Бром

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ: МАРГАНЕЦ. СОДЕРЖАНИЕ: 1)Введение.История открытия марганца.… … стр2 2)Распространение в природе….стр.3-5 3)Физические и химические свойства….…… стр.5-8 4)Получение… …….… стр.8 5)Электронная формула элемента….….стр.8-9 6)Химия водных растворов…стр.10-11 7)Комплексные соединения: • Первичная дисоциация… ….… стр.12 • Вторичная диссоциация….… стр.13 • Электронная формула комплексoобразователя….…стр.13 • Элетронная формула атомов лигандов… … …стр.13-14 • Выражение константы нестойкости комплексного иона… стр.14 8)Соединения • двухвалентного марганца… …………стр. 14-17 • трехвалентного марганца….стр.17 • четырёхвалентного марганца….…… стр. 18 • шестивалентного марганца… ……стр.18-19 • семивалентного марганца… ………….… ……стр 19-20 9)Применение марганца и его соединений….……… стр.20-22 10) Токсикология марганца…стр.22 11) Использованная литература….… стр. 23 12) Приложения… стр. 23-32 1)Введение.

История развития марганца.Ещё древнегреческий философ Фалес Милетский изучал образцы чёрного минерала, притягивающего железо.

Он назвал его «магнетис литос» — камень из Магнесии, гористой местности в Фессалии, восточной части Северной Греции.Сейчас известно, что это был магнитный железняк — чёрный оксид железа Fe3O4. Минералы Марганца известны издавна. Римский естествоиспытатель Плиний Старший использовал термин magnetis (или magnes) для обозначения похожего минерала чёрного цвета, который, однако, не обладал магнитными свойствами (Плиний объяснял это «женским родом» камня). Позднее этот минерал назвали пиролюзитом MnO2. (от греч. «пир» — огонь и «лусис» — чистка, так как при добавлении его к расплавленному стеклу оно обесцвечивалось). Это был диоксид марганца.

В средние века, при переписывании рукописей, magnes превратился сначала в mangnes, потом в manganes. В Грузии пиролюзит с древнейших времён служил присадочным материалом при получении железа.Долгое время пиролюзит называли чёрной магнезией и считали разновидностью магнитного железняка.

В 1774 году К.Шелле доказал, что это соединение неизвестного металла, а другой шведский учёный Ю.Гаи, сильно нагревая смесь пиролюзита с углём, получил Марганец загрязнённый углеродом. Название Марганец традиционно происходит от немецкого Marganerz-марганцевая руда. Законы русского языка превратили сочетание «нгн» в «ргн» — так из «манганца» появился «марганец». 2) Распространение в природе.Марганец (от нем. Manganerz - марганцевая руда; лат. Manganum) Mn, химический элемент VII гр. периодической системы, ат. н. 25, ат. м. 54,9380. В природе один устойчивый изотоп 55Мn, преобладают металлические свойства.* Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d54s2, степени окисления от +2 до +7, наиболее устойчивы соединения Мn(II) и Mn(VII); энергии ионизации при последовательном переходе от Мn0 к Мn2+ соответственно равны 7,435 и 15,6401 эВ; элсктроотрицатсльность по Полингу 2,5; ионные радиусы (в скобках указаны координационные числа) Мn2+ 0,080 нм (4), 0,089 нм (5), 0,104 (7), Мn7+ 0,039 (4), 0,060 нм (6) (см. Приложение 1). Содержание марганца в земной коре 0,1% по массе, в океанич. воде 2.10-7%. В свободном виде в природе не встречается.

Входит в состав множества минералов, преимущественно типа оксидов.

Наиболее распространены пиролюзит b-МnО2, псиломелан mМО.nМnО2.хН2О [М = Ва, Са, К, Мn(II)], манганит b-MnOOH, браунит 3Мn2О3.MnSiO3, родохрозит МnСО3. Главные месторождения марганцевых руд (50-75% мировых запасов, 1981) находятся в СССР (см. Приложение 2). * Третьяков Ю.Д. « Химия.Справочные материалы.», из-во « Просвещение», Москва, 1989 За рубежом крупнейшие месторождения известны в ЮАР (более 3 млрд. т, в пересчете на металл), Австралии (490 млн. т), Габоне (450 млн. т), Бразилии (100 млн. т), Индии (80 млн. т), Гане (10 млн. т). Общая мировая добыча марганцевых руд 20-25 млн. т/год. Большое количество марганца содержат железо-марганцевые конкреции, расположенные в Тихом, Атлантическом и Индийском океанах; их ресурсы в Тихом океане оцениваются в 90-1650 млрд. т. Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом.

