Характеристика элемента

ХИМИЯ МАрганца (Mn)

	Характеристика элемента
	Mn ─ d-элемент: …3d^54s^2
	Mn ─ металл
	Степени окисления: 0, +2, +3, +4, +5, +6, +7	(Примечание: соединения марганца(III) и (V) не входят в программу - изучать не будем)

	Природные минералы:	Марганец входит как примесь в состав всех железных руд.
	MnO2∙xH2O	─	пиролюзит
	Mn2O3	─	браунит
	Mn3O4 (MnO2∙2MnO)	─	гаусманит
	MnCO3	─	марганцевый шпат

I. Мn(0) – простое вещество

Мn – металл, активный (Р.Н.: активны, до Н2). Следовательно, – восстановитель (red). Взаимодействует с окислителями (ox) с образованием соединений марганца(II).

Ox = О2

1.

Окисляется кислородом воздуха:

2Mn + O2 ¾® 2MnO (оксид марганца(II))

Реакция идет количественно, если металл находится в мелко раздробленном состоянии. Если не так, оксидная пленка (MnO) препятствует дальнейшему окисления марганца.

Ox = Неметалл

2.

При нагревании легко окисляется неметаллами – галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием:

Mn + Cl2 ¾ t® MnCl2 (хлорид марганца(II))

3Mn + N2 ¾t® Mn3N2 (нитрид)

Mn + S ¾t® MnS (сульфид марганца(II))

3Mn + 2P ¾t® Mn3P2 (фосфид)

2Mn + Si ¾t® Mn2Si (силицид)

Ox = Н^+

3.

Хорошо растворяется

а)

в кислотах-неокислителях ─ с выделением водорода (и образованием марганца(II)):

Mn + 2H^+ ¾¾® H2↑ + Mn^2+

Примеры:

Mn + 2HCl ¾¾® H2↑ + MnCl2,

Mn + H2SO4 (разб.) ¾¾® H2↑ + MnSO4

Mn + 2CH3COOH ¾¾® H2↑ + Mn^2+ + 2CH3COO^–

Mn + 2CH3COOH ¾¾® H2↑ + (CH3COO)2Mn

б)

в H2O в присутствии хлорида аммония (NH4Cl), который вследствие гидролиза создает кислую среду и препятствует осаждению гидроксида Mn(ОН)2:

Mn + 2H2O + 2NH4Cl ¾¾® H2↑ + 2NH4OH + MnCl2

Mn

– 2e

¾¾®

Mn^2+

2H2O + 2NH4^+ + 2e

¾¾®

H2 + 2NH4OH

Mn + 2H2O + 2NH4^+

¾¾®

Mn^2+ + H2 + 2NH4OH

Ox = «S^+6»,		в)	В кислотах-окислителях с образованием солей марганца(II):
«N^+5»			─ и SO2 при действии H2SO4 (конц.):	Mn + 2H2SO4 ¾¾ t® SO2↑ + 2H2O + MnSO4
			─ и NO2 в случае использования HNO3 (конц.):	Mn + 4HNO3 (конц.) ¾¾® 2NO2↑ + 2H2O + Mn(NO3)2
			─ и NO при действии HNO3 (разб.):	3Mn + 8HNO3 (разб.) ¾¾® 2NO↑ + 4H2O + 3Mn(NO3)2
ЗАДАНИЕ:		Уравняйте реакции из п. 3 в, используя метод полуреакций.
Ox = Оксид Ме	4.	Восстанавливает оксиды многих металлов:
		3Mn + Fe2O3 ¾t® 3MnO + 2Fe	Примечание: Эта реакция используется при выплавке стали
Ox = Ме ^n ^+ (соль Ме)	5.	Взаимодействует с солями менее активных металлов (см. электрохимический ряд напряжений металлов).
	ЗАДАНИЕ:	Приведите примеры самостоятельно. Подумайте, в каких условиях ─ В растворах? В расплавах?

Получение

6.

1.

Алюмотермия (см. тему «Химия алюминия») – из оксидов, которые восстанавливают алюминием.

а)

Реакция природного MnO2 с Al протекает очень бурно. Поэтому сначала MnO2 прокаливают:

3MnO2 ¾t® Mn3O4 + О2↑

и получают смешанный оксид Mn3O4 (MnO2∙2MnO),

б)

Который восстанавливают алюминием:

3Mn3O4 + 8Al ¾t® 9Mn + 4Al2O3

2.

