Óxido de manganeso (II)- MnO - óxido de manganeso inferior, monóxido.
Óxido básico. Insoluble en agua. Se oxida fácilmente para formar una capa frágil de MnO 2. Reducido a manganeso cuando se calienta con hidrógeno o metales activos.
El óxido de manganeso (II) se puede obtener calcinando sales de manganeso (II) que contienen oxígeno a una temperatura de 300 ° C en una atmósfera de gas inerte. Se obtiene del MnO 2 generalizado mediante reducción parcial a temperaturas de 700-900 ° C con hidrógeno o monóxido de carbono.
Hidróxido de manganeso (II)- compuesto inorgánico, hidróxido metálico de manganeso de fórmula Mn (OH) 2, cristales de color rosa claro, insolubles en agua. Muestra propiedades básicas débiles. Se oxida en el aire.
El hidróxido de manganeso (II) se forma por la interacción de sus sales con álcalis:
Propiedades químicas.
El hidróxido de manganeso (II) se oxida fácilmente en el aire a oxohidróxido de manganeso marrón, que se descompone aún más en óxido de manganeso (IV):
· El hidróxido de manganeso (II) tiene propiedades básicas. Reacciona con ácidos y óxidos ácidos:
· El hidróxido de manganeso (II) tiene propiedades reductoras. En presencia de oxidantes fuertes, se puede oxidar a permanganato:
Óxido de manganeso (III)- compuesto inorgánico, óxido metálico de manganeso de fórmula Mn 2 O 3, cristales de color marrón-negro, insolubles en agua.
Recepción.
· Minerales naturales brownita, kurnakita y bixbyita - óxido de manganeso con diversas impurezas.
Oxidación de óxido de manganeso (II):
Reducción de óxido de manganeso (IV):
Propiedades químicas.
Se descompone al calentarlo:
Cuando se disuelve en ácidos, se desproporciona:
Cuando la fusión con óxidos metálicos forma sales de manganita:
No se disuelve en agua.
Hidróxido de manganeso (III) –Mn 2 O 3ּ H 2 O o MnO (OH) ocurre naturalmente como mineral manganita(mineral de manganeso marrón). El hidróxido de manganeso (III) obtenido artificialmente se utiliza como pintura negro-marrón.
Al interactuar con oxidantes ácidos, sales de manganeso.
Las sales de manganeso (II), por regla general, son fácilmente solubles en agua, excepto Mn 3 (PO 4) 2, MnS, MnCO 3.
Sulfato de manganeso(II) MnSO 4 es una sal blanca, uno de los compuestos de manganeso (II) más estables. En forma de hidrato cristalino, el MnSO 4 7H 2 O se encuentra en la naturaleza. Se utiliza para teñir tejidos, así como junto con cloruro de manganeso (II) MnCl 2 - para obtener otros compuestos de manganeso.
Carbonato de manganeso(II) El MnCO 3 se produce naturalmente en forma de polvo de manganeso y se utiliza en metalurgia.
Nitrato de manganeso(II) Mn (NO 3) 2 se obtiene solo artificialmente y se utiliza para la separación de metales de tierras raras.
Las sales de manganeso son catalizadores de procesos oxidativos que involucran oxígeno. Se utilizan en desecantes. El aceite de linaza con la adición de un desecante de este tipo se llama aceite de secado.
Óxido de manganeso (IV) (dióxido de manganeso) El MnO 2 es un polvo de color marrón oscuro, insoluble en agua. El compuesto de manganeso más estable, extendido en la corteza terrestre (mineral pirolusita).
Propiedades químicas.
En condiciones normales, se comporta bastante inerte. Cuando se calienta con ácidos, exhibe propiedades oxidantes, por ejemplo, oxida el ácido clorhídrico concentrado a cloro:
Con los ácidos sulfúrico y nítrico, el MnO 2 se descompone con la liberación de oxígeno:
Al interactuar con oxidantes fuertes, el dióxido de manganeso se oxida a compuestos Mn 7+ y Mn 6+:
El dióxido de manganeso presenta propiedades anfóteras. Entonces, cuando una solución de ácido sulfúrico de sal de MnSO 4 se oxida con permanganato de potasio en presencia de ácido sulfúrico, se forma un precipitado negro de la sal de Mn (SO 4) 2.
Y cuando se fusiona con álcalis y óxidos básicos, el MnO 2 actúa como un óxido ácido, formando sales - manganitas:
Es un catalizador para la descomposición del peróxido de hidrógeno:
Recepción.
En condiciones de laboratorio, se obtienen por descomposición térmica del permanganato de potasio:
También se puede obtener haciendo reaccionar permanganato de potasio con peróxido de hidrógeno. En la práctica, el MnO 2 formado descompone catalíticamente el peróxido de hidrógeno, como resultado de lo cual la reacción no prosigue hasta el final.
A temperaturas superiores a 100 ° C, la reducción de permanganato de potasio con hidrógeno:
64. Compuestos de manganeso (VI), métodos de producción y propiedades. Óxido de manganeso (VII), ácido permangánico y permanganatos: preparación, propiedades, aplicación.
Óxido de manganeso (VI)- un compuesto inorgánico, óxido metálico de manganeso con la fórmula MnO 3, una sustancia amorfa de color rojo oscuro que reacciona con el agua.
Formado por la condensación de los vapores violetas liberados cuando se calienta una solución de permanganato de potasio en ácido sulfúrico:
Propiedades químicas.
