Окси́д ма́рганца(II) - MnO - низший оксид марганца, монооксид.
Основный оксид. Не растворим в воде. Легко окисляется с образованием хрупкой оболочки MnO 2 . Восстанавливается до марганца при нагревании с водородом или активными металлами.
Оксид марганца(II) можно получить прокаливанием при температуре 300 °C кислородсодержащих солей марганца(II) в атмосфере инертного газа. Из распространённого MnO 2 его получают через частичное восстановление при температурах 700-900 °C водородом или угарным газом.
Гидроксид марганца(II) - неорганическое соединение, гидроокись металла марганца с формулой Mn(OH) 2 , светло-розовые кристаллы, не растворимые в воде. Проявляет слабо основные свойства. Окисляется на воздухе.
Образуется гидроксид марганца (II) при взаимодействии его солей со щелочами:
Химические свойства.
· Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV):
· Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами:
· Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата:
Оксид марганца(III) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой Mn 2 O 3 , коричнево-чёрные кристаллы, не растворимые в воде.
Получение.
· В природе встречаются минералы браунит, курнакит и биксбиит - оксид марганца с различными примесями.
· Окисление оксида марганца(II):
· Восстановление оксида марганца(IV):
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· При растворении в кислотах - диспропорционирует:
· При сплавлении с оксидами металлов образует соли манганиты:
Не растворяется в воде.
Гидроксид марганца (III) –Mn 2 O 3 ּН 2 О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски.
При взаимодействии с кислотными окислителями образуется соли марганца .
Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .
Сульфат марганца (II) MnSO 4 - соль белого цвета, одно из наиболее устойчивых соединений марганца (II). В виде кристаллогидрата MnSO 4 7Н 2 O встречается в природе. Он используется при крашении тканей, а также наряду с хлоридом марганца (II) MnСl 2 - для получения других соединений марганца.
Карбонат марганца (II) MnСO 3 встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии.
Нитрат марганца (II) Mn(NO 3) 2 получают только искусственным путем и используют для разделения редкоземельных металлов.
Соли марганца являются катализаторами окислительных процессов, происходящих с участием кислорода. Они применяются в сиккативах. Льняное масло с добавлением такого сиккатива именуется олифой.
Оксид марганца(IV) (диоксид марганца ) MnO 2 - порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).
Химические свойства.
При обычных условиях ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:
С серной и азотной кислотами MnO 2 разлагается с выделением кислорода:
При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn 7+ и Mn 6+ :
Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO 4 перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO 4) 2 .
А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO 2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли - манганиты:
Является катализатором разложения пероксида водорода:
Получение.
В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:
Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся MnO 2 каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.
При температуре выше 100 °C восстановлением перманганата калия водородом:
64. Соединения марганца (VI), способы получения и свойства. Оксид марганца (VII), марганцовая кислота и перманганаты – получение, свойства, применение.
Оксид марганца(VI) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой MnO 3 , тёмно-красное аморфное вещество, реагирует с водой.
Образуется при конденсации фиолетовых паров, выделяемых при нагревании раствора перманганата калия в серной кислоте:
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· Реагирует с водой:
· С щелочами образует соли - манганаты:
Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:
3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .
Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:
3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .
Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде доMn(II), а в нейтральной и щелочной средах – доMnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):
2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .
При нагревании выше 500 о С манганат (VI) распадается на продукты:
манганат (IV) и кислород:
2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .
Оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 - зеленовато-бурая маслянистая жидкость (t пл =5,9 °C), неустойчив при комнатной температуре; сильный окислитель, при соприкосновении с горючими веществами воспламеняет их, возможно со взрывом. Взрывается от толчка, от яркой вспышки света, при взаимодействии с органическими веществами. Получить оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 можно действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:
Полученный оксид марганца(VII) неустойчив и разлагается на оксид марганца(IV) и кислород:
Одновременно выделяется озон:
Оксид марганца(VII) взаимодействует с водой, образуя марганцовую кислоту, которая имеет фиолетово-красную окраску:
Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота , кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм 3 равна 93 %.
Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn 2 O 7 , горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.
Соли марганцовой кислоты называются перманганаты . Наиболее важным из них является перманганат калия, он является очень сильным окислителем. С его окислительными свойствами по отношению к органическим и неорганическим веществам часто приходится встречаться в химической практике.
Степень восстановления перманганат-ионазависит от характера среды:
1)кислая среда Mn (II) (соли Mn 2+)
MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B
2)нейтральная среда Mn (IV) (оксид марганца (IV))
MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B
3)щелочная средаMn (VI) (манганаты M 2 MnO 4)
MnO 4 - +ē =MnO 4 2- , Е 0 = +0.56B
Как видно, наиболее сильные окислительные свойства перманганаты проявляют в кислой среде .
Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K 2 MnO 4 . Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, являетсяMnO 2 (см. диспропорционирование).