Кремнийтермия – из оксида (MnO2), в качестве восстановителя используется кремний:

MnO2 + Si ¾t® Mn + SiО2

3.

Электролиз раствора сульфата марганца(II):

MnSO4 ¾¾® Mn^2+ + SO4^2^–

КАТОД (–)

Mn^2+, Н2О

АНОД (+)

SO4^2^–, Н2О

Mn^2+ + 2е ¾¾® Mn

2Н2О – 4e ¾¾® О2 + 4Н^+

2Mn^2+ + 2Н2О ¾ электролиз раствора ® 2Mn + О2 + 4Н^+

2MnSO4 + 2Н2О ¾ электролиз раствора ® 2Mn + О2↑ + 2Н2SO4

Характеристика

II. Мn(II) – соединения марганца(II)

Окислительно-восстановительная

кислотно-основных свойств

способность

А

MnO

─

оксид марганца(II)

Основные свойства

Б

Mn(ОН)2

─

гидроксид марганца(II)

Восстановители

(категория II)

В

Mn^2+ (MnSO4)

─

соли марганца(II)

(окислители в пареMn^2+/Mn )

А

MnO (порошок серо-зеленого цвета)

1.		В воде не растворяется!
		MnO + Н2О ¾х®
2.		С образованием соли марганца(II) …
	а)	... растворяется в кислотах:
		Простая форма записи
		MnO + Н2SO4 (разб.) ¾® Н2О + MnSO4
		Реально (в водном растворе) образуется аквокомплекс гексааквомарганца(II) (см. II-В):
		MnО + 2Н^+ + 5Н2О ¾® [Mn(Н2О)6]^2+
		MnO + Н2SO4 (разб.) + 5Н2О ¾® [Mn(Н2О)6]SO4
	б)	…взаимодействует с кислотными оксидами:
		MnO + SO3 ¾® MnSO4
		MnO + SiO2 ¾t (без доступа О2) ® MnSiO3	¾®	4.		Легко окисляется кислородом (ох) воздуха:
							2MnO + O2 ¾t® MnO2
			Получение
6.		Из MnСO3 – пиролизом в инертной (N2) атмосфере:			5.		Из MnO2 – восстанавливают молекулярным водородом:
		MnСO3 ¾t (без доступа О2) ® MnO + CO2↑					MnO2 + Н2 ¾t® MnO + Н2О↑
		В присутствии кислорода	¾®	7.	→	6MnСO3 + О2 ¾t® 2Mn3O4 + 6СО2

Б

Mn(OН)2 (белый порошок)

1.

а)

В воде не растворяется (труднорастворимый электролит).

При нагревании теряет воду:

Mn(ОН)2 ¾t (без доступа О2) ® MnO + Н2О

б)

Слабое основание – та часть, что растворяется, в растворе диссоциирует как слабый электролит. Растворение и диссоциация заметны только в присутствии кислоты. Поэтому реальное поведение (в присутствии избытка Н^+) Mn(OН)2можно отразить следующей схемой:

Mn(ОН)2↓ ←Н^+→ Mn^2+ + 2ОН^─

↓↓

2.

Способ получения:

Из растворимых солей марганца(II) действием более сильного (или более растворимого) основания, чем Mn(OН)2, например:

MnCl2 + 2NaOH ¾® Mn(ОН)2↓ + 2NaCl

Mn^2+ + 2ОН^─ ¾® Mn(ОН)2↓

Mn(OН)2 образуется в виде белого осадка

¾®

3.

Mn(OН)2 легко окисляется кислородом (ох) воздуха,

буреет вследствие перехода в Mn(OН)4:

4.

Растворяется в кислотах, взаимодействует с кислотными

2Mn(OН)2 + О2 + 2Н2О ¾® 2Mn(OН)4

оксидами – с образованием солей марганца(II):

а)

Mn(OН)2 + Н2SO4 (изб.) ¾® 2Н2О + MnSO4

О2 + 2Н2О + 4e ¾® 4ОН^–

Mn(OН)2↓ + 2Н^+ ¾® 2Н2О + Mn^2+

Mn(OН)2 + 2ОН^– – 2е ¾® Mn(OН)4

или реально в водных растворах

О2 + 2Н2О + 2Mn(OН)2 + 4ОН ^– ¾® 4ОН ^– + 2Mn(OН)4

Mn(OН)2↓ + 2Н^+ + 4Н2О ¾® [Mn(Н2О)6]^2+

Mn(OН)2↓ + Н2SO4 + 4Н2О ¾® [Mn(Н2О)6]SO4

б)

Mn(OН)2 + SO3 (изб.) ¾® Mn(НSO4)2

В

Соли Mn(II)

1.

