В каком соединении марганец проявляет только окислительные свойства

В каком соединении марганец проявляет только окислительные свойства thumbnail

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 января 2019;
проверки требуют 18 правок.

Оксид марганца(IV) (диоксид марганца)  — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).

Химические свойства[править | править код]

При обычных условиях диоксид марганца ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

.

С серной и азотной кислотами разлагается с выделением кислорода:

.

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений и :

.

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, в концентрированных сернокислых растворах образует сульфат марганца(IV):

.

А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли — манганиты:

.

Является катализатором разложения пероксида водорода:

.

При нагревании выше 530°C разлагается:

.

Получение[править | править код]

В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:

.

Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.

.

При температуре выше 100°C восстановлением перманганата калия водородом:

.

Структура[править | править код]

Многие полиморфы диоксида марганца и гидратированных форм были предложены. Диоксид марганца, как и многие другие диоксиды, имеет кристаллическую структуру рутила (эта полиморфная форма называется) Способ кристаллизации, с трехкоординированным оксидом и октаэдрическим металлическим центром. Диоксид марганца является типичным некомпозитным соединением с вакансиями атомов кислорода. Это сложное твердое соединение относится к недавно полученному методу диоксида марганца в органическом синтезе. Следует отметить, что α-полиморф диоксида марганца имеет очень открытую структуру и имеет «каналы», в которых могут размещаться атомы металлов, такие как серебро или барий. После тесно связанных минералов,Его часто называют голландским.

Археология[править | править код]

  • Красящие вещества, обнаруженные во время раскопок в пещере Ласко и образцы, взятые с некоторых наскальных изображений, соответствовали диоксиду марганца[1].
  • 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[2].

Применение[править | править код]

  • Применяется для промышленного производства марганца;
  • Как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах);
  • Компонент минеральных пигментов;
  • Осветлитель стекла.

Примечания[править | править код]

  1. ↑ Chalmin E., Menu M., Pomiès M.-P., Vignaud C., Aujoulat N. et Geneste J.-M. Les blasons de Lascaux // L’Anthropologie, 2004. T. 108. Р. 571—592.
  2. ↑ Неандертальская химия

Литература[править | править код]

  • Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
  • Неорганическая химия под редакцией Ю. Д. Третьякова; Химия переходных элементов Кн. 1
  • Полианит // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

Источник

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.

+7 +4 +2 +6

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

+7 +4 +4 +6

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

+7 +4 +6 +6

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

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

+7 +2

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

спирт альдегид

+7 +4 +6

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

+6

Na2MnO4 + 4H2O

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:

+7 -1 +2 0

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.

Читайте также:  На какое свойство элемента указывает водород

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.

Восстановление 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(CO)5] = 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.

Источник

Запрос «Манган» перенаправляется сюда; см. также другие значения.

Марганец
← Хром | Железо →
25 Mn

Tc

25Mn

Твёрдый, хрупкий металл серебристо-белого цвета

Электролитический марганец

Название, символ, номер Марганец / Manganum (Mn), 25
Атомная масса
(молярная масса)
54,938045 (5)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 3d5 4s2
Радиус атома 127 пм
Ковалентный радиус 117 пм
Радиус иона (+7e) 46 (+2e) 80 пм
Электроотрицательность 1,55 (шкала Полинга)
Электродный потенциал −1,180 В
Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0
Энергия ионизации
(первый электрон)
 716,8 (7,43) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) 7,21 г/см³
Температура плавления 1 517 K
Температура кипения 2 235 K
Уд. теплота плавления 13,4 кДж/моль
Уд. теплота испарения 221 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 26,3[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 7,35 см³/моль
Структура решётки кубическая
Параметры решётки 8,890 Å
Температура Дебая 400 K
Теплопроводность (300 K) 6,87[3] Вт/(м·К)
Номер CAS 7439-96-5

Ма́рганец — элемент 7-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы седьмой группы) четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 25. Обозначается символом Mn (лат. Manganum, ма́нганум, в составе формул по-русски читается как марганец, например, KMnO4 — калий марганец о четыре). Простое вещество марганец — металл серебристо-белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам. Известны пять аллотропных модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой[2].

