Koje više stanje oksidacije mangan može pokazati? Jedinjenja mangana(VII).

Ostavite komentar 6,950

Najviše oksidaciono stanje mangana +7 odgovara kiselom oksidu Mn2O7, manganskoj kiselini HMnO4 i njenim solima - permanganata.

Jedinjenja mangana (VII) su jaki oksidanti. Mn2O7 je zelenkasto-smeđa uljasta tečnost, u kontaktu sa kojom se zapaljuju alkoholi i etri. Mn(VII) oksid odgovara manganskoj kiselini HMnO4. Postoji samo u rastvorima, ali se smatra jednim od najjačih (α - 100%). Maksimalna moguća koncentracija HMnO4 u rastvoru je 20%. HMnO4 soli – permanganati – najjači su oksidanti; u vodenim rastvorima, kao i sama kiselina, imaju grimiznu boju.

U redoks reakcijama Permanganati su jaki oksidanti. Ovisno o reakciji okoline, reduciraju se ili na dvovalentne soli mangana (u kiseloj sredini), mangan (IV) oksid (u neutralnoj sredini) ili jedinjenja mangana (VI) - manganate - (u alkalnoj sredini). Očigledno je da su u kiseloj sredini oksidacione sposobnosti Mn+7 najizraženije.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Permanganati oksidiraju organske tvari u kiseloj i alkalnoj sredini:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H5OH → 2MnSO4 + K2SO4 + 5CH3COH + 8H2O

aldehidni alkohol

4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH → MnO2↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +

Kada se zagrije, kalijev permanganat se razgrađuje (ova reakcija se koristi za proizvodnju kisika u laboratoriji):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Dakle, za mangan su karakteristične iste ovisnosti: pri prelasku iz nižeg oksidacijskog stanja u više, kisela svojstva kisikovih spojeva se povećavaju, a u OM reakcijama redukcijska svojstva zamjenjuju se oksidativnim.

Permanganati su toksični za tijelo zbog svojih jakih oksidacijskih svojstava.

Za trovanje permanganatom kao protuotrov koristi se vodikov peroksid u octenoj kiselini:

2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2(CH3COO)2Mn + 2CH3COOK + 5O2 + 8H2O

Otopina KMnO4 je sredstvo za kauterizaciju i baktericidno sredstvo za tretiranje površine kože i sluzokože. Jaka oksidaciona svojstva KMnO4 u kiseloj sredini leže u osnovi analitičke metode permanganatometrije, koja se koristi u kliničkim analizama za određivanje oksidabilnosti vode i mokraćne kiseline u urinu.

Ljudsko tijelo sadrži oko 12 mg Mn u različitim jedinjenjima, a 43% je koncentrisano u koštanom tkivu. Utječe na hematopoezu, formiranje kostiju, rast, reprodukciju i neke druge funkcije tijela.


mangan(II) hidroksid ima slabo bazična svojstva, oksidira se atmosferskim kisikom i drugim oksidantima u permangansku kiselinu ili njene soli manganiti:

Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3↓ + H2O permanganska kiselina

(smeđi talog) U alkalnoj sredini, Mn2+ se oksidira u MnO42-, a u kiseloj sredini u MnO4-:

MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O

Nastaju soli mangana N2MnO4 i manganove NMnO4 kiseline.

Ako u eksperimentu Mn2+ pokazuje redukciona svojstva, tada su redukciona svojstva Mn2+ slabo izražena. U biološkim procesima ne mijenja oksidacijsko stanje. Stabilni biokompleksi Mn2+ stabilizuju ovo oksidaciono stanje. Stabilizirajući efekat se javlja u dugom vremenu zadržavanja hidratantne ljuske. Mangan(IV) oksid MnO2 je stabilno prirodno jedinjenje mangana koje se nalazi u četiri modifikacije. Sve modifikacije su amfoterne prirode i imaju redoks dualnost. Primjeri redoks dualnosti MnO2: MnO2 + 2KI + 3SO2 + N2O → I2 + MnSO3 + 2KNSO3

6MnO2 + 2NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

4MnO2 + 3O2 + 4KOH → 4KMnO4 + 2H2O

Mn(VI) jedinjenja- nestabilno. U rastvorima se mogu pretvoriti u jedinjenja Mn (II), Mn (IV) i Mn (VII): mangan oksid (VI) MnO3 je tamnocrvena masa koja izaziva kašalj. Hidratni oblik MnO3 je slaba permanganska kiselina H2MnO4, koja postoji samo u vodenom rastvoru. Njegove soli (manganati) se lako uništavaju kao rezultat hidrolize i zagrijavanjem. Na 50°C MnO3 se razgrađuje:

2MnO3 → 2MnO2 + O2 i hidrolizira kada se otopi u vodi: 3MnO3 + H2O → MnO2 + 2HMnO4

Derivati ​​Mn(VII) su mangan (VII) oksid Mn2O7 i njegov hidratni oblik – kiselina NMnO4, poznat samo u rastvoru. Mn2O7 je stabilan do 10°C, razlaže se eksplozivno: Mn2O7 → 2MnO2 + O3

Kada se rastvori u hladnoj vodi, nastaje kiselina Mn2O7 + H2O → 2NMnO4

Soli manganove kiseline NMnO4- permanganata. Joni uzrokuju ljubičastu boju otopina. Oni formiraju kristalne hidrate tipa EMnO4∙nH2O, gdje je n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

Permanganat KMnO4 je visoko rastvorljiv u vodi . Permanganati - jaki oksidanti. Ovo svojstvo se koristi u medicinskoj praksi za dezinfekciju, u farmakopejskoj analizi za identifikaciju H2O2 interakcijom sa KMnO4 u kiseloj sredini.

Permanganati su otrovi za organizam, njihova neutralizacija se može dogoditi na sljedeći način: 2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 + 2CH3COOK + 8H2O + 5O2

Za liječenje akutnog trovanja permanganatom koristi se 3% vodeni rastvor H2O2 zakiseljen sirćetnom kiselinom. Kalijev permanganat oksidira organske tvari u stanicama tkiva i mikrobima. U ovom slučaju KMnO4 se reducira u MnO2. Mangan(IV) oksid također može reagirati s proteinima i formirati smeđi kompleks.

