Oksid mangani (II)- MnO - oksid mangani më i ulët, monoksid.
Oksidi bazë. I pazgjidhshëm në ujë. Ai oksidohet lehtë për të formuar një guaskë të brishtë MnO2. Reduktohet në mangan kur nxehet me hidrogjen ose metale aktive.
Oksidi i manganit (II) mund të merret duke kalkuluar kripërat e manganit (II) që përmbajnë oksigjen në një temperaturë prej 300 ° C në një atmosferë të gazit inert. Nga MnO 2 i përhapur, përftohet përmes reduktimit të pjesshëm në temperatura prej 700-900 ° C me hidrogjen ose monoksid karboni.
Hidroksid mangani (II)- përbërje inorganike, hidroksid metali mangani me formulën Mn (OH) 2, kristale rozë të lehta, të patretshme në ujë. Tregon vetitë e dobëta themelore. Oksidohet në ajër.
Hidroksidi i manganit (II) formohet nga bashkëveprimi i kripërave të tij me alkalet:
Vetitë kimike.
Hidroksidi i manganit (II) oksidohet lehtësisht në ajër në oksidroksid mangani ngjyrë kafe, i cili dekompozohet më tej në oksid mangani (IV):
· Hidroksidi i manganit (II) ka veti themelore. Ai reagon me acide dhe okside acidike:
· Hidroksidi i manganit (II) ka veti reduktuese. Në prani të oksidantëve të fortë, mund të oksidohet në permanganat:
Oksid mangani (III)- përbërje inorganike, oksid metali mangani me formulën Mn 2 O 3, kristale ngjyrë kafe-të zezë, të patretshëm në ujë.
Marrja.
· Në natyrë, ka minerale brownite, kurnakite dhe bixbyite - oksid mangani me papastërti të ndryshme.
Oksidimi i oksidit të manganit (II):
Reduktimi i oksidit të manganit (IV):
Vetitë kimike.
Zbërthehet nga ngrohja:
Kur tretet në acide, shpërpjeston:
Kur bashkimi me oksidet e metaleve formon kripëra manganiti:
Nuk tretet në ujë.
Hidroksid mangani (III) –Mn 2 O 3ּ H 2 O ose MnO (OH) ndodh natyrshëm si një mineral manganit(xeheri i manganit ngjyrë kafe). Hidroksidi i manganit (III) i marrë artificial përdoret si një bojë kafe e zezë.
Kur bashkëvepron me oksidantë acidë, ajo formohet kripërat e manganit.
Kripërat e manganit (II), si rregull, janë lehtësisht të tretshme në ujë, përveç Mn 3 (PO 4) 2, MnS, MnCO 3.
Sulfati i manganit(II) MnSO 4 është një kripë e bardhë, një nga komponimet më të qëndrueshme të manganit (II). Në formën e hidratit kristalor MnSO 4 7H 2 O ndodh në natyrë. Përdoret në ngjyrosjen e rrobave, si dhe, së bashku me klorurin e manganit (II) MnCl2, për të marrë përbërës të tjerë të manganit.
Karbonat mangani(II) MnCO 3 ndodh natyrshëm në formën e pluhurit të manganit dhe përdoret në metalurgji.
Nitrat mangani(II) Mn (NO 3) 2 merret vetëm artificialisht dhe përdoret për ndarjen e metaleve të rralla të tokës.
Kripërat e manganit janë katalizatorë për proceset oksiduese që përfshijnë oksigjenin. Ato përdoren në tharëse. Vaj liri me shtimin e një tharësi të tillë quhet vaj tharjeje.
Oksid mangani (IV) (dioksid mangani) MnO 2 është një pluhur ngjyrë kafe e errët, e patretshme në ujë. Komponimi më i qëndrueshëm i manganit, i përhapur në koren e tokës (minerali pirolusit).
Vetitë kimike.
Në kushte normale, sillet mjaft inerte. Kur nxehet me acide, shfaq veti oksiduese, për shembull, oksidon acidin klorhidrik të koncentruar në klor:
Me acidet sulfurike dhe nitrike, MnO2 dekompozohet me lëshimin e oksigjenit:
Kur bashkëveproni me oksidues të fortë, dioksidi i manganit oksidohet në komponimet Mn 7+ dhe Mn 6+:
Dioksidi i manganit shfaq veti amfoterike. Pra, kur një tretësirë e acidit sulfurik të kripës MnSO 4 oksidohet me permanganat kaliumi në prani të acidit sulfurik, formohet një precipitat i zi i kripës Mn (SO 4) 2.
Dhe kur bashkohet me alkalet dhe oksidet bazë, MnO 2 vepron si një oksid acidi, duke formuar kripëra - manganite:
Shtë një katalizator për dekompozimin e peroksidit të hidrogjenit:
Marrja.
Në kushtet laboratorike, ato merren nga dekompozimi termik i permanganatit të kaliumit:
Mund të merret gjithashtu duke reaguar permanganat kaliumi me peroksid hidrogjeni. Në praktikë, MnO 2 i formuar zbërthen në mënyrë katalitike peroksidin e hidrogjenit, si rezultat i të cilit reagimi nuk vazhdon deri në fund.
Në temperatura mbi 100 ° C, zvogëlimi i permanganatit të kaliumit me hidrogjen:
64. Komponimet e manganit (VI), metodat e prodhimit dhe vetitë. Oksidi i manganit (VII), acidi manganik dhe permanganatet - përgatitja, vetitë, aplikimi.
Oksid mangani (VI)- një përbërës inorganik, oksid metali i manganit me formulën MnO 3, një substancë amorfe e kuqe e errët që reagon me ujë.
Formuar nga kondensimi i avujve vjollce të lëshuar kur nxehet një zgjidhje e permanganatit të kaliumit në acid sulfurik:
Vetitë kimike.