История открытия[править | править код]

Один из основных минералов марганца — пиролюзит — был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским полом чёрной магнезии, к которому магнит «равнодушен». В 1774 году шведский химик К. Шееле показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (от нем. Manganerz — марганцевая руда).

Читайте также:  Какие полезные свойства у нефти

Распространённость в природе[править | править код]

Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Массовая доля марганца увеличивается от кислых (600 г/т) к основным породам (2,2 кг/т). Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. В чиатурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марганец, рассеянный в горных породах, вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10−7—10−6 %), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO2·xH2O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железомарганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности.

В России является остродефицитным сырьём, известны месторождения: «Усинское» в Кемеровской области, «Полуночное» в Свердловской, «Порожинское» в Красноярском крае, «Южно-Хинганское» в Еврейской автономной области, «Рогачёво-Тайнинская» площадь и «Северо-Тайнинское» поле на Новой Земле.

Минералы марганца[править | править код]

  • пиролюзит MnO2·xH2O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца);
  • манганит (бурая марганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца);
  • браунит 3Mn2O3·MnSiO3 (69,5 % марганца);
  • гаусманит (MnIIMn2III)O4;
  • родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO3 (47,8 % марганца);
  • псиломелан mMnO·MnO2·nH2O (45-60 % марганца);
  • пурпурит Mn3+[PO4], (36,65 % марганца).

Получение[править | править код]

Физические свойства[править | править код]

Некоторые свойства приведены в таблице.
Другие свойства марганца:

  • Работа выхода электрона: 4,1 эВ
  • Коэффициент теплового расширения: 0,000022 K−1 (при 0 °C)
  • Электропроводность: 0,00695⋅106 Ом−1·см−1
  • Теплопроводность: 0,0782 Вт/(см·K)
  • Энтальпия атомизации: 280,3 кДж/моль при 25 °C
  • Энтальпия плавления: 14,64 кДж/моль
  • Энтальпия испарения: 219,7 кДж/моль
  • Твёрдость:
    • по шкале Бринелля: Мн/м²
    • по шкале Мооса: 4[4]
  • Давление паров: 121 Па при 1244 °C
  • Молярный объём: 7,35 см³/моль

Химические свойства[править | править код]

Стандартный окислительно-восстановительные потенциалы по отношению к водородному электроду

Окисленная
форма
Восстановленная
форма
Среда E0, В
Mn2+MnH+−1,186
Mn3+Mn2+H++1,51
MnO2Mn3+H++0,95
MnO2Mn2+H++1,23
MnO2Mn(OH)2OH−−0,05
MnO42−MnO2H++2,26
MnO42−MnO2OH−+0,62
MnO4−MnO42−OH−+0,56
MnO4−H2MnO4H++1,22
MnO4−MnO2H++1,69
MnO4−MnO2OH−+0,60
MnO4−Mn2+H++1,51

Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (степени окисления +1, +5 малохарактерны).

При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде:

Марганец при реакции с перегретым водяным паром, образует гидроксид, 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 Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.

С 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.

Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7.

Mn2O7 в обычных условиях — жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn2O7 разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn2O3 и MnO2, а также комбинированный оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, или соль Mn2MnO4).

При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты:

Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция

Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO4−, и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV).

Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI).

При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия)

Под действием сильных окислителей ион Mn2+ переходит в ион MnO4−:

Эта реакция используется для качественного определения Mn2+ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»).

При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа».
В нейтральных или кислых водных растворах ион Mn2+ образует окрашенный в бледно-розовый цвет аквакомплекс [Mn(H2O)6]2+.

Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основный характер, MnO(OH)2 — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4 очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:

Нулевая степень окисления у марганца проявляется в соединениях с σ-донорными и π-акцепторными лигандами. Так, для марганца и известен карбонил состава Mn2(CO)10.