Pod uticajem kalijum permanganata KMnO4 dolazi do oksidacije i koagulacije proteina. Na osnovu ovoga njegovu primjenu kao spoljni preparat sa antimikrobnim i kauterizirajućim svojstvima. Štoviše, njegov učinak se očituje samo na površini kože i sluznicama. Oksidativna svojstva vodenog rastvora KMnO4 koristiti za neutralizaciju toksičnih organskih materija. Kao rezultat oksidacije nastaju manje toksični proizvodi. Na primjer, lijek morfij se pretvara u biološki neaktivni oksimorfin. Kalijum permanganat primijeniti u titrimetrijskoj analizi za određivanje sadržaja različitih redukcionih agenasa (permanganatometrija).

Visoka oksidaciona sposobnost permanganata koristiti u ekologiji za procjenu zagađenja otpadnih voda (permanganatna metoda). Količina oksidiranog (promjenjenog) permanganata određuje sadržaj organskih nečistoća u vodi.

Koristi se permanganatna metoda (permanganatometrija). takođe u kliničkim laboratorijama za određivanje nivoa mokraćne kiseline u krvi.

Soli manganove kiseline nazivaju se permanganati. Najpoznatija je so kalijum permanganata KMnO4 - tamnoljubičasta kristalna tvar, umjereno rastvorljiva u vodi. Otopine KMnO4 imaju tamnocrvenu boju, a pri visokim koncentracijama - ljubičastu, karakterističnu za MnO4- anione.

Permanganat kalijum se raspada kada se zagreje

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Kalijum permanganat je jako oksidaciono sredstvo, lako oksidira mnoge neorganske i organske tvari. Stepen redukcije mangana u velikoj mjeri zavisi od pH okoline.

Oporavak Kalijum permanganat u sredinama različite kiselosti se odvija u skladu sa sljedećom shemom:

Kiseli pH<7

mangan(II) (Mn2+)

KMnO4 + redukciono sredstvo Neutralno okruženje pH = 7

mangan(IV) (MnO2)

Alkalna sredina pH>7

mangan(VI) (MnO42-)

Mn2+ promjena boje otopine KMnO4

MnO2 smeđi talog

Rastvor MnO42 postaje zelen

Primjeri reakcija uz učešće kalijum permanganata u različitim sredinama (kiselim, neutralnim i alkalnim).

pH<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

MnO4 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H2O 5 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+ 2 5

2MnO4 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42-+10H+

2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-

pH = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2O+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+ 6H2O + 2OH-

2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42

pH>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + N2O

MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2

SO32- + 2OH- - 2ē → SO42-+ H2O 2 1

2MnO4- + SO32- + 2OH- →2MnO42- + SO42-+ H2O

Koristi se kalijum permanganat KMnO4 u medicinskoj praksi kao dezinficijens i antiseptik za pranje rana, ispiranje, ispiranje itd. Svijetloružičasti rastvor KMnO4 koristi se oralno za ispiranje želuca u slučaju trovanja.

Kalijum permanganat se veoma široko koristi kao oksidaciono sredstvo.

Koristeći KMnO4, analiziraju se mnogi lijekovi (na primjer, procentualna koncentracija (%) otopine H2O2).

Opšte karakteristike d-elemenata VIIIB podgrupe. Struktura atoma. Elementi porodice gvožđa. Oksidacijska stanja u jedinjenjima. Fizička i hemijska svojstva gvožđa. Aplikacija. Rasprostranjenost i oblici pojave d-elemenata porodice gvožđa u prirodi. Soli gvožđa (II, III). Kompleksna jedinjenja gvožđa (II) i gvožđa (III).

Opšta svojstva elemenata podgrupe VIIIB:

1) Opšta elektronska formula poslednjih nivoa (n - 1)d(6-8)ns2.

2) U svakom periodu postoje 3 elementa u ovoj grupi, koji formiraju trijade (porodice):

a) Porodica gvožđa: gvožđe, kobalt, nikl.

b) Familija lakih metala platine (familija paladijuma): rutenijum, rodijum, paladijum.

c) Porodica teških metala platine (familija platine): osmijum, iridijum, platina.

3) Sličnost elemenata u svakoj porodici objašnjava se blizinom atomskih radijusa, pa je gustina unutar porodice bliska.

4) Gustina raste sa povećanjem broja perioda (atomske zapremine su male).

5) To su metali sa visokim tačkama topljenja i ključanja.

6) Maksimalno oksidaciono stanje pojedinih elemenata raste sa brojem perioda (za osmijum i rutenijum dostiže 8+).

7) Ovi metali su sposobni da ugrade atome vodonika u kristalnu rešetku, u njihovom prisustvu se pojavljuje atomski vodonik – aktivni redukcioni agens. Stoga su ovi metali katalizatori za reakcije koje uključuju dodavanje atoma vodika.

8) Jedinjenja ovih metala su obojena.

9) Karakteristika oksidaciona stanja za gvožđe su +2, +3, u nestabilnim jedinjenjima +6. Nikl ima +2, nestabilni imaju +3. Platinasti imaju +2, nestabilni imaju +4.

Iron. Dobavljanje gvožđa(sve ove reakcije nastaju kada se zagrije)

*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Uvjet: pečenje željeznog pirita.

*Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O. *Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (termitska metoda). Stanje: grijanje.

* = Fe + 5CO (razlaganje pentakarbonila željeza se koristi za dobivanje vrlo čistog željeza).

Hemijska svojstva gvožđa Reakcije sa jednostavnim supstancama

*Fe + S = FeS. Stanje: grijanje. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (jod je manje jak oksidant od hlora; FeI3 ne postoji).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 je najstabilniji oksid željeza). Fe2O3 nH2O nastaje u vlažnom vazduhu.

