Равна высшая степень окисления марганца. Что такое марганец: изучаем химический элемент

Электронная конфигурация невозбуждённого атома марганца – 3d 5 4s 2 ; возбуждённое состояние выражается электронной формулой 3d 5 4s 1 4p 1 .

Для марганца в соединениях наиболее характерны степени окисления +2, +4, +6, +7.

Марганец – серебристо-белый, хрупкий, достаточно активный металл: в ряду напряжений он находится между алюминием и цинком. На воздухе марганец покрыт оксидной плёнкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления. В мелкораздробленном состоянии марганец окисляется легко.

Оксид марганца (II) MnO и соответствующий ему гидроксид Mn(OH) 2 обладают основными свойствами – при их взаимодействии с кислотами образуются соли двухвалентного марганца: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Катионы Mn 2+ образуются также при растворении металлического марганца в кислотах. Соединения марганца (II) проявляют восстановительные свойства, например, белый осадок Mn(OH) 2 на воздухе быстро темнеет, постепенно окисляясь до MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O.

Оксид марганца (IV) MnO 2 является наиболее устойчивым соединением марганца; он легко образуется как при окислении соединений марганца в более низкой степени окисления (+2), так и при восстановлении соединений марганца в более высоких степенях окисления (+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 – амфотерный оксид, однако и кислотные, и основные свойства у него выражены слабо. Одной из причин того, что MnO 2 не проявляет отчётливо выраженных основных свойств, является его сильная окислительная активность в кислой среде ( = +1,23 В): MnO 2 восстанавливается до ионов Mn 2+ , а не образует устойчивых солей четырёхвалентного марганца. Соответствующую оксиду марганца (IV) гидратную форму следует рассматривать как гидратированный диоксид марганца MnO 2 ×xH 2 O. Оксиду марганца (IV) как амфотерному оксиду формально соответствуют орто- и мета-формы не выделенной в свободном состоянии марганцоватистой кислоты: H 4 MnO 4 – орто-форма и H 2 MnO 3 – мета-форма. Известен оксид марганца Mn 3 O 4 , который можно рассматривать как соль двухвалентного марганца орто-формы марганцоватистой кислоты Mn 2 MnO 4 – ортоманганит марганца (II). В литературе имеются сообщения о существовании оксида Mn 2 O 3 . Существование этого оксида можно объяснить, рассмотрев его как соль двухвалентного марганца мета-формы марганцоватистой кислоты: MnMnO 3 – метаманганит марганца (II).

При сплавлении в щелочной среде диоксида марганца с такими окислителями как хлорат или нитрат калия происходит окисление четырёхвалентного марганца до шестивалентного состояния, и образуется манганат калия – соль очень неустойчивой даже в растворе марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 , ангидрид которой (MnO 3) неизвестен:

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

Манганаты неустойчивы и склонны к диспропорционированию по обратимой реакции: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH ,

вследствие чего зелёная окраска раствора, обусловленная манганат-ионами MnO 4 2– , изменяется на фиолетовую окраску, характерную для перманганат-ионов MnO 4 – .

Наиболее широко применяемое соединение семивалентного марганца – перманганат калия KMnO 4 – соль известной только в растворе марганцовой кис­лоты HMnO 4 . Перманганат калия можно получить окислением манганатов сильными окислителями, например, хлором:

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

Оксид марганца (VII), или марганцовый ангидрид, Mn 2 O 7 – взрывчатая зелёно-бурая жидкость. Mn 2 O 7 может быть получен по реакции:

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

Соединения марганца в высшей степени окисления +7, в частности перманганаты, являются сильными окислителями. Глубина восстановления перманганат-ионов и их окислительная активность зависит от pH среды.

В сильнокислой среде продуктом восстановления перманганатов является ион Mn 2+ , при этом получаются соли двухвалентного марганца:

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

В нейтральной, слабощелочной или слабокислой среде в результате восстановления перманганат-ионов образуется MnO 2:

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

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

В сильнощелочной среде перманганат-ионы восстанавливаются до манганат-ионов MnO 4 2– , при этом образуются соли типа K 2 MnO 4 , Na 2 MnO 4:

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

ЧАСТЬ 1

1. Степень окисления (с. о.) — это условный заряд атомов химического элемента в сложном веществе, вычисленный на основе предположения, что оно состоит из простых ионов.

Следует знать!

1) В соединениях с. о. водорода = +1, кроме гидридов .

2) В соединениях с. о. кислорода = -2, кроме пероксидов  и фторидов 

3) Степень окисления металлов всегда положительна.

Для металлов главных подгрупп первых трёх групп с. о. постоянна:


металлы IA группы — с. о. = +1, 

металлы IIA группы — с. о. = +2, 

металлы IIIA группы — с. о. = +3.
4

У свободных атомов и простых веществ с. о. = 0.
5

Суммарная с. о. всех элементов в соединении = 0.

2. Способ образования названий двухэлементных (бинарных) соединений.

4. Дополните таблицу «Названия и формулы бинарных соединений».