Se descompone al calentarlo:
Reacciona con el agua:
Forma sales con álcalis - manganatos:
Hidróxido de manganeso (VI) muestra un carácter ácido. El ácido de manganeso (VI) libre es inestable y se desproporciona en una solución acuosa de acuerdo con el esquema:
3H 2 MnO 4 (c) → 2HMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 2H 2 O (l).
Manganates (VI) se forman por fusión de dióxido de manganeso con álcali en presencia de oxidantes y tienen un color verde esmeralda. En un ambiente fuertemente alcalino, los manganatos (VI) son bastante estables. Al diluir soluciones alcalinas, se produce hidrólisis, acompañada de desproporción:
3K 2 MnO 4 (c) + 2H 2 O (l) → 2KMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 4KOH (c).
Los manganatos (VI) son oxidantes fuertes, que se reducen en un medio ácido a Mn (II), y en medios neutros y alcalinos - hasta MnO 2. Bajo la acción de oxidantes fuertes, los manganatos (VI) se pueden oxidar a Mn (VII):
2K 2 MnO 4 (c) + Cl 2 (g) → 2KMnO 4 (c) + 2KCl (c).
Cuando se calienta por encima de 500 ° C, el manganato (VI) se descompone en productos:
manganato (IV) y oxígeno:
2K 2 MnO 4 (s) → K 2 MnO 3 (s) + O 2 (g).
Óxido de manganeso (VII) Mn 2 O 7- líquido aceitoso de color marrón verdoso (t pl = 5,9 ° C), inestable a temperatura ambiente; agente oxidante fuerte, en contacto con sustancias combustibles las enciende, posiblemente con una explosión. Explota por un impacto, por un destello de luz brillante, al interactuar con sustancias orgánicas. El óxido de manganeso (VII) Mn 2 O 7 se puede obtener mediante la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre el permanganato de potasio:
El óxido de manganeso (VII) resultante es inestable y se descompone en oxígeno y óxido de manganeso (IV):
El ozono se libera simultáneamente:
El óxido de manganeso (VII) reacciona con el agua para formar ácido mangánico, que tiene un color rojo violeta:
No se pudo obtener ácido permangánico anhidro, en solución es estable hasta una concentración del 20%. eso ácido muy fuerte, el grado aparente de disociación en una solución con una concentración de 0,1 mol / dm 3 es igual al 93%.
Ácido permangánico – agente oxidante fuerte . Interactúa aún más enérgicamente Mn 2 O 7, las sustancias combustibles se encienden al entrar en contacto con él.
Las sales de ácido mangánico se denominan permanganatos ... El más importante de ellos es el permanganato de potasio, que es un agente oxidante muy fuerte. Sus propiedades oxidantes con respecto a sustancias orgánicas e inorgánicas se encuentran a menudo en la práctica química.
El grado de reducción del ion permanganato depende de la naturaleza del medio:
1) ambiente ácido Mn (II) (sales de Mn 2+)
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O, E 0 = +1.51 B
2) ambiente neutral Mn (IV) (óxido de manganeso (IV))
MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH -, E 0 = +1,23 B
3) ambiente alcalino Mn (VI) (manganatos M 2 MnO 4)
MnO 4 - + ē = MnO 4 2-, E 0 = + 0.56B
Como puede verse, los permanganatos exhiben las propiedades oxidantes más fuertes. en un ambiente ácido.
Los manganatos se forman en una solución altamente alcalina que suprime la hidrólisis. K 2 MnO 4... Dado que la reacción suele tener lugar en soluciones suficientemente diluidas, el producto final de la reducción del permanganato en un medio alcalino, así como en uno neutro, es MnO 2 (ver desproporción).
A una temperatura de aproximadamente 250 ° C, el permanganato de potasio se descompone de acuerdo con el siguiente esquema:
2KMnO 4 (s) K 2 MnO 4 (s) + MnO 2 (s) + O 2 (g)
El permanganato de potasio se usa como antiséptico. Las soluciones acuosas de sus diversas concentraciones de 0,01 a 0,5% se utilizan para la desinfección de heridas, gárgaras y otros procedimientos antiinflamatorios. Con éxito, se utilizan soluciones de permanganato de potasio del 2 al 5% para las quemaduras de la piel (la piel se seca y la vejiga no se forma). Para los organismos vivos, los permanganatos son venenos (causan la coagulación de proteínas). Su neutralización se realiza con una solución al 3%. H 2 O 2 acidificado con ácido acético:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH → 2Mn (CH 3 COO) 2 + 2CH 3 COCINAR + 8H 2 O + 5O 2
65. Compuestos de renio (II), (III), (VI). Compuestos de renio (VII): óxido, ácido renico, perrenatos.
Óxido de renio (II)- compuesto inorgánico, óxido metálico de renio de fórmula ReO, cristales negros, insolubles en agua, forma hidratos.
El hidrato de óxido de renio ReO H 2 O se forma por reducción de ácido renico con cadmio en un medio ácido:
Óxido de renio (III)- compuesto inorgánico, óxido metálico de renio con la fórmula Re 2 O 3, polvo negro, insoluble en agua, forma hidratos.
Recibido por hidrólisis de cloruro de renio (III) en medio alcalino:
Se oxida fácilmente en agua:
Óxido de renio (VI)- compuesto inorgánico, óxido metálico de renio de fórmula ReO 3, cristales rojo oscuro, insolubles en agua.
