Известны оксиды марганца в степенях окисления +2, +4, +7 и смешанные оксиды Mn3O4, Mn2O3. С ростом степени окисления основные свойства ослабевают, а кислотные свойства усиливаются, повышается окислительная активность. Низшие оксиды Tc и Re неустойчивы и малоизучены.
Оксид марганца (II) MnО – основный оксид. Это нерастворимое в воде кристаллическое вещество зеленого цвета. Взаимодействует с кислотами:
MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O.
MnO получают разложением солей:
MnCO3 = MnO + CO2.
MnO используют в лабораториях для удаления примесей кислорода из инертных газов:
2MnO + O2 = 2MnO2.
Гидроксид марганца (II) Mn(OH)2 – слабое основание, немного растворимое в воде. Взаимодействует с кислотами:
Mn(OH)2 + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O.
Гидроксид Mn(OH)2легко окисляется кислородом воздуха. MnO и Mn(OH)2 проявляют востановительные свойства:
4Mn(OH)2 + 2O2 + 4H2O = 4Mn(OH)4 или (MnO2 n H2O).
белый коричневый
Mn(OH)2 получают в виде белого осадка из солей реакцией обмена:
MnSO4 + 2KOH = Mn(OH)2↓ + K2SO4.
Оксиды Mn2O3, Mn3O4 можно рассматривать как соли метамарганцеватистой (Н2MnO3) и ортомарганцеватистой (H4MnO4) кислот. Оксиды содержат Mn в степенях окисления +2 и +4:
Mn2O3 ® Mn+2Mn+4O3 – метаманганит марганца (П);
Mn3O4 ® Mn Mn+4O4 – ортоманганит марганца (П).
Доказательством смешанного характера оксидов является взаимодействие с азотной кислотой:
Mn2O3 + 2НNO3 = Mn+2(NO3)2 + Mn+4O2 + H2O.
Mn2O3, Mn3O4 получают при нагревании MnO2:
4MnO2 2Mn2O3 + O2; 6Mn2O3 4Mn3O4 + O2..
Оксиды марганца, технеция, рения (IV) МеО2. известны для всех рассматриваемых металлов. MnO2, TcO2, ReO2 – не растворимые в воде твердые вещества черного цвета.
МеО2 устойчивы, инертны по отношению к разбавленным растворам кислот и щелочей. TcO2 – самый устойчивый оксид технеция, ReO2 – менее устойчив, при нагревании диспропорционирует на Re2O7 и Re.
Оксиды МеО2 – слабоамфотерны, с преобладанием кислотных свойств у MnO2. Взаимодействуют со щелочами в концентрированных растворах и расплавах:
MnO2 + 2KOH = K2Mn+4O3 + H2O (манганит калия);
ReO2 + 2NaOH = Na2Re+4O3 + H2O (ренит натрия).
MnO2, как соединение в промежуточной степени окисления марганца, проявляет окислительно-восстановительную двойственность, однако окислительные свойства для него более характерны:
MnO2 + 4H+ = Mn2+ + 2H2O; E = +1,23 B.
Поэтому при взаимодействии с кислотами при нагревании MnO2 не образует катиона Mn+4, а проявляет окислительные свойства:
MnO2 + 4HCl(конц) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O.
Эта реакция используется для получения хлора в лаборатории.
Диоксид марганца широко используют в качестве окислителя в химических источниках тока.
В реакциях с более сильными окислителями MnO2 проявляет восстановительные свойства, переходит в соединение Mn (VI) или (VII):
3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O.
Для TcO2 и ReO2 окислительные свойства не характерны:
ReO2 + 6HCl = H2[ReCl6] + 2H2O.
Получают MnO2 разложением нитрата Mn (II):или Mn2O7:
Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2;
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.
TcO2 и ReO2 получают разложением солей:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
Гидроксиды Ме(ОН)4. Формула Ме(ОН)4 – условна, это соединения переменного состава, им соответствует формула МеО2 × n Н2О.