5. Определите степень окисления выделенного шрифтом элемента сложного соединения.

ЧАСТЬ 2

1. Определите степени окисления химических элементов в соединениях по их формулам. Запишите названия этих веществ.

2. Разделите вещества FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 на две группы. Запишите названия веществ, указав степени окисления.

3. Установите соответствие между названием и степенью окисления атома химического элемента и формулой соединения.

4. Составьте формулы веществ по названию.

5. Сколько молекул содержится в 48 г оксида серы (IV)?

6. С помощью Интернета и других источников информации подготовьте сообщение о применении какого-либо бинарного соединения по следующему плану:


1) формула;

2) название;

3) свойства;

4) применение.

H2O вода, оксид водорода.
Вода при обычных условиях жидкость, без цвета, запаха, в толстом слое - голубая. Температура кипения около 100⁰С. Является хорошим растворителем. Состоит молекула воды из двух атомов водорода и одного атома кислорода, это его качественный и количественный состав. Это сложное вещество, для него характерны следующие химические свойства: взаимодействие со щелочными металлами, щелочноземельными металлами.

Реакции обмена с водой называются гидролизом. Эти реакции имеют большое значение в химии.

7. Степень окисления марганца в соединении К2МnO4 равна:


8. Наименьшую степень окисления хром имеет в соединении, формула которого:


1) Сг2O3 



9. Максимальную степень окисления хлор проявляет в соединении, формула которого:


Химия металлов

Лекция 2. Основные вопросы, рассматриваемые в лекции

Металлы VIIБ-подгруппы

Общая характеристика металлов VIIБ-подгруппы.

Химия марганца

Природные соединения Mn

Физические и химические свойства металла.

Соединения Mn. Окислительно-восстановительные свойства соеди-

Краткая характеристика Tc и Re.

Ме таллы VIIБ-подгруппы

Общая характеристика

проявляются в природных соединениях. Самые распро-

страненные минералы Mn: пиролюзит MnO2 и родохрозит MnCO3 .

Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители.

Наибольшее сходство Mn, Tc, Re проявляют в высшей степени окис-

ления, оно выражается в кислотном характере высших оксидов и гидроксидов.

Высшие гидроксиды всех элементов VIIБ-подгруппы являются сильными

кислотами с общей формулой НЭО4 .

В высшей степени окисления элементы Mn, Tc, Re проявляют сходство с элементом главной подгруппы хлором. Кислоты: HMnO4 , HTcO4, HReO4 и

HClO4 являются сильными. Для элементов VIIБ-подгруппы характерно замет-

ное сходство со своими соседями по ряду, в частности, Mn проявляет сходство с Fe. В природе соединения Mn всегда соседствуют с соединениями Fe.

М ар ганец

Характерные степени окисления

нейтральной, слабощелочной и слабокислой среде.

Соединения Mn(+7) и (+6) проявляют сильные окислительные свойства.

Кислотно–основной характер оксидов и гидроксидов Mn закономерно из-

меняется в зависимости от степени окисления: в степени окисления +2 оксид и гидроксид являются основными, а в высшей степени окисления – кислотными,

причем, HMnO4 – это сильная кислота.

В водных растворах Mn(+2) существует в виде аквакатионов

2+ , которые для простоты обозначают Mn2+ . Марганец в высоких степенях окисления находится в растворе в форме тетраоксоанионов: MnO4 2– и

MnO4 – .

Природные соединения и получение металла

Элемент Mn по распространенности в земной коре среди тяжелых метал-

лов следует за железом, но заметно уступает ему, – содержание Fe составляет около 5 %, а Mn – лишь около 0,1%. У марганца более распространены оксид-

ные и карбонатные и руды. Наибольшее значение имеют минералы: пиролю-

зит MnO2 и родохрозит MnCO3 .

для получения Mn

Кроме этих минералов для получения Mn используют гаусманит Mn3 O4

и гидратированный оксид псиломелан MnO2 . xH2 O. В марганцевых рудах все-

Марганец используют главным образом в производстве особых сортов сталей, обладающих высокой прочностью и стойкостью к удару. Поэтому ос-

новное количество Mn получают не в чистом виде, а в виде ферромарган-

ца – сплава марганца и железа, содержащего от 70 до 88% Mn.

Общий объем ежегодного мирового производства марганца, в том числе в виде ферромарганца, ~ (10 12) млн т/год.

Для получения ферромарганца оксидную марганцевую руду восстанавли-

вают углем.

MnO2 + 2C = Mn + 2CO

Вместе с оксидами Mn восстанавливаются и оксиды Fe, содержащиеся в ру-

де. Для получения марганца с минимальным содержанием Fe и С, соединения

Fe предварительно отделяют и получают смешанный оксид Mn3 O4

(MnO . Mn2 O3 ). Его затем восстанавливают алюминием (пиролюзит реагирует с

Al слишком бурно).