Recepción.
Proporción de óxido de renio (VII):
Reducción de óxido de renio (VII) con monóxido de carbono:
Propiedades químicas.
Se descompone al calentarlo:
Oxidado con ácido nítrico concentrado:
Forma renitas y perrenatos con hidróxidos de metales alcalinos:
Oxidado por oxígeno atmosférico:
Reducido por hidrógeno:
Óxido de renio (VII)- un compuesto inorgánico, óxido metálico de renio con la fórmula Re 2 O 7, cristales higroscópicos de color amarillo claro, se disuelve en agua fría, reacciona con agua caliente.
Recepción.
Oxidación del renio metálico:
Descomposición por calentamiento del óxido de renio (IV):
Oxidación de óxido de renio (IV):
Descomposición al calentar ácido renico:
Propiedades químicas.
Se descompone al calentarlo:
Reacciona con agua caliente:
Reacciona con álcalis para formar perrenatos:
· Es un agente oxidante:
Reducido por hidrógeno:
En proporción al renio:
Reacciona con monóxido de carbono:
Ácido renico- un compuesto inorgánico, un ácido que contiene oxígeno con la fórmula HReO 4, existe solo en soluciones acuosas, forma sales perrenates.
La transferencia de renio de compuestos poco solubles, como ReO y ReS2, a la solución se lleva a cabo mediante descomposición ácida o fusión alcalina con la formación de perrenatos solubles o ácido perrenico. Y viceversa, la extracción del renio de las soluciones se realiza por precipitación en forma de perrenatos de potasio, cesio, talio poco solubles, etc. El perrenato de amonio es de gran importancia industrial, del cual se obtiene el renio metálico por reducción con hidrógeno.
El ácido renico se obtiene disolviendo Re2O7 en agua:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
También se obtienen soluciones de ácido renico disolviendo renio metálico en peróxido de hidrógeno, agua brómica y ácido nítrico. El exceso de peróxido se elimina hirviendo. El ácido renico se obtiene por oxidación de óxidos y sulfuros inferiores, a partir de perrenatos mediante intercambio iónico y electrodiálisis. Por conveniencia, la Tabla 2 muestra los valores de las densidades de las soluciones de ácido renico.
El ácido renico es estable. A diferencia de los ácidos perclórico y mangánico, tiene propiedades oxidantes muy débiles. Su recuperación suele ser lenta. Las amalgamas metálicas y los agentes químicos se utilizan como agentes reductores.
Los perrenatos son menos solubles y térmicamente más estables que los correspondientes percloratos y permanganatos.
Los perrenatos menos solubles son talio, cesio, rubidio y potasio.
Perrenatos Tl, Rb, Cs, K, Ag: sustancias poco solubles, perrenatos, Ba, Pb (II) tienen solubilidad media, perrenatos Mg, Ca, Cu, Zn, Cd, etc. muy bien soluble en agua. En la composición de los perrenatos de potasio y amonio, el renio se libera de las soluciones industriales.
Perrenato de potasio KReO4: pequeños cristales hexagonales incoloros. Se funde sin descomponerse a 555 °, a mayor temperatura se volatiliza, disociando parcialmente. La solubilidad de la sal en una solución acuosa de ácido renico es mayor que en agua, mientras que en presencia de H2SO4 prácticamente no cambia.
El perrenato de amonio NH4ReO4 se obtiene neutralizando el ácido perrénico con amoníaco. Es relativamente soluble en agua. Tras la cristalización de las soluciones, forma soluciones sólidas continuas con KReO4. Cuando se calienta en el aire, se descompone, comenzando desde 200 °, dando un sublimado que contiene Re2O7 y un residuo negro de ReO2. Cuando se descompone en una atmósfera inerte, solo se forma óxido de renio (IV) por la reacción:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
Cuando la sal se reduce con hidrógeno, se obtiene un metal.
De las sales de ácido renico con bases orgánicas, destaca el perrenato de nitrona C20H17N4ReO4, que tiene una solubilidad muy baja en soluciones de acetato, especialmente en presencia de un exceso de acetato de nitrona. La formación de esta sal se utiliza para la determinación cuantitativa de renio.
Compuestos de manganeso. Óxidos, hidróxidos. Ácido permangánico. Permanganato de potasio, sus propiedades oxidantes en ambientes ácidos, neutros y alcalinos.
Compuestos de manganeso. Óxidos, hidróxidos.
El manganeso forma varios óxidos. Los más estables son
МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7
Óxido de manganeso (VII) Mn2O7: un líquido aceitoso de color negro-verde por encima de 50 ° С se descompone con la formación de oxígeno y óxidos inferiores, a una temperatura más alta explota:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.
Muestra propiedades ácidas. Reacciona con el agua para formar ácido permangánico:
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.
El óxido de manganeso solo se puede obtener indirectamente:
2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.
El ácido permangánico es un ácido fuerte muy inestable, se descompone ya por encima de los 3 ° C:
4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.
El óxido de manganeso (II) MnO y los correspondientes hidróxidos Mn (OH) 2 son sustancias básicas.