Марганец оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем листья свёклы — до 0,03 %, а также большие его количества содержатся в организмах рыжих муравьёв — до 0,05 %. Некоторые бактерии содержат до нескольких процентов марганца.

Среднее Содержание Марганца в земной коре 0.1%, в большинстве изверженных пород 0.06-0.2% по массе, где он находится в рассеянном состоянии в форме Mn2+ (аналог Fe2+). На земной поверхности Mn2+ легко окисляется, здесь известны также минералы Mn3+ и Mn4+. В биосфере Марганец энергично мигрирует в восстановительных условиях и малоподвижен в окислительных условиях.

Наиболее подвижен Марганец в кислых водах тундры и лесных ландшафтах, где он находится в форме Mn2+. Содержание Марганца здесь часто повышенно и культурные растения местами страдают от избытка Марганца; в почвах (см. Приложение 3), озёрах, болотах образуются железно марганцовые конкуренции, озёрные и болотные руды. В сухих степях и пустынях в условиях щелочной окислительной среды марганец малоподвижен.

Организмы бедны марганцем, культурные растения часто нуждаются в марганцовых микро удобрениях. Речные воды бедны Марганцем (10-6-10-5г/л.), однако суммарный вынос этого элемента огромен, причём основная его масса осаждается в прибрежной зоне. Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре. Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца.

В читаурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марагнец, рассеяный в горных породах вымывается водой и уносится в Мировой океан.

При этом его содержание в морской воде незначительно (10−7—10−6%), при этом в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием неарстворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO2•xH2O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железо-марганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в ниx имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности.

В России известно месторождение «Усинское» в Западной Сибири. 3) Физические и химические свойства. Компактный марганец - серебристо-белый металл. Известны четыре кристаллические модификации марганца, каждая из которых термодинамически устойчива в определённом интервале температур.Ниже 7070 С устойчив -марганец, имеющий сложную структуру - в его элементарную ячейку входят 58 атомов в сложной ажурной структуре, не относящейся к числу плотноупакованных.

Сложность структуры марганца при температурах ниже 7070 С обусловливает его хрупкость.Ниже 710°С устойчива a-форма (а = 0,89125 нм, z = 58, пространств. группа I43m, плотн. 7,44 г/см3), при 710-1090°С - b-форма (а = 0,6300 нм, z = 20, пространств. группа P413, плотн. 7,29 г/см3), при 1090-1137°С - g-форма (а = 0,38550 нм при 1100°С, z = 4, пространств. группа Fm3m, плотн. 6,37 г/см3), выше 1137°С - d-форма (а = 0,30750 нм при 1143°С, z = 2, пространств. группа Im3m, плотн. 6,28 г/см3); DH0 полиморфных переходов (в кДж/моль) a : b 2,2, b : d 2,1, d : g 1,9 (см. Приложение 4 и 4*). При охлаждении до комнатной температуры g-форма переходит в тетрагон. кристаллич. модификацию (а = 0,3774 нм, с = 0,3525 нм, плотн. 7,21 г/см3). Т. пл. 1244°С, т. кип. ок. 2080 °С; С°р [в Дж/(моль.К)] a-формы 26,3, b 26,5, g 27,6; DH0пл 12,0 кДж/моль, DH0исп 227 кДж/моль; уравнения температурной зависимости давления пара lgр (Пa)= 10,8828 — 13625/Т (1043 [ Т [ 1158 К) и lgp (Па) = 20,005 - 14850/T - 2,52 lgT(1517 [ T [ 2353 К); температурный коэффициент линейного расширения (в К-1) в интервале 0-20oС для a-Мn 2,23 • 10-5, b 2,49 • 10-5, g 1,475 • 10-5; r (в мкОм.см) для a-Mn ~ 140, b 91, g 35-40; температурный коэффициент r (в К-1) для a-Мn (2-3).10-4, b 1,36.10-3, g (5,5-6,5).10-3; теплопроводность 66,5 Вт/(см.К). Ниже — 173°С. Марганец антифeрромагнитен, при более высоких темперетурах парамагнитен; магнитная восприимчивость +9,6.10-6. Модификации a, b и d хрупкие, g- Mn пластичен, но после деформации медленно разрушается; твердость по шкале Роквелла a-Мn 70, g-Мn 20. Марганец легко окисляется на воздухе, образуя выше 800°С окалину, состоящую из внутреннего слоя МnО и внешнего слоя Мn3О4. Ниже 800 °С образуется Мn2О3, а при температурах ниже 450°С - МnО2. Поглощает Н2 (до 60 см3 на 100 г М.) с образованием твердых растворов. Марганец взаимодействует с галогенами, давая дигалогениды МnХ2 (с фтором также MnF3 и MnF4) - кристаллы; хорошо растворимые в воде (кроме MnF2); образуют кристаллогидраты.

