Какие свойства проявляет mno2
Марганец
Содержится в количестве 0,03% по массе в земной коре. Наряду с железом и его сплавами относится к черным металлам.
Для соединений марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, +6 +7. В соединения +2 и +3 марганец проявляет основные свойства, +4 –
амфотерные, +6, +7 – кислотные.
Наиболее известными минералами, в которых содержится марганец, являются:
- MnO2 – пиролюзит
- MnO(OH) – бурая марганцевая руда, манганит
- 3Mn2O3*MnSiO3 – браунит
Получают марганец алюминотермией, восстановлением коксом, электролизом.
MnO2 + Al = (t) Al2O3 + Mn
MnO2 + C = (t) Mn + CO
MnSO4 + H2O = (электролиз) Mn + O2 + H2SO4
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакция с водой
- Реакции с кислотами
На воздухе марганец вступает во взаимодействие с кислородом, пассивируется: на поверхности металла образуется оксидная пленка.
Mn + O2 = MnO2
При нагревании марганец реагирует с азотом, углеродом, кремнием, бором и фосфором.
Mn + N2 = (t) Mn3N2
Mn + C = (t) Mn3C
Mn + Si = (t) Mn2Si
Mn + P = (t) Mn3P2
При нагревании марганец вытесняет водород из воды.
Mn + H2O = (t) Mn(OH)2 + H2↑
Марганец стоит в ряду напряжений до водорода и способен вытеснить его из кислот.
Mn + HCl = MnCl2 + H2↑
Под воздействием кислот, которые обладают окислительными свойствами, марганец окисляется.
Mn + H2SO4(конц.) = MnSO4 + SO2 + H2O
Mn + HNO3(конц.) = (t) Mn(NO3)2 + NO2 + H2O
Mn + HNO3(разб.) = (t) Mn(NO3)2 + NO + H2O
Соединения марганца II
Для соединений марганца II характерны основные свойства. Оксид марганца II может быть получен разложением карбоната марганца, либо
восстановлением оксида марганца IV до оксида марганца II.
При растворении (и нагревании!) марганца в воде образуется гидроксид марганца II.
Mn + H2O = (t) Mn(OH)2 + H2↑
MnSO4 + KOH = (t) Mn(OH)2 + K2SO4
Соединения марганца II на воздухе неустойчивы, Mn(OH)2 быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид марганца IV.
Mn(OH)2 + O2 = MnO2 + H2O
Оксид и гидроксид марганца II проявляют основные свойства. При реакции с кислотами дает соответствующие
соли.
Mn(OH)2 + HCl = MnCl2 + H2O
Соли марганца II получается при его растворении в разбавленных кислотах. Эти соли способны вступать в реакции с другими солями, кислотами, если
выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит.
Mn + HCl = MnCl2 + H2
MnSO4 + (NH4)2S = MnS↓ + (NH4)2SO4
При действии сильных окислителей ион Mn2+ способен переходить в ион Mn7+
MnSO4 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O
Соединения марганца IV проявляют амфотерный характер. Оксид марганца IV можно получить разложением нитрата марганца II.
Mn(NO3)2 = (t) MnO2 + NO2 + O2
В реакциях с щелочами марганец переходит в СО +6, в кислой среде – принимает СО +2.
MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + CO2
MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + H2O
Соединения марганца VI – MnO3, H2MnO4 – неустойчивы, в свободном виде не получены. Обладают кислотными свойствами.
Наиболее устойчивые соли – манганаты, окрашивающие раствор в зеленый цвет.
Манганаты получают в ходе разложения перманганатов, а также реакциями в щелочной среде.
KMnO4 = (t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑ (способ получения кислорода)
Li2SO3 + KMnO4 + LiOH = Li2SO4 + K2MnO4 + H2O
MnO2 + NaOH + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + H2O
MnSO4 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + K2SO4
В водной среде манганаты разлагаются на с.о. +7 и +4. Манганаты окисляют хлором.
K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH
K2MnO4 + Cl2 = KMnO4 + KCl
Соединения марганца VII – неустойчивый Mn2O7, и относительно устойчивая в разбавленных растворах HMnO4 – проявляют
кислотные свойства. Соли марганцовой кислоты – перманганаты.
В различных средах – кислотной, нейтральной и щелочной – марганец принимает различные степени окисления. Внимательно изучите таблицу ниже.
Оксид марганца VII получают в реакции перманганата с сильными кислотами.
KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4
При растворении оксида марганца VII (кислотного оксида) в щелочи образуются соли марганцовой кислоты – перманганаты.
Mn2O7 + KOH = KMnO4 + H2O
Марганцовая кислота получается в реакциях сильных окислителей с солями марганца II.
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
В растворах с концентрацией марганцовой кислоты более 20% происходит ее разложение.
