Марганец -общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Марганец — элемент 4-го периода и VII B-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [₁₈Аr]Зd⁵4s²; характерные степени окисления + VII,+ VI, +IV, +III, +II и 0.

Шкала степеней окисления марганца:

+7 — Mn₂O₇ , MnO₄^— ,HMnO₄,KMnO₄

+ 6 — MnO₄^2-, K₂MnO₄

+4 — MnO₂, Mn(SO₄)₂ ,MnF₄,K₃[MnF₆]

+3 — Mn₂O₃, MnO(OH),Mn₂(SO₄)₃ ,MnF₃, K₃[MnF₆]

+ 2 — Mn²⁺, MnO, Mn(OH)₂, MnSO₄ ,MnCl₂

0 — Mn

По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Мg) и неметаллами (F, O,N, Cl). Соединения Мn^‖‖ — оксид и гидроксид — проявляют основные свойства, соединения Мn^‖‖‖ и Мn ^IV — амфотерные свойства, для соединений Мn^VI и Мn^VII характерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.

Пиролюзит (минерал марганца) был известен людям еще с древних времен, он использовался нашими предками для осветления стекла, получаемого варкой. До 1774 г. пиролюзит считали разновидностью магнитного железняка. И только в 1774 г. швед К. Шееле догадался, что в пиролюзите присутствует неизвестный тогдашней науке металл, после чего Ю. Ган получил металлический марганец, нагревая пиролюзит в печке с углем. Свое название «марганец» получил в начале 19 века (от немецкого Manganerz — марганцевая руда).

Марганец занимает 14-е место среди всех химических элементов по распространенности в земной коре. Больше всего марганца содержится в основных породах. Самостоятельные месторождения марганца крайне редки, чаще этот металл сопутствует железу во многих его рудах. Достаточно много марганца содержится в железо-марганцевых конкрециях, расположенных в донной части Мирового океана.

Минералы, богатые марганцем:

· пиролюзит - MnO₂· n H₂O

· манганит - MnO(OH)

· марганцевый шпат - MnCO₃

· браунит - 3Mn₂O₃·MnSiO₃

Марганец Мn. Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.

При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:

Mn →(O₂, до450^oC) MnO₂ →(O₂, до 800^oC) Mn₂O₃

Mn→ MnO+(Mn^IIMn₂ ^II)O₄ «окалина» (O₂, выше 800^oC)

Mn+Cl₂→MnCl_2, (200^oC) Mn+S→ MnS (до1580^oC)

В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот НCl и Н₂SO₄ вытесняет водород:

Мn _{(порошок)} + 2Н⁺ = Мn²⁺ + Н₂↑

Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):

Мn + 2Н₂SO_{4 (конц.)} = МnSO₄ + SO₂↑+ 2Н₂O

3Мn + 8HNO_{3 (разб.)} = 3Мn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂O

Получение марганца в промышленности — восстановление пиролюзита МnO₂ или гаусманита (Мn^IIMn^III)O₄ коксом или алюминием:

МnO₂ + С _(кокс) = Мn + СO₂ (600 °С)

3(Мn^II Mn^III)O₄ + 8Аl = 9 Мn + 4А1₂O₃(700-900 °С)

Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца (II), например:

2MnSO₄+2H₂O→ 2Mn↓+ O₂↑+2H₂SO₄ (40^oC, электролиз)

Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец (> 70 % Мn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.

Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.

Оксид марганца (IV) МnO₂. Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата МnO₂ nН₂O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и Н₂SO₄, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.

Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.

