Stato di ossidazione più basso del manganese. Manganese (elemento chimico): proprietà, applicazione, designazione, stato di ossidazione, curiosità

Per molto tempo uno dei composti di questo elemento, vale a dire il suo biossido (noto come pirolusite), è stato considerato un tipo di minerale di ferro magnetico. Fu solo nel 1774 che uno dei chimici svedesi scoprì che la pirolusite conteneva un metallo inesplorato. Come risultato del riscaldamento di questo minerale con il carbone, è stato possibile ottenere lo stesso metallo sconosciuto. All'inizio si chiamava manganum, in seguito apparve il nome moderno: manganese. L'elemento chimico ha molte proprietà interessanti, che saranno discusse di seguito.

Si trova in un sottogruppo laterale del settimo gruppo della tavola periodica (importante: tutti gli elementi dei sottogruppi laterali sono metalli). Formula elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (tipica formula dell'elemento d). Il manganese come sostanza libera ha un colore bianco-argenteo. A causa della sua attività chimica, si presenta in natura solo sotto forma di composti come ossidi, fosfati e carbonati. La sostanza è refrattaria, il punto di fusione è 1244 gradi Celsius.

Interessante! In natura si trova solo un isotopo di un elemento chimico, con una massa atomica di 55. Gli isotopi rimanenti sono ottenuti artificialmente e l'isotopo radioattivo più stabile con una massa atomica di 53 (il tempo di dimezzamento è approssimativamente uguale a quello dell'uranio ).

Stato di ossidazione del manganese

Ha sei diversi stati di ossidazione. Nello stato di ossidazione zero, l'elemento è in grado di formare composti complessi con ligandi organici (ad esempio P(C5H5)3), nonché ligandi inorganici:

• monossido di carbonio (decacarbonile dimanganese),
• azoto,
• trifluoruro di fosforo,
• monossido di azoto.

Lo stato di ossidazione +2 è tipico dei sali di manganese. Importante: questi composti hanno proprietà puramente riparative. I composti più stabili con uno stato di ossidazione +3 sono l'ossido Mn2O3, così come l'idrato di questo ossido Mn(OH)3. A +4 i più stabili sono MnO2 e l'ossido-idrossido anfotero MnO(OH)2.

Lo stato di ossidazione del manganese +6 è tipico dell'acido manganese e dei suoi sali, che esistono solo in una soluzione acquosa. Lo stato di ossidazione di +7 è tipico dell'acido permanganico, della sua anidride e dei sali - permanganati (analoghi ai perclorati) - forti agenti ossidanti, esistenti solo in una soluzione acquosa. È interessante notare che quando si riduce il permanganato di potassio (nella vita di tutti i giorni chiamato permanganato di potassio), sono possibili tre diverse reazioni:

• In presenza di acido solforico, l'anione MnO4- viene ridotto a Mn2+.
• Se il mezzo è neutro, lo ione MnO4- viene ridotto a MnO(OH)2 o MnO2.
• In presenza di alcali, l'anione MnO4- viene ridotto allo ione manganato MnO42-.

Manganese come elemento chimico

Proprietà chimiche

In condizioni normali è inattivo. Il motivo è una pellicola di ossido che appare se esposta all'ossigeno atmosferico. Se la polvere metallica viene leggermente riscaldata, brucia trasformandosi in MnO2.

Quando riscaldato, interagisce con l'acqua, spostando l'idrogeno. Come risultato della reazione si ottiene un idrossido praticamente insolubile Mn(OH)2. Questa sostanza impedisce un'ulteriore interazione con l'acqua.

Interessante! L'idrogeno è solubile nel manganese e all'aumentare della temperatura aumenta la solubilità (si ottiene una soluzione del gas nel metallo).

Se riscaldato molto fortemente (temperature superiori a 1200 gradi Celsius), reagisce con l'azoto formando nitruri. Questi composti possono avere composizioni diverse, tipiche dei cosiddetti berthollidi. Interagisce con boro, fosforo, silicio e, in forma fusa, con il carbonio. L'ultima reazione avviene durante la riduzione del manganese con coke.

Quando reagisce con acidi solforico e cloridrico diluiti, si ottiene sale e viene rilasciato idrogeno. Ma l'interazione con l'acido solforico forte è diversa: i prodotti della reazione sono sale, acqua e anidride solforosa (inizialmente l'acido solforico viene ridotto ad acido solforoso; ma a causa dell'instabilità, l'acido solforoso si scompone in anidride solforosa e acqua).

Quando reagiscono con acido nitrico diluito, si ottengono nitrato, acqua e ossido nitrico.

Forma sei ossidi:

• protossido di azoto, o MnO,
• ossido, o Mn2O3,
• ossido-ossido Mn3O4,
• biossido, o MnO2,
• anidride di manganese MnO3,
• anidride di manganese Mn2O7.

Interessante! Sotto l'influenza dell'ossigeno atmosferico, il protossido di azoto si trasforma gradualmente in ossido. L'anidride permanganato non è stata isolata in forma libera.

L'ossido è un composto con un cosiddetto stato di ossidazione frazionaria. Quando disciolti in acidi si formano sali di manganese bivalente (i sali con il catione Mn3+ sono instabili e si riducono a composti con il catione Mn2+).