При температуре около 250 о С перманганат калия разлагается по схеме:
2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(г)
Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н 2 О 2 , подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2
65. Соединения рения (II), (III), (VI). Соединения рения (VII): оксид, рениевая кислота, перренаты.
Оксид рения(II) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой ReO, чёрные кристаллы, не растворимые в воде, образует гидраты.
Гидрат окиси рения ReO H 2 O образуется при восстановлении кадмием рениевой кислоты в кислой среде:
Оксид рения(III) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой Re 2 O 3 , чёрный порошок, не растворимый в воде, образует гидраты.
Получают гидролизом хлорида рения(III) в щелочной среде:
Легко окисляется в воде:
Оксид рения(VI) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой ReO 3 , тёмно-красные кристаллы, не растворимые в воде.
Получение.
· Конпропорционирование оксида рения(VII):
· Восстановление оксида рения(VII) монооксидом углерода:
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· Окисляется концентрированной азотной кислотой:
· С гидроксидами щелочных металлов образует рениты и перренаты:
· Окисляется кислородом воздуха:
· Восстанавливается водородом:
Оксид рения(VII) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой Re 2 O 7 , светло-жёлтые гигроскопичные кристаллы, растворяется в холодной воде, реагирует с горячей.
Получение.
· Окисление металлического рения:
· Разложение при нагревании оксида рения(IV):
· Окисление оксида рения(IV):
· Разложение при нагревании рениевой кислоты:
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· Реагирует с горячей водой:
· Реагирует с щелочами с образованием перренатов:
· Является окислителем:
· Восстанавливается водородом:
· Конпропорционирует с рением:
· Реагирует с монооксидом углерода:
Рениевая кислота - неорганическое соединение, кислородсодержащая кислота с формулой HReO 4 , существует только в водных растворах, образует соли перренаты .
Перевод рения из малорастворимых соединений, таких, как ReO и ReS2, в раствор осуществляется кислотным разложением или щелочным сплавлением с образованием растворимых перренатов или рениевой кислоты. И наоборот, извлечение рения из растворов проводят осаждением его в виде малорастворимых перренатов калия, цезия, таллия и др. Большое промышленное значение имеет перренат аммония, из которого посредством восстановления водородом получают металлический рений.
Рениевая кислота получается при растворении Re2O7 в воде:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
Растворы рениевой кислоты получены также растворением металлического рения в перекиси водорода, бромной воде и азотной кислоте. Избыток перекиси удаляют кипячением. Рениевая кислота получается при окислении низших оксидов и сульфидов, из перренатов с использованием ионного обмена и электродиализа. Для удобства в таблице 2 приведены значения плотностей растворов рениевой кислоты.
Рениевая кислота устойчива. В отличие от хлорной и марганцевой кислот обладает очень слабыми окислительными свойствами. Восстановление ее проходит обычно медленно. В качестве восстановителей используются амальгамы металлов, химические агенты.
Перренаты менее растворимы и термически более устойчивы, чем соответствующие перхлораты и перманганаты.
Наименьшей растворимостью обладают перренаты таллия, цезия, рубидия и калия.
Перренаты Tl, Rb, Cs, K, Ag – малорастворимые вещества, перренаты ,Ba, Pb (II) обладают средней растворимостью, перренаты Mg, Ca, Cu, Zn, Cd и т.п. очень хорошо растворяются в воде. В составе перренатов калия и аммония рений выделяется из промышленных растворов.
Перренат калия KReO4 – мелкие бесцветные гексагональные кристаллы. Плавится без разложения при 555°, при более высокой температуре улетучивается, частично диссоциируя. Растворимость соли в водном растворе рениевой кислоты выше, чем в воде, тогда как в присутствии H2SO4 она практически не меняется.
Перренат аммония NH4ReO4 получается при нейтрализации рениевой кислоты аммиаком. Сравнительно хорошо растворяется в воде. При кристаллизации из растворов образует с KReO4 непрерывные твердые растворы. При нагревании на воздухе разлагается, начиная с 200°, давая возгон, содержащий Re2O7 и черный остаток ReO2. При разложении в инертной атмосфере образуется только оксид рения (IV) по реакции:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
При восстановлении соли водородом получается металл.
Из солей рениевой кислоты с органическими основаниями отметим перренат нитрона C20H17N4ReО4, обладающий очень малой растворимостью в ацетатных растворах, особенно в присутствии избытка ацетата нитрона. Образование этой соли используется для количественного определения рения.