Для MnBr2 т. пл. 698 °С, MnI2 638°С. Дихлорид MnCl2 получают взаимодействием MnО2 с конц. соляной кислотой или Mn, MnО либо MnСО3 с газообразным НCl; применяют для получения пигментов, как катализатор в органическом синтезе, реагент для обнаружения S2O82 IO4 для обработки семян с целью ускорения роста растений, в физико-химическом анализе как репер. * Т. кип. ок. 1640°С; DH0пл 14 кДж/моль, DH0исп 256 кДж/моль. * Т. кип. 1240°С; DH0пл 37,6 кДж/моль, DH0исп 148 кДж/моль. Трихлорид MnCl3 образуется при взаимодействии MnО2 с раствором НCl в этаноле при - 63 °С; при нагревании до 40 °С разлагается с выделением Cl2. Быстрым охлаждением паров, образующихся при взаимодействии MnF3 с F2 при температурах выше 550°С, получают тетрафторид MnF4 - голубые кристаллы; при нагревании до 70 °С разлагается с выделением F2; DH0обр -1109 кДж/молъ. При нагревании марганца взаимодействие с S, N2, P, С, Si и др. неметаллами.

Известны нитриды: MnN6, Mn5N2, Mn4N, MnN, Mn6N5, Mn3N2 и MnxN с х = 9,2-25,3. Сульфид MnS существует в трех кристаллических модификациях (b-форма - минерал алабандин); плохо растворим в воде и марганец б. осажден из растворов солей Mn2+ сульфидами щелочных металлов.

Фосфиды М.: MnР, MnР3, Mn2Р (т. пл. 1327°С), Mn3Р (т. пл. 1105°C), Mn3P2 (разлагается при 1090 °С) и Mn4Р (т. пл. 1085°С с разл.). Карбиды М.: Mn3С [разлагается при 950°С, С°р 93,3 Дж/(моль.К), DH0обр 5,6 кДж/моль, S0298 98,7 Дж/(моль.К)], Mn5С2 (разлагается при 1050 °С, DH0обр -66,1 кДж/моль), Mn15С4 (разлагается при 850 °С), Mn7С3 [разлагается при 1100°С, DH0обр -98,7 кДж/моль, S0298 217 Дж/(моль.К)], Mn23С6 (разлагается при 1025 °С, DH0обр -287 кДж/моль), Mn2С7. Макс. р-римость углерода в a b- и g-Mn соответственно равна 1,3, 0,4 и 2,0% по массе.

Силициды М.: MnSi, MnSi1,7 [т. пл. 1160°С с разл C0p 58,70 Дж/(моль.К), DH0обр -83,7 кДж/моль, S0298 55,5 Дж/(моль.К)], Mn3Si, Mn5Si3. Марганец взаимодействует с водой при комнатной температуре очень медленно, при нагревании - с умеренной скоростью.

Реагирует с разб. соляной и азотной кислотами и с горячей H2SO4 с образованием солей Mn2+ . Из растворов солей Mn2+ при рН 8,7 осаждается плохо растворимый в воде Mn(ОН)2 - слабое основание.

Еще более слабые основные свойства проявляет нерастворимый в воде гидроксид Mn(III). Известны неустойчивые соли ортомарганцоватистой Н4MnО4 и марганцоватистой Н3MnО4 к-т. наиболее важны соли марганцоватой кислоты Н2MnО4 - манганаты и марганцовой к-ты НMnО4 – перманганаты. 4) Получение Чистый марганец может быть получен электролизом растворов его солей.

Однако, поскольку 90% всей добычи марганца потребляется при изготовлении различных сплавов на основе железа, из руд обычно выплавляют прямо его высокопроцентный сплав с железом - ферромарганец (60-90% - Mn и 40-10% - Fe). Выплавку ферромарганца из смеси марганцовых и железных руд ведут в электрических печах, причём марганец восстанавливается углеродом по реакции: MnO2 + 2C + 301 кДж = 2СО + Mn Небольшое количество металлического марганца в лаборатории легко приготовить алюмотермическим методом: 3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3; H0 = -2519 кДж В чистом виде марганец получают либо электролизом раствора сульфата марганца (II), либо восстановлением из оксидов кремнием в электрических печках.