Οʜᴎ interactuar con ácidos para formar sales de manganeso (II)
MnO + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
Mn (OH) 2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
El Mn (OH) 2 se obtiene por la acción de los álcalis sobre las sales solubles de Mn2 +
MnCl2 + 2NaOH = Mn (OH) 2 ↓ + 2Н2O
Mn2 + + 2OH- = Mn (OH) 2 ↓
sedimento blanco
Debido a la inestabilidad, el Mn (OH) 2 ya se oxida en el aire, formando Mn (OH) 4
2Mn (OH) 2 + О2 + 2Н2O = 2Mn (OH) 4
Esta reacción es cualitativa para el catión Mn2 +
Q-óxido de manganeso (IV), o dióxido de manganeso, MnO2 e hidróxido de Mn (OH) 4- sustancias anfóteras.
Cuando el MnO2 interactúa con el ácido sulfúrico, se forma sulfato de manganeso (IV) inestable
МnО2 + 2H2SO4 = Mn (SO4) 2 + 2 Н2O
Cuando el MnO2 se fusiona con álcalis, la reacción procede con la formación de manganitas (IV), que deben considerarse como sales de ácido permanganoso Н4MnO4.
МnО2 + 4KОН = K4MnO4 + 2Н2O
El óxido de manganeso (IV), basado en las sustancias con las que reacciona, puede presentar propiedades tanto de agente oxidante como de agente reductor.
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2МnO2 + ЗРbО2 + 6НNО3 = 2НМnО4 + ЗРb (NO3) 2 + 2 Н2O
En la primera reacción, МnО2 actúa como un agente oxidante, en la segunda, como un agente reductor.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, en la serie de óxidos e hidróxidos de manganeso con diferentes estados de oxidación, aparece un patrón general: con un aumento del estado de oxidación, el carácter básico de los óxidos de hidróxido se debilita y el carácter ácido aumenta.
Las sales de ácido permangánico se denominan permanganatos.
La sal más famosa es el permanganato de potasio KMnO4, una sustancia cristalina violeta oscura, moderadamente soluble en agua. Las soluciones de KMnO4 tienen un color carmesí oscuro, y en altas concentraciones, violeta, característico de los aniones MnO4.
El permanganato de potasio se descompone cuando se calienta
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
El permanganato de potasio es un agente oxidante muy fuerte, oxida fácilmente muchas sustancias inorgánicas y orgánicas. El grado de reducción de manganeso depende en gran medida del pH del medio.
Las sales de ácido mangánico (permanganatos) contienen el ion permanganato MnO4 en la solución, son de color púrpura. Mostrar propiedades oxidantes, los compuestos de manganeso (II) se forman en un ambiente ácido:
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
en neutro - manganeso (IV):
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
en alcalino - manganeso (VI):
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
Cuando se calienta, se descompone:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
El permanganato de potasio se obtiene de acuerdo con el siguiente esquema:
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;
luego el manganato se convierte en permanganato por oxidación electroquímica, la ecuación general del proceso es:
2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + H2.
Compuestos de manganeso. Óxidos, hidróxidos. Ácido permangánico. Permanganato de potasio, sus propiedades oxidantes en ambientes ácidos, neutros y alcalinos. - concepto y tipos. Clasificación y características de la categoría "Compuestos de manganeso. Óxidos, hidróxidos. Ácido mangánico. Permanganato de potasio, sus propiedades oxidantes en ambientes ácidos, neutros y alcalinos". 2017, 2018.
Autor Enciclopedia química b. I.L. KnunyantsÓXIDO DE MANGANESO: MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, Mn 2 O 7, Mn 5 O 8. A excepción del Mn 2 O 7, todos los óxidos son cristales insolubles en agua. Cuando se calientan los óxidos superiores, О 2 se separa y se forman óxidos inferiores:
Cuando se mantienen en aire o en una atmósfera de O 2 por encima de 300 ° C, MnO y Mn 2 O 3 se oxidan a MnO 2.
Anhidro e hidratado. Los óxidos de manganeso son parte de los minerales de manganeso y hierro-manganeso en forma de minerales pirolusita b-MnO2, psilomelano mMO * nMnO 2 * xH 2 O [M = Ba, Ca, K, Mn (H)], manganita b -MnOOH ( Mn 2 О 3 * Н 2 О), growita g -MnOOH, brownita 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3, etc.con un contenido de MnO 2 del 60-70%. El procesamiento de minerales de manganeso incluye la concentración en húmedo y la posterior separación química de los óxidos MnO 2 o Mn 2 O 3 mediante métodos de sulfitización y sulfatización, carbonización y reducción. tostado, etc.
Monóxido de MnO (mineral de manganita). El hexágono es estable hasta - 155,3 ° С. modificación, arriba - cúbica (ver tabla). Semiconductor. Antiferromagnet con un punto de Neel de 122 K; magn. susceptibilidad + 4.85 * 10 - 3 (293 K). Tiene propiedades básicas débiles; reducido a Mn con hidrógeno y metales activos cuando se calienta. Cuando el MnO interactúa con los ácidos, se forman sales de Mn (II), con NaOH fundido a 700-800 ° C y un exceso de O 2 - Na 3 MnO 4, bajo la acción de (NH 4) 2 S - sulfuro de MnS. Obtenido por descomposición de Mn (OH) 2, Mn (C 2 O 4), Mn (NO 3) 2 o MnCO 3 en atmósfera inerte a 300 ° C, controlado por la reducción de MnO 2 o Mn 2 O 3 con hidrógeno o CO a 700-900 ° CON. Componente de ferrita y otra cerámica. materiales, escoria para desulfuración de metales, fertilizantes micronutrientes, catalizador de deshidrogenación de piperidina, antiferromagnet. material.