Оксиды | MnO | Mn 2 O 3 | MnO 2 | (MnO 3) | Mn 2 O 7 |
Свойства | ярко выраженные основные | основные | амфотерные | кислотные | сильно кислотные |
Гидроксиды | Mn(OH) 2 | Mn(OH) 3 | Mn(OH) 4 H 2 MnO 3 | H 2 MnO 4 | HMnO 4 |
Свойства | ярко выраженные основные | основные | амфотерные | кислотные | сильно кислотные |
Названия | гидроксид марганца (II); соли Mn(II) | гидроксид марганца (III); соли Mn(III) | гидроксид марганца (IV); манганаты(IV) | Марганцевая (VI) кислота; манганаты(VI) | марганцевая (VII) кислота; перманганаты |
Усиление кислотных свойств | |||||
Усиление основных свойств |
Соединения марганца (II). Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют только основные свойства. Они нерастворимы в воде, но легко растворяются в кислотах с образованием солей двухвалентного марганца.
Большинство солей двухвалентного марганца хорошо растворимы в воде и подвергаются гидролизу по катиону. К труднорастворимым солям относятся средние соли – сульфид, фосфат и карбонат.
В кристаллическом состоянии соли марганца (II) имеют слабо розовую окраску, в водных растворах – практически бесцветны.
Гидроксид двухвалентного марганца образуется косвенным путём – действием щёлочи на растворы солей. В момент образования образуется белый осадок (чаще наблюдаемый как телесный), который на воздухе постепенно буреет под действием кислорода воздуха:
2Mn(OH) 2(т) + 2Н 2 О (ж) + О 2(г) → 2Mn(OH) 4(т)
Марганец (II) образует комплексные соединения с координационным числом, равным шести. В водных растворах известны катионные комплексы в виде аквакомплекса [Mn (Н 2 О ) 6 ] 2+ и аммиаката [Mn (NН 3 ) 6 ] 2+ и анионные – тиоцианатные [Mn (NSC ) 6 ] 4– и цианидные [Mn (CN ) 6 ] 4- . Но комплексные соединения двухвалентного марганца неустойчивы и быстро разрушаются в водных растворах.
Соединения марганца (II) проявляют восстановительные свойства, окисляясь в нейтральной среде до марганца (IV), в сильнощелочной – до марганца (VI), а в кислой до марганца (VII):
3MnSO 4(в) +2KClO 3(в) +12KOH (в) →3K 2 MnO 4(в) +2KCl (в) + 3K 2 SO 4(в) + 6H 2 O (ж)
2MnSO 4(в) +5PbO 2(т) +6HNO 3(в) →2HMnO 4(в) +3Pb(NO 3) 2(в) +2PbSO 4(в) +2H 2 O (ж)
Если in vitro Mn 2+ проявляет восстановительные свойства, то in vivo Mn 2+ восстановительные свойства выражены слабо за счёт стабилизирующего влияния биолигандов.
Соединения марганца (III). Соли трёхвалентного марганца окрашены в тёмный цвет и склонны к образованию комплексных солей (ацидокомплексов). Все соли марганца (III) малоустойчивы. В кислом растворе они легко восстанавливаются до солей марганца (II). В нейтральном растворе простые соли легко гидролизуются с образованием гидроксида Mn(III), который быстро переходит на воздухе в гидроксид марганца (IV). Гидроксид марганца (III) – Mn 2 O 3 ּН 2 О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски. Оксид марганца (III) при нагревании до температуры более 940 о С на воздухе или выше 1090 о С в токе кислорода переходит с смешанный оксид Mn 3 O 4 устойчивого состава, что используется в весовом анализе.
Соединения марганца (IV). Оксид Mn(IV) наиболее устойчивое при обычных условиях кислородное соединение марганца. MnO 2 и соответствующий ему гидроксид практически нерастворимы в воде.
MnO 2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность . В кислой среде он действует как сильный окислитель (+ 1,23 В), восстанавливаясь до Mn(II). На этом свойстве основан один из способов получения хлора:
MnO 2(т) + 4HCl (в) → MnCl 2(в) + Cl 2(г) + 2H 2 O (ж)
В щелочной среде под действием окислителей Mn(IV) окисляется до Mn(VI).
Гидроксид марганца (IV) проявляет амфотерный характер – кислотный и основной в равной степени.
Соли марганца (IV) неустойчивы и разлагаются в водных растворах с образованием солей Mn(II).
Соединения марганца (VI). Оксид шестивалентного марганца в свободном виде не выделен. Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:
3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .
Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:
3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .
Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде до Mn(II), а в нейтральной и щелочной средах – до MnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):
2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .
При нагревании выше 500 о С манганат (VI) распадается на продукты:
манганат (IV) и кислород:
2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .
Соединения марганца (VII). Оксид марганца (VII) – Mn 2 O 7 выделяется в виде темно-зеленой маслянистой жидкости при действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия:
2KMnO 4(т) + H 2 SO 4(к) = K 2 SO 4(в) + Mn 2 O 7(ж) + H 2 O (ж) .
Оксид марганца (VII) устойчив до 10 о С и разлагается со взрывом по схеме:
Mn 2 O 7(ж) →2MnO 2(т) + О 3(г) .