Известны и другие соединения марганца с σ-донорными и π-акцепторными лигандами (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).

Изотопы[править | править код]

Марганец является моноизотопным элементом — в природе существует только один устойчивый изотоп 55Mn. Все другие изотопы марганца нестабильны и радиоактивны, они получены искусственно. Известны 25 радиоактивных изотопов марганца, имеющие массовое число А в диапазоне от 44 до 70. Наиболее стабильными из них являются 53Mn (период полураспада T1/2 = 3,7 млн лет), 54Mn (T1/2 = 312,3 суток) и 52Mn (T1/2 = 5,591 суток). Преобладающим каналом распада лёгких изотопов марганца (А < 55) является электронный захват (и иногда конкурирующий с ним позитронный распад) в соответствующие изотопы хрома. У тяжёлых изотопов (А > 55) основным каналом распада является β−-распад в соответствующие изотопы железа. Известны также 7 изомеров (метастабильных возбуждённых состояний) с периодами полураспада более 100 нс.

Применение в промышленности[править | править код]

Применение в металлургии[править | править код]

Марганец в виде ферромарганца применяется для раскисления стали при её плавке, то есть для удаления из неё кислорода. Кроме того, он связывает серу, что также улучшает свойства сталей. Введение до 12—13 % Mn в сталь (так называемая сталь Гадфильда), иногда в сочетании с другими легирующими металлами, сильно упрочняет сталь, делает её твёрдой и сопротивляющейся износу и ударам (т. н. «наклёп»). Такая сталь используется для изготовления шаровых мельниц, землеройных и камнедробильных машин, броневых элементов и т. д. В «зеркальный чугун» вводится до 20 % Mn.

В 1920—1940-х годах применение марганца позволяло выплавлять броневую сталь. В начале 1950-х годов в журнале «Сталь» возникла дискуссия по вопросу о возможности снижения содержания марганца в чугуне, и тем самым отказа от поддержки определённого содержания марганца в процессе мартеновской плавки, в которой вместе с В. И. Явойским и В. И. Баптизманским принял участие Е. И. Зарвин, который на основе производственных экспериментов показал нецелесообразность существовавшей технологии. Позже он показал возможность ведения мартеновского процесса на маломарганцовистом чугуне. С пуском ЗСМК началась разработка передела низкомарганцовистых чугунов в конвертерах.[5]

Читайте также:  Какими свойствами обладает мембрана живой клетки

Сплав 83 % Cu, 13 % Mn и 4 % Ni (манганин) обладает высоким электросопротивлением, мало изменяющимся с изменением температуры. Поэтому его применяют для изготовления реостатов и пр.

Марганец вводят в бронзы и латуни.

Применение в химии[править | править код]

Значительное количество диоксида марганца потребляется при производстве марганцево-цинковых гальванических элементов, MnO2 используется в таких элементах в качестве окислителя-деполяризатора.

Соединения марганца также широко используются как в тонком органическом синтезе (MnO2 и KMnO4 в качестве окислителей), так и промышленном органическом синтезе (компоненты катализаторов окисления углеводородов, например, в производстве терефталевой кислоты окислением p-ксилола, окисление парафинов в высшие жирные кислоты).

Арсенид марганца обладает гигантским магнитокалорическим эффектом, усиливающимся под давлением.

Теллурид марганца — перспективный термоэлектрический материал (термо-ЭДС 500 мкВ/К).

Определение методами химического анализа[править | править код]

Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов.

Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn2+, следующие:

1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II):

Осадок на воздухе меняет цвет на бурый из-за окисления кислородом воздуха.

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка.

2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV):

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют четыре капли раствора щёлочи и две капли раствора H2O2.