Ме(ОН)4 – очень слабые, нерастворимые гидроксиды бурого цвета, обладающие амфотерными свойствами. Mn(OH)4 рассматривают чаще как марганцоватистую кислоту – H2MnO3. Mn(OH)4 со щелочами образует манганиты:
Mn(OH)4 + 2KOH = K2 Mn+4O3 + 3H2O (метаманганит калия);
Mn(OH)4 + 4KOH = K4Mn+4O4 + 4H2O (ортоманганит калия).
C концентрированной серной кислотой Mn(OH)4 образует нестойкую соль:
Mn(OH)4 + 2H2SO4 ® Mn(SO4)2 + 4H2O.
Гидратированный оксид MnO2 × n H2O является еще более сильным окислителем, чем безводный MnO2.
Получают Mn(OH)4 окислением соединений марганца (II):
4Mn(OH)2 + 2O2 + 4H2O ® 4Mn(OH)4 или (MnO2 × n H2O),
восстановлением KMnO4 в нейтральной или слабощелочной среде:
2KMnO4 + 4H2O + 6KI ® 2MnO2 + 3I2 + 8KOH.
Оксид марганца (VI) MnO3 – кислотный оксид. MnO3 и соответствующая ему марганцовистая кислота H2MnO4, вследствие их нестойкости, не выделены. При получении они мгновенно разлагаются.
Соли H2MnO4 – манганаты, темно-зеленые кристаллы, получают сплавлением MnO2 со щелочами в присутствии окислителей:
2MnO2 + 4KOH + O2 2K2MnO4 + 2H2O (манганат калия).
Манганаты в водных растворах существуют только в сильнощелочной среде, в нейтральной и слабокислой среде диспропорционируют:
3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH.
Соединения Mn+6 являются сильными окислителями и легко восстанавливаются до MnO2 (в щелочной среде) или солей Mn+2 (в кислой среде). Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в перманганаты:
2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl;
MnO + e – = MnO , E = 0,56 B;
Cl2 + 2 e – = 2Cl–, Е = 1,36 В.
Оксиды марганца, технеция, рения (VII) Mе2O7 – кислотные оксиды, легко растворяются в воде с образованием марганцовой, технециевой, рениевой кислот:
Mn2O7 Tc2O7 R2O7
черно-зеленая желтый желтый
маслянистая жидкость кристаллические вещества
Mn2O7 – термически неустойчив, разлагается при ударе или нагревании:
2Mn2O7 ® 4MnO2 + 3O2
Гидроксиды HMeO4 – сильные кислоты. В ряду HMnO4, HTcO4, HReO4 происходит усиление устойчивости и ослабление кислотных свойств:
HMnO4 HTcO4 HReO4
HMnO4 наименее устойчива, в свободном виде не получена, существует только в растворах с массовой долей HMnO4 не более 20%. При большей концентрации HMnO4 разлагается:
4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.
Кислотам HЭO4 соответствуют соли: перманганаты (фиолетовые), пертехнаты (красно-желтые), перренаты (бесцветные).
Твердые перманганаты термически неустойчивы, разлагаются при нагревании:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2.
Эта реакция используется для получения О2 в лаборатории.
Mn2O7, HMnO4 и перманганаты – сильные окислители.
В зависимости от кислотности среды возможны следующие схемы восстановления ионов MnO41–:
(pH < 7) MnO + 8H+ + 5 e – = Mn+2 + 4H2O; E = 1,51 B;
(наблюдается обесцвечивание раствора)
(рН » 7) MnO + 2H2O + 3 e – = MnO2 + 4OH-, E = 1,23 B;
(образуется бурый осадок)
(рН >12,5) MnO + e – = MnO42–; E = 0,56 B.
(образуется зеленый раствор)
Как видно из приведенных значений E окислительные свойства перманганата наиболее сильно проявляются в кислой среде.
Производные Тс (VII) и Re (VII) устойчивы при нагревании, являяются слабыми окислителями, т. к. находятся в характерной для них степени окисления.
Получают Mn2O7 по реакции:
2KMnO4 + H2SO4(конц) = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.
Tc2O7, Re2O7 получают при окислении соответствующих элементов кислородом. Перманганаты в промышленности получают электрохимическим окислением манганатов:
MnO – e – = MnO .