El sesquióxido de Mn 2 O 3 existe en dos modificaciones: rómbico. a (kurnakita mineral) y cúbico. b (mineral bixbyita), temperatura de transición a : b 670 ° C; paramagnético, magn. susceptibilidad +1,41 10 - 5 (293 K); El H2 se reduce a 300 ° C a MnO, con aluminio cuando se calienta a Mn.
Bajo la acción de H 2 SO 4 y HNO 3 diluidos, se transforma en MnO 2 y la sal de Mn (II). Obtenga Mn 2 Aproximadamente 3 descomposición termodinámicamente de MnOOH.
Óxido de manganeso (II, III) Mn 3 O 4 (mineral hausmanita); a -Mn 3 Aproximadamente 4 a 1160 ° C entra en b-Mn 3 Aproximadamente 4 con cristalino cúbico. enrejado; D H 0 transición a : b 20,9 kJ / mol; paramagnético, magn. susceptibilidad + 1,24 * 10 - 5 (298 K). Muestra las propiedades químicas inherentes al MnO y al Mn 2 O 3.
El dióxido de MnO 2 es el compuesto de Mn más abundante en la naturaleza; la más estable es la modificación b (mineral pirolusita). Se conoce el rombo. g -MnO 2 (el mineral ramsdelita o polianita), así como a, dye, considerados como soluciones sólidas de varias formas de MnO 2. Paramagnet, magn. susceptibilidad + 2,28 * 10 - 3 (293 K). Dióxido de manganeso - no estequiométrico compuesto, siempre hay una falta de oxígeno en su red. Anfoterina. El H2 se reduce a MnO a 170 ° C. Al interactuar con NH 3, se forman H 2 O, N 2 y Mn 2 O 3. Bajo la acción de О 2 en la masa fundida, NaOH da Na 2 MnO 4, en una conc. ácidos - las correspondientes sales de Mn (IV), H 2 O y O 2 (o Cl 2 en el caso del ácido clorhídrico). El MnO 2 se obtiene por descomposición de Mn (NO 3) 2 o Mn (OH) 2 a 200 ° C en aire, reducción de KMnO 4 en medio neutro, electrólisis de sales de Mn (II). Utilizado para la obtención de Mn y su compuesto, desecantes, como despolarizante en elementos secos, componente de pigmento marrón (umber) para pinturas, para aclarar vidrios, como reactivo para la detección de Cl -, agente oxidante en hidrometalurgia de Zn, Cu, U, componente catalizador en cartuchos de hopcalita y otros El MnO 2 activo, obtenido por la interacción de soluciones acuosas de MnSO 4 y KMnO 4, es un agente oxidante en química orgánica.
Óxido de manganeso (VII) Mn 2 O 7 (heptaóxido de dimarganeso, anhídrido de manganeso) - líquido verde aceitoso; punto de fusión 5,9 ° C; densidad 2,40 g / cm 3; D H 0 muestra -726,3 kJ / mol. Por encima de 50 ° C, con calentamiento lento, comienza a descomponerse con la liberación de O 2 y la formación de óxidos inferiores, y explota a temperaturas más altas o velocidades de calentamiento elevadas; extremadamente sensible a las influencias mecánicas y térmicas. Agente oxidante fuerte; en contacto con Mn 2 Se encienden unas 7 sustancias combustibles. ÓXIDO DE MANGANESO obtenido por la interacción de KMnO 4 con H Z SO 4 en frío.
El óxido Mn 5 O 8, o Mn 2 II (Mn IV O 4) 3, es un sólido; insoluble en agua; se puede obtener por oxidación de MnO o Mn 3 O 4; se descompone fácilmente en MnO 2 y O 2.
Hidróxidos de Mn estequiométricos Los compuestos son solo Mn (OH) 2, MnO (OH) y HMnO 4, otros son hidratos. óxidos de composición variable, similares en propiedades químicas a los óxidos correspondientes. Las propiedades ácidas de los hidróxidos aumentan con el aumento del estado de oxidación de 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.
El hidróxido de Mn (III) MnO (OH) se conoce en dos modificaciones; a 250 ° C en vacío se deshidrata a g -Mn 2 Aproximadamente 3; en agua no sol. Natural la manganita no descompone el HNO 3 y el H 2 SO 4 diluido, pero reacciona lentamente con el H 2 SO 3, obtenido artificialmente se descompone fácilmente con ácidos minerales; El O 2 se oxida a b -MnO 2. Ver también Manganats.
OXIDIO MANGANESO. tóxico; MPC ver art. Manganeso.
Enciclopedia química. Volumen 2 >>
Método aluminotérmico, reduciendo el óxido Mn 2 O 3, formado durante la calcinación de pirolusita;
Mn 6+ se desproporciona a MnO 2 y MeMnO 4.
Minnesota 3+ desproporciona a Mn 2+ y MnO 2 (tv.)
Óxidos:
Óxidos de manganeso conocidos, en los que se encuentra en los estados de oxidación +2, +3, +4, +7, así como varios mixtos, por ejemplo, Mn 3 0 4. Con un aumento en el estado de oxidación, la naturaleza covalente del enlace Mn-O aumenta, las propiedades básicas y ácidas se debilitan y la actividad oxidativa aumenta. Por lo tanto, el óxido de manganeso (2) presenta propiedades reductoras básicas y predominantes, mientras que el óxido de manganeso superior tiene propiedades ácidas.
mucho carácter. Tiene propiedades oxidantes pronunciadas. Los óxidos de manganeso en estados de oxidación intermedios son anfóteros y se reducen fácilmente a Mn (II), exhibiendo las propiedades de agentes oxidantes fuertes.