3Mn3 O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2 O3

Чистый марганец получают гидрометаллургическим способом. После предварительного получения соли MnSO4 , через раствор сульфата Mn про-

пускают электрический ток, марганец восстанавливается на катоде:

Mn2+ + 2e– = Mn0 .

Простое вещество

Марганец – светло-серый металл. Плотность – 7,4 г/см3 . Температура плавления – 1245О С.

Mn2+ . При нагревании порошкообразный марганец взаимодействует с водой с

выделением Н2 .

Из-за окисления на воздухе марганец покрывается бурыми пятнами,

При нагревании марганец реагирует с галогенами и серой. Сродство Mn

к сере больше, чем у железа, поэтому при добавлении ферромарганца к стали,

растворенная в ней сера связывается в MnS. Сульфид MnS не растворяется в металле и уходит в шлак. Прочность стали после удаления серы, вызывающей хрупкость, повышается.

При очень высоких температурах (>1200 0 С) марганец, взаимодействуя с азотом и углеродом, образует нестехиометрические нитриды и карбиды.

Соединения марганца

Соединения марганца (+7)

Все соединения Mn(+7) проявляют сильные окислительные свойства.

Перманганат калия KMnO 4 – наиболее распространенное соеди-

нение Mn(+7). В чистом виде это кристаллическое вещество темно-

фиолетового цвета. При нагревании кристаллического перманганата он разла-

Чтобы замедлить эту реакцию, ускоряющуюся на свету, растворы KMnO4 хра-

нят в темных бутылках.

При добавлении к кристаллам перманганата нескольких капель концен-

трированной серной кислоты образуется ангидрид марганцовой кислоты.

2KMnO4 + H2 SO4 2Mn2 O7 + K2 SO4 + H2 O

Оксид Mn 2 O 7 – это тяжелая маслообразная жидкость темно–зеленого цвета. Это единственный оксид металла, который при обычных условиях нахо-

дится в жидком состоянии (температура плавления 5,9 0 С). Оксид имеет моле-

кулярную структуру, очень неустойчив, при 55 0 С разлагается со взрывом. 2Mn2 O7 = 4MnO2 + 3O2

Оксид Mn2 O7 – очень сильный и энергичный окислитель. Многие ор-

ганические вещества окисляются под его воздействием до СО2 и Н2 О. Оксид

Mn2 O7 иногда называют химическими спичками. Если стеклянную палочку смочить в Mn2 O7 и поднести к спиртовке, она загорится.

При растворении Mn2 O7 в воде образуется марганцовая кислота.

Кислота HMnO 4 – это сильная кислота, существует только в вод-

ном растворе , в свободном состоянии не выделена. Кислота HMnO4 разлагает-

ся с выделением O2 и MnO2 .

При добавлении твердой щелочи к раствору KMnO4 происходит образо-

вание зеленого манганата.

4KMnO4 + 4KOH (к) = 4K2 MnO4 + O2 + 2H2 O.

При нагревании KMnO4 с концентрированной соляной кислотой образу-

ется газ Cl2 .

2KMnO4 (к) + 16HCl (конц.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O + 2KCl

В этих реакциях проявляются сильные окислительные свойства перманганата.

Продукты взаимодействия KMnO4 с восстановителями зависят от кислотности раствора, в котором протекает реакция.

В кислых растворах образуется бесцветный катион Mn2+ .

MnO4 – + 8H+ +5e–  Mn2+ + 4H2 O; (E0 = +1,53 В).

Из нейтральных растворов выпадает бурый осадок MnO2 .

MnO4 – +2H2 O +3e–  MnO2 + 4OH– .

В щелочных растворах образуется зеленый анион MnO4 2– .

Перманганат калия в промышленности получают либо из марганца

(окисляя его на аноде в щелочном растворе), либо из пиролюзита (MnO2 пред-

варительно окисляют до K2 MnO4 , который затем на аноде окисляют до KMnO4 ).

Соединения марганца (+6)

Манганаты – соли с анионом MnO4 2– , имеют яркий зеленый цвет.

Анион MnO4 2─ устойчив только в сильнощелочной среде. Под действием воды и, особенно, кислоты манганаты диспропорционируют с образованием соеди-

нений Mn в степени окисления 4 и 7.

3MnO4 2– + 2H2 O= MnO2 + 2MnO4 – + 4OH–

По этой причине кислота Н2 MnO4 не существует.

Манганаты можно получить, сплавляя MnO2 с щелочами или карбоната-

ми в присутствии окислителя.

2MnO2 (к) + 4KOH (ж) + О2 = 2K2 MnO4 + 2H2 O

Манганаты являются сильными окислителями, но если на них подейство-

вать еще более сильным окислителем, то они переходят в перманганаты.

Диспропорционирование

Соединения марганца (+4)

– наиболее устойчивое соединение Mn. Этот оксид встречается в природе (минерал пиролюзит).

Оксид MnO2 – черно-коричневое вещество с очень прочной кристалли-

ческой решеткой (такой же, как у рутила TiO2 ). По этой причине, несмотря на то, чтооксид MnO 2 является амфотерным , он не реагирует с растворами щелочей и с разбавленными кислотами (так же, как и TiO2 ). Он растворяется в концентрированных кислотах.

MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2 + 2H2 O

Реакцию используют в лаборатории для получения Cl2 .

При растворении MnO2 в концентрированной серной и азотной кислоте образуются Mn2+ и О2 .

Таким образом, в очень кислой среде MnO2 стремится перейти в

катион Mn2+ .

С щелочами MnO2 реагирует только в расплавах с образованием смешан-

ных оксидов. В присутствии окислителя в щелочных расплавах образуются манганаты.

Оксид MnO2 используют в промышленности в качестве дешевого окислителя. В частности, окислительно-восстановительное взаимодействие

ванием оксидов Mn2 O3 и Mn3 O4 (MnO. Mn2 O3 ).

Гидроксид Mn(+4) не выделен, при восстановлении перманганата и ман-

ганата в нейтральных или слабощелочных средах, а также при окислении

Mn(OH)2 и MnOOH из растворов выпадает темно-бурый осадок гидратирован-

ного MnO2 .

Оксид и гидроксид Mn(+3) имеют основной характер. Это твердые,

бурого цвета, нерастворимые в воде и неустойчивые вещества.

При взаимодействии с разбавленными кислотами они диспропорциони-

руют, образуя соединения Mn в степенях окисления 4 и 2. 2MnOOH + H2 SO4 = MnSO4 + MnO2 + 2H2 O

С концентрированными кислотами они взаимодействуют также как и

MnO2 , т.е. в кислой среде переходят в катион Mn2+ . В щелочной среде легко окисляются на воздухе до MnO2 .

Соединения марганца (+2)

В водных растворах соединения Mn(+2) устойчивы в кислой среде.

Оксид и гидроксид Mn(+2) имеют основной характер, легко раство-

ряются в кислотах с образованием гидратированного катиона Mn2+ .

Оксид MnO – серо-зеленое тугоплавкое кристаллическое соединение

(температура плавления – 18420 С). Его можно получить при разложении кар-

боната в отсутствии кислорода.

MnCO3 = MnO + CO2 .

В воде MnO не растворяется.

Одним из самых важных для металлургии металлов является марганец. Кроме того, он вообще достаточно необычный элемент, с которым связаны интересные факты. Важный для живых организмов, нужный при получении многих сплавов, химических веществ. Марганец - фото которого можно увидеть ниже. Именно его свойства и характеристики рассмотрим в данной статье.

Характеристика химического элемента

Если говорить о марганце как об элементе то в первую очередь следует охарактеризовать его положение в ней.

1. Располагается в четвертом большом периоде, седьмой группе, побочной подгруппе.
2. Порядковый номер - 25. Марганец - химический элемент, атомов которого равен +25. Количество электронов такое же, нейтронов - 30.
3. Значение атомной массы - 54,938.
4. Обозначение химического элемента марганца - Mn.
5. Латинское название - manganese.

Располагается между хромом и железом, чем объясняется его сходство с ними в физических и химических характеристиках.

Марганец - химический элемент: переходный металл

Если рассмотреть электронную конфигурацию приведенного атома, то ее формула будет иметь вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . Становится очевидно, что рассматриваемый нами элемент - это из d-семейства. Пять электронов на 3d-подуровне говорят о стабильности атома, что и проявляется в его химических свойствах.

Как металл марганец является восстановителем, однако большая часть его соединений способна проявлять и достаточно сильные окислительные способности. Это связано с различными степенями окисления и валентностями, которыми обладает данный элемент. В этом заключается особенность всех металлов данного семейства.

Таким образом, марганец - химический элемент, располагающийся среди других атомов и имеющий свои особенные характеристики. Рассмотрим, какие это свойства, более подробно.

Марганец - химический элемент. Степень окисления

Мы уже привели электронную формулу атома. Согласно ей, данный элемент способен проявлять несколько положительных степеней окисления. Это:

Валентность атома равна IV. Самыми устойчивыми являются те соединения, в которых у марганца проявляются значения +2, +4, +6. Высшая степень окисления позволяет выступать соединениям в роли сильнейших окислителей. Например: KMnO 4 , Mn 2 O 7 .

Соединения с +2 являются восстановителями, гидроксид марганца (II) обладает амфотерными свойствами, с преобладанием основных. Промежуточные показатели степеней окисления образуют амфотерные соединения.

История открытия

Марганец - химический элемент, который был открыт не сразу, а постепенно и разными учеными. Однако его соединениями люди пользовались с древних времен. Оксид марганца (IV) применялся для выплавки стекла. Один итальянец констатировал тот факт, что добавка этого соединения при химическом производстве стекол окрашивает их цвет в фиолетовый. Наряду с этим, это же вещество помогает устранить мутность в цветных стеклах.

Позже в Австрии ученый Кайм сумел получил кусочек металлического марганца, воздействуя высокой температурой на пюролизит (оксид марганца (IV)), поташ и уголь. Однако данный образец имел много примесей, устранить которые ему не удалось, поэтому открытие не состоялось.