Zbërthehet nga ngrohja:
Reagon me ujë:
Formon kripëra me alkalet - manganat:
Hidroksid mangani (VI) tregon një karakter acid. acidi i lirë i manganit (VI) është i paqëndrueshëm dhe joproporcional në një tretësirë ujore sipas skemës:
3H 2 MnO 4 (c) → 2HMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 2H 2 O (g).
Manganet (VI) formohen nga shkrirja e dioksidit të manganit me alkali në prani të oksidantëve dhe kanë një ngjyrë të gjelbër smeraldi. Në një mjedis shumë alkalik, manganetet (VI) janë mjaft të qëndrueshme. Kur hollohen zgjidhjet alkaline, ndodh hidroliza, e shoqëruar me shpërpjestim:
3K 2 MnO 4 (c) + 2H 2 O (l) → 2KMnO 4 (c) + MnO 2 (s) + 4KOH (c).
Manganetet (VI) janë oksidues të fortë, të cilët reduktohen në një mjedis acid në Mn (II), dhe në media neutrale dhe alkaline - deri në MnO 2. Nën veprimin e oksidantëve të fortë, manganetet (VI) mund të oksidohen në Mn (VII):
2K 2 MnO 4 (c) + Cl 2 (g) → 2KMnO 4 (c) + 2KCl (c).
Kur nxehet mbi 500 ° C, manganati (VI) zbërthehet në produkte:
manganat (IV) dhe oksigjen:
2K 2 MnO 4 (s) → K 2 MnO 3 (s) + O 2 (g).
Oksid mangani (VII) Mn 2 O 7- lëng yndyror me ngjyrë kafe të gjelbër (t pl = 5.9 ° C), i paqëndrueshëm në temperaturën e dhomës; oksiduesi i fortë, në kontakt me substancat e djegshme i ndez ato, ndoshta me një shpërthim. Shpërthen nga një goditje, nga një ndezje e ndritshme e dritës, kur bashkëvepron me substanca organike. Oksidi i manganit (VII) Mn 2 O 7 mund të merret nga veprimi i acidit sulfurik të koncentruar në permanganat kaliumi:
Oksidi i manganit (VII) që rezulton është i paqëndrueshëm dhe zbërthehet në oksid mangani (IV) dhe oksigjen:
Ozoni lëshohet njëkohësisht:
Oksidi i manganit (VII) reagon me ujin për të formuar acid manganik, i cili ka një ngjyrë të kuqe vjollce:
Nuk ishte e mundur të merrej acidi permanganik anhidrik; në tretësirë është i qëndrueshëm deri në një përqendrim prej 20%. ajo acid shumë i fortë, shkalla e dukshme e shkëputjes në një zgjidhje me një përqendrim prej 0.1 mol / dm 3 është e barabartë me 93%.
Acid Permanganik – agjent oksidues i fortë . Ndërvepron edhe më energjikisht Mn 2 O 7, substancat e djegshme në kontakt me të ndizen.
Kripërat e acidit manganik quhen permanganatet ... Më e rëndësishmja prej tyre është permanganat kaliumi, i cili është një agjent oksidues shumë i fortë. Vetitë e tij oksiduese në lidhje me substancat organike dhe inorganike shpesh hasen në praktikën kimike.
Shkalla e zvogëlimit të jonit të permanganatit varet nga natyra e mediumit:
1) mjedisi acid Mn (II) (Mn 2+ kripëra)
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O, E 0 = +1.51 B
2) mjedisi neutral Mn (IV) (oksid mangani (IV))
MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH -, E 0 = +1.23 B
3) mjedisi alkalik Mn (VI) (manganet M 2 MnO 4)
MnO 4 - + ē = MnO 4 2-, E 0 = + 0.56B
Siç mund të shihet, permanganatet shfaqin vetitë më të forta oksiduese në një mjedis acid.
Manganetet formohen në një tretësirë shumë alkaline që shtyp hidrolizën K 2 MnO 4... Meqenëse reagimi zakonisht zhvillohet në tretësira mjaft të holluara, produkti përfundimtar i reduktimit të permanganatit në një mjedis alkalik, si dhe në atë neutral, është MnO2 (shih shpërpjestimin).
Në një temperaturë prej rreth 250 ° C, permanganat kaliumi dekompozohet sipas skemës së mëposhtme:
2KMnO 4 (s) K 2 MnO 4 (s) + MnO 2 (s) + O 2 (g)
Permanganat kaliumi përdoret si një antiseptik. Zgjidhjet ujore të përqendrimeve të tij të ndryshme nga 0.01 në 0.5% përdoren për dezinfektimin e plagëve, gargarë dhe procedura të tjera anti-inflamatore. Me sukses 2 - 5% zgjidhje të permanganatit të kaliumit përdoren për djegiet e lëkurës (lëkura thahet dhe fshikëza nuk formohet). Për organizmat e gjallë, permanganatet janë helme (shkaktojnë koagulimin e proteinave). Ato neutralizohen me një zgjidhje 3%. H 2 O 2 i acidifikuar me acid acetik:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH → 2Mn (CH 3 COO) 2 + 2CH 3 COOK + 8H 2 O + 5O 2
65. Komponimet e rheniumit (II), (III), (VI). Komponimet e Reniumit (VII): oksid, acid renik, perrenate.
Oksidi i renit (II)- përbërje inorganike, oksid metali rhenium me formulën ReO, kristale të zeza, të patretshme në ujë, formon hidrate.
Hidrati i oksidit të renit ReO H 2 O formohet nga zvogëlimi i acidit rhenik me kadmium në një mjedis acid:
Oksidi i renit (III)- përbërje inorganike, oksid metali rhenium me formulën Re 2 O 3, pluhur i zi, i patretshëm në ujë, formon hidrate.
Marrë nga hidroliza e klorurit të renit (III) në një mjedis alkalik:
Oksidohet lehtë në ujë:
Oksidi i renit (VI)- përbërje inorganike, oksid metali rhenium me formulën ReO 3, kristale të kuqe të errët, të patretshme në ujë.