Biossido, ossido, protossido di azoto sono gli ossidi più stabili. L'anidride di manganese è instabile. Esistono analogie con altri elementi chimici:

• Mn2O3 e Mn3O4 sono ossidi basici e le loro proprietà sono simili a composti simili del ferro;
• MnO2 è un ossido anfotero, simile nelle proprietà agli ossidi di alluminio e cromo trivalente;
• Mn2O7 è un ossido acido, le sue proprietà sono molto simili all'ossido di cloro superiore.

È facile notare l'analogia con clorati e perclorati. I manganati, come i clorati, si ottengono indirettamente. Ma i permanganati possono essere ottenuti direttamente, cioè mediante l'interazione di un'anidride e un ossido/idrossido metallico in presenza di acqua, oppure indirettamente.

In chimica analitica, il catione Mn2+ rientra nel quinto gruppo analitico. Esistono diverse reazioni in grado di rilevare questo catione:

• Quando interagisce con il solfuro di ammonio, si forma un precipitato MnS, il suo colore è color carne; Quando vengono aggiunti acidi minerali, il precipitato si dissolve.
• Reagendo con gli alcali si ottiene un precipitato bianco di Mn(OH)2; tuttavia, quando interagisce con l'ossigeno atmosferico, il colore del precipitato cambia da bianco a marrone - si ottiene Mn(OH)3.
• Se ai sali con il catione Mn2+ si aggiungono acqua ossigenata e una soluzione alcalina, precipita un precipitato marrone scuro MnO(OH)2.
• Quando un agente ossidante (biossido di piombo, bismutato di sodio) e una forte soluzione di acido nitrico vengono aggiunti ai sali con il catione Mn2+, la soluzione diventa cremisi - ciò significa che Mn2+ è stato ossidato a HMnO4.

Proprietà chimiche

Valenza del manganese

L'elemento è nel settimo gruppo. Manganese tipico - II, III, IV, VI, VII.

La valenza zero è tipica di una sostanza libera. I composti bivalenti sono sali con il catione Mn2+, i composti trivalenti sono ossido e idrossido, i composti tetravalenti sono biossido, nonché ossido-idrossido. I composti esa- ed eptavalenti sono sali con anioni MnO42- e MnO4-.

Come si ottiene e da cosa si ottiene il manganese? Dai minerali di manganese e ferromanganese, nonché da soluzioni saline. Esistono tre modi diversi per ottenere il manganese:

• recupero con coca cola,
• alluminotermia,
• elettrolisi.

Nel primo caso, come agente riducente vengono utilizzati coke e monossido di carbonio. Il metallo viene recuperato dal minerale contenente una miscela di ossidi di ferro. Il risultato è sia ferromanganese (una lega con ferro) che carburo (cos'è il carburo? è un composto di metallo e carbonio).

Per ottenere una sostanza più pura, viene utilizzato uno dei metodi della metallotermia: l'alluminotermia. Innanzitutto, la pirolusite viene calcinata, producendo Mn2O3. L'ossido risultante viene quindi miscelato con polvere di alluminio. Durante la reazione, viene rilasciato molto calore, di conseguenza il metallo risultante si scioglie e l'ossido di alluminio lo copre con un “tappo” di scorie.

Il manganese è un metallo di media attività e si trova nella serie di Beketov a sinistra dell'idrogeno e a destra dell'alluminio. Ciò significa che durante l'elettrolisi di soluzioni acquose di sali con il catione Mn2+, il catione metallico viene ridotto al catodo (durante l'elettrolisi di una soluzione molto diluita, anche l'acqua viene ridotta al catodo). Durante l'elettrolisi di una soluzione acquosa di MnCl2 si verificano le seguenti reazioni:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Catodo (elettrodo caricato negativamente): Mn2+ + 2e Mn0

Anodo (elettrodo caricato positivamente): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

L’equazione della reazione finale è:

MnCl2 (el-z) Mn + Cl2

L'elettrolisi produce il metallo manganese più puro.

Video utile: manganese e suoi composti

Applicazione

L'uso del manganese è piuttosto ampio. Vengono utilizzati sia il metallo stesso che i suoi vari composti. Nella sua forma libera viene utilizzato in metallurgia per vari scopi:

• come “disossidante” durante la fusione dell'acciaio (l'ossigeno si lega e si forma Mn2O3);
• come elemento di lega: produce acciaio robusto con elevata resistenza all'usura e agli urti;
• per la fusione del cosiddetto acciaio per armature;
• come componente del bronzo e dell'ottone;
• per creare la manganina, una lega con rame e nichel. Vari dispositivi elettrici, come i reostati, sono realizzati con questa lega

MnO2 viene utilizzato per la produzione di celle galvaniche Zn-Mn. MnTe e MnA sono utilizzati nell'ingegneria elettrica.

Applicazioni del manganese

Il permanganato di potassio, spesso chiamato permanganato di potassio, è ampiamente utilizzato sia nella vita di tutti i giorni (per i bagni medicinali), sia nell'industria e nei laboratori. Il colore cremisi del permanganato scolorisce quando gli idrocarburi insaturi con doppi e tripli legami passano attraverso la soluzione. Se riscaldati fortemente, i permanganati si decompongono. Questo produce manganati, MnO2 e ossigeno. Questo è uno dei modi per ottenere ossigeno chimicamente puro in condizioni di laboratorio.