Еще позже другой ученый также синтезировал смесь, в которой значительная доля приходилась на чистый металл. Это был Бергман, до этого открывший элемент никель. Однако и ему довести дело до конца было не суждено.

Марганец - химический элемент, получить и выделить который в виде простого вещества впервые удалось Карлу Шееле в 1774 году. Однако сделал он это совместно с И. Ганом, который завершил процесс выплавки кусочка металла. Но даже им не удалось полностью избавить его от примесей и получить 100% выход продукта.

Тем не менее именно это время стало открытием данного атома. Эти же ученые предприняли попытку дать название, как первооткрыватели. Ими был выбран термин манганезиум. Однако после открытия магния началась путаница, и название марганца было изменено на современное (Х. Дэвид, 1908 год).

Так как марганец - химический элемент, свойства которого являются весьма ценными для многих металлургических процессов, со временем появилась необходимость все же найти способ получения его в максимально чистом виде. Данная проблема решалась учеными всего мира, но сумела разрешиться лишь в 1919 году благодаря работам Р. Агладзе - советского ученого-химика. Именно он нашел способ, которым можно из сульфатов и хлоридов марганца электролизным путем получить чистый металл с содержанием вещества 99,98%. Теперь этот метод применяется во всем мире.

Нахождение в природе

Марганец - химический элемент, фото простого вещества которого можно увидеть ниже. В природе существует масса изотопов этого атома, количество нейтронов в которых сильно колеблется. Так, массовые числа меняются в пределах от 44 до 69. Однако единственным стабильным изотопом является элемент со значением 55 Mn, все остальные имеют либо ничтожно короткий период полураспада, либо существует в слишком малых количествах.

Так как марганец - химический элемент, степень окисления которого весьма различна, то и соединений в природе он образует также много. В чистом виде данный элемент вообще не встречается. В минералах и рудах постоянный сосед его - железо. Всего можно обозначить несколько самых главных горных пород, в состав которых входит марганец.

1. Пиролюзит. Формула соединения: MnO 2 *nH 2 O.
2. Псиломелан, молекула MnO2*mMnO*nH2O.
3. Манганит, формула MnO*OH.
4. Браунит встречается реже, чем остальные. Формула Mn 2 O 3 .
5. Гаусманит, формула Mn*Mn 2 O 4.
6. Родонит Mn 2 (SiO 3) 2 .
7. Карбонатные руды марганца.
8. Малиновый шпат или родохрозит - MnCO 3 .
9. Пурпурит - Mn 3 PO 4 .

Помимо этого, можно обозначить еще несколько минералов, в состав которых также входит рассматриваемый элемент. Это:

• кальцит;
• сидерит;
• глинистые минералы;
• халцедон;
• опал;
• песчано-алевритовые соединения.

Помимо горных и осадочных пород, минералов, марганец - химический элемент, который входит в состав следующих объектов:

1. Растительные организмы. Самыми крупными накопителями этого элемента являются: водяной орех, ряска, диатомовые водоросли.
2. Ржавчинные грибы.
3. Некоторые виды бактерий.
4. Следующие животные: рыжие муравьи, ракообразные, моллюски.
5. Люди - суточная потребность примерно 3-5 мг.
6. Воды Мирового океана содержат 0,3% этого элемента.
7. Общее содержание в земной коре 0,1% по массе.

В целом это 14 по распространенности элемент из всех на нашей планете. Среди тяжелых металлов он второй после железа.

Физические свойства

С точки зрения свойств марганца, как простого вещества, можно выделить несколько основных физических характеристик для него.

1. В виде простого вещества представляет собой достаточно твердый металл (по шкале Мооса показатель равен 4). Цвет - серебристо-белый, на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой, на разрезе блестит.
2. Температура плавления составляет 1246 0 С.
3. Кипения - 2061 0 С.
4. Проводниковые свойства хорошие, является парамагнетиком.
5. Плотность металла составляет 7,44 г/см 3 .
6. Существует в виде четырех полиморфных модификаций (α, β, γ, σ), различающихся строением и формой кристаллической решетки и плотностью упаковки атомов. Также отличается их температура плавления.

В металлургии применяются три основные формы марганца: β, γ, σ. Альфа реже, так как она слишком хрупкая по своим свойствам.

Химические свойства

С точки зрения химии, марганец - химический элемент, заряд иона которого сильно колеблется от +2 до +7. Это накладывает свой отпечаток и на его активность. В свободном виде на воздухе марганец очень слабо реагирует с водой, растворяется в разбавленных кислотах. Однако стоит лишь увеличить температуру, как активность металла резко возрастает.

Так, он способен взаимодействовать с:

• азотом;
• углеродом;
• галогенами;
• кремнием;
• фосфором;
• серой и прочими неметаллами.