Mangan je tvrd, sivi metal. Njegovi atomi imaju konfiguraciju elektrona vanjske ljuske

Metalni mangan reaguje sa vodom i reaguje sa kiselinama da bi formirao ione mangana(II):

U različitim jedinjenjima, mangan pokazuje oksidaciona stanja što je više oksidacijsko stanje mangana, veća je kovalentna priroda njegovih odgovarajućih spojeva. Kako se stepen oksidacije mangana povećava, tako se povećava i kiselost njegovih oksida.

mangan(II)

Ovaj oblik mangana je najstabilniji. Ima vanjsku elektronsku konfiguraciju s jednim elektronom u svakoj od pet orbitala.

U vodenom rastvoru, ioni mangana(II) hidratizuju se u bledoružičasti kompleksni jon, heksaakvamangan(II) je stabilan u kiseloj sredini, ali formira beli talog manganovog hidroksida u alkalnim sredinama svojstva osnovnih oksida.

mangan(III)

Mangan (III) postoji samo u kompleksnim jedinjenjima. Ovaj oblik mangana je nestabilan. U kiseloj sredini, mangan(III) je neproporcionalan u mangan(II) i mangan(IV).

mangan (IV)

Najvažnije jedinjenje mangana(IV) je oksid. Ovo crno jedinjenje je nerastvorljivo u vodi. Pripisuje mu se jonska struktura. Stabilnost je zbog visoke entalpije rešetke.

Mangan(IV) oksid ima slabo amfoterna svojstva. Snažan je oksidant, na primjer istiskuje klor iz koncentrirane hlorovodonične kiseline:

Ova reakcija se može koristiti za proizvodnju hlora u laboratoriji (vidi Odjeljak 16.1).

mangan(VI)

Ovo oksidaciono stanje mangana je nestabilno. Kalijev manganat (VI) se može dobiti spajanjem mangan (IV) oksida s nekim jakim oksidacijskim agensom, na primjer kalij hloratom ili kalijevim nitratom:

Kalijum-manganat (VI) je zelene boje. Stabilan je samo u alkalnom rastvoru. U kiseloj otopini je nesrazmjeran u mangan (IV) i mangan (VII):

mangan (VII)

Mangan ima ovo oksidaciono stanje u jako kiselom oksidu. Međutim, najvažnije jedinjenje mangana(VII) je kalijum manganat(VII) (kalijev permanganat). Ova čvrsta tvar se vrlo dobro otapa u vodi, formirajući tamno ljubičastu otopinu. Manganat ima tetraedarsku strukturu. U blago kiseloj sredini postupno se razgrađuje, formirajući mangan (IV) oksid:

U alkalnoj sredini, kalijum manganat(VII) se redukuje, formirajući prvo zeleni kalijummanganat(VI), a zatim mangan(IV) oksid.

Kalijum manganat (VII) je jako oksidaciono sredstvo. U dovoljno kiseloj sredini, on se redukuje, formirajući ione mangana(II). Standardni redoks potencijal ovog sistema je , koji premašuje standardni potencijal sistema i stoga manganat oksidira hloridni jon u gasoviti hlor:

Oksidacija manganat hlorid jona se odvija prema jednadžbi

Kalijum manganat(VII) se široko koristi kao oksidaciono sredstvo u laboratorijskoj praksi, npr.

za proizvodnju kiseonika i hlora (videti poglavlja 15 i 16);

da izvrši analitičko ispitivanje za sumpor dioksid i vodonik sulfid (vidi Poglavlje 15); u preparativnoj organskoj hemiji (vidi Poglavlje 19);

kao volumetrijski reagens u redoks titrimetriji.

Primjer titrimetrijske upotrebe kalijevog manganata (VII) je kvantitativno određivanje uz pomoć željeza (II) i etandioata (oksalata):

Međutim, pošto je kalijum manganat (VII) teško dobiti u visokoj čistoći, ne može se koristiti kao primarni titrimetrijski standard.

Dugo vremena jedan od spojeva ovog elementa, odnosno njegov dioksid (poznat kao piroluzit) smatran je vrstom minerala magnetne željezne rude. Tek 1774. je jedan od švedskih hemičara otkrio da piroluzit sadrži neistraženi metal. Kao rezultat zagrijavanja ovog minerala ugljem, bilo je moguće dobiti taj isti nepoznati metal. U početku se zvao manganum, kasnije se pojavio moderni naziv - mangan. Hemijski element ima mnoga zanimljiva svojstva, o kojima će biti riječi u nastavku.

Nalazi se u sporednoj podgrupi sedme grupe periodnog sistema (važno: svi elementi bočnih podgrupa su metali). Elektronska formula 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (tipična formula d-elementa). Mangan kao slobodna supstanca ima srebrno-bijelu boju. Zbog svoje hemijske aktivnosti, u prirodi se javlja samo u obliku spojeva kao što su oksidi, fosfati i karbonati. Supstanca je vatrostalna, tačka topljenja je 1244 stepena Celzijusa.

Zanimljivo! U prirodi se nalazi samo jedan izotop nekog hemijskog elementa, koji ima atomsku masu od 55. Preostali izotopi se dobijaju veštačkim putem, a najstabilniji radioaktivni izotop sa atomskom masom 53 (period poluraspada je približno isti kao i uranijum). ).

Oksidacijsko stanje mangana

Ima šest različitih oksidacionih stanja. U nultom oksidacionom stanju, element je sposoban formirati kompleksna jedinjenja s organskim ligandima (na primjer, P(C5H5)3), kao i neorganskim ligandima:

  • ugljen monoksid (dimangan dekakarbonil),
  • nitrogen,
  • fosfor trifluorid,
  • dušikov oksid.

Oksidacijsko stanje +2 je tipično za soli mangana. Važno: ova jedinjenja imaju isključivo regenerativna svojstva. Najstabilnija jedinjenja sa oksidacionim stanjem +3 su Mn2O3 oksid, kao i hidrat ovog oksida Mn(OH)3. Na +4, najstabilniji su MnO2 i amfoterni oksid-hidroksid MnO(OH)2.

