Чему равна высшая степень окисления марганца. Соединения марганца (VII)

Долгое время одно из соединений этого элемента, а именно его двуокись (известна под названием пиролюзит) считалось разновидностью минерала магнитный железняк. Лишь в 1774 году один из шведских химиков выяснил, что в пиролюзите есть неизученный металл. В результате нагревания этого минерала с углем удалось получить тот самый неизвестный металл. Вначале его называли манганум, позже появилось современное название - марганец. Химический элемент обладает многими интересными свойствами, речь о которых пойдет далее.

Расположен в побочной подгруппе седьмой группы периодической таблицы (важно: все элементы побочных подгрупп - металлы). Электронная формула 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (типичная формула d-элемента). Марганец как свободное вещество имеет серебристо-белый цвет. Из-за химической активности в природе встречается лишь в виде соединений, таких как окислы, фосфат и карбонат. Вещество тугоплавкое, температура плавления составляет 1244 градуса по шкале Цельсия.

Интересно! В природе встречается только один изотоп химического элемента, имеющий атомную массу 55. Остальные изотопы получены искусственным путем, и наиболее устойчив радиоактивный изотоп с атомной массой 53 (период полураспада примерно такой же, как у урана).

Степень окисления марганца

У него шесть разных степеней окисления. В нулевой степени окисления элемент способен образовывать комплексные соединения с органическими лигандами (например, P(C5H5)3), а также неорганическими лигандами:

• окисью углерода (декакарбонил димарганца),
• азотом,
• трифторидом фосфора,
• окисью азота.

Степень окисления +2 типична для солей марганца. Важно: у этих соединений сугубо восстановительные свойства. Наиболее устойчивые соединения, имеющие степень окисления +3, - оксид Mn2O3, а также гидрат этого оксида Mn(OH)3. В +4 наиболее устойчивы MnO2 и амфотерный оксид-гидроксид MnO(OH)2.

Степень окисления марганца +6 типична для существующей только в водном растворе марганцеватой кислоты и ее солей. Степень окисления +7 типична для существующей только в водном растворе марганцевой кислоты, ее ангидрида, а также солей - перманганатов (аналогия с перхлоратами) - сильных окислителей. Интересно, что при восстановлении перманганата калия (в быту называется марганцовкой) возможны три разные реакции:

• В присутствии серной кислоты анион MnO4- восстанавливается до Mn2+.
• Если среда нейтральная, ион MnO4- восстанавливается до MnO(OH)2 или MnO2.
• В присутствии щелочи анион MnO4- восстанавливается до манганат-иона MnO42-.

Марганец как химический элемент

Химические свойства

В обычных условиях малоактивен. Причина - появляющаяся при воздействии кислорода воздуха оксидная пленка. Если же порошок металла слегка нагреть, он сгорает, превращаясь в MnO2.

При нагревании взаимодействует с водой, вытесняя водород. В результате реакции получается практически нерастворимый гидрат закиси Mn(OH)2. Это вещество препятствует дальнейшему взаимодействию с водой.

Интересно! Водород растворим в марганце, и при повышении температуры растворимость увеличивается (получается раствор газа в металле).

При очень сильном нагревании (температура выше 1200 градусов по шкале Цельсия) взаимодействует с азотом, при этом получаются нитриды. Эти соединения могут иметь различный состав, что типично для так называемых бертоллидов. Взаимодействует с бором, фосфором, кремнием, а в расплавленном виде - с углеродом. Последняя реакция протекает при восстановлении марганца коксом.

При взаимодействии с разбавленной серной и соляной кислотами получается соль и выделяется водород. А вот взаимодействие с крепкой серной кислотой иное: продукты реакции - соль, вода и двуокись серы (вначале серная кислота восстанавливается в сернистую; но из-за неустойчивости сернистая кислота распадается на диоксид серы и воду).

При реакции с разбавленной азотной кислотой получается нитрат, вода, окись азота.

Образует шесть оксидов:

• закись, или MnO,
• окись, или Mn2O3,
• закись-окись Mn3O4,
• двуокись, или MnO2,
• марганцеватый ангидрид MnO3,
• марганцевый ангидрид Mn2O7.

Интересно! Закись под воздействием кислорода воздуха постепенно превращается в окись. Ангидрид марганцеватой кислоты не выделен в свободном виде.

Закись-окись - соединение с так называемой дробной степенью окисления. При растворении в кислотах образуются соли двухвалентного марганца (соли с катионом Mn3+ неустойчивы и восстанавливаются до соединений с катионом Mn2+).