Большинство солей марганца(II) хорошо растворимы в воде. Катион Mn^2+ в водном растворе существует в виде аквокомплекса, придающего раствору розоватую окраску:

5.

Слабые восстановители: проявляют восстановительные свойства только в присутствии сильных окислителей, при этом окисляются …

MnCl2 ¾® Mn^2+ + 2Cl^–

а)

в кислой среде – до MnO4^– («Mn^+7»)

Mn^2+ + 6Н2О ↔ [Mn(Н2О)6]^2+

б)

в нейтральной – до MnO2 («Mn^+4»)

В сухом виде кристаллогидраты солей тоже окрашены в бледно розовый цвет.

в)

в щелочной – до MnO4^2^– («Mn^+6») Примеры:

Не растворимы в воде: MnS, MnCO3, Mn3(PO4)3

H2SO4

а)

1. 2MnSO4 + 5 (NH4)2S2O8 + 8Н2О ¾¾¾¾¾®

2.

Гидролиз. Соли (разумеется, растворимые) по катиону

Ag^+ – кат.

(Mn^2+) гидролизуются слабо.

¾¾® 2HMnO4 +10NH4HSO4 + 2H2SO4

а)

В упрощенной форме записи:

+4

Mn^2+ + Н2О ↔ MnOН^+ + Н^+

2. 2MnSO4 + 5 PbO2 + 6HNO3 ¾¾¾¾¾®

MnCl2 + Н2О ↔ MnOНCl + НCl

+2

¾¾® 2HMnO4 +3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2Н2О

б)

Реально (см. тему «Химия алюминия»):

Примечания:

1.

Превращение Mn^2+ в HMnO4 сопровождается

[Mn(Н2О)6]^2+ ↔ [MnОН(Н2О)5]^+ + Н^+

визуальным эффектом – появлением малиновой (розовой в разбавленном растворе) окраски раствора, связанной с ионами

3.

MnCO3, MnS растворяются в более сильных кислотах, в частности:

MnO4^–. Эти реакции (а-1, а-2) используют в аналитической химии как качественные на ионы Mn^2+.

MnCO3 + 2НCl (изб.) ¾® Н2О + СО2(↑) + MnCl2

2.

(NH4)2S2O8 – персульфат аммония, соль

MnCO3↓ + 2Н^+ ¾® Н2О + СО2(↑) + Mn^2+

надсерной (пероксидисерной) кислоты Н2S2O8

ЗАДАНИЕ:

Запишите в аналогичном виде процесс растворения сульфида марганца(II) в соляной кислоте.

4.

Соли марганца(II) взаимодействуют с более сильными

(или более растворимыми) основаниями (см. II-Б-2).

б)

1. 3MnSO4 + 2 KMnO4 + 2Н2О ¾¾®

¾¾® 5MnO2↓ + 2KHSO4 + H2SO4

.

2. Mn(NO3)2 + PbO2 ¾¾® MnO2↓ + Pb(NO3)2

6.

В окислительно-восстановительной паре

в)

1. 3MnSO4 + 2 KClO3 + 12KOH ¾t, сплав¾®

Mn^2+ + 2е ¾¾® Mn

¾¾® 3K2MnO4 + 6Н2О + 2KCl + 3K2SO4

катионы Mn^2+ – окислители. Следовательно, соли

восстанавливаются до металла Mn

2. MnSO4 + 2 KOBr + 4KOH ¾t, сплав¾®

а)

электролитически (см. I-6-3),

¾¾® K2MnO4 + 2Н2О + 2KBr + K2SO4

б)

под действием более сильного восстановителя-

металла (см. Р.Н.)

ЗАДАНИЕ:

Реакции 5 а, б, в уравняйте методом полуреакций.

Характеристика

III. Мn(IV) – соединения марганца(IV)

Окислительно-восстановительная

кислотно-основных

способность

свойств

А

MnO2

─

оксид марганца(IV)

В щелочной среде – восстановители

Амфотерны (категория III,

Б

Mn(ОН)4

─

гидроксид марганца(IV)

В кислой – сильные окислители

и кислотные, и основные свойства выражены слабо)

В

Mn^4^+ (MnCl4) MnO3^2 ^– (CaMnO3)

─ ─

соли марганца(IV) манганиты, или манганаты (IV)

(редко восстановители)

A

MnO2 (черно-бурое твердое вещество) – наиболее устойчивое соединение марганца,

широко распространено в земной коре.