В лаборатории их получают окислением солей марганца (II) сильными окислителями:
2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4.
Mn образует соли со всеми известными кислотами. Ионы Mn2+ в растворе существуют в виде гидратных комплексов [Mn(H2O)6]2+, [Mn(H2O)4]2+. Из водных растворов они кристаллизуются в виде кристаллогидратов: Mn(NO3)2 × 6Н2О, Mn(ClO4)2 × 6H2O, MnSO4 × 7H2O.
Растворимы все соли марганца, кроме MnCO3, MnS, Mn3(PO4)2. Растворимые соли марганца (II) подвергаются гидролизу:
MnCl2 + H2O ⇄ MnOHCl + HCl;
Mn2+ + H2O ⇄ MnOH+ + H+.
Соли Mn2+ проявляют восстановительные свойства. В кислой среде окисление Mn2+ сопровождается образованием MnO2, под действием сильных окислителей образуются перманаганаты:
2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 +2H2O.
В сильнощелочной среде образуются манганаты:
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O.
Комплексные соединения. Для Mn2+ менее характерно комплексообразование, чем для других d- элементов. Это связано с электронной конфигурацией d 5 иона Mn2+. В высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d- орбитали:
В результате на орбиталях содержатся d- электроны как с высокой, так и с низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием поля лигандов, равен нулю.
Координационное число марганца равно 6. В водных растворах ионы Mn2+ образуют октаэдрический аквакомплекс [Mn(H2О)6]2+. При действии избытка водного раствора аммиака на растворы солей Mn2+ oсаждается гидроксид Mn(ОН)2, амминокомплексы не образуются. При действии цианидов на соли Mn2+ образуются комплексы, содержащие ионы [Mn(СN)6]4–, которые легко окисляются на воздухе:
Mn(CN)2 + 4KCN = K4[Mn(CN)6].
Как обычно, комплексообразование стабилизирует неустойчивые в водном растворе состояния окисления. Так, могут быть получены в кристаллическом состоянии галогеноманганаты M2+[Mn+3F5], M2+[Mn+3Cl5], M2+[Mn+4F6], M2+[Mn+4Cl6]. Ионы [MnГ6]2– имеют октаэдрическое строение.
Mn, Tc, Re образуют двухядерные карбонилы Ме2(СО)10 кластерного типа со связью металл-металл. Это летучие кристаллические вещества.
Биогенная роль марганца
Из элементов VII Б группы только марганец является биогенным элементом и одним из десяти металлов жизни, необходимых для нормального протекания процессов в живых организмах.
Установлено, что марганец участвует в основных нейрохимических процессах в центральной нервной системе, в образовании костной и соединительной тканей, регуляции жирового и углеводного обмена, обмене витаминов. Марганец оказывает влияние на процессы кроветворения и иммунную защиту организма. Укушенного каракуртом (ядовитым среднеазиатским пауком) человека можно спасти, если ввести ему внутривенно раствор сульфата марганца.
В крови человека и большинства животных содержание марганца составляет около 0,02 мг/л. Суточная потребность взрослого организма составляет 3–5 мг Mn.
Дефицит марганца – одно из распространенных отклонений в элементном обмене современного человека. Это связано со значительным снижением потребления богатых марганцем продуктов (грубая растительная пища, зелень), увеличением количества фосфатов в организме (лимонады, консервы и др.), ухудшением экологической ситуации в крупных городах и психо-эмоциональной перенапряженностью. Коррекция дефицита марганца оказывает положительное влияние на состояние здоровья человека.
Избыточное накопление марганца в организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций памяти и наблюдается в основном у рабочих, связанных с производством марганца и его сплавов.
О наличии технеция в живых организмах данных нет. Однако соединения технеция с бисфосфонатами используют для радиоизотопного метода диагностики.
Метастабильный изотоп технеция 99Тс является излучителем лучей. После внутривенного введения препарата «Технефор», содержащего 99Тс, можно исследовать состояние мягких тканей, а через 2–3 ч после введения – костных. Таким образом, для решения медико-биологических задач используются не только соединения жизненно необходимого Мn, но и соединения искусственного элемента 99Тс.