Oksidacijsko stanje mangana +6 je tipično za manganovu kiselinu i njene soli, koje postoje samo u vodenoj otopini. Oksidacijsko stanje od +7 tipično je za permangansku kiselinu, njen anhidrid i soli - permanganate (analogne perhloratima) - jaka oksidaciona sredstva koja postoje samo u vodenoj otopini. Zanimljivo je da pri redukciji kalijum permanganata (u svakodnevnom životu koji se naziva kalijum permanganat) moguće su tri različite reakcije:

  • U prisustvu sumporne kiseline, anjon MnO4- se redukuje u Mn2+.
  • Ako je medij neutralan, ion MnO4- se reducira u MnO(OH)2 ili MnO2.
  • U prisustvu alkalija, anjon MnO4- se redukuje u manganatni jon MnO42-.

Mangan kao hemijski element

Hemijska svojstva

U normalnim uslovima nije aktivan. Razlog je oksidni film koji se pojavljuje kada je izložen atmosferskom kisiku. Ako se metalni prah lagano zagrije, on gori, pretvarajući se u MnO2.

Kada se zagrije, stupa u interakciju s vodom, istiskujući vodonik. Kao rezultat reakcije dobija se praktično nerastvorljivi hidroksid Mn(OH)2. Ova supstanca sprečava dalju interakciju sa vodom.

Zanimljivo! Vodik je rastvorljiv u manganu, a sa povećanjem temperature raste rastvorljivost (dobija se rastvor gasa u metalu).

Kada se jako zagreje (temperature iznad 1200 stepeni Celzijusa), reaguje sa azotom, što dovodi do nitrida. Ova jedinjenja mogu imati različite sastave, što je tipično za tzv. bertolide. U interakciji je s borom, fosforom, silicijumom, au rastopljenom obliku - s ugljikom. Posljednja reakcija se javlja prilikom redukcije mangana koksom.

Pri reakciji s razrijeđenom sumpornom i hlorovodoničnom kiselinom nastaje sol i oslobađa se vodik. Ali interakcija s jakom sumpornom kiselinom je drugačija: produkti reakcije su sol, voda i sumpor-dioksid (u početku se sumporna kiselina reducira u sumpornu kiselinu; ali zbog nestabilnosti, sumporna kiselina se razlaže na sumpor-dioksid i vodu).

Kada se reaguje s razrijeđenom dušičnom kiselinom, dobivaju se nitrat, voda i dušikov oksid.

Formira šest oksida:

  • dušikov oksid, ili MnO,
  • oksid, ili Mn2O3,
  • oksid-oksid Mn3O4,
  • dioksid, ili MnO2,
  • anhidrid mangana MnO3,
  • anhidrid mangana Mn2O7.

Zanimljivo! Pod utjecajem atmosferskog kisika, dušikov oksid postepeno prelazi u oksid. Anhidrid permanganata nije izolovan u slobodnom obliku.

Oksid je spoj s takozvanim frakcijskim oksidacijskim stanjem. Pri otapanju u kiselinama nastaju soli dvovalentnog mangana (soli s katjonom Mn3+ su nestabilne i reduciraju se u spojeve s kationom Mn2+).

Dioksid, oksid, azot-oksid su najstabilniji oksidi. Anhidrid mangana je nestabilan. Postoje analogije sa drugim hemijskim elementima:

  • Mn2O3 i Mn3O4 su bazični oksidi, a njihova svojstva su slična sličnim spojevima željeza;
  • MnO2 je amfoterni oksid, sličan po svojstvima oksidima aluminija i trovalentnog kroma;
  • Mn2O7 je kiseli oksid, njegova svojstva su vrlo slična oksidu višeg klora.

Lako je uočiti analogiju sa hloratima i perhloratima. Manganati se, kao i hlorati, dobijaju indirektno. Ali permanganati se mogu dobiti ili direktno, odnosno interakcijom anhidrida i metalnog oksida/hidroksida u prisustvu vode, ili indirektno.

U analitičkoj hemiji, kation Mn2+ spada u petu analitičku grupu. Postoji nekoliko reakcija koje mogu otkriti ovaj kation:

  • Prilikom interakcije s amonijevim sulfidom, formira se talog MnS, njegova boja je boje mesa; Kada se dodaju mineralne kiseline, talog se otapa.
  • Pri reakciji sa alkalijama nastaje bijeli talog Mn(OH)2; međutim, pri interakciji sa atmosferskim kiseonikom, boja taloga se menja od bele do smeđe - dobija se Mn(OH)3.
  • Ako se solima s katjonom Mn2+ dodaju vodikov peroksid i otopina alkalija, taloži se tamnosmeđi talog MnO(OH)2.
  • Kada se solima s kationom Mn2+ doda oksidant (olovni dioksid, natrijum bizmutat) i jaka otopina dušične kiseline, otopina postaje grimizna - to znači da je Mn2+ oksidiran u HMnO4.

Hemijska svojstva

Valencija mangana

Element je u sedmoj grupi. Tipični mangan - II, III, IV, VI, VII.

Nulta valencija je tipična za slobodnu supstancu. Dvovalentna jedinjenja su soli sa katjonom Mn2+, trovalentna jedinjenja su oksid i hidroksid, tetravalentna jedinjenja su dioksid, kao i oksid-hidroksid. Heksa- i heptovalentna jedinjenja su soli sa MnO42- i MnO4- anjonima.

Kako se dobija i od čega se dobija mangan? Iz ruda mangana i feromangana, kao i iz rastvora soli. Postoje tri različita načina za dobijanje mangana:

  • oporavak kokainom,
  • aluminotermija,
  • elektroliza.

U prvom slučaju, koks i ugljen monoksid se koriste kao redukciono sredstvo. Metal se izvlači iz rude koja sadrži primjesu željeznih oksida. Rezultat je i feromangan (legura sa željezom) i karbid (šta je karbid? to je spoj metala i ugljika).