HMnO4 = MnO + O2 + H2O
При нагревании перманганата калия (в быту – марганцовка) разлагается с образованием бурого MnO2, выделением кислорода.
KMnO4 = (t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑
При стоянии в растворе постепенно разлагается водой.
KMnO4 + H2O = MnO2 + KOH + O2↑
В кислой среде марганец принимает наиболее устойчивую (для кислой среды) – Mn2+, в щелочной – Mn6+.
KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + O2↑ + K2SO4 + H2O
KMnO4 + KOH = K2MnO4 + O2 + H2O
Цинк
Название цинка, вероятно, связано формой его кристаллитов: в переводе с немецкого Zinke – зубец. С древнейших времен известен сплав
меди с цинком – латунь.
Для цинка характерна постоянная степень окисления +2.
Наиболее известные минералы, в которых содержится цинк:
- ZnS – цинковая обманка, сфалерит
- ZnO – цинкит
- ZnCO3 – симсонит, цинковый шпат
- 2ZnO*SiO2*H2O – гемиморфит
Получение
Пирометаллургический метод получения цинка заключается в обжиге цинковой обманки, и последующем восстановлении оксида цинка
различными восстановителями: чаще всего C, также возможно CO и H2.
ZnS + O2 = (t) ZnO + SO2
ZnO + C = (t) Zn + CO
ZnO + H2 = (t) Zn + H2O
ZnO + CO = (t) Zn + CO2
Гидрометаллургический метод получения основывается на электролизе сульфата цинка.
ZnSO4 + H2O = (электролиз) Zn + H2SO4 + O2
Химические свойства
- Реакции с неметаллами (и аммиаком 🙂
- Реакции с кислотами
- Реакции с щелочами
На воздухе цинк покрывается оксидной пленкой. При нагревании цинк реагирует с галогенами, фосфором, серой, селеном.
Zn + O2 = ZnO
Zn + Br2 = (t) ZnBr2
Zn + P = (t) Zn3P2
Zn + S = (t) ZnS
Для цинка не характерны реакции с водородом, бором, кремнием, азотом, углеродом. Нитрид цинка можно получить в ходе реакции цинка с аммиаком.
Zn + NH3 = (t) Zn3N2 + H2↑
Zn + HCl = ZnCl2 + H2↑
Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑
Zn + H2SO4(конц.) = ZnSO4 + H2S↑ + H2O
Цинк способен проявлять амфотерные (двойственные) свойства: реагирует как с кислотами, так и с основаниями.
При добавлении цинка в раствор щелочи выделяется водород.
Zn + H2O + NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоцинкат натрия)
Соединения цинка II
Эти соединения обладают амфотерными свойствами. Оксид цинка II можно получить в ходе реакции горения цинка или
при разложении нитрата цинка.
Zn + O2 = (t) ZnO
Zn(NO3)2 = (t) ZnO + NO2↑ + O2↑
Оксид цинка II проявляет амфотерные свойства, реагирует как с кислотами, так и с щелочами.
ZnO + HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
ZnO + H2O + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
Комплексные соли образуются в растворе, при прокаливании они не образуются.
ZnO + 2NaOH = (t) H2O + Na2ZnO2 (цинкат натрия)
Оксид цинка II может быть восстановлен до чистого цинка различными восстановителями.
ZnO + C = (t) Zn + CO
ZnO + H2 = (t) Zn + H2O
ZnO + CO = (t) Zn + CO2
Гидроксид цинка II получается в ходе реакций между растворимыми солями цинка и щелочами.
ZnSO4 + NaOH = Na2SO4 + Zn(OH)2↓
Гидроксид цинка II обладает амфотерными свойствами, реагирует как с кислотами, так и с основаниями.
Zn(OH)2 + HCl = ZnCl2 + H2O
Zn(OH)2 + HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
Zn(OH)2 + NaOH = Na2[Zn(OH)4]
При прокаливании комплексные соли распадаются, вода испаряется.
Na2[Zn(OH)4] = (t) Na2ZnO2 + H2O
Zn(OH)2 + NaOH = (t) Na2ZnO2 + H2O
Серебро
Драгоценный металл, известный человеку с древнейших времен. Встречаемся в самородном виде. Будучи благородным металлом,
серебро обладает низкой реакционной способностью.
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакции с кислотами
- С солями
- С органическими веществами
Серебро не окисляется кислородом даже при высокой температуре. Галогены легко окисляют серебро до соответствующих галогенидов.
При нагревании с серой получается сульфид серебра.
Ag + Cl2 = AgCl
Ag + S = (t) Ag2S
Серебро не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, однако способно реагировать с концентрированными кислотами.
Ag + HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2↑ + H2O
Потемнение серебряных изделий обусловлено реакцией серебра с сероводородом в присутствии кислорода.