В воде не растворяется (осадок темно-бурого цвета)

1.

а)

Проявляя кислотные свойства, сплавляется с образованием манганатов(IV) (или манганитов) … со щелочами и основными оксидами

2.

В щелочной среде в присутствии окислителя (ох) «работает» как восстановитель, окисляясь при этом до «Mn^+6» и образуя ионыMnO4^2^– – манганаты(VI) (или манганаты)

Внимание! Без доступа О2 или другого окислителя. Иначе

¾®

а)

MnО2 + 2NaOH + O3 ¾t, сплав ® Na2MnО4 + O2 + Н2О

MnО2 + СаО ¾t, сплав® СаMnО3

3MnО2 + 6KOH + KClO3 ¾t, сплав® 3K2MnО4 +KCl + 3Н2О

MnО2 + 2KОH ¾t, сплав® K2MnО3 + Н2О↑

MnО2 + 4KОH + O2 ¾t, сплав ® 2K2MnО4 + 2Н2О↑

ох

б)

карбонатами щелочных металлов (без доступа ох, иначе ¾®

б)

MnО2 +K2СО3 + KNO3 ¾t, сплав® K2MnО4 + СО2↑+ KNO2

MnО2 + 2K2СО3 ¾t, сплав® K2MnО3 + СО2↑

Примечание:

Зеленые сплавы растворяются в воде с образованием изумрудно-зеленого раствора – окраска манганат-иона MnO4^2^–.

4.

Основные свойства MnO2 должны были бы проявляться во взаимодействии с сильными кислотами с образованием солей марганца(IV), однако соли не образуются

←

3.

В кислой среде MnО2 – сильный окислитель, реагирует с восстановителями (red), восстанавливаясь при этом до «Mn^+2» с образованием солей марганца(II) – ионов Mn^2+

из-за окислительных свойств MnO2 в кислой среде.

ЗАДАНИЕ:

Задумайтесь, почему в качестве продуктов

Можно считать и так: соли марганца(IV) неустойчивы в окислительно- восстановительном отношении,

данных реакций – соединений Mn(II), образуются именно соли. Почему не оксид или гидроксид?

поэтому в присутствии кислот идут окислительно-

восстановительные реакции:

а)

MnO2 + 4HCl (конц.) ¾¾® {Mn^+4Cl2^−1} + 2Н2О

←

а)

MnO2 + 4 HCl (конц.) ¾¾® Cl2↑ + 2Н2О + MnCl2

ox

red

↓

б)

MnO2 + 2 FeSO4 + 2H2SO4 ¾¾® 2Н2О + MnSO4 + Fe2(SO4)3

внутримолекулярная

Mn^+2Cl2 + Cl2^0

red

окислительно-восстановительная реакция

Примечание:

Эта реакция – один из лабораторных способов получения Cl2

5.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительная реакции с выделением кислорода идут …

а)

в присутствии горячих концентрированных серной или азотной кислот:

2MnO2 + H2SO4 (конц.) ¾¾® О2↑ + 2Н2О + MnSO4

↓

↓

ox

red

б)

при нагревании (в пределах 500 ^0С):

MnO2 ¾t¾® О2↑ + MnO

6.

В кислой среде иногда в присутствии сильного окислителя MnО2 способен проявлять восстановительные свойства, окисляясь при этом до «Mn^+7» с образованием перманганат-ионов MnO4^–

2MnO2 + 2 PbO2 + 6HNO3 ¾¾® 2HMnO4 +3Pb(NO3)2 + 2Н2О

ЗАДАНИЕ:

Будет ли сопровождаться эта реакция (III–А-6) визуальным эффектом?

ЗАДАНИЕ:

Все реакции из пунктов III–А-2, 3,6 следует уравнять методом полуреакций.

Б

Mn(OН)4 (бурое вещество)

	Крайне неустойчив – в момент образования (см. II-Б-3) сразу (и легко) теряет воду, переходя в MnO2: {Mn(OН)4} ¾¾® MnO2 + 2Н2О
	Примечание:	Вместо Mn(OН)4 в уравнениях реакций смело можно писать «MnO2 + 2Н2О».

Дата добавления: 2015-10-21