Marrja.
Proporcionimi i oksidit të renit (VII):
Reduktimi i oksidit të rheniumit (VII) me monoksid karboni:
Vetitë kimike.
Zbërthehet nga ngrohja:
I oksiduar me acid nitrik të koncentruar:
Formon renite dhe perhenate me hidrokside metalike alkali:
I oksiduar nga oksigjeni atmosferik:
Reduktuar nga hidrogjeni:
Oksidi i renit (VII)- një përbërës inorganik, oksid metali rhenium me formulën Re 2 O 7, kristale higroskopike të verdha të lehta, tretet në ujë të ftohtë, reagon me ujë të nxehtë.
Marrja.
Oksidimi i rheniumit metalik:
Zbërthimi në ngrohjen e oksidit të renit (IV):
Oksidimi i oksidit të rheniumit (IV):
Zbërthimi në ngrohjen e acidit renik:
Vetitë kimike.
Zbërthehet nga ngrohja:
Reagon me ujë të nxehtë:
Reagon me alkalet për të formuar perrenatet:
· Anshtë agjent oksidues:
Reduktuar nga hidrogjeni:
Në proporcion me rheniumin:
Reagon me monoksid karboni:
Acidi Renik- një përbërës inorganik, një acid që përmban oksigjen me formulën HReO 4, ekziston vetëm në tretësira ujore, formon kripëra perrenatet.
Transferimi i rheniumit nga komponimet dobët të tretshme, të tilla si ReO dhe ReS2, në tretësirë kryhet me dekompozim acid ose shkrirje alkaline me formimin e perrenateve të tretshëm ose acidit perrenik. Dhe anasjelltas, nxjerrja e rheniumit nga tretësira kryhet duke e precipituar atë në formën e perrenateve të tretshme dobët të kaliumit, ceziumit, taliumit, etj. Perhenat amoniumi ka një rëndësi të madhe industriale, nga i cili merret renium metalik duke u reduktuar me hidrogjen Me
Acidi renik merret duke shpërndarë Re2O7 në ujë:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
Zgjidhjet e acidit renik merren gjithashtu duke shpërndarë rhenium metalik në peroksid hidrogjeni, ujë bromik dhe acid nitrik. Peroksidi i tepërt hiqet duke zier. Acidi Renik merret me oksidimin e oksideve dhe sulfideve më të ulëta, nga perrenatet duke përdorur shkëmbimin e joneve dhe elektrodializën. Për lehtësi, Tabela 2 tregon vlerat e dendësive të tretësirave të acidit renik.
Acidi renik është i qëndrueshëm. Ndryshe nga acidet perklorike dhe manganike, ajo ka veti oksiduese shumë të dobëta. Rimëkëmbja e tij zakonisht është e ngadaltë. Amalgamet metalike dhe agjentët kimikë përdoren si agjentë reduktues.
Perrenatet janë më pak të tretshme dhe termikisht më të qëndrueshme se perchlorates dhe permanganatet përkatëse.
Perrenatet më pak të tretshme janë taliumi, ceziumi, rubidiumi dhe kaliumi.
Perrenatet Tl, Rb, Cs, K, Ag - substanca të tretshme dobët, perrenatet, Ba, Pb (II) kanë tretshmëri të mesme, perrenatet Mg, Ca, Cu, Zn, Cd, etj. shumë i tretshëm në ujë. Në përbërjen e perrenateve të kaliumit dhe amonit, rheniumi lirohet nga zgjidhjet industriale.
Perrenat kaliumi KReO4 - kristale të vogla pa ngjyrë gjashtëkëndore. Shkrihet pa dekompozim në 555 °, në një temperaturë më të lartë avullon, duke u shkëputur pjesërisht. Tretshmëria e kripës në një zgjidhje ujore të acidit renik është më e lartë se në ujë, ndërsa në prani të H2SO4 praktikisht nuk ndryshon.
Perrenat amoniumi NH4ReO4 fitohet duke neutralizuar acidin perrenik me amoniak. Relativelyshtë relativisht i tretshëm në ujë. Me kristalizimin nga tretësira, ajo formon tretësira të vazhdueshme të ngurta me KReO4. Kur nxehet në ajër, ai dekompozohet, duke filluar nga 200 °, duke dhënë një sublim që përmban Re2O7 dhe një mbetje të zezë të ReO2. Kur dekompozohet në një atmosferë inerte, vetëm oksidi i rheniumit (IV) formohet nga reagimi:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
Kur kripa zvogëlohet me hidrogjen, fitohet një metal.
Nga kripërat e acidit renik me baza organike, vërejmë nitrone perrenatin C20H17N4ReO4, i cili ka një tretshmëri shumë të ulët në tretësira acetate, veçanërisht në prani të një tepricë nitrat nitrat. Formimi i kësaj kripe përdoret për përcaktimin sasior të rheniumit.
Komponimet e manganit. Oksidet, hidroksidet. Acid Permanganik. Permanganat kaliumi, vetitë e tij oksiduese në mjedise acidike, neutrale dhe alkaline.
Komponimet e manganit. Oksidet, hidroksidet.
Mangani formon disa okside. Më të qëndrueshme janë
МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7
Oksidi i manganit (VII) Mn2O7 - një lëng me vaj me ngjyrë të zezë -jeshile mbi 50 ° C dekompozohet me formimin e oksigjenit dhe oksidet më të ulëta, në një temperaturë më të lartë shpërthen:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.
Tregon veti acidike. Reagon me ujë për të formuar acid permanganik:
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.
Oksidi i manganit mund të merret vetëm në mënyrë indirekte:
2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.
Acidi Permanganik është një acid i fortë shumë i paqëndrueshëm, dekompozohet tashmë mbi 3 ° C:
4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.
