това се превръща в тъмносин разтвор, съдържащ еквимоларни количества манганат(5) и манганат( 3). Когато реакцията се провежда на въздух при температура 350 - 450 ° C, се образува манганат (6), при температура 600 - 800 ° C - манганат (5).
Хидроксиди.
манганов хидроксид (2),утаен под формата на бяла (слонова кост) утайка под действието на алкали върху водни разтвори на манганови (2) соли във въздуха бързо се окислява, така че синтезът му се извършва в инертна атмосфера. По-силните окислители, като бромна вода, хипохлорит, го превръщат в пиролузит. За разлика от повечето хидроксиди на преходни метали, хидроксидът
манган(2) има стехиометричен състав, съответстващ на формулата Mn(OH)2; изоструктурен е с магнезиев хидроксид; е основа със средна сила, по-добра от амоняка, следователно преминава в разтвор не само под действието на киселини, но и в присъствието на амониеви йони.
Слабата амфотерна природа на Mn (2) хидроксида се проявява в способността му да образува анионни хидроксо комплекси: Mn (OH) 2+ OH -<->[Mn (OH) 3] -
манганов хидроксид (3)се образува под формата на кафява утайка с променлив състав по време на окисляването на манганов(2) хидроксид с атмосферен кислород. Първоначално образуваният продукт съдържа манганови атоми в две степени на окисление: +2 и +3 - и съответства на състава MnOx * nH 2 0.
При изправяне се трансформира във формата на MnOOH оксохидроксид, известен под формата на две модификации: орторомбична (y-MnOOH, манганит) и моноклинна (a-MnOOH, фугит). Мангановият(3) оксохидроксид е амфотерен.
Сол.
Различни соли се получават при взаимодействието на манганов(2) хидроксид с киселини. За разлика от хидроксида, всички те са устойчиви на окисляване от атмосферен кислород.
соли на манган (2)образуват хидрати, боядисани в бледорозов цвят, характерен за [Mn(H 2 0)6] 2+ катиони. Те са част от някои хидрати, например MnS0 4 * 7H 2 0, Mn (C10 4) 2 * 6H 2 0, Mn (N0 3) 2 * 6H 2 0. Хидролизата протича във водни разтвори на манганови (2) соли : [Mn (H 2 0) 6] 2+ + H 2 0 \u003d [Mn (H 2 0) 5 OH] + + H 3 0 +
Действието на сулфити на алкални метали върху разтвори на манганови соли води до утаяване на основни соли, например NaMn 2 OH (S0 3) 2 (H 2 0).
Когато йони Mn 2+ се утаяват със сулфидни разтвори, се утаява плътно оцветена утайка от хидратиран манганов(2) сулфид MnS *xH20. Въпреки че кристалната структура на този продукт е неизвестна, бледорозовият цвят показва, че водните молекули завършват манганова координационна сфера до октаедър. Когато се съхранява на въздух, утайката постепенно се окислява, превръщайки се в кафяв оксохидроксид MnOOH и в инертна атмосфера губи кристализационна вода, придобивайки зелен цвят, характерен за естествения минерал алабандин (α-MnS), който има структура
обиколка от типа NaCl. Въздействайки върху разтвор на манганова сол с натриев дихидрогенфосфат в среда, близка до неутрална, е възможно да се утаи бяла утайка от средния ортофосфат Mn 3 (P0 4) 2 * 7H 2 0.
В алкална среда основните соли се утаяват, например, Mn 2 (OH) P0 4, Mn 5 (OH) 4 (P0 4) 2.
Известни са също различни киселинни фосфати, например Mn (H 2 P0 4) 2 * H 2 0, силно разтворим във вода, и слабо разтворим MnHP0 4 * H 2 0. Когато е изложен на разтвори на манганови (2) соли с разтвор на натриев карбонат се отделя бяла утайка от карбонат MnC0 3, съдържащ само малко количество основна сол. За да се избегне образуването му, утаяването се извършва с бикарбонат.
соли на манган (3)
Когато MtOOH се разтваря на студено в 70% сярна киселина, се образува червен разтвор, от който могат да се изолират червени кристали. Най-често срещаният метод за получаване на манганови(3) соли е редокс трансформации. По този начин манганов (3) сулфат се синтезира чрез анодно окисляване на горещ разтвор на манганов (2) сулфат в сярна киселина или чрез редукция на калиев перманганат със сярна киселина:
2KMn0 4 + 4H 2 S0 4 = Mn 2 (S0 4) 3 + K 2 S0 4 + 20 2 + 4H 2 0
Неорганични манганови соли (4)изключително нестабилна и малко проучена. И така, манганов (4) сулфат Mn (S0 4) 2 се освобождава под формата на черни кристали от достатъчно концентрирани разтвори на сярна киселина на манганов (2) сулфат, когато към тях се добави калиев перманганат.