I sali dell'acido permanganato possono essere ottenuti solo indirettamente. Per fare ciò, MnO2 viene miscelato con alcali solidi e riscaldato in presenza di ossigeno. Un altro modo per ottenere manganati solidi è mediante calcinazione dei permanganati.

Le soluzioni di manganati hanno un bel colore verde scuro. Tuttavia, queste soluzioni sono instabili e subiscono una reazione di sproporzione: il colore dal verde scuro diventa cremisi e si forma anche un precipitato marrone. La reazione produce permanganato e MnO2.

Il biossido di manganese viene utilizzato in laboratorio come catalizzatore per la decomposizione del clorato di potassio (sale di Berthollet), nonché per produrre cloro puro. È interessante notare che, come risultato dell'interazione di MnO2 con acido cloridrico, si ottiene un prodotto intermedio: un composto estremamente instabile MnCl4, che si decompone in MnCl2 e cloro. Le soluzioni neutre o acidificate di sali con il catione Mn2+ hanno un colore rosa pallido (Mn2+ forma un complesso con 6 molecole d'acqua).

Video utile: manganese: un elemento della vita

Conclusione

Questa è una breve descrizione del manganese e delle sue proprietà chimiche. È un metallo bianco-argenteo di media attività, interagisce con l'acqua solo quando riscaldato e, a seconda del grado di ossidazione, presenta proprietà sia metalliche che non metalliche. I suoi composti sono utilizzati nell'industria, in casa e nei laboratori per produrre ossigeno e cloro puri.

Il manganese è un metallo duro e grigio. I suoi atomi hanno una configurazione elettronica del guscio esterno

Il manganese metallico reagisce con l'acqua e reagisce con gli acidi per formare ioni manganese (II):

In vari composti, il manganese presenta stati di ossidazione. Maggiore è lo stato di ossidazione del manganese, maggiore è la natura covalente dei suoi composti corrispondenti. All'aumentare del grado di ossidazione del manganese aumenta anche l'acidità dei suoi ossidi.

Manganese(II)

Questa forma di manganese è la più stabile. Ha una configurazione elettronica esterna con un elettrone in ciascuno dei cinque orbitali.

In soluzione acquosa, gli ioni manganese(II) si idratano per formare uno ione complesso rosa pallido, esaaquamanganese(II). Questo ione è stabile in ambienti acidi, ma forma un precipitato bianco di idrossido di manganese in ambienti alcalini proprietà degli ossidi basici.

Manganese(III)

Il manganese (III) esiste solo in composti complessi. Questa forma di manganese è instabile. In un ambiente acido, il manganese (III) è sproporzionato in manganese (II) e manganese (IV).

Manganese (IV)

Il composto più importante del manganese (IV) è l'ossido. Questo composto nero è insolubile in acqua. Gli viene assegnata una struttura ionica. La stabilità è dovuta all'elevata entalpia del reticolo.

L'ossido di manganese (IV) ha proprietà debolmente anfotere. È un forte agente ossidante, ad esempio sostituisce il cloro dall'acido cloridrico concentrato:

Questa reazione può essere utilizzata per produrre cloro in laboratorio (vedere Sezione 16.1).

Manganese(VI)

Questo stato di ossidazione del manganese è instabile. Il manganato di potassio (VI) può essere ottenuto fondendo l'ossido di manganese (IV) con un forte agente ossidante, ad esempio clorato di potassio o nitrato di potassio:

Il manganato di potassio (VI) è di colore verde. È stabile solo in soluzione alcalina. In soluzione acida si sproporziona in manganese (IV) e manganese (VII):

Manganese(VII)

Il manganese ha questo stato di ossidazione in un ossido fortemente acido. Tuttavia, il composto di manganese (VII) più importante è il manganato di potassio (VII) (permanganato di potassio). Questo solido si dissolve molto bene in acqua, formando una soluzione viola scuro. Il manganato ha una struttura tetraedrica. In un ambiente leggermente acido si decompone gradualmente formando ossido di manganese (IV):

In un ambiente alcalino il manganato di potassio (VII) si riduce formando prima manganato di potassio verde (VI) e poi ossido di manganese (IV).

Il manganato di potassio (VII) è un forte agente ossidante. In un ambiente sufficientemente acido si riduce formando ioni manganese(II). Il potenziale redox standard di questo sistema è , che supera il potenziale standard del sistema e quindi il manganato ossida lo ione cloruro in cloro gassoso:

L'ossidazione dello ione cloruro di manganato procede secondo l'equazione

Il manganato di potassio (VII) è ampiamente utilizzato come agente ossidante nella pratica di laboratorio, ad es.

produrre ossigeno e cloro (vedi capitoli 15 e 16);

effettuare un test analitico per l'anidride solforosa e l'idrogeno solforato (vedi Capitolo 15); nella chimica organica preparativa (vedi capitolo 19);

come reagente volumetrico nella titrimetria redox.

Un esempio di utilizzo titrimetrico del manganato di potassio (VII) è la determinazione quantitativa con l'ausilio del ferro (II) e degli etandioati (ossalati):

Tuttavia, poiché il manganato di potassio (VII) è difficile da ottenere ad elevata purezza, non può essere utilizzato come standard titrimetrico primario.