Oksidi i manganit (II) MnO dhe hidroksidet përkatëse Mn (OH) 2 janë substanca bazë.
Οʜᴎ ndërveprojnë me acidet për të formuar kripëra të manganit (II)
MnO + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
Mn (OH) 2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
Mn (OH) 2 fitohet nga veprimi i alkaleve në kripërat e tretshme Mn2 +
MnCl2 + 2NaOH = Mn (OH) 2 ↓ + 2Н2O
Mn2 + + 2OH- = Mn (OH) 2
sediment i bardhë
Për shkak të paqëndrueshmërisë, Mn (OH) 2 është oksiduar tashmë në ajër, duke formuar Mn (OH) 4
2Mn (OH) 2 + О2 + 2Н2O = 2Mn (OH) 4
Ky reagim është cilësor për kationin Mn2 +
Q-oksid i manganit (IV), ose dioksidit të manganit, MnO2 dhe hidroksid Mn (OH) 4- substanca amfoterike.
Kur MnO2 ndërvepron me acidin sulfurik, formohet sulfat i paqëndrueshëm i manganit (IV)
МnО2 + 2H2SO4 = Mn (SO4) 2 + 2 Н2O
Kur MnO2 bashkohet me alkalet, reagimi vazhdon me formimin e manganiteve (IV), të cilat duhet të konsiderohen si kripëra të acidit permanganor Н4MnO4
МnО2 + 4KОН = K4MnO4 + 2Н2O
Oksidi i manganit (IV), bazuar në substancat me të cilat reagon, mund të shfaqë vetitë e një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2МnO2 + ЗРbО2 + 6НNОз = 2НМnО4 + ЗРb (NO3) 2 + 2 Н2O
Në reagimin e parë, МnО2 vepron si agjent oksidues, në të dytin - si agjent reduktues.
Tᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, në serinë e oksideve të manganit dhe hidroksideve me gjendje të ndryshme oksidimi, shfaqet një model i përgjithshëm: me një rritje të gjendjes së oksidimit, karakteri bazë i oksideve të hidroksideve dobësohet dhe karakteri acidik rritet.
Kripërat e acidit manganik quhen permanganate.
Kripa më e famshme është permanganat kaliumi KMnO4 - një substancë kristalore vjollce e errët, e tretshme mesatarisht në ujë. Zgjidhjet e KMnO4 kanë një ngjyrë të kuqe të errët, dhe në përqendrime të larta - vjollce, karakteristike për anionet MnO4.
Permanganati i kaliumit dekompozohet kur nxehet
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Permanganati i kaliumit është një agjent oksidues shumë i fortë, oksidon lehtësisht shumë substanca inorganike dhe organike. Shkalla e reduktimit të manganit varet shumë nga pH e mjedisit.
Kripërat e acidit manganik - permanganatet - përmbajnë në përbërje jonin e permanganatit MnO4-, në tretësirë - vjollcë. Trego vetitë oksiduese, komponimet e manganit (II) formohen në një mjedis acid:
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
në neutral - mangan (IV):
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
në alkaline - mangan (VI):
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
Kur nxehet, dekompozoni:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Permanganat kaliumi merret sipas skemës së mëposhtme:
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;
atëherë manganati shndërrohet në permanganat nga oksidimi elektrokimik, ekuacioni i përgjithshëm i procesit është:
2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + H2.
Komponimet e manganit. Oksidet, hidroksidet. Acid Permanganik. Permanganat kaliumi, vetitë e tij oksiduese në mjedise acidike, neutrale dhe alkaline. - koncepti dhe llojet. Klasifikimi dhe veçoritë e kategorisë "Komponimet e manganit. Oksidet, hidroksidet. Acidi manganik. Permanganat kaliumi, vetitë e tij oksiduese në mjedise acidike, neutrale dhe alkaline." 2017, 2018.
Autor Enciklopedia kimike b. I.L. KnunyantsOKSID MANGANES: MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, Mn 2 O 7, Mn 5 O 8. Me përjashtim të Mn 2 O 7, të gjithë oksidet janë kristale, të patretshëm në ujë. Kur oksidet më të larta nxehen, О2 ndahet dhe formohen oksidet më të ulëta:
Kur mbahen në ajër ose në një atmosferë O2 mbi 300 ° C, MnO dhe Mn 2 O 3 oksidohen në MnO2.
Anhidroze dhe e hidratuar. Oksidet e Mn janë pjesë e xeheve të manganit dhe hekur-manganit në formën e mineraleve pirolusite b-MnO2, psilomelan mMO * nMnO 2 * xH 2 O [M = Ba, Ca, K, Mn (H)], manganit b -MnOOH ( Mn 2 О 3 * Н 2 О), g-MnOOH growite, 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3 brownite, etj me një përmbajtje MnO 2 prej 60-70%. Përpunimi i xeheve të manganit përfshin përqendrimin e lagësht dhe ndarjen e mëvonshme kimike të oksideve MnO 2 ose Mn 2 O 3 me metodat e sulfitizimit dhe sulfatizimit, karbonizimit dhe reduktimit. pjekja, etj.
Monoksidi MnO (minerali i manganitit). Gjashtëkëndëshi është i qëndrueshëm deri në - 155.3 ° С. modifikim, sipër - kub (shiko tabelën). Gjysmëpërçues. Antiferromagnet me një pikë Neel prej 122 K; magn ndjeshmëri + 4.85 * 10 - 3 (293 K). Ka veti të dobëta themelore; reduktohet në Mn nga hidrogjeni dhe metalet aktive kur nxehen. Kur MnO ndërvepron me acidet, formohen kripëra Mn (II), me shkrirjen e NaOH në 700-800 ° C dhe një tepricë të O 2 - Na 3 MnO 4, nën veprimin e (NH 4) 2 S - MnS sulfide. Marrë nga dekompozimi i Mn (OH) 2, Mn (C 2 O 4), Mn (NO 3) 2 ose MnCO 3 në një atmosferë inerte në 300 ° C, reduktim i kontrolluar i MnO 2 ose Mn 2 O 3 me hidrogjen ose CO në 700-900 ° ME. Komponenti ferit dhe qeramika të tjera materialet, skorjet për desulfurizimin e metaleve, plehrat mikronutrientë, katalizatori i dehidrogjenizimit të piperidinës, antiferromagnet. material.