При взаимодействии Mn 2 O 7 с водой образуется марганцовая кислота HMnO 4 , которая имеет фиолетово-красную окраску:
Mn 2 O 7 (ж) + H 2 O (ж) = 2HMnO 4 (в) (только в виде ионов MnO 4 – и Н +) .
Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота , кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм 3 равна 93 %.
Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn 2 O 7 , горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.
Соли марганцовой кислоты называются перманганаты . Наиболее важным из них является перманганат калия, он является очень сильным окислителем. С его окислительными свойствами по отношению к органическим и неорганическим веществам часто приходится встречаться в химической практике.
Степень восстановления перманганат-иона зависит от характера среды:
кислая среда Mn (II) (соли Mn 2+)
MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B
Перманганат нейтральная среда Mn (IV) (оксид марганца (IV))
MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B
щелочная среда Mn (VI) (манганаты M 2 MnO 4)
MnO 4 - +ē = MnO 4 2- , Е 0 = +0.56 B
Как видно, наиболее сильные окислительные свойства перманганаты проявляют в кислой среде .
Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K 2 MnO 4 . Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, является MnO 2 (см. диспропорционирование).
При температуре около 250 о С перманганат калия разлагается по схеме:
2KMnO 4 (т) K 2 MnO 4 (т) + MnO 2 (т) + O 2 (г)
Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н 2 О 2 , подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН →2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2
Марганец – биологически активный микроэлемент, содержащийся в живых организмах. В организме человека содержится около 12 мг марганца, причём 43% этого количества находится в костях, а остальное – в мягких тканях. Он входит в состав ряда ферментов. Двухвалентный марганец усиливает каталитическую активность большого числа ферментов различных классов – трансфераз, гидролаз, изомераз. Фермент глутаминсинтетаза, содержащий марганец, катализирует биосинтез глутамина из глутаминовой кислоты и аммиака с участием АТФ. Ионы Mn 2+ стабилизируют конформацию нуклеиновых кислот, участвуют в процессах репликации ДНК, синтезе РНК и белка. Ионы Mn 3+ совместно с Fe 3+ входит в состав трансферина, супероксиддисмутазы и кислотной фосфатазы – в состав типичных металлопротеинов.
Марганец влияет на кроветворение, рост, размножение, минеральный, липидный и углеводный обмен, развитие скелета.
В токсикологии перманганат калия используется для качественного обнаружения метанола, новокаина, кокаина.
Раствор перманганата калия применяется качестве титранта при количественном определении восстановителей: Fe 2+ , C 2 O 4 2- , поли- и оксикарбоновых кислот, альдегидов, муравьиной, мочевой, аскорбиновой кислот методом прямого титрования и ряда окислителей (например, нитратов и нитритов)– методом обратного титрования.
Соединения марганца являются сильными ядами, действующими на центральную нервную систему, поражающими почки, лёгкие, сердце.
Общий обзор
Марганец - элемент VIIB подгруппы IV-го периода. Электронное строение атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 , наиболее характерные степени окисления в соединениях - от +2 до +7.
Марганец принадлежит к довольно распространенным элементам, составляя 0,1 % (массовая доля) земной коры. В природе встречается тoлько в виде соединений, основные минералы - пиролюзит (диоксид марганца MnO 2 .), гаусканит Mn 3 O 4 и браунит Mn 2 O 3 .
Физические свойства
Марганец - серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см 3 , температура плавления 1245 o С. Известны четыре кристаллические модификации марганца.
Химические свойства
Марганец – активный металл, ряду напряжений он находится между алюминием и цинком. На воздухе марганец покрывается тонкой оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. В мелкораздробленном состоянии марганец окисляется легко.
3Mn + 2O 2 = Mn 3 O 4 – при прокаливаии на воздухеВода при комнатной температуре действует на марганец очень медленно, при нагревании - быстрее:
Mn + H 2 O = Mn(OH) 2 + H 2Он растворяется в разбавленных соляной и азотной кислотах, а также в горячей серной кислоте (в холодной H 2 SO 4 он практически нерастворим):
Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2Получение
Марганец получают:
1. электролизом раствора MnSО 4 . При электролитическом методе руду восстанавливают, а затем растворяют в смеси серной кислоты с сульфатом аммония. Получающийся раствор подвергают электролизу.
2. восстановлением из его оксидов кремнием в электрических печах.
Применение
Марганец применяется:
1. в производстве легированных сталей. Марганцовистая сталь, содержащая до 15 % марганца, обладает высокими твердостью и прочностью.
2. марганец входит в состав ряда сплавов на основе магния; он повышает их стойкость против коррозии.
Оксиды магранца
Марганец образует четыре простых оксида - MnO , Mn 2 O 3 , MnO 2 и Mn 2 O 7 и смешанный оксид Mn 3 O 4 . Первые два оксида обладают основными свойствами, диоксид марганца MnO 2 амфотерен, а высший оксид Mn 2 O 7 является ангидридом марганцовой кислоты HMnO 4 . Известны также производные марганца (IV), но соответствующий оксид MnO 3 не получен.