Óxido de manganeso (2). El óxido inferior MnO es un polvo cristalino verde grisáceo con estructura de NaCl. Se produce de forma natural como el mineral manganosita. Su
la reactividad depende del tamaño de grano. La forma altamente dispersa de óxido, que se forma durante la descomposición a baja temperatura (420 -450 ° C) de carbonato, oxalato o acetato de manganeso (II), tiene una actividad química significativa: se enciende en el aire. Su calcinación en atmósfera inerte conduce al agrandamiento de los granos y al debilitamiento de la actividad química. Para obtener una fase de composición estequiométrica, los óxidos Mn 3 0 4 y MnO 2 se reducen con hidrógeno a altas temperaturas. El óxido de manganeso inferior también se puede obtener mediante la interacción del manganeso.
con dióxido de carbono a una temperatura de 300 ° C, reducción o calcinación de otros óxidos de manganeso, así como durante la deshidratación del hidróxido de Mn (OH) 2 en atmósfera reductora a 800 ° C.
El óxido de manganeso (2) tiene un carácter predominantemente básico. Se disuelve fácilmente en ácidos para formar sales de manganeso divalentes. La anfotericidad débil se manifiesta solo cuando
ebullición prolongada con soluciones alcalinas concentradas:
MnO + 20H - + H 2 0 = 4 [Mn (OH) 4] 2- La fusión con hidróxido de sodio conduce a la oxidación del manganeso: MnO + 2NaOH = Na 2 Mn0 3 + H 2
El óxido de manganeso (2) prácticamente no se reduce con hidrógeno, pero reacciona con metales activos. La reacción con sodio transcurre ya a temperatura ambiente y para realizar la alumotermia se requiere la iniciación con una mezcla incendiaria. También se puede usar carbono o monóxido de carbono como agente reductor.
El óxido de manganeso (2) es un agente reductor fuerte; a temperaturas elevadas reacciona incluso con un agente oxidante tan débil como el monóxido de carbono (4).
Óxido de manganeso (3). El óxido de manganeso 2 0 3 es marrón
polvo, que se descompone cuando se calienta. cuando se almacena en el aire, se oxida lentamente a óxido de manganeso (4), y en la fusión eutéctica de NaOH-KOH (227 ° C) el oxígeno lo convierte en
manganato (5). El óxido de manganeso (3) no interactúa con el agua, pero se desproporciona en un medio ácido.
Como el óxido de manganeso inferior, tiene un carácter predominantemente básico, pero en determinadas condiciones presenta algunos signos de anfotericidad. Así, durante la ebullición prolongada con soluciones alcalinas, se forman hexahidroxomanganatos (3) [Mn (OH) 6] 3- aniónicos, que existen solo en un medio fuertemente alcalino. El Mn 2 0 3 presenta propiedades oxidantes cuando se hierve con ácido clorhídrico concentrado.
Óxido de manganeso (4). En el caso del manganeso, este es el mineral pirolusita MnO2 de origen natural más frecuente. Entre las numerosas reacciones para la formación de MnO 2, solo se prefieren unas pocas debido a su facilidad de implementación y reproducibilidad. Estos incluyen la oxidación de compuestos de manganeso (2) con soluciones de cloratos, permanganato
natos, persulfatos, cloro y ozono, reducción de permanganatos por acción del peróxido de hidrógeno, ácido clorhídrico, dióxido de azufre, sulfitos, alcoholes, sales de manganeso (2). La mayor parte del dióxido de manganeso se libera en forma de un precipitado marrón, pero una parte permanece en forma de solución coloidal. El dióxido de manganeso como compuesto en un estado de oxidación intermedio presenta propiedades oxidantes y reductoras. El comportamiento de un agente oxidante es más típico para él. Cuando se calienta, se produce una reacción redox intramolecular, acompañada de la liberación de oxígeno y una disminución gradual del estado de oxidación del manganeso con la formación secuencial de varios óxidos. Con sulfuro de hidrógeno seco, la reacción transcurre muy rápidamente ya a temperatura ambiente. Cuando se hace pasar sulfuro de hidrógeno a través de una suspensión acuosa de MnO2, se forma un precipitado blanquecino, que consiste en una mezcla de sulfuro de manganeso (2) y azufre; la solución contiene iones S0 4- y S 2 0 2-.
Las propiedades oxidantes del dióxido de manganeso son más pronunciadas en un ambiente fuertemente ácido. Cuando el dióxido de manganeso se trata con ácido clorhídrico concentrado frío, queda una solución oscura, que contiene el ácido complejo H 2 [MnCl 6], y posiblemente el tetracloruro MnCl 4, que no ha sido aislado en su forma individual. La solución se aclara gradualmente debido a la reducción de cloruro.
complejos [МnС1 6] 2- - »[МnС1 6] 3- -> Mn 2+ + 6C1 - y desprendimiento de cloro.
