Марганець

Марганець – елемент 4-го періоду і VIIB-групи Періодичної системи, порядковий номер 25. Електронна формула атома [18Ar] 3d54s2; характерні ступені окислення + VII, + VI, + IV, + II і 0.

Шкала ступенів окислення марганцю:

За електронегативності (1,60) марганець займає проміжне положення між типовими металами (Na, К, Са, Mg) і неметалами (F, О, N, Cl). З’єднання MnII – оксид та гідроксид – проявляють основні властивості, сполуки MnIII і MnIV – амфотерні властивості, для з’єднань MnVI і MnVII характерно майже повне переважання кислотних властивостей. Марганець утворює численні солі і бінарні сполуки.

У природі – чотирнадцятий за хімічною поширеності елемент (восьмий серед металів; другий, після заліза, важкий метал).

Марганець Mn. Сріблясто-білий (з сірим відтінком) метал, більш твердий і крихкий в порівнянні з залізом. У вигляді дрібного порошку пірофорен. На повітрі покривається оксидною плівкою. Пасивується у воді, поглинає водень, але не реагує з ним.

При нагріванні згоряє в кисні повітря, реагує з хлором і сіркою:

В ряді напруг марганець варто лівіше водню, з розбавлених кислот HCl і H2SO4 витісняє водень:

Mn (порошок) + 2H + = Mn2 + + Н2 ^

Взаємодіє з кислотами-окислювачами при нагріванні, також утворюючи солі марганцю (II):

Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2 ^ + 2Н2O

ЗMn + 8HNO3 (разб.) = 3Mn (NO3) 2 + 2NO ^ + 4Н2O

Отримання марганцю в промисловості – відновлення піролюзиту MnO2 або гаусманіта (MnIIMn2III) O4 коксом або алюмінієм:

MnO2 + С (кокс) = Mn + СO2 (600 ° C)

3 (MnIIMn2III) O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3 (700-900 ° C)

Найбільш чистий марганець виділяють електролізом розчину з солей марганцю (II), наприклад:

Промислово важливий сплав із залізом – феромарганець (> 70% Mn), його отримують відновленням оксидних руд марганцю і заліза.

Застосовується марганець для виготовлення спеціальних і тугоплавких сплавів, дзеркального чавуну і марганцевих твердих сталей, як каталізатор в органічному синтезі.

Оксид марганцю (IV) MnO2. Чорний, з коричневим відтінком, при нагріванні розкладається. З розчину осідає у вигляді чорного гідрату MnO2 nН2O. Не проявляє амфотерних властивостей в силу малої реакційної здатності по відношенню до води, розбавлених кислот НCl і H2SO4, азотної кислоти і лугів в розчині. Типовий окислювач в розчині і розплаві, менш характерні властивості відновника.

Застосовується для промислового виробництва марганцю, як деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванічних елементах), компонент мінеральних пігментів, освітлювач скла.

Рівняння найважливіших реакцій:

4MnO2 = 2Mn2O3 + O2 (530-585 ° C)

2MnO2 + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + O2 ^ + 2Н2O (кип’ятіння)

MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O

MnO2 + H2SO4 (гор.) + KNO2 = MnSO4 + KNO3 + H2O

MnO2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = MnSO4 + Fe2 (SO4) 3 + 2H2O

MnO2 + 2KOH + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + H2O (350-450 ° C)

3MnO2 + 3K2CO3 + KClO3 = 3K2MnO4 + KCl + 3CO2 (400 ° C)

У природі найпоширеніше з’єднання марганцю – мінерал піролюзит.

Манганат калію К2MnO4. Оксосоль. Темно-зелений, плавиться під надлишковим тиском O2. У розчині стійкий тільки в сильнощелочной середовищі. Зелене забарвлення розчину відповідає іону MnO42-. Повільно розкладається при розведенні розчину водою, швидко – при підкисленні. Проявляє окислювально-відновні властивості.

Якісна реакція – поява фіолетового забарвлення при підкисленні розчину. Проміжний продукт при синтезі КMnO4.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: сплав MnO2 з сильними окислювачами (KNO3, КСlO3).

Пермапгапат калію КMnO4. Оксосоль. Червоно-фіолетовий (майже чорний). При нагріванні розкладається без плавлення. Помірно розчинний у воді (інтенсивно-фіолетове забарвлення розчину відповідає іону MnO4-), гідролізу немає. Повільно розкладається у воді, сірчаної кислоти, лугах. Сильний окислювач в розчині і при сплаву; в сильнокислотний середовищі відновлюється до MnII, в нейтральному середовищі – до MnIV, в сильнощелочной середовищі – до MnVI.

Якісна реакція на іон MnO4- – зникнення фіолетового забарвлення розчину при відновленні в кислотному середовищі.

Застосовується як окислювач вуглеводнів до карбонових кислот, реактив у фотографії, антисептик в медицині, засіб для очищення газів і відбілювання тканин, твердий джерело кисню. Поширений окислювач у лабораторній практиці.

Посилання на основну публікацію