Соединения марганца (II)
Степени окисления +2 соответствуют оксид марганца (II) MnO , гидроксид марганца Mn(OH) 2 и соли марганца (II).
Оксид марганца(II) получается в виде зеленого порошка при восстановлении других оксидов марганца водородом:
MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 Oили при термическом разложении оксалата или карбоната марганца без доступа воздуха:
MnC 2 O 4 = MnO + CO + CO 2 MnCO 3 = MnO + CO 2При действии щелочей на растворы солей марганца (II) выпадает белый осадок гидроксидa марганца Mn(OH)2:
MnCl 2 + NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaClНа воздухе он быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца(IV) Mn(OH)4:
2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O =2 Mn(OH) 4Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах:
Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 OСоли при марганца (II) образуются при растворении марганца в разбавленных кислотах:
Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2 - при нагреванииили при действии кислот на различные природные соединения марганца, например:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 OВ твердом виде соли марганца (II) розового цвета, растворы этих солей почти бесцветны.
При взаимодействии с окислителями все соединения марганца (II) проявляют восстановительные свойства.
Соединения марганца (IV)
Самым устойчивым соединением марганца (IV) является темно-бурый диоксид марганца MnO 2 . Он легко образуется как при окислении низших, так и при восстановлении высших соединений марганца.
MnO 2 - амфотерный оксид, но и кислотные, и основные свойства выражены у него очень слабо.
В кислой среде диоксид марганца –сильный окислитель. При нагревании сконцентрированными кислотами идут реакции:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 Oпричем на первой стадии во второй реакции сначала образуется неустойчивый хлорид марганца (IV), который затем распадается:
MnCl 4 = MnCl 2 + Cl 2При сплавлении MnO 2 со щелочами или основными оксидами получают манганиты, например:
MnO 2 +2KOH = K 2 MnO 3 + H 2 OПри взаимодействии MnO 2 с концентрированной серной кислотой образуется сульфат марганца MnSO 4 и выделяется кислород:
2Mn(OH) 4 + 2H2SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 6H 2 OВзаимодействие MnO 2 с более сильными окислителями приводит к образованию соединений марганца (VI) и (VII), например при сплавлении с хлоратом калия образуется манганат калия:
3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K2MnO 4 + KCl + 3H 2 Oа при действии диоксида полония в присутствии азотной кислоты – марганцевая кислота:
2MnO 2 + 3PoO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3Po(NO 3) 2 + 2H 2 OПрименение MnO 2
В качестве окислителя MnO 2 применяют при получении хлора из соляной кислоты и в сухих гальванических элементах.
Соединения марганца(VI) и (VII)
При сплавлении диоксида марганца с карбонатом и нитратом калия получается зеленый сплав, из которого можно выделить темно-зеленые кристаллы манганата калия K 2 MnO 4 - соли очень нестойкой марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 :
MnO 2 + KNO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2в водном растворе манганаты самопроизвольно превращаются в соли марганцовой кислоты HMnO4 (перманганаты) с одновременным образованием диоксида марганца:
3K 2 MnO 4 + H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOHпри этом цвет раствора меняется с зеленого на малиновый и образуется темно-бурый осадок. В присутствии щелочи манганаты устойчивы, в кислой среде переход манганата в перманганат происходит очень быстро.
При действии сильных окислителей (например, хлора) на раствор манганата последний полностью превращается в перманганат:
2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2KMnO 4 + 2KClПерманганат калия KMnO 4 - наиболее известная соль марганцовой кислоты. Представляет собой темно-фиолетовые кристаллы, умеренно растворимые в воде.Как и все соединения марганца (VII), перманганат калия - сильный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа(II) в соли железа (III), сернистую кислоту окисляет в серную, из соляной кислоты выделяет хлор и т. д.
В окислительно-восстановительных реакциях KMnO 4 (ион MnO 4 - )может восстанавливаться в различной степени. В зависимости от рН среды продукт восстановления может представлять собою ион Mn 2+ (в кислой среде), MnO 2 (в нейтральной или в слабо щелочной среде) или ион MnO4 2- (в сильно щелочной среде), например:
KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O - в сильнощелочной среде 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O = 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH – в нейтральной или слабощелочной 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O – в кислой средеПри нагревании в сухом виде перманганат калия уже при температуре около 200 o С разлагается согласно уравнению:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2Соответствующая перманганатам свободная марганцовая кислота HMnO 4 в безводном состоянии не получена и известна только в растворе. Концентрацию ее раствора можно довести до 20%. HMnO 4 - очень сильная кислота, в водном растворе полностью диссоциированная на ионы.