3. Диоксид свинца PbO2 в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn2+ до MnO4− с образованием марганцевой кислоты малинового цвета:

Эта реакция даёт отрицательный результат в присутствии восстановителей, например хлороводородной кислоты и её солей, так как они взаимодействуют с диоксидом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой. При больших количествах марганца провести эту реакцию не удаётся, так как избыток ионов Mn2+ восстанавливает образующуюся марганцевую кислоту HMnO4 до MnO(OH)2, и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Mn2+ в MnO4− могут быть использованы другие окислители, например, персульфат аммония (NH4)2S2O8 в присутствии катализатора — ионов Ag+ или висмутат натрия NaBiO3:

Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного PbO2, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HNO3 и нагревают смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца (II) MnSO4 и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая время от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окраску образовавшейся марганцевой кислоты.

При окислении висмутатом натрия реакцию проводят следующим образом. В пробирку помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HNO3, добавляют несколько крупинок висмутата натрия и встряхивают. Наблюдают появление малиновой окраски раствора.

4. Сульфид аммония (NH4)2S осаждает из раствора солей марганца сульфид марганца (II), окрашенный в телесный цвет:

Осадок легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах и даже в уксусной кислоте.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора соли марганца (II) и добавляют 2 капли раствора сульфида аммония.

Биологическая роль и содержание в живых организмах[править | править код]

Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом. Марганец оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем листья свёклы — до 0,03 %, а также большие его количества содержатся в организмах рыжих муравьёв — до 0,05 %. Некоторые бактерии содержат до нескольких процентов марганца.

Избыточное накопление марганца в организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций памяти. Марганец является политропным ядом, поражающим также лёгкие, сердечно-сосудистую и гепатобиллиарную системы, вызывает аллергический и мутагенный эффект.

Токсичность[править | править код]

Токсическая доза для человека составляет 40 мг марганца в день. Летальная доза для человека не определена.

При пероральном поступлении марганец относится к наименее ядовитым микроэлементам. Главными признаками отравления марганцем у животных являются угнетение роста, понижение аппетита, нарушение метаболизма железа и изменение функции мозга.

Сообщений о случаях отравления марганцем у людей, вызванных приёмом пищи с высоким содержанием марганца, нет. В основном отравление людей наблюдается в случаях хронической ингаляции больших количеств марганца на производстве[6]. Оно проявляется в виде тяжёлых нарушений психики, включая гиперраздражительность, гипермоторику и галлюцинации — «марганцевое безумие». В дальнейшем развиваются изменения в экстрапирамидной системе, подобные болезни Паркинсона.

Чтобы развилась клиническая картина хронического отравления марганцем, обычно требуется несколько лет. Она характеризуется достаточно медленным нарастанием патологических изменений в организме, вызываемых повышенным содержанием марганца в окружающей среде (в частности, распространение эндемического зоба, не связанного с дефицитом йода).

Месторождение[править | править код]

  • Усинское месторождение марганца

См. также[править | править код]

  • Список стран по производству марганца
  • Отравление марганцем

Примечания[править | править код]

  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
  2. 1 2 Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 647. — 671 с. — 100 000 экз.
    В. В. Еремин и др. Химия. 10 класс. Профильный уровень. — Москва: Дрофа, 2008. — С. 166. — 463 с. — 7000 экз. — ISBN 978-5-358-01584-5.
  3. В. Е. Зиновьев. Теплофизические свойства металлов при высоких температурах. — 1989. — 384 с.
  4. Поваренных А. С. Твёрдость минералов. — АН УССР, 1963. — С. 197—208. — 304 с.
  5. ↑ Охотский В. Б. Металлургия России на рубеже XXI века. Новокузнецк. 2005.
  6. Лопина О. Д., Г. А. Аврунина Г. А., Воронцова Е. И., Прядилова Н. В., Рыжкова М. Н., Хижнякова К. И. Марганец // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред. Б. В. Петровский. — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия, 1980. — Т. 13. Ленин и здравоохранение — Мединал. — 552 с. — 150 500 экз.

Ссылки[править | править код]

  • Марганец на Webelements
  • Марганец в Популярной библиотеке химических элементов
  • Марганец в месторождениях

Электрохимический ряд активности металлов

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu,
Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2,
W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Источник