Compiti olimpici in chimica

(1 fase scolastica)

1. Prova

1. Il manganese ha il più alto stato di ossidazione nel composto

2. La reazione di neutralizzazione corrisponde all'equazione ionica abbreviata

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. Interagisci tra loro

2) MnO e Na2O

3) P2O5 e SO3

4. L'equazione per la reazione redox è

1) KOH +HNO3 = KNO3 +H2O

2) N2O5 + H2O = 2HNO3

3) 2N2O = 2N2 + O2

4) BaCO3 = BaO + CO2

5. La reazione di scambio è l'interazione

1) ossido di calcio con acido nitrico

2) monossido di carbonio con ossigeno

3) etilene con ossigeno

4) acido cloridrico con magnesio

6. La pioggia acida è causata dalla presenza nell'atmosfera

1) ossidi di azoto e zolfo

4) gas naturale

7. Il metano, insieme alla benzina e al gasolio, viene utilizzato come carburante nei motori a combustione interna (veicoli). L’equazione termochimica per la combustione del gas metano è:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + 880 kJ

Quale quantità di kJ di calore verrà rilasciata durante la combustione di CH 4, con un volume di 112 litri (a zero)?

Scegli la risposta corretta:

2. Obiettivi

1. Nell'equazione di una reazione redox, disponi i coefficienti nel modo a te noto.

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

Indicare i nomi della sostanza ossidante e della sostanza riducente e lo stato di ossidazione degli elementi. (4 punti)

2. Scrivi le equazioni di reazione che consentono il verificarsi delle seguenti trasformazioni:

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

CO2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 → CaO → CaCl2 → CaCO3

(5 punti)

3. Determina la formula dell'alcadiene se la sua densità relativa nell'aria è 1,862 (3 punti)

4. Nel 1928, il chimico americano della General Motors Research, Thomas Midgley Jr., riuscì a sintetizzare e isolare nel suo laboratorio un composto chimico costituito da 23,53% di carbonio, 1,96% di idrogeno e 74,51% di fluoro. Il gas risultante era 3,52 volte più pesante dell'aria e non bruciava. Deriva la formula del composto, scrivi le formule strutturali delle sostanze organiche corrispondenti alla formula molecolare risultante e dai loro i nomi. (6 punti).

5. Miscelare 140 g di soluzione di acido cloridrico allo 0,5% con 200 g di soluzione di acido cloridrico al 3%. Qual è la percentuale di acido cloridrico nella soluzione appena ottenuta? (3 punti)

3. Cruciverba

Risolvi le parole criptate nel cruciverba

Designazioni: 1→ - orizzontalmente

1↓ - verticale

↓ Prodotto della corrosione del ferro.

→ Formato dall'interazione (6) con l'ossido principale.

→ Unità di quantità di calore.

→ Ioni con carica positiva.

→ Scienziato italiano, da cui prende il nome una delle quantità costanti più importanti.

→ Numero di elettroni nel livello esterno dell'elemento n. 14.

→……gas – monossido di carbonio (IV).

→ Il grande scienziato russo, famoso, tra l'altro, come creatore di dipinti a mosaico e autore dell'epigrafe.

→ Tipo di reazione tra soluzioni di idrossido di sodio e acido solforico.

Fornisci un esempio di equazione di reazione per (1→).

Indicare la costante menzionata in (4).

Scrivi l'equazione di reazione (8).

Scrivi la struttura elettronica di un atomo dell'elemento menzionato in (5). (13 punti)

Lo stato di ossidazione più elevato del manganese +7 corrisponde all'ossido acido Mn2O7, all'acido manganese HMnO4 e ai suoi sali - permanganati.

I composti del manganese (VII) sono forti agenti ossidanti. Mn2O7 è un liquido oleoso bruno-verdastro, al contatto con il quale gli alcoli e gli eteri si accendono. L'ossido di Mn(VII) corrisponde all'acido di manganese HMnO4. Esiste solo nelle soluzioni, ma è considerato uno dei più forti (α - 100%). La concentrazione massima possibile di HMnO4 in soluzione è del 20%. I sali HMnO4 – permanganati – sono gli agenti ossidanti più forti; nelle soluzioni acquose, come l'acido stesso, hanno un colore cremisi.

Nelle reazioni redox I permanganati sono forti agenti ossidanti. A seconda della reazione dell'ambiente, vengono ridotti a sali di manganese bivalenti (in ambiente acido), ossido di manganese (IV) (in ambiente neutro) o composti di manganese (VI) - manganati - (in ambiente alcalino). È ovvio che in un ambiente acido le capacità ossidanti del Mn+7 sono più pronunciate.

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

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

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

I permanganati ossidano le sostanze organiche sia in ambienti acidi che alcalini:

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

alcol aldeidico

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

Quando riscaldato, il permanganato di potassio si decompone (questa reazione viene utilizzata per produrre ossigeno in laboratorio):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Così, per il manganese sono caratteristiche le stesse dipendenze: quando si passa da uno stato di ossidazione inferiore a uno superiore, le proprietà acide dei composti dell'ossigeno aumentano e nelle reazioni OM le proprietà riducenti vengono sostituite da quelle ossidative.

I permanganati sono tossici per il corpo a causa delle loro forti proprietà ossidanti.