Уравнения важнейших реакций:

4МnO₂ = 2Мn₂O₃ + O₂ (530-585 °С)

2МnO₂ + 2Н₂SO_4(конц.) = МnSO₄ + O₂↑ + 2Н₂O (кипячение)

МnO₂ + 4НСl_(конц.) = МnСl₂ + Сl₂↑ + 2Н₂O

МnO₂ + Н₂SO_{4 (гор.)} + КNO₂ = МnSO₄ + КNO₃ + Н₂O

МnO₂ + 2Н₂SO₄ + 2FeSO₄ = МnSO₄ + Fе₂(SO₄)₃ + 2Н₂O

МnO₂ + 2КОН + КNO₃ = К₂MnO₄ + KNO₂ + Н₂O (350-450 °С)

3МnO₂ + 3К₂CO₃ + КСlO₃ = 3К₂MnO₄+ КСl + 3CO₂ (400 °С)

В природе самое распространенное соединение марганца — минерал пиролюзит.

Манганат калия К₂MnO₄. Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением О₂. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону МnO₄^2-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро — при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

Качественная реакция — появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO₄.

Уравнения важнейших реакций:

3K₂MnO_4(конц) +2H₂O→(t) 2KMnO₄+MnO₂↓+4KOH

3K₂MnO_4(разб)+4HCl=2KMnO₄+MnO₂↓+2H₂O+4KCl

K₂ MnO₄ +8HCl_(конц)=MnCl₂+2Cl₂↑+4H₂O+2KCl

3K₂MnO₄+2H₂O+4CO_2(г)=2KMnO₄+MnO₂↓+4KHCO₃

2K₂ MnO₄+Cl_{2(насыщ)}=2KMnO₄+2KCl

2K₂MnO₄+2H₂O→ H₂↑+2KMnO₄+KOH (электролиз)

Получение: сплавление МnO₂ с сильными окислителями (KNO₃, КClO₃).

Перманганат калия КМnO₄. Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (интенсивно-фиолетовая окраска раствора отвечает иону МnO₄), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до Мn^II, в нейтральной среде – до Mn ^IV в сильнощелочной среде — до Мn^VI

Качественная реакция на ион МnO₄ — исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.

Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике. Уравнения важнейших реакций:

2КMnO₄= К₂MnO₄ + МnO₂ + O₂ (200—240°С)

4КМnO₄ + 2Н₂O→МnO₂↓+ 3O₂↑ + 4КОН (t)

2КМnO_4(т) + 16НСl_(конц.) = 2МnСl₂ + 5Сl₂↑ + 8Н₂O + 2КСl (80°С)

2КМnO_4(т) + 2Н₂SO_{4 (96%)} = 2КНSO₄ + Мn₂O₇ + Н₂O (на холоду)

4КМnO_{4 (насыщ.)} + 4КОН _(15%) = 4К₂МnO₄+ O₂↑ + 2Н₂O (100 °С)

2КМnO₄ + 2(NН₃• Н₂O)= 2МnO₂↓ + N₂↑ + 4Н₂O+ 2КОН (50 °С)

2МnO₄^— + 16Н⁺ +10I^— = 5I₂+2Мn²⁺ + 8Н₂O

2МnO₄^— + 6Н⁺ + 5Н₂O_{2 (разб.)} = 2Мn²⁺ + 5O₂↑+ 8Н₂O

2МnO₄^— + 6Н⁺ + 5SO₃^2- =2Мn²⁺ + 5SO₄^2- + 3Н₂O

МnO₄^— + 8Н⁺ + 5Fе²⁺ = Мn²⁺ + 5Fе³⁺ + 4Н₂O

2МnO₄^— + 6Н⁺ + 5NO₂^— = 2Мn²⁺ + 5NО₃^— + 3Н₂O

2МnO₄^— + 3Н₂S _{(насыщ.)} = 2МnO₂↓ + 3S↓ + 2Н₂O + 2OН^—

2МnO₄^— + Н₂O + 3SO₃^2- = 2МnO₂↓ + 3SO₄^2-+ 2OH^—

2МnO₄^— + 2Н₂O + 3Мn²⁺ = 5МnO₂↓ + 4Н⁺ (50-80 °С)

2МnO₄^— + 2OH^— _(конц.) + SO₃^2- = 2МnO₄^2-+ SO₄^2- + Н₂O

Получение — электролиз раствора К₂MnO₄