Оксид марганца (VII), или марганцовый ангидрид, Mn 2 O 7 может быть получен действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
Марганцовый ангидрид - зеленовато-бурая маслянистая жидкость. Очень неустойчив: при нагревании или при соприкосновении с горючими веществами он со взрывом разлагается на диоксид марганца и кислород.
Как энергичный окислитель перманганат калия широко применяют в химических лабораториях и производствах, он служит также дезинфицирующим средством, Реакцией термического разложения перманганата калия пользуются в лаборатории для получения кислорода.
Автор Химическая энциклопедия г.р. И.Л.Кнунянц
МАРГАНЦА ОКСИДЫ
:
MnО, Mn 2 О 3 , MnО 2 , Mn 3 О 4 ,
Mn 2 О 7 , Mn 5 О 8 . Кроме Mn 2 О 7 ,
все оксиды - кристаллы, не растворим в воде. При нагревании высших оксидов отщепляется
О 2 и образуются низшие оксиды:
При выдерживании на воздухе или в атмосфере О 2 выше 300 °С MnО и Mn 2 О 3 окисляются до MnО 2 .
Безводные и гидратир. оксиды Mn входят в состав марганцевых и железо-марганцевых руд в виде минералов пиролюзита b -MnО 2 , псиломелана mМО* nMnО 2 * хН 2 О [М = Ва, Са, К, Mn(Н)], манганита b -MnOOH (Mn 2 О 3 * Н 2 О), гроутита g -MnOOH, браунита 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3 и др. с содержанием MnО 2 60-70%. Переработка марганцевых руд включает мокрое обогащение и последующей химический выделение оксидов MnО 2 или Mn 2 О 3 методами сульфитизации и сульфатизации, карбонизации, восстановит. обжига и др.
Монооксид MnО (минерал манганозит). До - 155,3 °С устойчива гексагoн. модификация, выше - кубическая (см. табл.). Полупроводник. Антиферромагнетик с точкой Нееля 122 К; магн. восприимчивость + 4,85* 10 - 3 (293 К). Обладает слабоосновными свойствами; восстанавливается до Mn водородом и активными металлами при нагревании. При взаимодействие MnО с кислотами образуются соли Mn(II), с расплавом NaOH при 700-800°С и избытке O 2 - Na 3 MnO 4 , при действии (NH 4) 2 S - сульфид MnS. Получают разложением Mn(OH) 2 , Mn(C 2 O 4), Mn(NO 3) 2 или MnСО 3 в инертной атмосфере при 300 °С, контролируемым восстановлением MnО 2 или Mn 2 О 3 водородом или СО при 700-900 °С. Компонент ферритов и др. керамич. материалов, шлака для десульфуризации металлов, микроудобрений, катализатор дегидрогенизации пиперидина, антиферромагн. материал.
Сесквиоксид Mn 2 О 3 существует в двух модификациях - ромбич. a (минерал курнакит) и кубич. b (минерал биксбиит), температура перехода a : b 670 °С; парамагнетик, магн. восприимчивость +1,41 10 - 5 (293 К); восстанавливается Н 2 при 300°С до MnО, алюминием при нагревании - до Mn.
Под действием разбавленый H 2 SO 4 и HNO 3 переходит в MnО 2 и соль Mn(II). Получают Mn 2 О 3 термодинамически разложением MnООН.
Оксид марганца (II, III) Mn 3 О 4 (минерал гаусманит); a -Mn 3 О 4 при 1160°С переходит в b -Mn 3 О 4 с кубической кристаллич. решеткой; D H 0 перехода a : b 20,9 кДж/моль; парамагнетик, магн. восприимчивость + 1,24* 10 - 5 (298 К). Проявляет химический свойства, присущие MnО и Mn 2 О 3 .
Диоксид MnО 2 - самое распространенное соединение Mn в природе; наиболее устойчива b -модификация (минерал пиролюзит). Известны ромбич. g -MnО 2 (минерал рамсделит, или полианит), а также a , d и e , рассматриваемые как твердые растворы различные форм MnО 2 . Парамагнетик, магн. восприимчивость + 2,28* 10 - 3 (293 К). Диоксид Mn - нестехиометрич. соединение, в его решетке всегда наблюдается недостаток кислорода. Амфотерен. Восстанавливается Н 2 до MnО при 170°С. При взаимодействие с NH 3 образуются Н 2 О, N 2 и Mn 2 О 3 . Под действием О 2 в расплаве NaOH дает Na 2 MnO 4 , в среде конц. кислот - соответствующие соли Mn(IV), H 2 O и О 2 (или Cl 2 в случае соляной кислоты). Получают MnО 2 разложением Mn(NO 3) 2 или Mn(ОН) 2 при 200°С на воздухе, восстановлением КMnО 4 в нейтральной среде, электролизом солей Mn(II). Применяют для получения Mn и его соединение, сиккативов, как деполяризатор в сухих элементах, компонент коричневого пигмента (умбры) для красок, для осветления стекла, как реагент для обнаружения Cl - , окислитель в гидрометаллургии Zn, Cu, U, компонент катализатора в гопкалитовых патронах и др. Активный MnО 2 , получаемый взаимодействие водных растворов MnSO 4 и КMnО 4 , -окислитель в органическое химии.