Za dobivanje čistije tvari koristi se jedna od metoda metalotermije - aluminotermija. Prvo se kalcinira piroluzit, koji proizvodi Mn2O3. Dobiveni oksid se zatim pomiješa s aluminijskim prahom. Tijekom reakcije oslobađa se puno topline, kao rezultat toga nastali metal se topi, a aluminij oksid ga prekriva "kapom" od troske.

Mangan je metal srednje aktivnosti i nalazi se u Beketovljevom nizu lijevo od vodonika i desno od aluminija. To znači da se u toku elektrolize vodenih rastvora soli sa katjonom Mn2+ dolazi do redukcije kationa metala na katodi (prilikom elektrolize veoma razblaženog rastvora, redukuje se i voda na katodi). Tokom elektrolize vodenog rastvora MnCl2, javljaju se sledeće reakcije:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Katoda (negativno nabijena elektroda): Mn2+ + 2e Mn0

Anoda (pozitivno nabijena elektroda): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

Konačna jednačina reakcije je:

MnCl2 (el-z) Mn + Cl2

Elektrolizom se proizvodi najčistiji metal mangan.

Korisni video: mangan i njegovi spojevi

Aplikacija

Upotreba mangana je prilično raširena. Koriste se i sam metal i njegovi različiti spojevi. U slobodnom obliku koristi se u metalurgiji u različite svrhe:

  • kao „deoksidant“ pri topljenju čelika (kiseonik se veže i nastaje Mn2O3);
  • kao legirajući element: proizvodi jak čelik visoke otpornosti na habanje i udarce;
  • za topljenje takozvanog oklopnog čelika;
  • kao komponenta bronce i mesinga;
  • za stvaranje manganina, legure sa bakrom i niklom. Od ove legure izrađuju se različiti električni uređaji, kao što su reostati

MnO2 se koristi za proizvodnju Zn-Mn galvanskih ćelija. MnTe i MnAs se koriste u elektrotehnici.

Primjena mangana

Kalijum permanganat, koji se često naziva kalijum permanganat, ima široku primenu kako u svakodnevnom životu (za medicinske kupke), tako i u industriji i laboratorijama. Grimizna boja permanganata se mijenja kada se nezasićeni ugljovodonici s dvostrukim i trostrukim vezama propuštaju kroz otopinu. Pri jakom zagrijavanju permanganati se raspadaju. Ovo proizvodi manganate, MnO2 i kiseonik. Ovo je jedan od načina za dobijanje hemijski čistog kiseonika u laboratorijskim uslovima.

Soli permanganatne kiseline mogu se dobiti samo indirektno. Da bi se to postiglo, MnO2 se miješa sa čvrstom alkalijom i zagrijava u prisustvu kisika. Drugi način za dobijanje čvrstih manganata je kalcinacija permanganata.

Otopine manganata imaju prekrasnu tamnozelenu boju. Međutim, ovi rastvori su nestabilni i prolaze kroz reakciju disproporcionalnosti: tamnozelena boja prelazi u grimiznu, a takođe se formira smeđi talog. Reakcija rezultira permanganatom i MnO2.

Mangan dioksid se u laboratoriji koristi kao katalizator za razgradnju kalijum hlorata (Bertholletova so), kao i za proizvodnju čistog hlora. Zanimljivo je da se kao rezultat interakcije MnO2 sa klorovodikom dobiva međuprodukt - izuzetno nestabilno jedinjenje MnCl4, koje se raspada na MnCl2 i hlor. Neutralni ili zakiseljeni rastvori soli sa katjonom Mn2+ imaju blijedoružičastu boju (Mn2+ formira kompleks sa 6 molekula vode).

Koristan video: mangan - element života

Zaključak

Ovo je kratak opis mangana i njegovih hemijskih svojstava. To je srebrno-bijeli metal srednje aktivnosti, sa vodom stupa u interakciju samo kada se zagrije, au zavisnosti od stepena oksidacije ispoljava i metalna i nemetalna svojstva. Njegovi spojevi se koriste u industriji, kod kuće iu laboratorijama za proizvodnju čistog kisika i hlora.

Elektronska konfiguracija nepobuđenog atoma mangana je 3d 5 4s 2; pobuđeno stanje se izražava elektronskom formulom 3d 5 4s 1 4p 1.

Najtipičnija oksidaciona stanja za mangan u jedinjenjima su +2, +4, +6, +7.

Mangan je srebrno-bijel, lomljiv, prilično aktivan metal: u opsegu naprezanja nalazi se između aluminija i cinka. Na zraku, mangan je prekriven oksidnim filmom koji ga štiti od daljnje oksidacije. U fino usitnjenom stanju, mangan lako oksidira.

Mangan (II) oksid MnO i njemu odgovarajući hidroksid Mn(OH) 2 imaju bazična svojstva - kada su u interakciji sa kiselinama nastaju dvovalentne soli mangana: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Mn 2+ kationi nastaju i kada se metalni mangan rastvara u kiselinama. Jedinjenja mangana (II) pokazuju redukciona svojstva, na primjer, bijeli talog Mn(OH) 2 brzo potamni na zraku, postepeno oksidirajući u MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O .