Sesquioxide Mn 2 Rreth 3 ekziston në dy modifikime - rombike. a (kurnakite minerale) dhe kubike. b (bixbyite minerale), temperatura e kalimit a : b 670 ° C; paramagnetik, magn. ndjeshmëri +1.41 10 - 5 (293 K); H2 reduktohet në 300 ° C në MnO, me alumin kur nxehet në Mn.
Nën veprimin e H2SO4 të holluar dhe HNO3, ai shndërrohet në MnO2 dhe kripë Mn (II). Merrni Mn 2 Rreth 3 dekompozim termodinamik MnOOH.
Oksid mangani (II, III) Mn 3 O 4 (hausmanite minerale); a -Mn 3 Rreth 4 në 1160 ° C kalon në b -Mn 3 Rreth 4 me kristal kub. grilë; D H 0 kalimi a : b 20.9 kJ / mol; paramagnetik, magn. ndjeshmëri + 1.24 * 10 - 5 (298 K). Tregon vetitë kimike të qenësishme në MnO dhe Mn 2 O 3.
Dioksidi MnO 2 është përbërësi Mn më i bollshëm në natyrë; më i qëndrueshëm është b-modifikimi (minerali piroluzit). Rombi është i njohur. g -MnO 2 (minerali ramsdelite, ose polianit), si dhe a, d dhe e, konsiderohen si tretësira të ngurta të formave të ndryshme të MnO2. Paramagnet, magn. ndjeshmëri + 2.28 * 10 - 3 (293 K). Dioksidi i mn nuk është stokiometrik. kompleks, gjithmonë ka mungesë oksigjeni në grilën e tij. Amfoterinë. H2 reduktohet në MnO në 170 ° C. Kur bashkëveprojmë me NH 3, formohen H 2 O, N 2 dhe Mn 2 O 3. Nën veprimin e О 2 në shkrirje, NaOH jep Na 2 MnO 4, në një konc. acidet - kripërat përkatëse të Mn (IV), H 2 O dhe O 2 (ose Cl 2 në rastin e acidit klorhidrik). MnO2 merret me zbërthimin e Mn (NO 3) 2 ose Mn (OH) 2 në 200 ° C në ajër, zvogëlimit të KMnO 4 në një mjedis neutral, elektrolizë të kripërave Mn (II). Përdoret për të marrë Mn dhe përbërësin e tij, tharës, si një depolarizues në elementë të thatë, një përbërës i pigmentit kafe (umber) për bojërat, për të ndriçuar xhamin, si një reagent për zbulimin e Cl -, një agjent oksidues në hidrometalurgjinë e Zn, Cu, U, një komponent katalizator në fishekët hopcalite et al. Active MnO 2, e marrë nga ndërveprimi i tretësirave ujore të MnSO 4 dhe KMnO 4, është një agjent oksidues në kiminë organike.
Oksid mangani (VII) Mn 2 O 7 (heptaoksid dimargani, anhidrid mangani) - lëng i gjelbër me vaj; pika e shkrirjes 5.9 ° C; dendësia 2.40 g / cm 3; Mostra D H 0 -726.3 kJ / mol. Mbi 50 ° C, me ngrohje të ngadaltë, fillon të dekompozohet me lëshimin e O 2 dhe formimin e oksideve më të ulëta, dhe shpërthen në temperatura më të larta ose shkallë të larta të ngrohjes; jashtëzakonisht të ndjeshëm ndaj ndikimeve mekanike dhe termike. Agjent i fortë oksidues; në kontakt me Mn 2 Rreth 7 substanca të djegshme ndizen. OKSID MANGANES të marra nga bashkëveprimi i KMnO 4 me H Z SO 4 në të ftohtë.
Oksidi Mn 5 O 8, ose Mn 2 II (Mn IV O 4) 3, është një trup i ngurtë; i patretshëm në ujë; mund të merret me oksidimin e MnO ose Mn 3 O 4; zbërthehet lehtë në MnO2 dhe O2.
Hidroksidet stoikometrike Mn komponimet janë vetëm Mn (OH) 2, MnO (OH) dhe HMnO 4, të tjerat janë hidrat. oksidet me përbërje të ndryshueshme, të ngjashme në vetitë kimike me oksidet përkatëse. Vetitë acidike të hidroksideve rriten me rritjen e gjendjes së oksidimit të 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.
Mn (III) oksid hidroksi MnO (OH) është i njohur në dy modifikime; në 250 ° C në një vakum dehidratohet në g -Mn 2 Rreth 3; në ujë jo sol. Natyra manganiti nuk dekompozon HNO 3 dhe holluar H 2 SO 4, por reagon ngadalë me H 2 SO 3, i fituar artificialisht zbërthehet lehtë me acide minerale; O2 oksidohet në b -MnO2. Shihni gjithashtu Manganats.
OKSIDIO MANGANEZE. toksike; MPC shih Art. Mangani.
Enciklopedia kimike. Vëllimi 2 >>
Metoda aluminotermike, duke reduktuar oksidin Mn 2 O 3 të formuar gjatë kalcinimit të pirolusitit :;
Mn 6+ disproporcionale me MnO 2 dhe MeMnO 4.
Znj 3+ joproporcionale me Mn 2+ dhe MnO 2 (tv.)