При нагревании без доступа воздуха металл легко переходит в парообразное состояние. В зависимости от степени окисления, которую проявляет марганец, его соединения могут быть как восстановителями, так и окислителями. Некоторые проявляют амфотерные свойства. Так, основные характерны для соединений, в которых он +2. Амфотерные - +4, а кислотные и сильные окислительные в высшем значении +7.

Несмотря на то что марганец - это переходный металл, комплексные соединения для него немногочисленны. Это связано с устойчивой электронной конфигурацией атома, ведь 3d-подуровень его содержит 5 электронов.

Способы получения

Существует три основных способа, которыми в промышленности получают марганец (химический элемент). Как читается на латыни название, мы уже обозначали - manganum. Если перевести его на русский, то это будет "да, действительно проясняю, обесцвечиваю". Таким своим названием марганец обязан проявляемым свойствам, известным с самой древности.

Однако, несмотря на известность, получить его в чистом виде для применения сумели лишь в 1919 году. Делается это следующими методами.

1. Электролизный, выход продукта составляет 99,98%. Таким способом получают марганец в химической промышленности.
2. Силикотермический, или восстановление при помощи кремния. При данном методе происходит сплавление кремния и оксида марганца (IV), в результате чего формируется чистый металл. Выход составляет около 68%, так как побочно идет соединение марганца с кремнием в силицид. Данный способ применяют в металлургической промышленности.
3. Алюминотермический метод - восстановление при помощи алюминия. Также не дает слишком высокого выхода продукта, марганец образуется загрязненный примесями.

Производство данного металла имеет важное значение для многих процессов, осуществляемых в металлургии. Даже небольшая добавка марганца способна сильно повлиять на свойства сплавов. Доказано, что в нем растворяются многие металлы, заполняя собой его кристаллическую решетку.

По добыче и производству данного элемента Россия занимает первое место в мире. Также этот процесс осуществляется в таких странах, как:

• Китай.
• Казахстан.
• Грузия.
• Украина.

Использование в промышленности

Марганец - химический элемент, применение которого важно не только в металлургии. но и в других областях. Помимо металла в чистом виде, большое значение имеют и различные соединения данного атома. Обозначим основные из них.

1. Существует несколько видов сплавов, которые, благодаря марганцу, имеют уникальные свойства. Так, например, настолько прочная и износостойкая, что ее используют для выплавки деталей экскаваторов, камнеперерабатывающих машин, дробилок, шаровых мельниц, броневых деталей.
2. Диоксид марганца - обязательный окислительный элемент гальваники, его используют при создании деполяризаторов.
3. Многие соединения марганца нужны для осуществления органических синтезов различных веществ.
4. Перманганат калия (или марганцовка) применяется в медицине в качестве сильного обеззараживающего средства.
5. Данный элемент входит в состав бронзы, латуни, образует собственный сплав с медью, который служит для изготовления турбин самолетов, лопастей и прочих деталей.

Биологическая роль

Суточная потребность в марганце для человека составляет 3-5 мг. Дефицит данного элемента приводит к угнетению нервной системы, нарушению сна и беспокойству, головокружению. Роль его до конца еще не изучена, однако ясно, что, прежде всего, он оказывает влияние на:

• рост;
• деятельность половых желез;
• работу гормонов;
• образование крови.

Данный элемент присутствует во всех растениях, животных, человеке, что доказывает его немаловажную биологическую роль.

Марганец - химический элемент, интересные факты о котором могут произвести впечатление на любого человека, а также заставить понять, насколько он важен. Приведем самые основные из них, которые нашли свой отпечаток в истории данного металла.

1. В тяжелые времена гражданской войны в СССР одним из первых экспортных продуктов была руда, содержащая большое количество марганца.
2. Если диоксид марганца сплавить с и селитрой, а затем продукт растворить в воде, то начнутся удивительные превращения. Сначала раствор окрасится в зеленый цвет, затем окраска сменится на синий, после - фиолетовый. Наконец, станет малиновой и постепенно выпадет бурый осадок. Если же смесь встряхнуть, то снова восстановится зеленый цвет и все произойдет заново. Именно за это марганцовка и получила свое название, которое переводится, как "минеральный хамелеон".
3. Если в землю вносить удобрения, содержащие марганец, то у растений повысится производительность и возрастет скорость фотосинтеза. Озимая пшеница будет лучше формировать зерна.
4. Самая большая глыба минерала марганца родонита весила 47 тонн и была найдена на Урале.
5. Существует тройной сплав, который называется манганин. Он состоит из таких элементов, как медь, марганец и никель. Его уникальность в том, что он обладает большим электрическим сопротивлением, которое не зависит от температуры, но находится под влиянием давления.

Конечно, это не все, что можно сказать об этом металле. Марганец - химический элемент, интересные факты о котором достаточно разнообразны. Особенно если говорить о тех свойствах, которыми он наделяет различные сплавы.

Высшей степени окисления марганца +7 соответствует кислотный оксид Mn2O7, марганцевая кислота HMnO4 и ее соли – перманганаты.