Mangan (IV) oksid MnO 2 je najstabilnije jedinjenje mangana; lako nastaje kako pri oksidaciji jedinjenja mangana u nižem oksidacionom stanju (+2), tako i pri redukciji jedinjenja mangana u višim oksidacionim stanjima (+6, +7):

Mn(OH) 2 + H 2 O 2 ® MnO 2 + 2 H 2 O;

2 KMnO 4 + 3 Na 2 SO 3 + H 2 O ® 2 MnO 2 ¯ + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH.

MnO 2 je amfoterni oksid, međutim, njegova kisela i bazična svojstva su slabo izražena. Jedan od razloga zašto MnO 2 ne pokazuje jasno definisana osnovna svojstva je njegova jaka oksidaciona aktivnost u kiseloj sredini ( = +1,23 V): MnO 2 se redukuje na Mn 2+ ione, umesto da formira stabilne soli četvorovalentnog mangana. Hidratni oblik koji odgovara mangan (IV) oksidu treba smatrati hidratisanim mangan dioksidom MnO 2 ×xH 2 O. Mangan (IV) oksid kao amfoterni oksid formalno odgovara orto- i meta-oblici kalijum permanganat kiseline koji nije izoliran u slobodno stanje: H 4 MnO 4 – orto oblik i H 2 MnO 3 – meta oblik. Poznat je mangan oksid Mn 3 O 4 koji se može smatrati dvovalentnom manganom soli orto-oblika permanganske kiseline Mn 2 MnO 4 - mangan (II) ortomanganita. U literaturi postoje izvještaji o postojanju Mn 2 O 3 oksida. Postojanje ovog oksida može se objasniti smatrajući ga dvovalentnom manganom soli meta-oblika permanganske kiseline: MnMnO 3 - mangan (II) metamanganit.

Kada se mangan dioksid fuzioniše u alkalnom mediju sa oksidantima kao što su kalijev hlorat ili nitrat, tetravalentni mangan se oksidira u heksavalentno stanje i nastaje kalijum manganat - so koja je vrlo nestabilna čak i u rastvoru permanganske kiseline H 2 MnO 4, čiji je anhidrid (MnO 3) nepoznat:

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH ® K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O.

Manganati su nestabilni i skloni disproporcionalnosti prema reverzibilnoj reakciji: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH,

Kao rezultat toga, zelena boja otopine, uzrokovana ionima manganata MnO 4 2– , mijenja se u ljubičastu boju karakterističnu za permanganat ione MnO 4 – .

Najrasprostranjenije jedinjenje sedmerovalentnog mangana je kalijum permanganat KMnO 4 - so poznata samo u rastvoru permanganske kiseline HMnO 4. Kalijev permanganat se može dobiti oksidacijom manganata jakim oksidantima, na primjer, klorom:

2 K 2 MnO 4 + Cl 2 ® 2 KMnO 4 + 2 KCl.

Mangan (VII) oksid, ili anhidrid mangana, Mn 2 O 7 je eksplozivna zeleno-smeđa tečnost. Mn 2 O 7 se može dobiti reakcijom:


2 KMnO 4 + 2 H 2 SO 4 (konc.) ® Mn 2 O 7 + 2 KHSO 4 + H 2 O.

Jedinjenja mangana u najvišem oksidacionom stanju +7, posebno permanganati, su jaka oksidaciona sredstva. Dubina redukcije permanganatnih jona i njihova oksidativna aktivnost zavise od pH sredine.

U jako kiseloj sredini, proizvod redukcije permanganata je ion Mn 2+, što rezultira dvovalentnim solima mangana:

MnO 4 – + 8 H + + 5 e – ® Mn 2+ + 4 H 2 O ( = +1,51 V).

U neutralnom, blago alkalnom ili blago kiselom okruženju, MnO 2 nastaje kao rezultat redukcije permanganatnih jona:

MnO 4 – + 2 H 2 O + 3 e – ® MnO 2 ¯ + 4 OH – ( = +0,60 V).

MnO 4 – + 4 H + + 3 e – ® MnO 2 ¯ + 2 H 2 O ( = +1,69 V).

U jako alkalnoj sredini, permanganatni joni se redukuju u manganatne ione MnO 4 2–, a nastaju soli kao što su K 2 MnO 4 i Na 2 MnO 4:

MnO 4 – + e – ® MnO 4 2– ( = +0,56 V).

Jedan od najvažnijih metala za metalurgiju je mangan. Osim toga, to je općenito prilično neobičan element sa zanimljivim činjenicama povezanim s njim. Važan za žive organizme, potreban u proizvodnji mnogih legura i hemikalija. Mangan - čiju fotografiju možete vidjeti u nastavku. Njegova svojstva i karakteristike ćemo razmotriti u ovom članku.

Karakteristike hemijskog elementa

Ako govorimo o manganu kao elementu, onda prije svega treba okarakterizirati njegov položaj u njemu.

  1. Nalazi se u četvrtom velikom periodu, sedmoj grupi, sekundarnoj podgrupi.
  2. Serijski broj je 25. Mangan je hemijski element čiji su atomi jednaki +25. Broj elektrona je isti, neutrona - 30.
  3. Vrijednost atomske mase je 54.938.
  4. Simbol hemijskog elementa za mangan je Mn.
  5. Latinski naziv je mangan.

Nalazi se između hroma i gvožđa, što objašnjava njegovu sličnost sa njima po fizičkim i hemijskim karakteristikama.

Mangan - hemijski element: prelazni metal

Ako uzmemo u obzir elektronsku konfiguraciju datog atoma, onda će njegova formula izgledati ovako: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5. Postaje očigledno da je element koji razmatramo prelazni metal iz d-familije. Pet elektrona u 3d podnivou ukazuje na stabilnost atoma, što se očituje u njegovim hemijskim svojstvima.

Kao metal, mangan je redukcijski agens, ali većina njegovih spojeva može pokazati prilično jake oksidacijske sposobnosti. To je zbog različitih oksidacijskih stanja i valencija koje određeni element ima. To je posebnost svih metala ove porodice.

Dakle, mangan je hemijski element koji se nalazi među ostalim atomima i ima svoje posebne karakteristike. Pogledajmo detaljnije koja su to svojstva.

Mangan je hemijski element. Oksidacijsko stanje

Već smo dali elektronsku formulu atoma. Prema njemu, ovaj element može pokazati nekoliko pozitivnih oksidacijskih stanja. Ovo:

Valencija atoma je IV. Najstabilnija jedinjenja su ona u kojima mangan pokazuje vrednosti od +2, +4, +6. Najviši stepen oksidacije omogućava jedinjenjima da deluju kao jaka oksidaciona sredstva. Na primjer: KMnO 4, Mn 2 O 7.

Jedinjenja sa +2 su redukcioni agensi. Srednja oksidaciona stanja formiraju amfoterna jedinjenja.