En los ácidos nítrico y sulfúrico diluido, el MnO2 es insoluble; solo durante el almacenamiento a largo plazo en una solución ácida, se observa una liberación gradual de oxígeno debido a la oxidación del agua. La interacción del dióxido de MnO2 con los álcalis se produce solo en soluciones concentradas y fundidos. Dependiendo de la temperatura de reacción, la proporción de reactivos, la presencia o ausencia de agentes oxidantes, por ejemplo, oxígeno atmosférico, se forman oxomanganatos aniónicos que contienen manganeso en diferentes estados de oxidación de +3 a +6. Por ejemplo, la interacción del dióxido de manganeso con una solución concentrada caliente de hidróxido de potasio en una atmósfera inerte primero forma una solución verde de manganato (4), que luego se convierte en una solución azul oscuro que contiene cantidades equimolares de manganato (5) y manganato ( 3). Cuando la reacción se lleva a cabo en el aire a una temperatura de 350 - 450 ° С, se forma manganato (6), a una temperatura de 600 - 800 ° С, manganato (5).
Hidróxidos.
Hidróxido de manganeso (2), precipitado en forma de un precipitado blanco (marfil) bajo la acción de álcalis sobre soluciones acuosas de sales de manganeso (2) en el aire se oxida rápidamente, por lo tanto, su síntesis se realiza en atmósfera inerte. Los oxidantes más fuertes, como el agua de bromo y el hipoclorito, lo convierten en pirolusita. A diferencia de la mayoría de los hidróxidos de metales de transición, el hidróxido
el manganeso (2) tiene una composición estequiométrica correspondiente a la fórmula Mn (OH) 2; es isoestructural con hidróxido de magnesio; es una base de fuerza media, superior al amoníaco, por lo que se disuelve no solo bajo la acción de los ácidos, sino también en presencia de iones amonio.
El carácter anfótero débil del hidróxido de Mn (2) se manifiesta en su capacidad para formar complejos de hidroxo aniónicos: Mn (OH) 2+ OH -<->[Pf (OH) 3] -
Hidróxido de manganeso (3) se forma en forma de un precipitado marrón de composición variable durante la oxidación del hidróxido de manganeso (2) con el oxígeno atmosférico. El producto formado inicialmente contiene átomos de manganeso en dos estados de oxidación: +2 y +3 - y corresponde a la composición MnOx * nH 2 0.
Al reposar, toma la forma del oxohidróxido MnOOH, conocido en forma de dos modificaciones: rómbica (y-MnOOH, manganita) y monoclínica (a-MnOOH, growita). El oxihidróxido de manganeso (3) es anfótero.
Sal.
Se obtienen diversas sales mediante la interacción del hidróxido de manganeso (2) con ácidos. A diferencia del hidróxido, todos son resistentes a la oxidación por el oxígeno atmosférico.
Sales de manganeso (2) forman hidratos, coloreados de color rosa pálido, característicos de los cationes [Mn (H 2 0) 6] 2+. Forman parte de algunos hidratos, por ejemplo MnS0 4 * 7H 2 0, Mn (C10 4) 2 * 6H 2 0, Mn (N0 3) 2 * 6H 2 0. En soluciones acuosas de sales de manganeso (2), se produce la hidrólisis. : [Mn (H 2 0) 6] 2+ + H 2 0 = [Mn (H 2 0) 5 OH] + + H 3 0 +
La acción de los sulfitos de metales alcalinos sobre las soluciones de sales de manganeso conduce a la precipitación de sales básicas, por ejemplo, NaMn 2 OH (S0 3) 2 (H 2 0).
Cuando las soluciones de sulfuro precipitan iones Mn 2+, se forma un precipitado de color carne de sulfuro de manganeso hidratado (2) MnS * xH20. Aunque se desconoce la estructura cristalina de este producto, la coloración rosa pálida sugiere que las moléculas de agua complementan la esfera de coordinación de manganeso en un octaedro. Cuando se almacena en el aire, el precipitado se oxida gradualmente, transformándose en oxohidróxido marrón MnOOH, y en atmósfera inerte pierde agua de cristalización, adquiriendo el color verde característico del mineral natural alabandina (α-MnS), que tiene una estructura
gira como NaCl. Al actuar sobre una solución de sal de manganeso con dihidrogenofosfato de sodio en un medio cercano a neutro, es posible precipitar un precipitado blanco del ortofosfato medio Mn 3 (P0 4) 2 * 7H 2 0.
En medio alcalino, se precipitan sales básicas, por ejemplo, Mn 2 (OH) PO 4, Mn 5 (OH) 4 (PO 4) 2.
También se conocen varios fosfatos ácidos, por ejemplo Mn (H 2 P0 4) 2 * H 2 0, fácilmente soluble en agua, y MnHPO 4 * H 2 0 poco soluble. Cuando las sales de manganeso (2) se exponen a una solución de sodio carbonato, se libera un precipitado blanco de carbonato MnCO 3 que contiene solo una pequeña cantidad de sal básica. Para evitar su formación, la precipitación se realiza con bicarbonato.
Sales de manganeso (3)
Cuando se disuelve MtOOH en frío en ácido sulfúrico al 70%, se forma una solución roja, a partir de la cual se pueden aislar cristales rojos. El método más común para obtener sales de manganeso (3) es la transformación redox. Entonces, el sulfato de manganeso (3) se sintetiza por oxidación anódica de una solución caliente de sulfato de manganeso (2) en ácido sulfúrico o reducción de permanganato de potasio con ácido sulfúrico:
2KMn0 4 + 4H 2 S0 4 = Mn 2 (S0 4) 3 + K 2 S0 4 + 20 2 + 4H 2 0
Sales inorgánicas de manganeso (4) extremadamente inestable y poco estudiado. Así, el sulfato de manganeso (4) Mn (SO 4) 2 se libera en forma de cristales negros a partir de soluciones de ácido sulfúrico suficientemente concentradas de sulfato de manganeso (2) cuando se les añade permanganato de potasio.