Per l'avvelenamento da permanganato, il perossido di idrogeno nell'acido acetico viene utilizzato come antidoto:

2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2(CH3COO)2Mn + 2CH3COOK + 5O2 + 8H2O

La soluzione KMnO4 è un agente cauterizzante e battericida per il trattamento della superficie della pelle e delle mucose. Le forti proprietà ossidanti del KMnO4 in un ambiente acido sono alla base del metodo analitico della permanganatometria, utilizzato nelle analisi cliniche per determinare l'ossidabilità dell'acqua e dell'acido urico nelle urine.

Il corpo umano contiene circa 12 mg di Mn in vari composti, di cui il 43% concentrato nel tessuto osseo. Colpisce l'ematopoiesi, la formazione ossea, la crescita, la riproduzione e alcune altre funzioni del corpo.

idrossido di manganese(II). ha proprietà debolmente basiche, viene ossidato dall'ossigeno atmosferico e da altri agenti ossidanti in acido permanganico o suoi sali manganiti:

Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3↓ + H2O acido permanganoso

(precipitato marrone) In un ambiente alcalino, Mn2+ viene ossidato a MnO42-, e in un ambiente acido a MnO4-:

MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O

Si formano sali di manganese НМnО4 e manganese НМnО4.

Se nell'esperimento Mn2+ mostra proprietà riducenti, allora le proprietà riducenti di Mn2+ sono debolmente espresse. Nei processi biologici non modifica lo stato di ossidazione. I biocomplessi Mn2+ stabili stabilizzano questo stato di ossidazione. L'effetto stabilizzante si manifesta nel lungo tempo di ritenzione del guscio idratante. Ossido di manganese (IV). MnO2 è un composto di manganese naturale stabile che si trova in quattro modifiche. Tutte le modifiche sono di natura anfotera e hanno dualità redox. Esempi di dualità redox MnO2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6MnO2 + 2NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

4MnO2 + 3O2 + 4KOH → 4KMnO4 + 2H2O

Composti Mn(VI).- instabile. In soluzione possono trasformarsi nei composti Mn (II), Mn (IV) e Mn (VII): l'ossido di manganese (VI) MnO3 è una massa rosso scuro che provoca tosse. La forma idrata di MnO3 è il debole acido permanganico H2MnO4, che esiste solo in soluzione acquosa. I suoi sali (manganati) vengono facilmente distrutti a seguito dell'idrolisi e quando riscaldati. A 50°C MnO3 si decompone:

2MnO3 → 2MnO2 + O2 e idrolizza quando disciolto in acqua: 3MnO3 + H2O → MnO2 + 2HMnO4

I derivati ​​del Mn(VII) sono l'ossido di manganese (VII) Mn2O7 e la sua forma idrata – l'acido НМnО4, noto solo in soluzione. Mn2O7 è stabile fino a 10°C, si decompone in modo esplosivo: Mn2O7 → 2MnO2 + O3

Quando disciolto in acqua fredda, si forma l'acido Mn2O7 + H2O → 2НМnО4

Sali dell'acido manganese НМnО4- permanganati. Gli ioni causano il colore viola delle soluzioni. Formano idrati cristallini del tipo EMnO4∙nH2O, dove n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

Permanganato KMnO4 è altamente solubile in acqua . Permanganati - forti agenti ossidanti. Questa proprietà viene utilizzata nella pratica medica per la disinfezione, nelle analisi farmacopeiche per l'identificazione di H2O2 mediante interazione con KMnO4 in ambiente acido.

I permanganati sono veleni per il corpo, la loro neutralizzazione può avvenire come segue: 2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 + 2CH3COOK + 8H2O + 5O2

Per il trattamento dell'avvelenamento acuto da permanganato si utilizza una soluzione acquosa al 3% di H2O2 acidificata con acido acetico. Il permanganato di potassio ossida le sostanze organiche nelle cellule dei tessuti e nei microbi. In questo caso, KMnO4 viene ridotto a MnO2. L'ossido di manganese (IV) può anche reagire con le proteine ​​per formare un complesso marrone.

Sotto l'influenza del permanganato di potassio KMnO4, le proteine ​​vengono ossidate e coagulate. Basato su questo la sua applicazione come preparato esterno con proprietà antimicrobiche e cauterizzante. Inoltre, il suo effetto si manifesta solo sulla superficie della pelle e delle mucose. Proprietà ossidative di una soluzione acquosa di KMnO4 utilizzo per la neutralizzazione di sostanze organiche tossiche. Come risultato dell'ossidazione, si formano prodotti meno tossici. Ad esempio, la morfina del farmaco viene convertita in ossimorfina biologicamente inattiva. Permanganato di Potassio fare domanda a nell'analisi titrimetrica per determinare il contenuto di vari agenti riducenti (permanganatometria).

Elevato potere ossidante del permanganato utilizzo in ecologia per la valutazione dell'inquinamento delle acque reflue (metodo del permanganato). Il contenuto di impurità organiche nell'acqua è determinato dalla quantità di permanganato ossidato (scolorito).

Viene utilizzato il metodo del permanganato (permanganatometria). anche nei laboratori clinici per determinare il livello di acido urico nel sangue.