Наиболее чистый марганец получают в промышленности (см. приложение 5), по способу советского электрохимика Р. И. Агладзе (1939), электролизом водных растворов MnSO4 с добавкой (NH4)2SO4 при pH = 8.0 - 8.5. Процесс ведут с анодами из свинца и катодами из титанового сплава АТ-3 или нержавеющей стали.

Чешуйки марганца снимают с катодов и если надо переплавляют.

Менее чистый марганец получают алюминотермией, а также электротермией. 5) Электронная формула элемента Марганец - d-элемент VII группы периодической системы, с конфигурацией валентных электронов 3d54s2. 3d 4s 4p       Некоторые сведения об этом элементе приведены ниже: Атомная масса 54,9380 Валентные электроны 3d54s2 Металлический атомный радиус, нм 0,130 Условный радиус иона Mn2+, нм 0,052 Условный радиус иона Mn7+, нм 0,046 Энергия ионизации Mn0  Mn+, эВ 7,44 Содержание в земной коре, мол. доли, % 3,2•10-2 Природные изотопы 55Mn (100%) В ряду напряжений марганец располагается до водорода.

Он довольно активно взаимодействует с разбавленной HCl и H2SO4.В соответствии с устойчивыми степенями окисления взаимодействие марганца с разбавленными кислотами приводит к образованию катионного аквокомплекса [Mn(OH2)6]2+: Mn + 2OH3- + 4H2O = [Mn(OH2)6]2+ + H2 Вследствие довольно высокой активности, марганец легко окисляется, в особенности в порошкообразном состоянии, при нагревании кислородом, серой, галогенами.

Компактный металл на воздухе устойчив, так как покрывается оксидной плёнкой (Mn2O3), которая, в свою очередь, препятствует дальнейшему окислению металла.

Ещё более устойчивая плёнка образуется при действии на марганец холодной азотной кислоты. 6) Химия водных растворов.

Соединения марганца в биологических системах Марганец весьма интересен в биохимическом отношении. Точные анализы показывают, что он имеется в организмах всех растений и животных.Содержание его обычно не превышает тысячных долей процента, но иногда бывает значительно выше. Например, в листьях свёклы содержится до 0,03%, в организме рыжих муравьёв - до 0,05%, а в некоторых бактериях даже до нескольких процентов Mn. Опыты с кормлением мышей показали, что марганец является необходимой составной частью их пищи. В организме человека больше всего марганца (до 0,0004%) содержит сердце, печень и надпочечники.

Влияние его на жизнедеятельность, по-видимому, очень разнообразно и сказывается главным образом на росте, образовании крови и функции половых желёз. В избыточных против нормы количествах марганцовые соединения действуют как яды, вызывая хроническое отравление.

Последнее может быть обусловлено вдыханием содержащей эти соединения пыли. Проявляется оно в различных расстройствах нервной системы, причём развивается болезнь очень медленно. Влияет на развитие скелета, участвует в реакциях иммунитета, в кроветворении, тканевом дыхании. Суточная потребность: 2-10 мг. Накапливается в костной ткани, печени, гипофизе.Содержится в хлебе, злаках, крупах, овощах, печени и почках животных.

Недостаточное поступление марганца в детский организм может привести к задержке роста и развития скелета, истощению.Марганец принадлежит к числу немногих элементов, способных существовать в восьми различных состояниях окисления (см. Приложение 6). Однако в биологических системах реализуются только два из этих состояний: Mn (II) и Mn (III). Во многих случаях Mn (II) имеет координационное число 6 и октаэдрическое окружение, но он может также быть пяти- и семикоординационным (например, в [Mn(OH)2ЭДТА]2-). Часто встречающаяся у соединений Mn (II) бледно-розовая окраска связана с высокоспиновым состоянием иона d5, обладающим особой устойчивостью как конфигурация с наполовину заполненными d орбиталями.

В неводном окружении ион Mn (II) способен также к тетраэдрической координации.Координационная химия Mn (II) и Mg (II) обладает известным сходством: оба катиона предпочитают в качестве лигандов сравнительно слабые доноры, как, например, карбоксильную и фосфатную группы.