Istorija otkrića

Mangan je hemijski element koji nije otkriven odmah, već postepeno od strane različitih naučnika. Međutim, ljudi su koristili njegove spojeve od davnina. Mangan(IV) oksid je korišten za izradu stakla. Jedan Italijan je naveo činjenicu da dodavanje ovog jedinjenja tokom hemijske proizvodnje čaša dobija njihovu ljubičastu boju. Uz to, ista supstanca pomaže u uklanjanju zamućenja u obojenim staklima.

Kasnije u Austriji, naučnik Keim je uspio da dobije komad metala mangana izlaganjem purolizita (mangan (IV) oksida), potaše i uglja visokim temperaturama. Međutim, ovaj uzorak je imao mnogo nečistoća koje nije mogao eliminirati, pa do otkrića nije došlo.

Još kasnije, drugi naučnik je takođe sintetizovao mešavinu u kojoj je značajan udeo bio čisti metal. Bergman je bio taj koji je prethodno otkrio element nikal. Međutim, nije mu bilo suđeno da završi stvar.

Mangan je hemijski element koji je prvi dobio i izolovao u obliku jednostavne supstance Karl Scheele 1774. godine. Međutim, to je učinio zajedno sa I. Ganom, koji je završio proces topljenja komada metala. Ali čak ni oni nisu bili u stanju da ga potpuno oslobode nečistoća i dobiju 100% prinos proizvoda.

Ipak, upravo je ovaj put otkriven atom. Ti isti naučnici su pokušali da ga nazovu kao otkrića. Izabrali su termin mangan. Međutim, nakon otkrića magnezijuma, počela je zabuna i naziv mangan je promijenjen u moderni naziv (H. David, 1908).

Budući da je mangan hemijski element čija su svojstva vrlo vrijedna za mnoge metalurške procese, vremenom je postalo neophodno pronaći način da se dobije u što čistijem obliku. Ovaj problem su rešili naučnici širom sveta, ali je rešen tek 1919. godine zahvaljujući radu R. Agladzea, sovjetskog hemičara. On je bio taj koji je pronašao način da se elektrolizom dobije čisti metal sa sadržajem tvari od 99,98% iz mangan sulfata i klorida. Sada se ova metoda koristi u cijelom svijetu.

Biti u prirodi

Mangan je hemijski element, čija se fotografija jednostavne supstance može vidjeti u nastavku. U prirodi postoji mnogo izotopa ovog atoma, broj neutrona u kojima se jako razlikuje. Dakle, maseni brojevi variraju od 44 do 69. Međutim, jedini stabilni izotop je element sa vrijednošću od 55 Mn, svi ostali ili imaju zanemarljivo kratko vrijeme poluraspada ili postoje u premalim količinama.

Pošto je mangan hemijski element čije je oksidaciono stanje veoma različito, on takođe formira mnoga jedinjenja u prirodi. Ovaj element se nikada ne nalazi u svom čistom obliku. U mineralima i rudama, njegov stalni susjed je željezo. Ukupno možemo identificirati nekoliko najvažnijih stijena koje sadrže mangan.

  1. piroluzit. Formula jedinjenja: MnO 2 *nH 2 O.
  2. Psilomelan, MnO2*mMnO*nH2O molekul.
  3. Manganit, formula MnO*OH.
  4. Braunit je rjeđi od ostalih. Formula Mn 2 O 3.
  5. Hausmanit, formula Mn*Mn 2 O 4.
  6. Rodonit Mn 2 (SiO 3) 2.
  7. Manganove karbonatne rude.
  8. Grimizni špart ili rodohrozit - MnCO 3.
  9. Purpurit - Mn 3 PO 4.

Osim toga, može se identificirati još nekoliko minerala koji također sadrže predmetni element. Ovo:

  • kalcit;
  • siderit;
  • minerali gline;
  • kalcedon;
  • opal;
  • jedinjenja pijeska i mulja.

Pored stena i sedimentnih stena, minerala, mangan je hemijski element koji je deo sledećih objekata:

  1. Biljni organizmi. Najveći rezervoari ovog elementa su: vodeni kesten, patka i dijatomeja.
  2. Rđave pečurke.
  3. Neke vrste bakterija.
  4. Sljedeće životinje: crveni mravi, rakovi, mekušci.
  5. Ljudi - dnevna potreba je otprilike 3-5 mg.
  6. Vode Svjetskog okeana sadrže 0,3% ovog elementa.
  7. Ukupni sadržaj u zemljinoj kori iznosi 0,1% po težini.

Sve u svemu, to je 14. element po zastupljenosti na našoj planeti. Među teškim metalima, drugi je nakon gvožđa.

Fizička svojstva

Sa stanovišta svojstava mangana kao jednostavne supstance, za njega se može identifikovati nekoliko glavnih fizičkih karakteristika.

  1. U obliku jednostavne supstance, to je prilično tvrd metal (na Mohsovoj skali indikator je 4). Boja je srebrno-bijela, kada se izloži zraku prekriva se zaštitnim oksidnim filmom, a pri rezanju sjaji.
  2. Tačka topljenja je 1246 0 C.
  3. Tačka ključanja - 2061 0 C.
  4. Provodna svojstva su dobra, paramagnetna je.
  5. Gustina metala je 7,44 g/cm 3 .
  6. Postoji u obliku četiri polimorfne modifikacije (α, β, γ, σ), koje se razlikuju po strukturi i obliku kristalne rešetke i gustini atomskog pakovanja. Njihove tačke topljenja se takođe razlikuju.

Postoje tri glavna oblika mangana koji se koriste u metalurgiji: β, γ, σ. Alfa je manje uobičajena, jer je previše krhka u svojim svojstvima.

Hemijska svojstva

Sa hemijske tačke gledišta, mangan je hemijski element čiji naboj jona uveliko varira od +2 do +7. To ostavlja traga na njegovoj aktivnosti. U slobodnom obliku na zraku, mangan vrlo slabo reagira s vodom i rastvara se u razrijeđenim kiselinama. Međutim, čim se temperatura poveća, aktivnost metala naglo raste.