I sali dell'acido manganese sono chiamati permanganati. Il più famoso è il sale di permanganato di potassio KMnO4, una sostanza cristallina viola scuro, moderatamente solubile in acqua. Le soluzioni di KMnO4 hanno un colore cremisi scuro e, ad alte concentrazioni, viola, caratteristico degli anioni MnO4

Permanganato il potassio si decompone se riscaldato

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Il permanganato di potassio è un agente ossidante molto forte, ossida facilmente molte sostanze inorganiche e organiche. Il grado di riduzione del manganese dipende molto dal pH dell'ambiente.

Recupero Il permanganato di potassio in ambienti di varia acidità procede secondo il seguente schema:

pH acido<7

manganese(II) (Mn2+)

KMnO4 + agente riducente Ambiente neutro pH = 7

manganese(IV) (MnO2)

Ambiente alcalino pH>7

manganese(VI) (MnO42-)

Scolorimento Mn2+ della soluzione KMnO4

Precipitato marrone di MnO2

La soluzione MnO42 diventa verde

Esempi di reazioni con la partecipazione del permanganato di potassio in vari ambienti (acido, neutro e alcalino).

pH<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

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-

pH = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2O+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+ 6H2O + 2OH-

2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42

pH>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

Viene utilizzato il permanganato di potassio KMnO4 nella pratica medica come disinfettante e antisettico per lavare ferite, risciacquare, lavande, ecc. Una soluzione rosa chiaro di KMnO4 viene utilizzata per via orale per la lavanda gastrica in caso di avvelenamento.

Il permanganato di potassio è ampiamente utilizzato come agente ossidante.

Utilizzando KMnO4 vengono analizzati molti farmaci (ad esempio, la concentrazione percentuale (%) di una soluzione H2O2).

Caratteristiche generali degli elementi d del sottogruppo VIIIB. La struttura degli atomi. Elementi della famiglia del ferro. Stati di ossidazione nei composti. Proprietà fisiche e chimiche del ferro. Applicazione. Prevalenza e forme di presenza degli elementi D della famiglia del ferro in natura. Sali di ferro (II, III). Composti complessi di ferro (II) e ferro (III).

Proprietà generali degli elementi del sottogruppo VIIIB:

1) Formula elettronica generale degli ultimi livelli (n - 1)d(6-8)ns2.

2) In ogni periodo ci sono 3 elementi in questo gruppo, formando triadi (famiglie):

a) Famiglia del ferro: ferro, cobalto, nichel.

b) Famiglia dei metalli leggeri del platino (famiglia del palladio): rutenio, rodio, palladio.

c) Famiglia dei metalli pesanti del platino (famiglia del platino): osmio, iridio, platino.

3) La somiglianza degli elementi in ciascuna famiglia è spiegata dalla vicinanza dei raggi atomici, quindi la densità all'interno della famiglia è vicina.

4) La densità aumenta con l'aumentare del numero del periodo (i volumi atomici sono piccoli).

5) Sono metalli con punti di fusione e di ebollizione elevati.

6) Lo stato di ossidazione massimo dei singoli elementi aumenta con il numero dei periodi (per osmio e rutenio arriva a 8+).

7) Questi metalli sono in grado di incorporare atomi di idrogeno nel reticolo cristallino; in loro presenza appare l'idrogeno atomico, un agente riducente attivo; Pertanto, questi metalli sono catalizzatori per reazioni che comportano l'aggiunta di un atomo di idrogeno.

8) I composti di questi metalli vengono verniciati.

9) Caratteristica gli stati di ossidazione del ferro sono +2, +3, nei composti instabili +6. Il nichel ha +2, quelli instabili hanno +3. Il platino ha +2, quelli instabili hanno +4.

Ferro. Ottenere il ferro(tutte queste reazioni si verificano quando riscaldate)

*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Condizione: cottura di pirite di ferro.

*Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O. *Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (metodo termite). Condizione: riscaldamento.

* = Fe + 5CO (la decomposizione del ferro pentacarbonile viene utilizzata per ottenere ferro purissimo).

Proprietà chimiche del ferro Reazioni con sostanze semplici

*Fe + S = FeS. Condizione: riscaldamento. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (lo iodio è un agente ossidante meno forte del cloro; il FeI3 non esiste).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 è l'ossido di ferro più stabile). Fe2O3 nH2O si forma nell'aria umida.

Chimica dei metalli

Lezione 2. Principali questioni discusse nella lezione

Metalli del sottogruppo VIIB

Caratteristiche generali dei metalli del sottogruppo VIIB.

Chimica del manganese

Composti naturali del Mn

Proprietà fisiche e chimiche dei metalli.

Composti di Mn. Proprietà redox dei composti

Brevi caratteristiche di Tc e Re.

Metalli del sottogruppo VIIB

caratteristiche generali

compaiono nei composti naturali. Il più comune

strani minerali di Mn: pirolusite MnO2 e rodocrosite MnCO3.

I composti Mn (+7) e (+6) sono forti agenti ossidanti.

Mn, Tc, Re mostrano la maggiore somiglianza in altamente ossidativi

zione, si esprime nella natura acida degli ossidi e degli idrossidi superiori.

Gli idrossidi superiori di tutti gli elementi del sottogruppo VIIB sono forti

acidi con la formula generale NEO4.