Oksidet:
Oksidet e njohura të manganit, në të cilat është në gjendje oksidimi +2, +3, +4, +7, si dhe disa të përziera, për shembull Mn 3 0 4. Me një rritje të gjendjes së oksidimit, natyra kovalente e lidhjes Mn-O rritet, vetitë themelore dhe acidike dobësohen dhe aktiviteti oksidativ rritet. Kështu, oksidi i manganit (2) shfaq veti reduktuese themelore dhe mbizotëruese, ndërsa oksidi më i lartë i manganit ka acid
shumë karakter. Ka veti të theksuara oksiduese. Oksidet e manganit në gjendje oksidimi të ndërmjetme janë amfoterike dhe reduktohen lehtësisht në Mn (II), duke shfaqur vetitë e agjentëve të fortë oksidues.
Oksid mangani (2). Oksidi i poshtëm MnO është një pluhur kristalor gri-jeshil me strukturën e NaCl. Ndodh natyrshëm si minerali manganozit. E tij
reaktiviteti varet nga madhësia e kokrrës. Forma shumë e shpërndarë e oksidit, e formuar gjatë dekompozimit të temperaturës së ulët (420 -450 ° C) të karbonatit, oksalatit ose manganit (II) acetat, ka aktivitet kimik të rëndësishëm -ndizet në ajër. Kalcifikimi i tij në një atmosferë inerte çon në zmadhimin e kokrrave dhe dobësimin e aktivitetit kimik. Për të marrë një fazë të përbërjes stekiometrike, oksidet Mn 3 0 4 dhe MnO 2 reduktohen me hidrogjen në temperatura të larta. Oksidi i ulët i manganit gjithashtu mund të merret nga bashkëveprimi i manganit
me dioksid karboni në një temperaturë prej 300 "C, reduktim ose kalcinim të oksideve të tjerë të manganit, si dhe gjatë dehidrimit të hidroksidit Mn (OH) 2 në një atmosferë reduktuese në 800 ° C.
Oksidi i manganit (2) ka një karakter kryesisht themelor. Shkrihet lehtë në acide për të formuar kripëra dyvalente të manganit. Amfotericiteti i dobët manifestohet vetëm kur
zierje e gjatë me tretësira të koncentruara alkali:
MnO + 20H - + H 2 0 = 4 [Mn (OH) 4] 2- Fuzioni me hidroksid natriumi çon në oksidimin e manganit: MnO + 2NaOH = Na 2 Mn0 3 + H 2
Oksidi i manganit (2) praktikisht nuk zvogëlohet nga hidrogjeni, por reagon me metale aktive. Reagimi me natriumin vazhdon tashmë në temperaturën e dhomës, dhe për kryerjen e alumotermisë, kërkohet fillimi me një përzierje ndezëse. Karboni ose monoksidi i karbonit gjithashtu mund të përdoren si agjent reduktues.
Oksidi i manganit (2) është një agjent reduktues i fortë - në temperatura të ngritura ai reagon edhe me një agjent oksidues kaq të dobët si monoksidi i karbonit (4).
Oksid mangani (3). Oksidi Mn 2 0 3 është ngjyrë kafe
pluhur, dekompozohet kur nxehet. kur ruhet në ajër, oksidohet ngadalë në oksid mangani (4), dhe në shkrirjen eutektike NaOH-KOH (227 ° C) oksigjeni e shndërron atë në
manganat (5). Oksidi i manganit (3) nuk ndërvepron me ujin, por shpërpjeston në një mjedis acid.
Ashtu si oksidi i ulët i manganit, ai ka një karakter kryesisht themelor, por në kushte të caktuara shfaq disa shenja të amfoteritetit. Kështu, gjatë zierjes së zgjatur me tretësira alkali, formohen heksahidroksomanganate anionike (3) [Mn (OH) 6] 3-, të cilat ekzistojnë vetëm në një mjedis fort alkalik. Mn 2 0 3 shfaq veti oksiduese kur zihet me acid klorhidrik të koncentruar.
Oksid mangani (4). Për manganin, ky është pirolusiti mineral Mn0 2 mineral që ndodh më shpesh në natyrë. Ndër reagimet e shumta për formimin e MnO 2, vetëm disa preferohen për shkak të lehtësisë së zbatimit dhe riprodhueshmërisë. Këto përfshijnë oksidimin e komponimeve të manganit (2) me tretësira të klorateve, permanganat
ngjyrat, persulfatet, klori dhe ozoni, reduktimi i permanganateve nga veprimi i peroksidit të hidrogjenit, acidit klorhidrik, dioksidit të squfurit, sulfiteve, alkooleve, kripërave të manganit (2). Shumica e dioksidit të manganit lëshohet në formën e një precipitati kafe, por një pjesë e tij mbetet në formën e një zgjidhjeje koloidale. Dioksidi i manganit si një përbërës i një gjendje oksidimi të ndërmjetëm shfaq veti oksiduese dhe zvogëluese. Sjellja e një agjenti oksidues është më tipike për të. Kur nxehet, ndodh një reaksion redoks intramolekulare, i shoqëruar me lëshimin e oksigjenit dhe një rënie graduale të gjendjes së oksidimit të manganit me formimin vijues të oksideve të ndryshëm. Me sulfid hidrogjeni të thatë, reagimi vazhdon shumë shpejt tashmë në temperaturën e dhomës. Kur sulfidi i hidrogjenit kalon përmes një pezullimi ujor të MnO2, formohet një precipit i bardhë, i përbërë nga një përzierje e sulfurit të manganit (2) dhe squfurit; tretësira përmban jone S0 4- dhe S 2 0 2-.
Karakteristikat oksiduese të dioksidit të manganit janë më të theksuara në një mjedis shumë acid. Kur dioksidi i manganit trajtohet me acid klorhidrik të koncentruar në të ftohtë, mbetet një tretësirë e errët, që përmban acidin kompleks H 2 [MnCl 6], dhe ndoshta tetrakloridin MnCl 4, i cili nuk është izoluar në formën e tij individuale. Zgjidhja gradualisht shkëlqen për shkak të zvogëlimit të klorurit
komplekset [МnС1 6] 2- - »[МnС1 6] 3- -> Mn 2+ + 6C1 - dhe evolucioni i klorit.