Ag + H2S + O2 = Ag2S + H2O
Ag + FeCl3 = AgCl + FeCl2
В дальнейшем, при изучении органической химии, вы не раз столкнетесь с соединением серебра – аммиачным раствором оксида серебра.
Будет полезно, если вы уже сейчас познакомитесь с его формулой на примере реакции окисления уксусного альдегида до уксусной кислоты.
CH3CHO + [Ag(NH3)2]OH = CH3COOH + Ag + NH3 + H2O
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Устойчивые оксиды и гидроксиды марганца:
- степень окисления +2:
- MnO – основной оксид
- Mn(OH)2 – основание
- степень окисления +3:
- Mn2O3 – основной оксид
- Mn(OH)3 – основание
- степень окисления +4:
- MnO2 – амфотерный оксид
- Mn(OH)4 – амфотерный гидроксид
- степень окисления +6:
- MnO3 – кислотный оксид
- H2MnO4 – кислота
- степень окисления +7:
- Mn2O7 – кислотный оксид
- HMnO4 – кислота
Свойства соединений марганца, указанных выше, изменяются с ростом степени окисления марганца (сверху-вниз) следующим образом:
- степень окисления – возрастает
- кислотные свойства – увеличиваются
- окислительная способность – увеличивается
Оксид марганца MnO(II)
- кристаллы серо-желтого цвета;
- плохо растворяется в воде;
- обладает свойствами полупроводника;
- как основной оксид реагирует с кислотами:
MnO+2HCl = MnCl2+H2O - реагирует в термических реакциях с водородом и активными металлами с образованием марганца:
MnO+H2 = Mn+H2O
MnO+Ca = Mn+CaO - получают MnO(II) разлагая гидроксид марганца (или нитрат марганца):
Mn(OH)2 = MnO+H2O
2Mn(NO3)2 = 2MnO+4NO2+O2
Гидроксид марганца Mn(OH)2(II)
- кристаллы светло-розового цвета;
- обладает слабыми восстановительными свойствами;
- как основание, взаимодействует с кислотами:
Mn(OH)2+2HCl = MnCl2+2H2O - реагирует с кислородом и другими окислителями, окисляясь до марганцовой кислоты или солей ее манганатов:
6Mn(OH)2+O2 = 2Mn2MnO4+6H2O - Mn(OH)2(II) получают взаимодействием щелочей на растворы солей марганца:
MnSO4+2NaOH = Mn(OH)2↓+Na2SO4
Оксид (диоксид) марганца MnO2(IV)
- вещество коричнево-черного цвета;
- нерастворимо в воде;
- обладает амфотерными свойствами:
MnO2+2KOH = K2MnO3+H2O
MnO2+2H2SO4 = Mn(SO4)2+2H2O - проявляет, как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от кислотных свойств другого взаимодействующего вещества:
2MnO2+3PbO2+6HNO3 = 2HMnO4+3Pb(NO3)2+2H2O (восстановитель)
MnO2+4HCl = MnCl2+Cl2↑+2H2O (окислитель)
Применение:
- в производстве марганца и его соединений;
- в производстве коричневой краски;
- в сухих источниках энергии;
- в производстве стекла, в качестве осветлителя;
- в качестве окислителя в органической химии.
Оксид марганца Mn2O7(VII)
- жидкость зелено-черного цвета жирной консистенции;
- неустойчивое вещество;
- tпл = 5,9°C
- ρ = 2,4 г/см3
- при нагревании выше 50°C разлагается на кислород и низший оксид марганца (при высокой температуре взрывается):
2Mn2O7 = 4MnO2+3O2 - является очень сильным окислителем, воспламеняет горючие вещества;
- как кислотный оксид реагирует с щелочами, образуя соли перманганаты:
Mn2O7+2KOH = 2KMnO4+H2O - взаимодействует с водой с образованием марганцовой кислоты, существующей только в растворах:
Mn2O7+H2O = 2HMnO4 - получают взаимодействием концентрированной серной кислоты на водный р-р перманганата калия:
2KMnO4+H2SO4 = Mn2O7+K2SO4+H2O
Соли марганца (II)
Соли марганца получают растворением марганца в разбавленных кислотах, при этом получается бесцветный раствор, который при взаимодействии с щелочами мутнеет по причине выпадения в осадок гидроксида марганца (II), быстро темнеющего на воздухе с переходом в гидроксид марганца (IV) бурого цвета.
2Mn(OH)2+O2+2H2O = 2Mn(OH)4
Марганцовая кислота
Как уже было сказано выше, марганцовая кислота является сильной кислотой, существующей только в водном растворе. Соли марганцовой кислоты называются перманганатами, самым известным из которых является, конечно же, перманганат калия KMnO4, который в быту называют “марганцовкой”.
