Легко окисляется кислородом воздуха с образованием оксидов различного состава:
выше 800°С образуется смешанный оксид марганца (II, III):
3Mn + 2O2 = Mn3O4;
при температуре 450 - 800°С получается оксид марганца (III):
4Mn + 3O2 = 2Mn2O3
ниже 450°С образуется оксид марганца (IV):
Mn + O2 = MnO2.
С галогенами, кроме фтора, дает галогениды марганца (II):
2Mn + 3F2 = 2MnF3 (MnF4);
Mn + Cl2 = MnCl2.
При нагревании реагирует с серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием:
Mn + S = MnS;
2Mn + N2 = 2MnN (возможно образование MnN6, Mn5N2, Mn4N, Mn3N2 и других нитридов);
Mn + P = MnP (возможно образование MnP3, Mn2P, Mn3P, Mn3P2 и других фосфидов);
3Mn + С = Mn3С (возможно образование Mn5С2, Mn15С4, Mn2С7 и других карбидов);
Mn + Si = MnSi (возможно образование Mn3Si, Mn5Si и других силицидов).
Водород поглощает с образованием твердых растворов.
Взаимодействие с водой
При комнатной температуре очень медленно взаимодействует с водой, при нагревании с умеренной скоростью:
Mn + 2H2O = MnO2 + 2H2.
Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом образуются соли марганца (II):
Mn + 2HCl = MnCl2 + H2;
Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2;
с разбавленной азотной кислотой образует нитрат марганца (II) и оксид азота (II):
3Mn + 8HNO3 = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец. Марганец растворяется в них лишь при нагревании, образуются соли марганца (II) и продукты восстановления кислоты:
Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2 + 2H2O;
Mn + 4HNO3 = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
3. Способность к комплексообразованию (карбонилы марганца)
Декакарбонилдимарганец - неорганическое соединение, карбонильный комплекс марганца состава Mn2(CO)10. Жёлтые кристаллы, не растворимые в воде.
2MnCl2 + 10CO --- Mn(CO)10 + 2Cl2 (газ)
58.
Марганец (II) – MnO зеленый порошок, легко переходит в оксид марганца (III) по действием кислорода воздуха при нагревании , реагирует с водой и щелочами , обладает приимущественно основными свойствами , легко растворяется с образоваием солей .
MnO +2HNO3 = Mn(NO3)2 + 2H2O
MnO2 + H2SO4 = MnSO4 =H2O
MnO2 = 2HCl = MnCl2 + H2O
Окслительные свойства MnО проявляются при взаимодействии с типичными восстановителями, его можно восстановить до металла
3Mn + 2Al = 3Mn + 2 Al2o3
Mn + H2 = Mn + H2O
MnO + C = Mn + CO(gaz)
MnO + CO = Mn + CO2
Образующийся металл загрязнен карбидом марганца Mn7C3
Окислительные свойства марганца (II) проявляются при электролизе водного раствора сульфата марганца , данный процесс используется для чистого марганца
2MnSO4 +2H2O = 2Mn + 2H2SO4 + O2
Оксид марганца (II) образуется при разложении термически неустойчивых соединений в отсутствии кислорода (инертной среде) :
MnCO3 = MnO + CO2
MnC2O4= MnO + CO+ CO2
Mn(OH)2 = MnO + H2O
2Mn(NO3)2 = 2MnO + 4 NO2 +O2
оксид марганца (II) –сильный восстановитель:
3MnO2 + Cl2 = Mn Cl2 + Mn2O3
MnO + 2 BaO2 = BaMnO4 + BaO
Соли марганца 2 также обалдают ярко выраженными восстановитьельными свойствами :
В нейтральной среде соли марганца окисляются до маганца MnO2
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2 (ОСАДОК) + 2H2SO4 + K2SO4
ЭДС реакции равна 1,70 – 1,13 = 0.57 (B), реакция протекает в сторону продуктов реакции самопроизваотно.
При взаимодействии с лильными окислителями в кислой среде образуется перманганат ион с характерной фиолетово мариновой окраской
2MnSO4 + 5PbO2 +6H2NO3 =2HMn O4 +3Pb9NO3)2 + 3PbSO4+2H2O
2Mn(NO)2 + PbO2 +6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O 
Вопрос 59 (Марганец(IV) оксид, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства, влияние рН на ОВ свойства) включен в вопрос 58 (Марганец(II) и марганец(IV): КО и ОВ характеристика соединений, способность к комплексо- образованию)
Вопрос 60. Соединения марганца(VI): манганаты, их образование, термическая устойчивость, диспропор- ционирование в растворе и условия стабилизации. 
Вопрос 61. Соединения марганца(VII) – оксид, марганцовая кислота, перманганаты, КО и ОВ свойства, про- дукты восстановления перманганатов при различных значениях рН, окисление органических со- единений, термическое разложение. Химические основы применения калия перманганата и его раствора как антисептического средства и в фармацевтическом анализе.
Оксид марганца (VII) Mn2O7 – маслянистая жидкость черно-зеленого цвета, выше 50°С разлагается с образованием кислорода и низших оксидов, при более высокой температуре взрывается:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.
Проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой, образуя марганцовую кислоту:
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.
Оксид марганца можно получить только косвенным путем:
2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.
Марганцовая кислота – сильная кислота, очень неустойчивая, разлагается уже выше 3°С:
4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.
Соли марганцевой кислоты – перманганаты – содержат в составе перманганат-ион MnO4-, в растворе – фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства, в кислой среде образуются соединения марганца (II):
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
в нейтральной – марганца (IV):
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
в щелочной – марганца (VI):
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
При нагревании разлагаются:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Перманганат калия получается по следующей схеме:
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;
затем манганат переводится в перманганат электрохимическим окислением, суммарное уравнение процесса имеет вид:
2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + Н2.
Перманганат калия KMnO4 - наиболее широко применяемая соль марганцевой кислоты НMnO4. Кристаллизуется в виде красивых темно-фиолетовых, почти черных призм, умеренно растворимых в воде. Водные растворы КMnO4 имеют малиново-фиолетовую окраску, свойственную ионам MnO4-. Перманганат калия - сильный окислитель, его окислительная способность зависит от реакции среды:
MnO4- + 8Н+ + 5e- → Mn2+ + 4Н2О; Е0 = +1,51 В (кислая среда).
MnO4- + 2Н2О + 3e- → MnO2↓ + 4OН-; Е0 = +0,60 В (нейтральная среда).
MnO4- + e- → MnO42-; Е0 = +0,56 В (щелочная среда).
Из значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов видно, что перманганат-ион является наиболее сильным окислителем в кислой среде. КMnO4 применяется в аналитической практике (перманганатометрия) и в фармацевтическом анализе для количественного определения лекарственных препаратов, обладающих восстановительными свойствами.
Образующийся MnO2 оказывает вяжущее, раздражающее и прижигающее действие, а выделяющийся кислород обладает антимикробным и дезодорирующим действием.
Для организма перманганаты ядовиты при попадании внутрь из-за их сильных окислительных свойств. Для обезвреживания острых отравлений используют 3% раствор пероксида водорода в уксуснокислой среде:
2KMnO4 + 6СH3СООН + 5H2O2 → 2Mn(СH3СОО)2 + 2СH3СООК + 5O2 + 8H2O.
Проведено количественное перманганатометрическое определение пероксида водорода в фармакопейном препарате 3% растворе H2O2 и в таблетках «Гидроперит» с использованием реакции:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 → 2MnSО4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
Вопрос 62. Деление d–элементов VIII группы на элементы семейства железа и платиновые металлы. Об- щая характеристика группы.
d – Элементы образуют огромное число химических соединений. Объясняется это особенностью их положения в ПСЭ Д.И. Менделеева. К d – элементам относятся элементы, у атомов которых электронная конфигурация (n-1)d 1- 10 ns 1-2 и расположены они в побочных группах ПСЭ Д.И. Менделеева. Эти элементы, или еще их называют переходные металлы, заполняется предвнешний электронный слой, что сказывается значительно на свойствах. d – Элементы имеют много общего между собой и образуют три декады в периодах 4 – 6. Все d – элементы – типичные металлы, отличающиеся высокой твердостью, плотностью и тугоплавкостью. Для образования химических связей используются в первую очередь внешние s – электроны, а затем часть или все d – электроны. Это обуславливает многообразие степеней окисления d – элементов и соответственно широкий спектр окислительно – восстановительных и кислотно – основных свойств. Во всех группах, кроме VIIIВ, высшая валентность отвечает номеру группы. В VIIIВ подгруппе устойчивые степени окисления +8 получены только для осмия и рутения, остальные элементы имеют степени окисления не выше +6. 66 Следующей особенностью d – элементов является существенное отличие свойств элементов 1 – ой декады (IV период) от 2-ой (V период) и 3-й (VI период) декад. Объясняется это тем, что при переходе из IV периода в V происходит небольшой рост размера атома, а при переходе из V в VI – стабилизация радиуса или очень незначительное его уменьшение (лантаноидное сжатие). Это приводит к тому, что d - элементы V и VI периодов очень похожи по своим свойствам. В отличие от элементов главных подгрупп и в связи с незначительным увеличением или даже уменьшением радиуса элемента при возрастающем притяжении электронов к ядру химическая активность переходных металлов уменьшается по подгруппе сверху вниз, а характерная степень окисления увеличивается. Как и в элементах главных подгрупп, полярность связи с ростом степени окисления убывает. Для одно – и двухвалентных соединений характерна связь, близкая к ионной, а с увеличением степени окисления она все более приближается к ковалентной. Так, низшие оксиды и гидроксиды обычно основные и амфотерные, высшие – кислотные. Например, Ag2O – основный оксид, ZnO и Cr2O3 – амфотерные, а V2O5 , CrO3 и Mn2O7 - типично кислотные оксиды. Для d – элементов характерно образование нестехиометрических соединений переменного состава со многими элементами, в частности с кислородом. Важным свойством еще является комплексобразующая способность d – элементов. Связано это с наличием очень большого числа орбиталей и электронов на удаленных от ядра d – орбиталях.
Дата: 2019-07-30, просмотров: 451.