Në acidet sulfurike nitrike dhe të holluara, MnO2 është i patretshëm; vetëm gjatë ruajtjes afatgjatë nën një tretësirë acidi, vërehet një lëshim gradual i oksigjenit për shkak të oksidimit të ujit. Ndërveprimi i dioksidit MnO2 me alkalet ndodh vetëm në tretësira të koncentruara dhe shkrihet. Në varësi të temperaturës së reagimit, raporti i reagentëve, prania ose mungesa e oksidantëve, për shembull, oksigjeni atmosferik, oksomanganat anionikë janë formuar që përmbajnë mangan në gjendje të ndryshme oksidimi nga +3 në +6. Për shembull, ndërveprimi i dioksidit të manganit me një zgjidhje të përqendruar të nxehtë të hidroksidit të kaliumit në një atmosferë inerte së pari formon një zgjidhje të gjelbër të manganatit (4), e cila më pas kthehet në një zgjidhje blu të errët që përmban sasi të barabartë të manganatit (5) dhe manganatit ( 3). Kur reagimi kryhet në ajër në një temperaturë prej 350 - 450 ° С, formohet manganat (6), në një temperaturë prej 600 - 800 ° С - manganat (5).
Hidroksidet.
Hidroksid mangani (2), i precipituar në formën e një precipitati të bardhë (fildishi) nën veprimin e alkaleve në tretësira ujore të kripërave të manganit (2) në ajër oksidohet shpejt, prandaj, sinteza e tij kryhet në një atmosferë inerte. Oksidantë më të fortë si uji i bromit dhe hipokloriti e shndërrojnë atë në pirolusit. Ndryshe nga shumica e hidroksideve të metaleve kalimtare, hidroksidi
mangani (2) ka një përbërje stekiometrike që korrespondon me formulën Mn (OH) 2; është izostrukturor me hidroksid magnezi; është një bazë me forcë mesatare, superiore ndaj amoniakut, prandaj shkon në tretësirë jo vetëm nën veprimin e acideve, por edhe në prani të joneve të amoniumit.
Karakteri i dobët amfoterik i hidroksidit Mn (2) manifestohet në aftësinë e tij për të formuar komplekse hidrokso anionike: Mn (OH) 2+ OH -<->[Mp (OH) 3] -
Hidroksid mangani (3) formohet në formën e një precipitati ngjyrë kafe me përbërje të ndryshueshme gjatë oksidimit të hidroksidit të manganit (2) me oksigjenin atmosferik. Produkti i formuar fillimisht përmban atome mangani në dy gjendje oksidimi: +2 dhe +3 - dhe korrespondon me përbërjen MnOx * nH 2 0.
Duke qëndruar në këmbë, ajo shndërrohet në formën e oksidroksidit MnOOH, i njohur në formën e dy modifikimeve: rombike (y-MnOOH, manganite) dhe monoklinike (a-MnOOH, growite). Mangani (3) oksidroksid është amfoterik.
Kripë.
Një shumëllojshmëri e kripërave merren nga ndërveprimi i hidroksidit të manganit (2) me acidet. Ndryshe nga hidroksidi, ato janë të gjitha rezistente ndaj oksidimit nga oksigjeni atmosferik.
Kripërat e manganit (2) formojnë hidrate, të ngjyrosura në një ngjyrë rozë të zbehtë, karakteristike për kationet [Mn (H 2 0) 6] 2+. Ato janë pjesë e disa hidrateve, për shembull MnS0 4 * 7H 2 0, Mn (C10 4) 2 * 6H 2 0, Mn (N0 3) 2 * 6H 2 0. Në tretësira ujore të kripërave të manganit (2), ndodh hidroliza : [Mn (H 2 0) 6] 2+ + H 2 0 = [Mn (H 2 0) 5 OH] + + H 3 0 +
Veprimi i sulfiteve të metaleve alkali në tretësira të kripës së manganit çon në precipitimin e kripërave bazë, për shembull NaMn 2 OH (SO 3) 2 (H 2 0).
Kur jonet Mn 2+ precipitohen nga tretësira sulfidi, formohet një precipitat ngjyrë mishi i sulfurit të hidratuar të manganit (2) MnS * xH20. Megjithëse struktura kristalore e këtij produkti është e panjohur, ngjyra e zbehtë rozë sugjeron që molekulat e ujit të plotësojnë sferën e koordinimit të manganit në një oktaedron. Kur ruhet në ajër, precipitati oksidohet gradualisht, duke u shndërruar në oksidroksid ngjyrë kafe MnOOH, dhe në një atmosferë inerte humbet ujin e kristalizimit, duke fituar një ngjyrë të gjelbër karakteristike të mineralit natyror alabandin (α-MnS), i cili ka një strukturë
turne si NaCl. Duke vepruar në një zgjidhje të një kripe mangani me dihidrogjen fosfat natriumi në një mjedis afër neutralit, është e mundur të precipitoni një precipitat të bardhë të një ortofosfati mesatar Mn 3 (P0 4) 2 * 7H 2 0.
Në një mjedis alkalik, kripërat bazë precipitohen, për shembull, Mn 2 (OH) PO 4, Mn 5 (OH) 4 (PO 4) 2.
Fosfate të ndryshme acidike janë gjithashtu të njohura, për shembull, Mn (H 2 P0 4) 2 * H 2 0, i tretshëm në ujë, dhe i tretshëm dobët MnHPO 4 * H 2 0. Kur kripërat e manganit (2) ekspozohen ndaj një tretësire të karbonat natriumi, një precipitat i bardhë i karbonatit lëshohet MnCO 3 që përmban vetëm një sasi të vogël të kripës bazë. Për të shmangur formimin e tij, reshjet kryhen me bikarbonat.