Двуокись, окись, закись-окись - наиболее устойчивые оксиды. Марганцевый ангидрид неустойчив. Прослеживаются аналогии с другими химическими элементами:

• Mn2O3 и Mn3O4 - основные оксиды, и по свойствам похожи на аналогичные соединения железа;
• MnO2 - амфотерный оксид, по свойствам похож на оксиды алюминия и трехвалентного хрома;
• Mn2O7 - кислотный оксид, по свойствам весьма похож на высший оксид хлора.

Несложно заметить и аналогию с хлоратами и перхлоратами. Манганаты, подобно хлоратам, получаются косвенным путем. А вот перманганаты можно получить как прямым путем, то есть при взаимодействии ангидрида и оксида/гидроксида металла в присутствии воды, так и косвенным.

В аналитической химии катион Mn2+ попал в пятую аналитическую группу. Есть несколько реакций, позволяющих обнаружить этот катион:

• При взаимодействии с сульфидом аммония выпадает осадок MnS, его цвет - телесный; при добавлении минеральных кислот наблюдается растворение осадка.
• При реакции с щелочами получается белый осадок Mn(OH)2; однако при взаимодействии с кислородом воздуха цвет осадка меняется с белого на бурый - получается Mn(OH)3.
• Если к солям с катионом Mn2+ добавить перекись водорода и раствор щелочи, выпадает темно-бурый осадок MnO(OH)2.
• При добавлении к солям с катионом Mn2+ окислителя (двуокись свинца, висмутат натрия) и крепкий раствор азотной кислоты, раствор окрашивается в малиновый цвет - это значит, что Mn2+ окислился до HMnO4.

Химические свойства

Валентности марганца

Элемент находится в седьмой группе. Типичные марганца – II, III, IV, VI, VII.

Нулевая валентность типична для свободного вещества. Двухвалентные соединения - соли с катионом Mn2+, трехвалентные – оксид и гидроксид, четырехвалентные – двуокись, а также оксид-гидроксид. Шести- и семивалентные соединения - соли с анионами MnO42- и MnO4-.

Как получить и из чего получают марганец? Из марганцевых и железо-марганцевых руд, а также из растворов солей. Известно три разных способа получения марганца:

• восстановление коксом,
• алюмотермия,
• электролиз.

В первом случае в качестве восстановителя используется кокс, а также окись углерода. Восстанавливается металл из руды, где есть примесь оксидов железа. В результате получается как ферромарганец (сплав с железом), так и карбид (что такое карбид? это соединение металла с углеродом).

Для получения более чистого вещества используется один из способов металлотермии - алюмотермия. Сначала прокаливается пиролюзит, при этом получается Mn2O3. Затем полученный оксид смешивают с порошком алюминия. В ходе реакции выделяется много теплоты, в результате получающийся металл плавится, а оксид алюминия покрывает его шлаковой «шапкой».

Марганец - металл средней активности и стоит в ряду Бекетова левее водорода и правее алюминия. Это значит, что при электролизе водных растворов солей с катионом Mn2+ на катоде восстанавливается катион металла (при электролизе весьма разбавленного раствора на катоде восстанавливается и вода). При электролизе водного раствора MnCl2 протекают реакции:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Катод (отрицательно заряженный электрод): Mn2+ + 2e Mn0

Анод (положительно заряженный электрод): 2Cl- — 2e 2Cl0 Cl2

Итоговое уравнение реакции:

MnCl2 (эл-з) Mn + Cl2

При электролизе получается наиболее чистый металлический марганец.

Полезное видео: марганец и его соединения

Применение

Применение марганца довольно широко. Используется как сам металл, так и его различные соединения. В свободном виде используется в металлургии для разных целей:

• как «раскислитель» при плавке стали (связывается кислород, и образуется Mn2O3);
• в качестве легирующего элемента: получается прочная сталь с высокими показателями износостойкости и ударопрочности;
• для выплавки так называемой броневой марки стали;
• как компонент бронзы и латуни;
• для создания манганина, сплава с медью и никелем. Из этого сплава делают различные электротехнические устройства, например реостаты

Для изготовления гальванических элементов Zn-Mn используется MnO2. В электротехнике применяются MnTe и MnAs.

Применение марганца

Перманганат калия, часто называемый марганцовкой, широко применяется как в быту (для лечебных ванночек), так и в промышленности и лабораториях. Малиновая окраска перманганата обесцвечивается при пропускании через раствор ненасыщенных углеводородов с двойными и тройными связями. При сильном нагревании перманганаты разлагаются. При этом получаются манганаты, MnO2, а также кислород. Это один из способов получить химически чистый кислород в лабораторных условиях.

Получить соли марганцеватой кислоты можно лишь косвенным путем. Для этого MnO2 смешивают с твердой щелочью и в присутствии кислорода нагревают. Другой способ получения твердых манганатов – прокаливание перманганатов.