Соли на манган (6).
За първи път манганати (6) са приготвени от И. Глаубер в
1659 при разтваряне на пиролузита в разтопена селитра. Тези вещества са тъмнозелени, почти черни кристали, разтворими в алкални разтвори, за да образуват изумрудено зелени разтвори.
В неутрални и слабо кисели разтвори манганатите лесно се диспропорционират.
порционно, както се съди по утаяването на тъмнокафява утайка от диоксид и появата на пурпурен цвят на разтвора. За да се ускори процеса, въглеродният диоксид обикновено се пропуска през разтвора. Сред манганатите най-важна е калиевата сол K 2 Mn0 4, която се използва за производството на перманганат KM p 04. В лабораторни условия удобно се получават манганати на алкални метали
окисляване на вода с перманганат в силно алкален разтвор. За да направите това, перманганатът се поставя в концентриран алкален разтвор и се нагрява.
Манганов диоксид (MnO 2) или манганов (IV) оксид е тъмно сиво вещество. При нагряване на въздух до 530 градуса. С манганов диоксид се разлага, освобождавайки кислород, както е показано по-горе. Във вакуум или в присъствието на редуциращ агент тази реакция протича много по-интензивно.
Когато манганов диоксид се вари с концентрирана азотна киселина, се образува манганова (II) сол и се отделя кислород:
2 MnO 2 + 4 HNO 3 \u003d 2 Mn (NO 3) 2 + 2 H 2 O + O 2.
Мангановият диоксид в кисела среда проявява окислителни свойства:
MnO 2 + 4 Hcl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O;
MnO 2 + 2 FeSO 4 + 2 H 2 SO 4 \u003d MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O.
Когато манганов (IV) оксид се стопи с алкали без достъп на въздух, се образува манганит или манганат (IV):
2 MnO 2 + 2 KOH \u003d K 2 MnO 3 + H 2 O.
В присъствието на атмосферен кислород, който играе ролята на окислител, по време на сливането се образува манганатна сол (VI):
2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 \u003d 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O.
Калиев манганат (K 2 MnO 4) спонтанно се разлага на калиев перманганат и манганов диоксид:
3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O \u003d 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH.
Калиевият перманганат (KMnO 4) намира широко приложение в лабораторната практика, индустрията, медицината и ежедневието. Той е много силен окислител. В зависимост от околната среда, манганът в присъствието на редуциращ агент може да бъде редуциран до различни степени на окисление. В кисела среда той винаги се редуцира до Mn (II):
2 KMnO 4 + 10 KBr + 8 H 2 SO 4 \u003d 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 5 Br 2 + 8 H 2 O.
Калиевият манганат (K 2 MnO 4) и мангановият диоксид се държат по подобен начин.
В алкална среда калиевият перманганат се редуцира до манганат:
2 KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2 KOH \u003d K 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O.
В неутрална или слабо алкална среда калиевият перманганат се редуцира до манганов диоксид:
2 KMnO 4 + C 6 H 5 CH 3 \u003d 2 KOH + 2 MnO 2 + C 6 H 5 COOH;
2 KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 2 H 2 O \u003d 5 MnO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 SO 4.
Последната реакция се използва в аналитичната химия за количествено определяне на манган.
Преди това калиевият перманганат се получаваше чрез окисление на манганов диоксид или калиев манганат. Мангановият диоксид се окислява със селитра, когато се слива с алкали:
MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH \u003d K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O.
Полученият калиев манганат в разтвор спонтанно се разлага на калиев перманганат и манганов диоксид:
3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O \u003d 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH.
Според втория метод калиевият манганат се окислява с хлор:
2 K 2 MnO 4 + Cl 2 \u003d 2 KMnO 4 + 2 KCl.
Понастоящем калиев перманганат се получава чрез електролитно окисление на манганат:
MnO 4 2- - e - \u003d MnO 4 -.
Калиевият перманганат се използва широко както в промишлеността, така и в лабораторната практика. Използва се за избелване на памук, вълна, предни влакна, избистряне на масла и окисляване на различни органични вещества. В лабораторната практика се използва за получаване на хлор и кислород:
2 KMnO 4 + 16 HCl \u003d 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O;
2 KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
В аналитичната химия калиевият перманганат се използва за количествено определяне на вещества с редуциращи свойства (Fe 2+, Sn 2+, AsO 3 3+, H 2 O 2 и др.). Този метод на анализ се нарича перманганатометрия.