Во времена СССР ампулу с марганцовкой можно было купить в любой аптеке. Сейчас, перманганат калия “простому смертному” практически не достать, и дело тут не в дефиците, а в специфических свойствах марганцовки, о которых мы не будем распространяться.
Свойства перманганата калия:
- кристаллы темно-фиолетового цвета;
- умеренно растворяется в воде, окрашивая ее в цвет от малинового до темно-фиолетового, в зависимости от концентрации ионов MnO4-, имеющих фиолетовый цвет;
- является сильным окислителем, в зависимости от кислотности среды, манганаты восстанавливаются с образованием:
- в кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются до ионов Mn2+ – при добавлении сульфита калия к подкисленному серной кислотой фиолетовому раствору KMnO4, тот обесцвечивается по причине образования соли марганца (II):
2KMn+7O4+5K2S+4O3+3H2SO4 = 2Mn+2SO4+6K2S+6O4+3H2O - в нейтральной среде при действии сульфита калия образуется бурый осадок оксида марганца (IV), при этом марганец изменяет свою степень окисления с +7 до +4:
2KMnO4+3K2SO3+H2O = 2MnO2↓+3K2SO4+2KOH - в щелочной среде происходит восстановление до манганата, о чем свидетельствует образование манганат-ионов, окрашивающих раствор в зеленый цвет:
2KMnO4+K2SO3+2KOH = 2K2MnO4+K2SO4+H2O
- в кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются до ионов Mn2+ – при добавлении сульфита калия к подкисленному серной кислотой фиолетовому раствору KMnO4, тот обесцвечивается по причине образования соли марганца (II):
- перманганаты разлагаются при термическом воздействии с выделением кислорода:
2KMnO4 = K2MnO4+MnO2+O2↑ - мелкораздробленные кристаллы марганца при нагревании растворяются в воде, выделяя водород:
Mn+2H2O = Mn(OH)2+H2↑
Источник
| Оксид марганца IV | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Диоксид марганца |
| Хим. формула | MnO2 |
| Состояние | черные тетрагональные кристаллы |
| Молярная масса | 86,9368 г/моль |
| Плотность | 5,026 г/см³ |
| Температура | |
| • разложения | 535 °C |
| Энтальпия | |
| • образования | -521,5 кДж/моль |
| Растворимость | |
| • в воде | нерастворим |
| Рег. номер CAS | [1313-13-9] |
| PubChem | 14801 |
| Рег. номер EINECS | 215-202-6 |
| SMILES | O=[Mn]=O |
| InChI | 1S/Mn.2O NUJOXMJBOLGQSY-UHFFFAOYSA-N |
| RTECS | OP0350000 |
| ChEBI | 136511 |
| Номер ООН | 1479 |
| ChemSpider | 14117 |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Оксид марганца IV (диоксид марганца) MnO2 — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).
Химические свойства
При обычных условиях диоксид марганца ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:
4 HCl + MnO2 ⟶ MnCl2 + Cl2 ↑ + 2 H2O
С серной и азотной кислотами MnO2 разлагается с выделением кислорода:
2 MnO2 + 2 H2SO4 ⟶ 2 MnSO4 + O2 ↑ + 2 H2O
При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn7+ и Mn6+:
3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH ⟶ 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O
Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, в концентрированных сернокислых растворах образует сульфат марганца IV:
MnO2 + 2 H2SO4 ⟶ Mn(SO4)2 + 2 H2O
А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли — манганиты:
MnO2 + CaO ⟶ CaMnO 3
Является катализатором разложения пероксида водорода:
2 H2O2 →MnO2 2 H2O + O2 ↑
При нагревании выше 530°C разлагается:
4 MnO2 →530∘C 2 Mn2O3 + O2
Получение
В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:
2 KMnO4 →t K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑
Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся MnO2 каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.
2 KMnO4 + H2O2 ⟶ 2 KOH + 2 MnO2 + 2 O2 ↑
При температуре выше 100°C восстановлением перманганата калия водородом:
2 KMnO4 + 2 H2 →t K2MnO4 + MnO2 + 2 H2O
Археология
- Красящие вещества, обнаруженные во время раскопок в пещере Ласко и образцы, взятые с некоторых наскальных изображений, соответствовали диоксиду марганца.
- Учёные определили, что кусочки чёрных камней из пещеры Пеш-де-Лазе на юге Франции, сложены исключительно из диоксида марганца. Возможно, неандертальцы использовали этот минерал в качестве окислителя и катализатора реакций окисления и горения.
Применение
- Применяется для промышленного производства марганца;
- Как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах);
- Компонент минеральных пигментов;
- Осветлитель стекла.
Соединения марганца | |
|---|---|
| |
Источник