Растворы манганатов имеют красивую темно-зеленую окраску. Однако эти растворы неустойчивы и подвергаются реакции диспропорционирования: темно-зеленая окраска меняется на малиновую, также выпадает бурый осадок. В результате реакции получается перманганат и MnO2.

Диоксид марганца применяется в лаборатории как катализатор при разложении хлората калия (бертолетовой соли), а также для получения чистого хлора. Интересно, что в результате взаимодействия MnO2 с хлороводородом получается промежуточный продукт – крайне неустойчивое соединение MnCl4, распадающееся на MnCl2 и хлор. Нейтральные или подкисленные растворы солей с катионом Mn2+ имеют бледно-розовую окраску (Mn2+ создает комплекс с 6 молекулами воды).

Полезное видео: марганец — элемент жизни

Вывод

Такова краткая характеристика марганца и его химические свойства. Это серебристо-белый металл средней активности, взаимодействует с водой лишь при нагревании, в зависимости от степени окисления проявляет как металлические, так и неметаллические свойства. Его соединения используются в промышленности, в быту и в лабораториях для получения чистого кислорода и хлора.

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.

Олимпиадные задания по химии

(1 школьный этап)

1. Тест

1.Наибольшую степень окисления марганец имеет в соединении

2. Реакции нейтрализации соответствует сокращенное ионное уравнение

1) H + + OH - = H 2 O

2) 2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2

3) CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

4) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

3. Между собой взаимодействуют

2) MnO и Na 2 О

3) P 2 O 5 и SО 3

4. Уравнением окислительно-восстановительной реакции является

1) КОН +HNO 3 = KNO 3 +Н 2 О

2) N 2 O 5 + Н 2 О = 2 НNO 3

3) 2N 2 O = 2N 2 + O 2

4) ВаСО 3 = ВаО + СО 2

5. Реакцией обмена является взаимодействие

1) оксида кальция с азотной кислотой

2) угарного газа с кислородом

3) этилена с кислородом

4) соляной кислоты с магнием

6. Кислотные дожди вызваны присутствием в атмосфере

1) оксидов азота и серы

4) природного газа

7. Метан, наряду с бензином и дизельным топливом, используется в качестве горючего в двигателях внутреннего сгорания (автотранспорт). Термохимическое уравнение горения газообразного метана имеет вид:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О + 880 кДж

Какое количество кДж тепла выделится при сгорании СН 4 , объёмом 112 литров (при н.у.) ?

Выберите правильный ответ:

2. Задачи

1. В уравнении окислительно-восстановительной реакции расставьте коэффициенты любым известным вам способом.

SnSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Sn(SO 4) 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Укажите названия вещества-окислителя и вещества-восстановителя и степени окисления элементов. (4 балла)

2. Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

(2) (3) (4) (5)

CO 2 → Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 → CаO → CaCl 2 → CaCO 3

(5 баллов)

3. Определите формулу алкадиена,если его относительная плотность по воздуху 1,862 (3 балла)

4.В 1928 году американскому химику корпорации «Дженерал Моторс» («General Motors Research») Томасу Мидглей младшему удалось синтезировать и выделить в своей лаборатории химическое соединение, состоявшее на 23,53% из углерода, 1,96% водорода и 74,51% фтора. Полученный газ был в 3,52 раза тяжелее воздуха и не горел. Выведите формулу соединения, напишите структурные формулы органических веществ, соответствующих полученной молекулярной формуле, дайте им названия. (6 баллов).

5. Смешали 140 г 0,5 %-ного раствора соляной кислоты с 200 г 3 %-ного раствора соляной кислоты. Каково процентное содержание соляной кислоты во вновь полученном растворе? (3 балла)

3. Кроссворд

Разгадайте слова, зашифрованные в кроссворде

Обозначения: 1→ - по горизонтали

1↓ - по вертикали

↓ Продукт коррозии железа.

→ Образуется при взаимодействии (6) с основным оксидом.

→ Единица количества теплоты.

→ Положительно заряженный ион.

→ Итальянский ученый, именем которого названа одна из важнейших постоянных величин.

→ Число электронов на внешнем уровне элемента №14.

→ …… газ – оксид углерода (IV).

→ Великий русский ученый известный, в том числе и как создатель мозаичных полотен, автор эпиграфа.

→ Тип реакции между растворами гидроксида натрия и серной кислоты.

Приведите пример уравнения реакции для (1→).

Укажите постоянную величину, упомянутую в (4).

Напишите уравнение реакции (8).

Напишите электронное строение атома элемента, который упоминается в (5). (13 баллов)

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.