Dakle, može komunicirati sa:

  • nitrogen;
  • ugljenik;
  • halogeni;
  • silicij;
  • fosfor;
  • sumpora i drugih nemetala.

Kada se zagrije bez pristupa zraka, metal lako prelazi u stanje pare. Ovisno o stupnju oksidacije koji mangan pokazuje, njegovi spojevi mogu biti i redukcijski i oksidacijski agensi. Neki pokazuju amfoterna svojstva. Dakle, glavni su karakteristični za jedinjenja u kojima je +2. Amfoterno - +4, a kiselo i jako oksidirajuće na najvišoj vrijednosti +7.

Unatoč činjenici da je mangan složen spoj, malo ga je. To je zbog stabilne elektronske konfiguracije atoma, jer njegov 3d podnivo sadrži 5 elektrona.

Načini dobijanja

Postoje tri glavna načina na koja se mangan (hemijski element) proizvodi industrijski. Kako se ime čita na latinskom, već smo ga označili kao manganum. Ako ga prevedete na ruski, to će biti „da, stvarno pojašnjavam, obezbojila sam“. Svoje ime mangan duguje svojim svojstvima, poznatim od davnina.

Međutim, uprkos njegovoj popularnosti, bilo ga je moguće dobiti u čistom obliku za upotrebu tek 1919. godine. To se radi pomoću sljedećih metoda.

  1. Elektroliza, prinos proizvoda je 99,98%. Mangan se na ovaj način dobija u hemijskoj industriji.
  2. Silikotermna, ili redukcija sa silicijumom. Ovom metodom, silicijum i mangan (IV) oksid se spajaju, što rezultira stvaranjem čistog metala. Prinos je oko 68%, budući da se mangan spaja sa silicijumom i formira silicid kao sporedni proizvod. Ova metoda se koristi u metalurškoj industriji.
  3. Aluminotermna metoda - redukcija korištenjem aluminija. Takođe ne daje previsok prinos proizvoda. Mangan se formira kontaminiran nečistoćama.

Proizvodnja ovog metala važna je za mnoge procese koji se odvijaju u metalurgiji. Čak i mali dodatak mangana može značajno uticati na svojstva legura. Dokazano je da se u njemu rastvaraju mnogi metali, ispunjavajući njegovu kristalnu rešetku.

Rusija je na prvom mjestu u svijetu po vađenju i proizvodnji ovog elementa. Ovaj proces se takođe sprovodi u zemljama kao što su:

  • Kina.
  • Kazahstan.
  • Georgia.
  • Ukrajina.

Industrijska upotreba

Mangan je hemijski element čija je upotreba važna ne samo u metalurgiji. ali i u drugim oblastima. Pored metala u čistom obliku, veliki značaj imaju i različita jedinjenja datog atoma. Hajde da navedemo glavne.

  1. Postoji nekoliko vrsta legura koje zahvaljujući manganu imaju jedinstvena svojstva. Na primjer, toliko je jak i otporan na habanje da se koristi za topljenje dijelova za bagere, strojeve za obradu kamena, drobilice, kuglične mlinove i oklopne dijelove.
  2. Mangan dioksid je esencijalni oksidirajući element u galvanizaciji;
  3. Mnoga jedinjenja mangana su potrebna za izvođenje organske sinteze različitih supstanci.
  4. Kalijum permanganat (ili kalijum permanganat) se u medicini koristi kao jako dezinfekciono sredstvo.
  5. Ovaj element je dio bronze, mesinga i formira vlastitu leguru sa bakrom, koja se koristi za proizvodnju avionskih turbina, lopatica i drugih dijelova.

Biološka uloga

Dnevna potreba za manganom za ljude je 3-5 mg. Nedostatak ovog elementa dovodi do depresije nervnog sistema, poremećaja sna, anksioznosti i vrtoglavice. Njegova uloga još nije u potpunosti proučena, ali je jasno da, prije svega, utiče na:

  • visina;
  • aktivnost spolnih žlijezda;
  • rad hormona;
  • stvaranje krvi.

Ovaj element je prisutan u svim biljkama, životinjama i ljudima, što dokazuje njegovu važnu biološku ulogu.

Mangan je hemijski element, zanimljive činjenice o kojima može impresionirati bilo koju osobu i natjerati je da shvati koliko je važan. Predstavimo najosnovnije od njih, koje su našle svoj pečat u istoriji ovog metala.

  1. U teškim vremenima građanskog rata u SSSR-u, jedan od prvih izvoznih proizvoda bila je ruda koja je sadržavala velike količine mangana.
  2. Ako se mangan dioksid stopi sa šalitrom, a zatim se proizvod otopi u vodi, počet će nevjerojatne transformacije. Prvo će otopina postati zelena, zatim će se boja promijeniti u plavu, a zatim u ljubičastu. Na kraju će postati grimiz i postepeno će se formirati smeđi talog. Ako promućkate smjesu, ponovo će se vratiti zelena boja i sve će se ponoviti. Zbog toga je kalijum permanganat dobio ime, što se prevodi kao "mineralni kameleon".
  3. Ako se u tlo dodaju gnojiva koja sadrže mangan, produktivnost biljaka će se povećati i brzina fotosinteze će se povećati. Ozima pšenica će bolje formirati zrna.
  4. Najveći blok manganskog minerala rodonita težio je 47 tona i pronađen je na Uralu.
  5. Postoji ternarna legura koja se zove manganin. Sastoji se od elemenata kao što su bakar, mangan i nikl. Njegova jedinstvenost je u tome što ima visoku električnu otpornost, koja ne zavisi od temperature, već je pod uticajem pritiska.

Naravno, ovo nije sve što se može reći o ovom metalu. Mangan je hemijski element, o kojem su zanimljive činjenice prilično različite. Pogotovo ako govorimo o svojstvima koja daje raznim legurama.

© Copyright 2024, https://trans-klimat.ru