Sales de manganeso (6).
Por primera vez, I. Glauber preparó manganatos (6) en
1659 disolviendo pirolusita en salitre fundido. Estas sustancias son cristales de color verde oscuro, casi negros, solubles en soluciones alcalinas para formar soluciones de color verde esmeralda.
En soluciones neutras y débilmente ácidas, los manganatos se dispersan fácilmente.
en porciones, que se juzga por la precipitación de un precipitado de dióxido de color marrón oscuro y la aparición de un color carmesí de la solución. Para acelerar el proceso, generalmente se pasa dióxido de carbono a través de la solución. Entre los manganatos, el más importante es la sal de potasio K 2 Mn0 4, que sirve para la producción de permanganato KM p 04. En condiciones de laboratorio, es conveniente obtener manganatos de metales alcalinos.
oxidación del agua con permanganato en una solución fuertemente alcalina. Para esto, el permanganato se coloca en una solución alcalina concentrada y se calienta.
El dióxido de manganeso (MnO 2) o el óxido de manganeso (IV) es una sustancia de color gris oscuro. Cuando se calienta al aire hasta 530 grados. El dióxido de manganeso se descompone con oxígeno, como se muestra arriba. En vacío o en presencia de un agente reductor, esta reacción avanza mucho más intensamente.
Cuando el dióxido de manganeso se hierve con ácido nítrico concentrado, se forma una sal de manganeso (II) y se libera oxígeno:
2 MnO 2 + 4 HNO 3 = 2 Mn (NO 3) 2 + 2 H 2 O + O 2.
El dióxido de manganeso en un ambiente ácido exhibe propiedades oxidantes:
MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O;
МnО 2 + 2 FeSO 4 + 2 Н 2 SO 4 = МnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 3 Н 2 О.
Cuando el óxido de manganeso (IV) se fusiona con álcalis sin acceso al aire, se forma manganita o manganato (IV):
2 MnO 2 + 2 KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O.
En presencia de oxígeno atmosférico, que desempeña el papel de un agente oxidante, se forma una sal de manganato (VI) durante la fusión:
2 МnО 2 + 4 KOH + O 2 = 2 К 2 МnО 4 + 2 Н 2 О.
El manganato de potasio (K 2 MnO 4) se descompone espontáneamente en permanganato de potasio y dióxido de manganeso:
3 К 2 МnО 4 + 2 Н 2 О = 2 КМnО 4 + МnО 2 + 4 KOH.
El permanganato de potasio (KMnO 4) se usa ampliamente en la práctica de laboratorio, la industria, la medicina y la vida cotidiana. Es un agente oxidante muy fuerte. Dependiendo del medio, el manganeso en presencia de un agente reductor puede reducirse a varios estados de oxidación. En un ambiente ácido, siempre se reduce a Mn (II):
2 КМnО 4 + 10 КВr + 8 Н 2 SO 4 = 2 МnSO 4 + 6 К 2 SO 4 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О.
El manganato de potasio (K 2 MnO 4) y el dióxido de manganeso se comportan de manera similar.
En un ambiente alcalino, el permanganato de potasio se reduce a manganato:
2 KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2 KOH = K 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O.
En un medio neutro o ligeramente alcalino, el permanganato de potasio se reduce a dióxido de manganeso:
2 KMnO 4 + C 6 H 5 CH 3 = 2 KOH + 2 MnO 2 + C 6 H 5 COOH;
2 КМnО 4 + 3 МnSO 4 + 2 Н 2 О = 5 МnО 2 + К 2 SO 4 + 2 Н 2 SO 4.
La última reacción se utiliza en química analítica para la determinación cuantitativa de manganeso.
Anteriormente, el permanganato de potasio se obtenía oxidando el dióxido de manganeso o el manganato de potasio. El dióxido de manganeso se oxidó con nitrato por fusión con álcali:
MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O.
El manganato de potasio resultante en solución se descompuso espontáneamente en permanganato de potasio y dióxido de manganeso:
3 К 2 MnО 4 + 2 Н 2 О = 2 КМnО 4 + MnО 2 + 4 KOH.
Según el segundo método, el manganato de potasio se oxidó con cloro:
2 К 2 МnО 4 + Сl 2 = 2 КМnО 4 + 2 КСl.
Actualmente, el permanganato de potasio se obtiene por oxidación electrolítica del manganato:
MnO 4 2- - e - = MnO 4 -.
El permanganato de potasio se usa ampliamente tanto en la industria como en la práctica de laboratorio. Se utiliza para blanquear algodón, lana, hilado de fibras, aclarar aceites y oxidar diversas sustancias orgánicas. En la práctica de laboratorio, se utiliza para obtener cloro y oxígeno:
2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O;
2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
En química analítica, el permanganato de potasio se utiliza para la determinación cuantitativa de sustancias con propiedades reductoras (Fe 2+, Sn 2+, AsO 3 3+, H 2 O 2, etc.). Este método de análisis se llama permanganatometría.