Оксид марганца (VII) Mn 2 О 7 (гептаоксид димарганца, марганцевый ангидрид) - маслянистая зеленая жидкость; температура плавления 5,9 °С; плотность 2,40 г/см 3 ; D H 0 обр -726,3 кДж/моль. Выше 50 °С при медленном нагревании начинает разлагаться с выделением О 2 и образованием низших оксидов, а при более высоких температурах или высоких скоростях нагревания взрывается; крайне чувствителен к механические и тепловым воздействиям. Сильный окислитель; при контакте с Mn 2 О 7 горючие вещества воспламеняются. МАРГАНЦА ОКСИДЫб. получен при взаимодействии КMnО 4 с H Z SO 4 на холоду.
Оксид Mn 5 О 8 , или Mn 2 II (Mn IV О 4) 3 , - твердое вещество; не растворим в воде; может быть получен окислением MnО или Mn 3 О 4 ; легко разлагается на MnО 2 и О 2 .
Из гидроксидов Mn стехиометрич. соединение являются только Mn(ОН) 2 , MnО(ОН) и НMnО 4 , другие представляют собой гидратир. оксиды переменного состава, близкие по химический свойствам соответствующим оксидам. Кислотные свойства гидроксидов увеличиваются с возрастанием степени окисления Mn: Mn(ОН) 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.
Гидроксиоксид Mn(III) MnO(OH) известен в двух модификациях; при 250 °С в вакууме обезвоживается до g -Mn 2 О 3 ; в воде не раств. Прир. манганит не разлагается HNO 3 и разбавленый H 2 SO 4 , но медленно реагирует с H 2 SO 3 , искусственно полученный легко разлагается минеральных кислотами; окисляется О 2 до b -MnО 2 . См. также Манганаты.
МАРГАНЦА ОКСИДЫо. токсичны; ПДК см. в ст. Марганец.
Химическая энциклопедия. Том 2 >>
Получение марганца
Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn 2 O 3 , образующийся при прокаливании пиролюзита:
Химические свойства
При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде:
Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:
При этом слой образующегося гидроксида марганца замедляет реакцию.
Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды.
Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn 3 C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.
C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению:
С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:
С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:
В щелочном растворе марганец устойчив.
Оксиды и гидроксида марганца
Оксиды | MnO | Mn 2 O 3 | MnO 2 | (MnO 3) | Mn 2 O 7 |
Свойства | ярко выраженные основные | основные | амфотерные | кислотные | Сильно кислотные |
Гидроксиды | Mn(OH) 2 | Mn(OH) 3 | Mn(OH) 4 H 2 MnO 3 | H 2 MnO 4 | HMnO 4 |
Свойства | ярко выраженные основные | основные | амфотерные | кислотные | сильно кислотные |
Названия | гидроксид марганца (II); солиMn(II) | гидроксид марганца (III); солиMn(III) | гидроксид марганца (IV); манганаты(IV) | Марганцевая (VI) кислота; манганаты(VI) | марганцевая (VII)кислота;перманганаты |
Оксиды и гидроксиды марганца
Соединения марганца (II). Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют только основные свойства. Они нерастворимы в воде, но легко растворяются в кислотах с образованием солей двухвалентного марганца.
Большинство солей двухвалентного марганца хорошо растворимы в воде и подвергаются гидролизу по катиону. К труднорастворимым солям относятся средние соли – сульфид, фосфат и карбонат.
В кристаллическом состоянии соли марганца (II) имеют слабо розовую окраску, в водных растворах – практически бесцветны.
Гидроксид двухвалентного марганца образуется косвенным путём – действием щёлочи на растворы солей. В момент образования образуется белый осадок (чаще наблюдаемый как телесный), который на воздухе постепенно буреет под действием кислорода воздуха:
2Mn(OH) 2(т) + 2Н 2 О (ж) + О 2(г) → 2Mn(OH) 4(т) .3MnSO 4(в) +2KClO 3(в) +12KOH (в) →3K 2 MnO 4(в) +2KCl (в) + 3K 2 SO 4(в) + 6H 2 O (ж)
2MnSO 4(в) +5PbO 2(т) +6HNO 3(в) →2HMnO 4(в) +3Pb(NO 3) 2(в) +2PbSO 4(в) +2H 2 O (ж) .
Оксид марганца (II) MnO
- твердое вещество зеленого цвета - можно получить восстановлением оксида марганца (IV) в токе водорода:
MnO2+Н2=MnO+Н2О
MnO
- типичный основной оксид, с водой в реакцию не вступает. Ему соответствует гидроксид марганца (II), Mn(ОН)2, представляющий собой слабое основание. В виде осадка телесного цвета выпадает при взаимодействии щелочей с солями марганца (II):
MnСl2+2NaOH=Mn(OH)2¯+2NaCl
Mn(OH)2+2HCl=MnСl2+2H2O
Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn3(PO4)2, MnS, MnCO3.