Соединения марганца (VII) – сильные окислители . Mn2O7 – зеленовато-бурая маслянистая жидкость, при соприкосновении с которой спирты и эфиры воспламеняются. Оксиду Mn (VII) соответствует марганцевая кислота HMnO4. Она существует только в растворах, но считается одной из самых сильных (α – 100%). Максимально возможная концентрация HMnO4 в растворе – 20%. Соли HMnO4 – перманганаты – сильнейшие окислители; в водных растворах, как и сама кислота, имеют малиновую окраску.

В окислительно-восстановительных реакциях перманганаты являются сильными окислителями. В зависимости от реакции среды они восстанавливаются либо до солей двухвалентного марганца (в кислой среде), оксида марганца (IV) (в нейтральной) или соединений марганца (VI) – манганатов – (в щелочной). Очевидно, что в кислой среде окислительные способности Mn+7 выражены наиболее ярко.

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

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

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

Перманганаты как в кислой, так и в щелочной средах окисляют органические вещества:

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

спирт альдегид

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

При нагревании перманганат калия разлагается (эта реакция применяется для получения кислорода в лабораторных условиях):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Таким образом , для марганца характеры те же зависимости: при переходе от низшей степени окисления к высшей нарастают кислотные свойства кислородных соединений, а в ОВ-реакциях восстановительные свойства сменяются окислительными.

Для организма перманганаты ядовиты вследствие сильных окислительных свойств.

При отравлениях перманганатами в качестве антидота используют пероксид водорода в уксуснокислой среде:

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

Раствор KMnO4 является прижигающим и бактерицидным средством для обработки поверхности кожи и слизистых оболочек. Сильные окислительные свойства KMnO4 в кислой среде лежат в основе аналитического метода перманганатометрии, используемого в клиническом анализе для определения окисляемости воды, мочевой кислоты в моче.

Организм человека содержит около 12 мг Mn в составе различных соединений, причем 43% сосредоточено в костной ткани. Он оказывает влияние на кроветворение, формирование костной ткани, рост, размножение и некоторые другие функции организма.

гидроксид марганца (II) обладает слабоосновными свойствами, окисляется кислородом воздуха и другими окислителями до марганцеватистой кислоты или ее солей манганитов:

Мn(ОН)2 + Н2О2 → Н2МnО3↓ + Н2О марганцеватистая кислота

(бурый осадок) В щелочной среде Мn2+ окисляется до МnО42-, а в кислой до МnО4-:

МnSО4 + 2КNО3 + 4КОН → К2МnО4 + 2КNО2 + К2SО4 + 2Н2О

Образуются соли марганцовистой Н2МnО4 и марганцовой НМnО4 кислот.

Если в опыте Мn2+ проявляет восстановительные свойства, то восстановительные свойства Мn2+ слабо выражены. В биологических процессах он не меняет степени окисления. Устойчивые биокомплексы Мn2+ стабилизируют эту степень окисления. Стабилизирующее влияние появляется в большом времени удержания гидратной оболочки. Оксид марганца (IV) МnО2 является устойчивым природным соединением марганца, которое встречается в четырех модификациях. Все модификации имеют амфотерный характер и обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Примеры окислительно-восстановительной двойственности МnО2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6МnО2 + 2NH3 → 3Мn2О3 + N2 + 3Н2О

4МnО2 + 3О2 + 4КОН → 4КМnО4 + 2Н2О

Соединения Мn (VI) - неустойчивы. В растворах могут превращаться в соединения Мn (II), Мn (IV) и Мn (VII): оксид марганца (VI) МnО3 - темно-красная масса, вызывающая кашель. Гидратная форма МnО3 - слабая марганцовистая кислота Н2МnO4, которая существует только в водном растворе. Ее соли (манганаты) легко разрушаются в результате гидролиза и при нагревании. При 50°С МnО3 разлагается:

2МnО3 → 2МnО2 + О2 и гидролизуется при растворении в воде: 3МnО3 + Н2О → МnО2 + 2НМnО4

Производные Мn(VII) - это оксид марганца (VII) Мn2О7 и его гидратная форма – кислота НМnО4, известная только в растворе. Мn2О7 устойчив до 10°С, разлагается со взрывом:Мn2О7 → 2МnО2 + О3

При растворении в холодной воде образуется кислота Мn2O7 + Н2О → 2НМnО4

Соли марганцевой кислоты НМnО4 - перманганаты. Ионы обусловливают фиолетовую окраску растворов. Образуют кристаллогидраты типа ЭМnО4∙nН2О, где n = 3-6, Э = Li, Nа, Мg, Са, Sr.

Перманганат КМnО4 хорошо растворим в воде. Перманганаты - сильные окислители. Это свойство используется в медицинской практике для дезинфекции, в фармакопейном анализе для идентификации Н2О2 путем взаимодействия с КМnО4 в кислой среде.