Mn (II) может заменять Mg (II) в комплексах с ДНК, причем процессы матричного синтеза продолжают протекать, хотя и дают иные продукты. Незакомплексованный ион Mn (III) неустойчив в водных растворах. Он окисляет воду, так что при этом образуются Mn (II) и кислород. Зато многие комплексы Mn (III) вполне устойчивы (например, [Mn(C2O4)3]3 оксалатный комплекс); обычно октаэдрическая координация в них несколько искажена вследствие эффекта Яна - Теллера.Известно, что фотосинтез в шпинате невозможен в отсутствие Mn (II); вероятно, то же относится и к другим растениям.

В организм человека марганец попадает с растительной пищей; он необходим для активации ряда ферментов, например дегидрогеназ изолимонной и яблочной кислот и декарбоксилазы пировиноградной кислоты. 7) Комплексные соединения: Для Mn2+ менее характерно комплексообразование, чем для других d-элемен-тов. Это связано с электронной конфигурацией d5 иона Mn2+. В высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d-орбитали: t2g eg Mn2+      В результате, на орбиталях содержатся d-электроны как с высокой, так и с низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием поля лигандов, равен нулю. Рассмотрим комплексное соединение марганца на примере: a) 2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4] (тетрахлороманганат (II)) b) 4KCN + Mn(CN)2 = K4[Mn(CN)6] (гексацианоманганат (II)) • Первичная диссоциация a) K2[MnCl4] = 2K++ [MnCl4]2- [MnCl4]2 внутренняя сфера (комплексный ион) 2K+ -внешнесферные ионы Определим заряд комплексообразователя.

X-4=-2 х=+2 Состав внутренней сферы: Mn+2 центральный ион- комплексообразователь (акцептор). Анионы 4Cl лиганды (донор). Число присоединенных к комплексообразователю лигандов называют координационным числом К.Ч. В данном комплексе ион Mn+2 имеет к.ч.=4. Заряд комплексного иона – это алгебраическая сумма зарядов комплексообразователя и всех лигандов: +2+4(-1)=2- b) K4[Mn(CN)6] =4K+ +[Mn(CN)6]4- 4K+ - внешнесферные ионы. [Mn(CN)6]4 внутренняя сфера (комплексный ион) Определим заряд комплексообразователя: Х-6=4- Х=+2 Состав внутренней сферы: Mn+2 - центральный ион- комплексообразователь (акцептор). Анионы 6CN лиганды (донор). В данном комплексе ион Mn+2 имеет к.ч.=6 Заряд комплексного иона – это алгебраическая сумма зарядов комплексообразователя и всех лигандов: +2-6=-4 • Вторичная диссоциация a) [MnCl4]2- = Mn+2+ 4Cl- b) [Mn(CN)6]4- = Mn+2 + 6CN- • Электронная формула комплексобразователя Типы связей в комплексном соединеии K2[MnCl4]. И для первого и для второго случая формула одна и та же: Mn0 3d5 4s2 Mn+2 3d5 4s0 3d5      4s0 • Электронная формула атомов лигандов а) Cl0 3s2 3p5 Cl- 3s2 3p6 3s2  3p6    б) C 1s2 2s2 2p2 1s2  2s2  2p2 & #61613;  N 1s2 2s2 2p3 1s2  2s2  2p3    Определим электроотрицательность по Полингу: х(C)=2,5, а х(N)=3.Более электроотрицательный, то есть азот, является донором. • Выражение константы нестойкости комплексного иона а) [MnCl4]2 внутренняя сфера (комплексный ион) [MnCl4]2- = Mn+2+ 4Cl- kH= [Mn+2][ Cl-]4 [[MnCl4]2-] б)[Mn(CN)6]4 внутренняя сфера (комплексный ион) [Mn(CN)6]4- = Mn+2 + 6CN- kH= [Mn+2][ CN-]6 [[Mn(CN)6]4- ] 7) Соединения: • двухвалентного марганца.

Большинство солей Mn(II) хорошо растворимы в воде. Мало растворимы MnO, MnS, MnF2, Mn(OH)2, MnCO3 и Mn3(PO4)2. При растворении в воде соли Mn(II) диссоциируют, образуя аквокомплексы [Mn(OH2)6]2+, придающие растворам розовую окраску.

Такого же цвета кристаллогидраты Mn(II), например Mn(NO3)2 • 6H2O, Mn(ClO4)2 • 6H2O. По химическим свойствам бинарные соединения Mn(II) амфотерны (преобладают признаки основных соединений). В реакциях без изменения степени окисления для них наиболее характерен переход в катионные комплексы.

Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)2, легко взаимодействуют с кислотами: MnO + 2OH3+ + 3H2O = [Mn(OH2)6]2+ Со щелочами они реагируют только при достаточно сильном и длительном нагревании: Mn(OH)2 + 4OH- = [Mn(OH)6]4- Из гидроксоманганатов (II) выделены в свободном состоянии K4[Mn(OH)6], Ba2[Mn(OH)6] (красного цвета) и некоторые другие.

Все они в водных растворах полностью разрушаются.

По этой же причине ни металлический марганец, ни его оксид и гидроксид в обычных условиях со щелочами не взаимодействуют.

Оксид MnO (серо-зелёного цвета, т.пл. 17800 C) имеет переменный состав (MnO-MnO1,5), обладает полупроводниковыми свойствами.

Его обычно получают, нагревая MnO2 в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO3. Поскольку MnO с водой не взаимодействует, Mn(OH)2 (белого цвета) получают косвенным путём - действием щелочи на раствор соли Mn (II): MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn(OH)2 (т) + K2SO4 (р) Кислотные признаки соединения Mn (II) проявляют при взаимодействии с однотипными производными щелочных металлов.

Так, нерастворимый в воде Mn(CN)2 (белого цвета) за счёт комплексообразования растворяется в присутствии KCN: 4KCN + Mn(CN)2 = K4[Mn(CN)6] (гексацианоманганат (II)) Аналогичным образом протекают реакции: 4KF + MnF2 = K4[MnF6] (гексафтороманганат (II)) 2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4] (тетрахлороманганат (II)) Большинство манганатов (II) (кроме комплексных цианидов) в разбавленных растворах распадается.

При действии окислителей производные Mn (II) проявляют восстановительные свойства.Так, в щелочной среде Mn(OH)2 легко окисляется даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)2, получаемый по обменной реакции, быстро темнеет: +2 +4 6Mn(OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов (VI) - производных комплекса MnO42-: +2 +5 +6 -1 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O сплавление Сильные окислители, такие, как PbO2 (окисляет в кислой среде), переводят соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) - производные комплекса MnO-4: +2 +4 +7 +2 +2 2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O Последняя реакция используется в аналитической практике как качественная реакция на соединения марганца. Соли двухвалентного марганца можно получить при растворении в разбавленных кислотах: Mn+2HCl MnCl2 +H2 При растворении в воде образуется гидроксид Mn(II): Mn+2HOH Mn(OH)2+H2 Гидроксид марганца можно получить в виде белого осадка при действии на растворы солей двухвалентного марганца щелочью: MnSO4+2NaOH Mn(OH)2 +NaSO4 Соединения Mn(II) на воздухе неустойчивы, и Mn(OH)2 на воздухе быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид четырёхвалентного марганца. 2Mn (OH) 2+O2 MnO(OH)2 Гидроксид марганца проявляет только основные свойства и не реагирует со щелочами, а при взаимодействии с кислотами даёт соответствующие соли. Mn (OH) 2+2HCl MnCl2+2H2O Оксид марганца может быть получен при разложении карбоната марганца: MnCO3 MnO+CO2 Либо при восстановлении диоксида марганца водородом: MnO2+H2 MnO+H2O • трехвалентного марганца При нагревании любого оксида или гидроксида марганца до 10000 C образуются чёрные кристаллы гаусманита Mn3O4. Это шпинель Mn(II)Mn(III)2O4. При окислении Mn(OH)2 на воздухе образуется гидратированный оксид, при высушивании которого получается MnO(OH)2. Ион трёхвалентного марганца в растворе можно получить электролитическим или персульфатным окислением Mn2+, а также при восстановлении MnO-4. В высоких концентрациях его получить нельзя, поскольку он восстанавливается водой.

В слабокислых растворах ярко выражена тенденция к гидролизу и диспропорционированию: 2Mn3+ + 2H2O = Mn2+ + MnO2 (тв.) + 4H+ K  109 Темно-коричневый кристаллический ацетилацетонат трехвалентного марганца легко получается при окислении Mn2+ кислородом или хлором в щелочном в присутствии ацетилацетона. Основной ацетат с трехкоординированным атомом кислорода в центре, который получают действием KMnO4 на ацетат Mn2+ в уксусной кислоте, окисляет олефины до лактонов.

Он используется в промышленности для окисления толуола в фенол.

Комплексы трех- и четырехвалентного марганца играют, по-видимому, важную роль в фотосинтезе, где выделение кислорода зависит от наличия марганца. • четырёхвалентного марганца. Из соединений четырёхвалентного марганца наиболее известен диоксид марганца MnO2 - пиролюзит.

Поскольку валентность IV является промежуточной, соединения Mn (VI) образуются как при окислении двухвалентного марганца.

Mn(NO3)2 MnO2+2NO2 Так и при восстановлении соединений марганца в щелочной среде: 3K2MnO4+2H2O 2KMnO4+MnO2+4KOH Последняя реакция является примером реакции самоокисления - самовосстановления, для которых характерно то, что часть атомов одного и того же элемента окисляется, восстанавливая одновременно оставшиеся атомы того же элемента: Mn6++2e=Mn4+ 1 Mn6+-e=Mn7+ 2 В свою очередь MnО2 может окислять галогениды и галоген водороды, например HCl: MnO2+4HCl MnCl2+Cl2+2H2O Диоксид марганца - твёрдое порошкообразное вещество.

Он проявляет как основные, так и кислотные свойства. • шестивалентного марганца. При сплавлении MnO2 со щелочами в присутствии кислорода, воздуха или окислителей получают соли шестивалентного Марганца, называемые манганатами.

MnO2+2KOH+KNO3 K2MnO2+KNO2+H2O Соединений марганца шестивалентного известно немного, и из них наибольшее значение соли марганцевой кислоты - манганаты.

Сама марганцевая кислота, как и соответствующей ей триоксид марганца MnO3, в свободном виде не существует вследствие неустойчивости к процессам окисления - восстановления. Замена протона в кислоте на катион металла приводит к устойчивости манганатов, но их способность к процессам окисления - восстановления сохраняется.Растворы манганатов окрашены в зелёный цвет. При их подкислении образуется марганцеватая кислота, разлагается до соединений марганца четырёхвалентного и семивалентного.

Сильные окислители переводят марганец шестивалентный в семивалентный. 2K2MnO4+Cl22 2KMnO4+ 2KCl • семивалентного марганца. В семивалентном состоянии марганец проявляет только окислительные свойства. Среди применяемых в лабораторной практике и в промышленности окислителей широко применяется перманганат калия KMnO2, в быту называемый марганцовкой. Перманганат калия представляет собой кристаллы чёрно-фиолетового цвета.Водные растворы окрашены в фиолетовый цвет, характерный для иона MnO4 Перманганаты являются солями марганцевой кислоты, которая устойчива только в разбавленных растворах (до 20%). Эти растворы могут быть получены действием сильных окислителей на соединения марганца двухвалентного: 2Mn(NO3) 2+PbO2+6HNO3 2HMnO4+5Pb(NO3) 2+ 2H2O При концентрации HMnO4 выше 20% происходит разложение её по уравнению: 4HMnO4 4MnO+3O2 +2H2O Соответствующий марганцевой кислоте марганцевый ангидрид, или оксид марганца (VII), Mn2O7 может быть получен путем воздействия концентрированной серной кислоты на перманганат калия. Этот оксид является ещё более сильным окислителем, чем HMnO4 и KMnO4. Органические соединения с Mn2O2 самовоспламеняются.

При растворении Mn2O2 в воде образуется марганцевая кислота.

Из-за неустойчивости и крайне высокой реакционной способности Mn2O2 не применяют, а вместо него используют твердые перманганаты. В зависимости от среды перманганат калия может восстанавливаться до различных соединений.При нагревании сухого перманганата калия до температуры выше 200 ОС он разлагается. 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 Этой реакцией в лаборатории иногда пользуются для получения кислорода. 8) Применение марганца и его соединений.

Марганец в большом количестве применяется в металлургии в процессе получения сталей для удаления из них серы и кислорода.Однако в расплав добавляют не марганец, а справ железа с марганцем - ферромарганец, который получают восстановлением пиролюзита углём. Марганец в виде ферромарганца применяется для «раскисления» стали при её плавке, т. е. для удаления из неё кислорода.

Кроме того, он связывает серу, что также улучшает свойства сталей.Введение до 12-13 % Mn в сталь(так называемая Сталь Гадфильда), иногда в сочетании с другими легирующими металлами, сильно упрочняет сталь, делает её твердой и сопротивляющейся износу и ударам(эта сталь резко упрочняется и становится тверже при ударах). Такая сталь используется для изготовления шаровых мельниц, землеройных и камнедробильных машин, броневых элементов и т. д. В «зеркальный чугун» вводится до 20 % Mn. Сплав 83 % Cu, 13 % Mn и 4 % Ni (манганин) обладает высоким электросопротивлением, мало изменяющимся с изменением температуры.