Nello stato di ossidazione più elevato, gli elementi Mn, Tc e Re sono simili all'elemento del sottogruppo principale, il cloro. Acidi: HMnO4, HTcO4, HReO4 e

Gli HClO4 sono forti. Gli elementi del sottogruppo VIIB sono caratterizzati da un notevole

significativa somiglianza con i suoi vicini della serie, in particolare Mn mostra somiglianza con Fe. In natura i composti del Mn sono sempre adiacenti ai composti del Fe.

Marganese

Stati di ossidazione caratteristici

ambiente neutro, leggermente alcalino e leggermente acido.

I composti Mn (+7) e (+6) mostrano forti proprietà ossidanti.

Il carattere acido-base degli ossidi e degli idrossidi di Mn è naturalmente dovuto a

varia a seconda dello stato di ossidazione: nello stato di ossidazione +2, l'ossido e l'idrossido sono basici, e nello stato di ossidazione più elevato sono acidi,

Inoltre, HMnO4 è un acido forte.

Nelle soluzioni acquose, Mn (+2) esiste sotto forma di aquacation

2+, che per semplicità si indica con Mn2+. Il manganese negli stati di ossidazione elevati è in soluzione sotto forma di tetraossoanioni: MnO4 2– e

MnO4 – .

Composti naturali e produzione di metalli

L’elemento Mn in termini di abbondanza nella crosta terrestre tra i metalli pesanti

la pesca segue il ferro, ma è notevolmente inferiore ad esso: il contenuto di Fe è di circa il 5% e Mn - solo dello 0,1% circa. Il manganese ha un ossido più comune

ny, carbonato e minerali. I minerali più importanti sono: pirolitici

sito MnO2 e rodocrosite MnCO3.

per ottenere Mn

Oltre a questi minerali, per ottenere Mn viene utilizzata la hausmannite Mn3 O4

e ossido di psilomelano idrato MnO2. xH2 O. Nei minerali di manganese tutti

Il manganese viene utilizzato principalmente nella produzione di gradi speciali di acciaio che presentano elevata robustezza e resistenza agli urti. Perciò,

una nuova quantità di Mn si ottiene non in forma pura, ma sotto forma di ferromanganese

tsa - una lega di manganese e ferro contenente dal 70 all'88% di Mn.

Il volume totale della produzione mondiale annua di manganese, compreso sotto forma di ferromanganese, è di ~ (10 12) milioni di tonnellate/anno.

Per ottenere il ferromanganese, il minerale di ossido di manganese viene ridotto

bruciano carbone.

MnO2 + 2C = Mn + 2CO

Insieme agli ossidi di Mn vengono ridotti anche gli ossidi di Fe contenuti nel minerale.

de. Per ottenere manganese con un contenuto minimo di composti Fe e C

Si separa preliminarmente Fe e si ottiene l'ossido misto Mn3 O4

(MnO. Mn2 O3). Viene poi ridotto con alluminio (la pirolusite reagisce con

Anche troppo tempestoso).

3Mn3 O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2 O3

Il manganese puro è ottenuto mediante metodo idrometallurgico. Dopo aver ottenuto preventivamente il sale di MnSO4, attraverso una soluzione di solfato di Mn,

viene applicata corrente elettrica, il manganese viene ridotto al catodo:

Mn2+ + 2e– = Mn0.

Sostanza semplice

Il manganese è un metallo grigio chiaro. Densità – 7,4 g/cm3. Punto di fusione – 1245°C.

Mn2+. Quando riscaldato, il manganese in polvere reagisce con l'acqua

rilascio di H2.

A causa dell'ossidazione nell'aria, il manganese si ricopre di macchie marroni,

Quando riscaldato, il manganese reagisce con alogeni e zolfo. Mn affinità

allo zolfo più del ferro, quindi quando si aggiunge ferromanganese all'acciaio,

lo zolfo in esso disciolto si lega al MnS. Il solfuro di MnS non si dissolve nel metallo e finisce nelle scorie. La resistenza dell'acciaio aumenta dopo la rimozione dello zolfo, che causa fragilità.

A temperature molto elevate (>1200 0 C), il manganese, interagendo con azoto e carbonio, forma nitruri e carburi non stechiometrici.

Composti del manganese

Composti del manganese (+7)

Tutti i composti Mn(+7) presentano forti proprietà ossidanti.

Permanganato di potassio KMnO 4 – la connessione più comune

Mn(+7). Nella sua forma pura, questa sostanza cristallina è scura

colore viola. Quando il permanganato cristallino viene riscaldato, si decompone

Per rallentare questa reazione, che accelera alla luce, vengono immagazzinate soluzioni di KMnO4

nyat in bottiglie scure.

Quando si aggiungono alcune gocce di concentrato

l'acido solforico triato produce anidride permanganica.

2KMnO4 + H2 SO4 2Mn2 O7 + K2 SO4 + H2 O

L'ossido di Mn 2 O 7 è un liquido oleoso pesante di colore verde scuro. Questo è l'unico ossido metallico che, in condizioni normali, lo è

È allo stato liquido (punto di fusione 5,9 0 C). L'ossido ha una struttura molecolare

struttura circolare, molto instabile, si decompone in modo esplosivo a 55 0 C. 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2

L'ossido Mn2 O7 è un agente ossidante molto forte ed energetico. Molti o-

le sostanze ganiche vengono ossidate sotto la sua influenza in CO2 e H2 O. Ossido

Mn2 O7 è talvolta chiamato abbinamenti chimici. Se una bacchetta di vetro viene inumidita in Mn2 O7 e portata ad una lampada ad alcool, si accenderà.