Для организма перманганаты являются ядами , их обезвреживание может происходить следующим образом: 2КМnO4 + 5Н2O2 + 6СН3СООН = 2Мn(СН3СОО)2 + 2СН3СООК + 8Н2О + 5O2

Для лечения острых отравлений перманганатом используется 3%-ный водный раствор Н2O2, подкисленный уксусной кислотой. Калий перманганат окисляет органические вещества клеток тканей и микробов. При этом КМnО4 восстанавливается до МnО2. Оксид марганца (IV) может также взаимодействовать с белками, образуя комплекс бурого цвета.

Под действием перманганата калия КМnО4 белки окисляются и свертываются. На этом основано его применение в качестве наружного препарата, обладающего противомикробными и прижигающими свойствами. При этом его действие проявляется только на поверхности кожи и слизистых оболочек. Окислительные свойства водного раствора КМnО4 используют для обезвреживания токсичных органических веществ. В результате окисления образуются менее токсичные продукты. Например, наркотик морфин превращается в биологически малоактивный оксиморфин. Калий перманганат применяют в титриметрическом анализе для определения содержания различных восстановителей (перманганатометрия).

Высокую окислительную способность перманганата используют в экологии для оценки загрязненности сточных вод (перманганатный метод). По количеству окисленного (обесцвеченного) перманганата определяют содержание органических примесей в воде.

Перманганатный метод (перманганатометрию) используют также в клинических лабораториях для определения содержания мочевой кислоты в крови.

Соли марганцевой кислоты называются перманганаты. Наиболее известной является соль перманганат калия КМnО4 - темно-фиолетовое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде. Растворы КМnО4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4-

Перманганат калия разлагается при нагревании

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Перманганат калия - очень сильный окислитель , легко окисляет многие неорганические и органические вещества. Степень восстановления марганца очень сильно зависит от рН среды.

Восстановлени е перманганата калия в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой:

Кислая среда рН<7

марганец (II) (Mn2+)

KMnO4 + восстановитель Нейтральная среда рН =7

марганец (IV) (MnO2)

Щелочная среда рН>7

марганец (VI) (MnO42-)

Mn2+ обесцвечивание раствора КМnО4

MnO2 бурый осадок

MnО42- раствор приобретает зеленый цвет

Примеры реакций с участием пepмaнгaнaтa калия в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной).

рН <7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2МnSO4 + 6K2SO4 + 3Н2O

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-

рН = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2МnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2О+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+ 6Н2О + 2ОН-

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

рН>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2МnO4 + K2SO4 + Н2O

MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2

SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О 2 1

2MnO4- + SO32- + 2ОH- →2MnO42- + SO42-+ H2О

Перманганат калия КМnО4 применяют в медицинской практике как дезинфицирующее и антисептическое средство для промывания ран, полоскания, спринцеваний и т.д. Светло-розовый раствор КМnО4 внутрь применяют при отравлениях для промывания желудка.

Перманганат калия очень широко используется как окислитель.

С помощью КМnО4 проводят анализ многих лекарств (например, процентную концентрацию (%) раствора Н2О2).

Общая характеристика d-элементов VIIIБ подгруппы. Строение атомов. Эле-менты семейства железа. Степени окисления в соединениях. Физические и химические свойства железа. Применение. Распространённость и формы нахождения d-элементов се-мейства железа в природе. Соли железа (II, III). Комплексные соединения железа (II) и железа(III).

Общие свойства элементов VIIIБ подгруппы:

1) Общая электронная формула последних уровней (n - 1)d(6-8)ns2.

2) В каждом периоде в этой группе стоят по 3 элемента, образующие триады (семейства):

а) Семейство железа: железо, кобальт, никель.

б) Семейство легких платиновых металлов (семейство палладия): рутений, родий, палладий.

в) Семейство тяжелых платиновых металлов (семейство платины): осмий, иридий, платина.

3) Сходство элементов в каждом семействе объясняется близостью атомных радиусов, поэтому и плотность внутри семейства близка.

4) Плотность растет с увеличением номера периода (атомные объемы малы).

5) Это металлы с высокими температурами плавления и кипе-ния.

6) Максимальная степень окисления у отдельных элементов растет с номером периода (у осмия и рутения достигает 8+).

7) Эти металлы способны включать в кристаллическую решетку атомы водорода, в их присутствии появляется атомар-ный водород - активный восстановитель. Поэтому эти металлы являются катализаторами реакций присоединения атома водорода.

8) Соединения этих металлов окрашены.

9) Характерные степени окисления для железа +2, +3, в неустойчивых соединениях +6. У никеля +2, в неустойчивых +3. У платины +2, в неустойчивых +4.

Железо. Получение железа (все эти реакции идут при нагревании)

*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Условие: обжиг железного колчедана.

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

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (термитный способ). Условие: нагревание.

* = Fe + 5CO (разложение пентакарбонила железа используется для получения очень чистого железа).

Химические свойства железа Реакции с простыми веществами

*Fe + S = FeS. Условие: нагревание. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (иод менее сильный окислитель, чем хлор; FeI3 не существует).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 - самый устойчивый оксид железа). Во влажном воздухе образуется Fe2O3 nH2O.