Kripërat e manganit (3)
Kur MtOOH tretet në të ftohtë në 70% acid sulfurik, formohet një zgjidhje e kuqe, nga e cila mund të izolohen kristalet e kuqe. Metoda më e zakonshme për marrjen e kripërave të manganit (3) është transformimi redoks. Pra, sulfati i manganit (3) sintetizohet nga oksidimi anodik i një solucioni të nxehtë të sulfatit të manganit (2) në acid sulfurik ose zvogëlimi i permanganatit të kaliumit me acid sulfurik:
2KMn0 4 + 4H 2 S0 4 = Mn 2 (S0 4) 3 + K 2 S0 4 + 20 2 + 4H 2 0
Kripëra inorganike të manganit (4) jashtëzakonisht e paqëndrueshme dhe pak e studiuar. Kështu, sulfati i manganit (4) Mn (SO 4) 2 lëshohet në formën e kristaleve të zeza nga solucionet e acidit sulfurik të përqendruar mjaftueshëm të sulfatit të manganit (2) kur atyre u shtohet permanganat kaliumi.
Kripërat e manganit (6).
Për herë të parë manganat (6) u përgatitën nga I. Glauber në
1659 duke shpërndarë pirolusit në kripë të shkrirë. Këto substanca janë jeshile të errët, pothuajse kristale të zeza, të tretshme në tretësira alkali për të formuar tretësira smeraldi.
Në tretësira neutrale dhe të dobëta acidike, manganetet shpërndahen lehtësisht
e ndarë, siç gjykohet nga reshjet e një precipitati ngjyrë kafe të errët të dioksidit dhe shfaqja e një ngjyre të kuqe të tretësirës. Për të përshpejtuar procesin, dioksidi i karbonit zakonisht kalon përmes zgjidhjes. Ndër manganatet, më e rëndësishmja është kripa e kaliumit K 2 Mn0 4, e cila shërben për prodhimin e permanganatit KM p 04. Në kushte laboratorike, është e përshtatshme të merren manganate të metaleve alkaline
oksidimi i ujit me permanganat në një zgjidhje fort alkaline. Për këtë, permanganat vendoset në një zgjidhje alkali të koncentruar dhe nxehet.
Dioksidi i manganit (MnO 2) ose oksidi i manganit (IV) është një substancë gri e errët. Kur nxehet në ajër deri në 530 gradë. Dioksidi i manganit dekompozohet me oksigjen, siç tregohet më sipër. Në një vakum ose në prani të një agjenti reduktues, ky reagim vazhdon shumë më intensivisht.
Kur dioksidi i manganit zihet me acid nitrik të koncentruar, formohet një kripë mangani (II) dhe oksigjeni lirohet:
2 MnO 2 + 4 HNO 3 = 2 Mn (NO 3) 2 + 2 H 2 O + O 2.
Dioksidi i manganit në një mjedis acid shfaq veti oksiduese:
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.
Kur oksidi i manganit (IV) bashkohet me alkalet pa qasje në ajër, formohet manganit ose manganat (IV):
2 MnO 2 + 2 KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O.
Në prani të oksigjenit atmosferik, i cili luan rolin e një agjenti oksidues, gjatë shkrirjes formohet një kripë manganat (VI):
2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O.
Manganati i kaliumit (K 2 MnO 4) zbërthehet spontanisht në permanganat kaliumi dhe dioksid mangani:
3 К 2 МnО 4 + 2 Н 2 О = 2 КМnО 4 + МnО 2 + 4 KOH.
Permanganat kaliumi (KMnO 4) përdoret gjerësisht në praktikën laboratorike, industrinë, mjekësinë dhe jetën e përditshme. Shtë një agjent oksidues shumë i fortë. Në varësi të mediumit, mangani në prani të një agjenti reduktues mund të reduktohet në gjendje të ndryshme oksidimi. Në një mjedis acid, ajo gjithmonë zvogëlohet në 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.
Manganati i kaliumit (K 2 MnO 4) dhe dioksidi i manganit sillen në mënyrë të ngjashme.
Në një mjedis alkalik, permanganat kaliumi reduktohet në manganat:
2 KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2 KOH = K 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O.
Në një mjedis neutral ose pak alkalik, permanganat kaliumi zvogëlohet në dioksid mangani:
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.
Reagimi i fundit përdoret në kiminë analitike për përcaktimin sasior të manganit.
Më parë, permanganat kaliumi merrej nga oksidimi i dioksidit të manganit ose manganatit të kaliumit. Dioksidi i manganit u oksidua me nitrat me bashkim me alkali:
MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O.
Manganati i kaliumit që rezulton në tretësirë zbërthehet spontanisht në permanganat kaliumi dhe dioksid mangani:
3 К 2 MnО 4 + 2 Н 2 О = 2 КМnО 4 + MnО 2 + 4 KOH.
Sipas metodës së dytë, manganati i kaliumit u oksidua me klor:
2 К 2 МnО 4 + Сl 2 = 2 КМnО 4 + 2 КСl.
Aktualisht, permanganat kaliumi merret nga oksidimi elektrolitik i manganatit:
MnO 4 2- - e - = MnO 4 -.
Permanganat kaliumi përdoret gjerësisht si në industri ashtu edhe në praktikën laboratorike. Përdoret për zbardhjen e pambukut, leshit, fibrave tjerrëse, ndriçimin e vajrave dhe oksidimin e substancave të ndryshme organike. Në praktikën laboratorike, përdoret për të marrë klor dhe oksigjen:
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.
Në kiminë analitike, permanganat kaliumi përdoret për përcaktimin sasior të substancave me veti reduktuese (Fe 2+, Sn 2+, AsO 3 3+, H 2 O 2, etj.). Kjo metodë e analizës quhet permanganatometri.