Поэтому его применяют для изготовления реостатов и пр.Марганец вводят в бронзы и латуни.Значительное количество диоксида марганца потребляется при производством марганцево-цинковых гальванических элементов, MnO2 используется в таких элементах в качестве окислителя-деполяризатора.

Соединения марганца также широко используются как в тонком органическом синтезе (MnO2 и KMnO4 в качестве окислителей), так и промышленном органическом синтезе (компоненты катализаторов окисления углеводородов, например, в производстве терефталевой кислоты окислением p-ксилола, окисление парафинов в высшие жирные кислоты). Цены на металлический марганец в слитках чистотой 95 % в 2006 году составили в среднем 2,5 долл/кг. Арсенид марганца обладает гигантским магнитокалорическим эффектом (усиливающимся под давлением). Теллурид марганца перспективный термоэлектрический материал(термо-э.д.с 500 мкВ/К). Добавки марганца к сталям повышают их устойчивость к износу и механическим напряжениям. В сплавах цветных металлов марганец увеличивает их прочность и устойчивость к коррозии.

Диоксид марганца используют в качестве катализатора в процессах окисления аммиака, органических реакциях и реакциях разложения неорганических солей.В керамической промышленности MnO2 используют для окрашивания эмалей и глазурей в черный и тёмно-коричневый цвет. Высокодисперсный MnO2 обладает хорошей адсорбирующей способностью и применяется для очистки воздуха от вредных примесей.

Перманганат калия применяют для отбеливания льна и шерсти, обесцвечивания технологических растворов, как окислитель органических веществ. В медицине применяют некоторые соли марганца.Например, перманганат калия применяют как антисептическое средство в виде водного раствора, для промывания ран, полоскания горла, смазывания язв и ожогов.

Раствор KMnO4 применяют и внутрь при некоторых случаях отравления алкалоидами и цианидами. Марганец является одним из активнейших микроэлементов и встречается почти во всех растительных и живых организмах. Он улучшает процессы кроветворения в организмах. Несмотря на то, что потребность в этих веществах просто мизерная, и не всегда их хватает в почве и в воде для полива, роль их для растений достаточно велика.Микроэлементы входят в состав комплексных удобрений, и тогда это обязательно указывают на этикетке. Иногда можно приобрести смеси, состоящие только из микроэлементов.

Их, как правило, используют в особых случаях: при замачивании семян, образовании плодов и т.д. Кроме микроэлементов, в смеси могут содержаться и некоторые регуляторы роста растений. Самое распространенное удобрение, содержащее марганец - это марганцовка, или перманганат калия.Кроме того, она обладает оздоравливающим эффектом, убивая бактерии и грибы. Профилактический полив почвы из расчета одна десертная ложка на 10 л воды (можно в комбинации с борной кислотой, но не с другими элементами) раз в месяц никогда не повредит (см. Приложение 7 и 8). Заодно в почву попадает калий.

Другая форма марганца - его сульфат - хорошо смешивается с другими удобрениями, поэтому именно его используют в комплексных удобрениях и для гидропоники. Также влияет на развитие скелета, участвует в реакциях иммунитета, в кроветворении, тканевом дыхании.Содержится в хлебе, злаках, крупах, овощах, печени и почках животных.

Недостаточное поступление марганца в детский организм может привести к задержке роста и развития скелета, истощению, как говорилось об этом ранее. 9) Токсикология марганца Не стоит забывать, что соединения марганца могут оказывать токсичное действие на организм человека.Суточная потребность: 2-10 мг. Накапливается в костной ткани, печени, гипофизе. Предельно допустимая концентрация марганца в воздухе 0.3 мг/м3*. При выраженном отравлении наблюдается поражение нервной системы с характерным синдромом марганцевого парксинсонизма. *Н.В. Коровин «Общая химия»,из-во «высшая школа»,1998 10) Использованная литература: 1. Большая советская энциклопедия. 2. Коровин Н.В. «Общая химия», из-во «высшая школа», Москва, 1998 3. Позин М.Е. «Технология минеральных солей», 4 издание; часть 1, М. «Электрохимия марганца» т. 1-8. 1979 4. Третьяков Ю.Д. « Химия.Справочные материалы.», из-во « Просвещение», Москва, 1989 5. Шилов Ю.М Ю.И.Смушкевич, П.М.Чукуров, М.И.Тарасенко, "Общая химия", М 1983г. 6. www.iico.ru 7. www.vokrugsveta.ru 8. Материал из Википедии - свободной энциклопедии www.wikipedia.org/wiki/ru.