Quando Mn2O7 viene sciolto in acqua, si forma acido permanganico.

L'acido HMnO 4 è un acido forte, esiste solo in forma acquosa

soluzione nom, non isolata in uno stato libero. L'HMnO4 acido si decompone-

con il rilascio di O2 e MnO2.

Quando si aggiungono alcali solidi a una soluzione di KMnO4, la formazione

formazione di manganato verde.

4KMnO4 + 4KOH (k) = 4K2 MnO4 + O2 + 2H2 O.

Quando si riscalda KMnO4 con acido cloridrico concentrato, si forma

È presente gas Cl2.

2KMnO4 (k) + 16HCl (conc.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O + 2KCl

Queste reazioni rivelano le forti proprietà ossidanti del permanganato.

I prodotti dell'interazione di KMnO4 con agenti riducenti dipendono dall'acidità della soluzione in cui avviene la reazione.

Nelle soluzioni acide si forma un catione incolore Mn2+.

MnO4 – + 8H+ +5e–  Mn2+ + 4H2 O; (E0 = +1,53 V).

Un precipitato marrone MnO2 precipita da soluzioni neutre.

MnO4 – +2H2 O +3e–  MnO2 + 4OH– .

Nelle soluzioni alcaline si forma l'anione verde MnO4 2–.

Il permanganato di potassio nell'industria è ottenuto dal manganese

(ossidandolo all'anodo in soluzione alcalina), oppure da pirolusite (MnO2 è pre-

ossida per via bollente a K2 MnO4, che viene poi ossidato a KMnO4 all'anodo).

Composti del manganese (+6)

I manganati sono sali con l'anione MnO4 2– e hanno un colore verde brillante.

L'anione MnO4 2─ è stabile solo in un ambiente altamente alcalino. Sotto l'influenza dell'acqua e, soprattutto, dell'acido, i manganati sono sproporzionati per formare un composto

Mn negli stati di ossidazione 4 e 7.

3MnO4 2– + 2H2 O= MnO2 + 2MnO4 – + 4OH–

Per questo motivo l'acido H2 MnO4 non esiste.

I manganati possono essere ottenuti fondendo MnO2 con alcali o carbonato

mi in presenza di un agente ossidante.

2MnO2 (k) + 4KOH (l) + O2 = 2K2 MnO4 + 2H2 O

I manganati sono forti agenti ossidanti , ma se sono interessati

Se usi un agente ossidante ancora più forte, si trasformano in permanganati.

Sproporzione

Composti del manganese (+4)

– il composto del Mn più stabile. Questo ossido si trova in natura (il minerale pirolusite).

L'ossido MnO2 è una sostanza marrone-nero con cristallinità molto forte

reticolo ico (uguale al rutilo TiO2). Per questo motivo, nonostante il fatto che l'ossido di MnO 2 è anfotero, non reagisce con soluzioni alcaline e con acidi diluiti (proprio come il TiO2). Si dissolve in acidi concentrati.

MnO2 + 4HCl (concentrato) = MnCl2 + Cl2 + 2H2 O

La reazione viene utilizzata in laboratorio per produrre Cl2.

Quando MnO2 viene sciolto in acido solforico e nitrico concentrati, si formano Mn2+ e O2.

Pertanto, in un ambiente molto acido, MnO2 tende a trasformarsi in

Catione Mn2+.

MnO2 reagisce con gli alcali solo quando si scioglie con formazione di miscela

ossidi. In presenza di un agente ossidante, i manganati si formano in fusioni alcaline.

L'ossido di MnO2 viene utilizzato nell'industria come agente ossidante economico. In particolare, redox interazione

formazione di ossidi Mn2 O3 e Mn3 O4 (MnO. Mn2 O3 ).

L'idrossido Mn(+4) non viene isolato, durante la riduzione del permanganato e del man-

ganato in ambienti neutri o leggermente alcalini, nonché durante l'ossidazione

Mn(OH)2 e MnOOH, un precipitato marrone scuro si idrata dalle soluzioni.

basso MnO2.

Ossido e idrossido di Mn(+3). sono di natura elementare. Questi sono solidi

sostanze marroni, insolubili in acqua e instabili.

Quando interagiscono con gli acidi diluiti, diventano sproporzionati

reagiscono formando composti di Mn negli stati di ossidazione 4 e 2. 2MnOOH + H2 SO4 = MnSO4 + MnO2 + 2H2 O

Interagiscono con gli acidi concentrati allo stesso modo di

MnO2, cioè in ambiente acido si trasformano nel catione Mn2+. In un ambiente alcalino si ossidano facilmente nell'aria a MnO2.

Composti del manganese (+2)

Nelle soluzioni acquose, i composti Mn(+2) sono stabili in un ambiente acido.

L'ossido e l'idrossido di Mn(+2) sono di natura basica, facilmente solubili

sciogliersi negli acidi per formare il catione idratato Mn2+.

L'ossido di MnO è un composto cristallino refrattario grigio-verde

(punto di fusione – 18420 C). Può essere ottenuto decomponendo l'auto-

Bonato in assenza di ossigeno.

MnCO3 = MnO + CO2.

MnO non si dissolve in acqua.