Соединения марганца (III). Соли трёхвалентного марганца окрашены в тёмный цвет и склонны к образованию комплексных солей (ацидокомплексов). Все соли марганца (III) малоустойчивы . В кислом растворе они легко восстанавливаются до солей марганца (II). В нейтральном растворе простые соли легко гидролизуются с образованием гидроксида Mn(III), который быстро переходит на воздухе в гидроксид марганца (IV). Гидроксид марганца (III) –Mn 2 O 3 ּН 2 О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда).
Получение
В природе встречаются минералы браунит, курнакит и биксбиит - оксид марганца с различными примесями.
Окисление оксида марганца(II):
Восстановление оксида марганца(IV):
Соединения марганца (IV). Оксид Mn(IV) наиболее устойчивое при обычных условиях кислородное соединение марганца.MnO 2 и соответствующий ему гидроксид практически нерастворимы в воде.
Получение оксида марганца 4:
· В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия.
4KMnO4→4MnO2+2K2O+3O2
· но реакция, в действительности, следует по уравнению:
2KMnO4→MnO2+K2MnO4+O2
· Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода.
2KMnO4+H2O2→2KOH+2MnO2+2O2
· При температуре выше 100 °C перманганат калия восстанавливается водородом:
2KMnO4+2H2→K2MnO4+MnO2+2H2O
Химические свойства
1)При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты:
2) Хлорид марганца(II) – в безводном состоянии представляет собой листочки светло-розового света и получается при обработке марганца, его оксида или карбоната сухим хлороводородом
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (по этой реакции в лабораториях получают хлор)
MnCO 3 + 2HCl = MnCl 2 + CO 2 + H 2 O
3) MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (реакция идет при сплавлении)
4) 2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O.
Гидроксид марганца (IV) проявляет амфотерный характер – кислотный и основной в равн Диоксид марганца в лаборатории можно получить прокаливанием на воздухе Mn(NO 3) 2:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Соединения марганца (VI). Оксид шестивалентного марганца в свободном виде не выделен. Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:
3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .
Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:
3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .
Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде доMn(II), а в нейтральной и щелочной средах – доMnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены доMn(VII):
2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .
При нагревании выше 500 о С манганат (VI) распадается на продукты:
манганат (IV) и кислород:
2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .
Соединения марганца (VII). Оксид марганца (VII) – Mn 2 O 7 выделяется в виде темно-зеленой маслянистой жидкости при действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия:
2KMnO 4(т) + H 2 SO 4(к) = K 2 SO 4(в) + Mn 2 O 7(ж) + H 2 O (ж) .
Оксид марганца (VII) устойчив до 10 о С и разлагается со взрывом по схеме:
Mn 2 O 7(ж) →2MnO 2(т) + О 3(г) .
При взаимодействии Mn 2 O 7 с водой образуется марганцовая кислотаHMnO 4 , которая имеет фиолетово-красную окраску:
Mn 2 O 7(ж) + H 2 O (ж) = 2HMnO 4(в) (только в виде ионов MnO 4 – и Н +) .
Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота , кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм 3 равна 93 %.
Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействуетMn 2 O 7 , горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются. Оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 – марганцевый ангидрид представляет собой зелено-бурое тяжелое масло, получающееся при действии концентрированной серной кислоты на твердый перманганат калия:
2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
Соли марганца
1)Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция:
2) При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):
3) Под действием сильных окислителей ион Mn 2+ переходит в ион MnO 4 − :
4) Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н 2 О 2 , подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2
5)Перманганаты как в кислой, так и в щелочной средах окисляют органические вещества:
· 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5C 2 H 5 OH → 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5CH 3 COH + 8H 2 O
· 4KMnO 4 + 2NaOH + C 2 H 5 OH → MnO 2 ↓ + 3CH 3 COH + 2K 2 MnO 4 +Na 2 MnO 4 + 4H 2 O
6) MnSO 4 + 2NaOH → Mn(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
7) Все соли марганца (II) в ОВР, протекающих в растворах, являются восстановителями:
3Mn(NO 3) 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + 4HNO 3 + 2KNO 3
8) Соли марганца (II) не гидролизуются, образуя прочные аквакомплексы:
Mn 2+ + 6H 2 O → 2+
MnCl 2 + 6H 2 O → Cl 2
9) Mn(CN) 2 – нерастворимое соединение белого цвета, за счет комплексообразования растворяется в присутствии KCN:
4KCN + Mn(CN) 2 = K 4 гексоцианоманганат калия
Аналогично:
4KF + MnF 2 = K 4
2KCl + MnCl 2 = K 2
Применение цветов: