Was ist die höchste Oxidationsstufe von Mangan? Oxidationszustand

Mangan ist ein Hartmetall graue Farbe. Seine Atome sind elektronische Konfiguration Außenhülle

Metallmangan interagiert mit Wasser und reagiert mit Säuren unter Bildung von Mangan(II)-Ionen:

In verschiedenen Verbindungen weist Mangan Oxidationsstufen nach.Je höher die Oxidationsstufe von Mangan ist, desto größer ist die kovalenteNatur seiner entsprechenden Verbindungen. Mit zunehmender Oxidationsstufe von Mangan steigt auch der Säuregrad seiner Oxide.

Mangan(II)

Diese Form von Mangan ist die stabilste. Es hat eine externe elektronische Konfiguration mit einem Elektron in jedem der fünf -Orbitale.

In einer wässrigen Lösung werden Mangan(II)-Ionen hydratisiert und bilden ein blassrosa Komplexion von Hexaaquamangan(II). Dieses Ion ist stabil in saure Umgebung, bildet aber in alkalischem Milieu einen weißen Niederschlag aus Manganhydroxid. Mangan(II)-oxid hat die Eigenschaften von basischen Oxiden.

Mangan (III)

Mangan (III) kommt nur in komplexen Verbindungen vor. Diese Form von Mangan ist instabil. Im sauren Milieu disproportioniert Mangan (III) zu Mangan (II) und Mangan (IV).

Mangan (IV)

Die wichtigste Mangan(IV)-Verbindung ist das Oxid. Diese schwarze Verbindung ist in Wasser unlöslich. Es hat eine ionische Struktur. Die Stabilität beruht auf der hohen Gitterenthalpie.

Mangan(IV)oxid hat schwach amphotere Eigenschaften. Es ist ein starkes Oxidationsmittel, das beispielsweise Chlor aus konzentrierter Salzsäure verdrängt:

Diese Reaktion kann zur Herstellung von Chlor im Labor verwendet werden (siehe Abschnitt 16.1).

Mangan(VI)

Dieser Oxidationszustand von Mangan ist instabil. Kaliummanganat (VI) kann durch Verschmelzen von Mangan (IV) -oxid mit einem starken Oxidationsmittel wie Kaliumchlorat oder Kaliumnitrat erhalten werden:

Manganat(VI)-Kalium hat eine grüne Farbe. Es ist nur in alkalischer Lösung stabil. In saurer Lösung disproportioniert es in Mangan (IV) und Mangan (VII):

Mangan (VII)

Mangan hat einen solchen Oxidationszustand in einem stark sauren Oxid. Die wichtigste Mangan(VII)-Verbindung ist jedoch Kaliummanganat(VII) (Kaliumpermanganat). Das fest sehr gut wasserlöslich und bildet eine dunkelviolette Lösung. Manganat hat eine tetraedrische Struktur. In einer leicht sauren Umgebung zersetzt es sich allmählich und bildet Mangan(IV)-oxid:

In einer alkalischen Umgebung wird Kaliummanganat (VII) reduziert, wobei zuerst grünes Kaliummanganat (VI) und dann Manganoxid (IV) gebildet wird.

Kaliummanganat (VII) ist ein starkes Oxidationsmittel. In ausreichend saurem Milieu wird es unter Bildung von Mangan(II)-Ionen reduziert. Das Standard-Redoxpotential dieses Systems ist , das das Standardpotential des Systems übersteigt, und daher oxidiert das Manganat das Chloridion zu Chlorgas:

Die Oxidation des Chloridions Manganat verläuft gemäß der Gleichung

Kaliummanganat (VII) ist beispielsweise in der Laborpraxis als Oxidationsmittel weit verbreitet

zur Gewinnung von Sauerstoff und Chlor (siehe Kap. 15 und 16);

zur Durchführung einer Analyse auf Schwefeldioxid und Schwefelwasserstoff (s. Kap. 15); im Präparat organische Chemie(siehe Kap. 19);

als volumetrisches Reagenz in der Redox-Titrimetrie.

Ein Beispiel für eine titrimetrische Anwendung ist Kaliummanganat (VII). Quantifizierung mit seiner Hilfe Eisen (II) und Ethandioate (Oxalate):

Da Kaliummanganat (VII) jedoch nur schwer in hoher Reinheit erhältlich ist, kann es nicht als primärer titrimetrischer Standard verwendet werden.

Die elektronische Konfiguration eines nicht angeregten Manganatoms ist 3d 5 4s 2; der angeregte Zustand wird durch die elektronische Formel 3d 5 4s 1 4p 1 ausgedrückt.

Für Mangan in Verbindungen sind die charakteristischsten Oxidationsstufen +2, +4, +6, +7.

Mangan ist ein silbrig-weißes, sprödes, ziemlich aktives Metall: In der Spannungsreihe liegt es zwischen Aluminium und Zink. An der Luft ist Mangan mit einem Oxidfilm überzogen, der es vor weiterer Oxidation schützt. In fein verteiltem Zustand oxidiert Mangan leicht.

Mangan(II)-oxid MnO und das entsprechende Hydroxid Mn (OH) 2 haben basische Eigenschaften - bei Wechselwirkung mit Säuren bilden sich zweiwertige Mangansalze: Mn (OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Auch beim Lösen von metallischem Mangan in Säuren entstehen Mn 2+ -Kationen. Mangan (II)-Verbindungen weisen reduzierende Eigenschaften auf, zum Beispiel verdunkelt sich ein weißer Niederschlag von Mn (OH) 2 schnell an der Luft und oxidiert allmählich zu MnO 2: 2 Mn (OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O .

Mangan(IV)oxid MnO 2 ist die stabilste Manganverbindung; es bildet sich leicht sowohl bei der Oxidation von Manganverbindungen in einer niedrigeren Oxidationsstufe (+2) als auch bei der Reduktion von Manganverbindungen in höheren Oxidationsstufen (+6, +7):

Mn(OH) 2 + H 2 O 2 ® MnO 2 + 2 H 2 O;

2 KMnO 4 + 3 Na 2 SO 3 + H 2 O ® 2 MnO 2 ¯ + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH.

MnO 2 ist ein amphoteres Oxid, seine sauren und basischen Eigenschaften sind jedoch schwach ausgeprägt. Einer der Gründe dafür, dass MnO 2 keine ausgeprägten basischen Eigenschaften zeigt, ist seine starke Oxidationsaktivität in einer sauren Umgebung (= +1,23 V): MnO 2 wird zu Mn 2+ -Ionen reduziert und bildet keine stabilen Salze von vierwertigem Mangan. Die dem Mangan(IV)-oxid entsprechende hydratisierte Form sollte als Mangandioxidhydrat MnO 2 x x H 2 O angesehen werden. Mangan(IV)-oxid als amphoteres Oxid entspricht formal den ortho- und meta-Formen der nicht isolierten Permangansäure freier Zustand: H 4 MnO 4 - ortho-Form und H 2 MnO 3 - meta-Form. Manganoxid Mn 3 O 4 ist bekannt, das als Salz des zweiwertigen Mangans der ortho-Form der Mangansäure Mn 2 MnO 4 - Mangan(II)-Orthomanganit angesehen werden kann. In der Literatur wird über die Existenz von Mn 2 O 3 -Oxid berichtet. Die Existenz dieses Oxids kann erklärt werden, indem man es als Salz von zweiwertigem Mangan der Metaform von Permangansäure betrachtet: MnMnO 3 ist Mangan(II)-Metamanganit.

Wenn Mangandioxid in alkalischem Medium mit Oxidationsmitteln wie Kaliumchlorat oder Nitrat geschmolzen wird, wird vierwertiges Mangan zu einem sechswertigen Zustand oxidiert und Kaliummanganat gebildet - ein Salz, das selbst in einer Lösung von Permangansäure H 2 MnO 4 sehr instabil ist , dessen Anhydrid (MnO 3) unbekannt ist:

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH ® K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O.

Manganate sind instabil und neigen zur Disproportionierung in einer reversiblen Reaktion: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH,

Als Ergebnis ändert sich die grüne Farbe der Lösung aufgrund von MnO 4 2– Manganat-Ionen in eine violette Farbe, die für MnO 4 – Permanganationen charakteristisch ist.

Die am weitesten verbreitete Verbindung des siebenwertigen Mangans ist Kaliumpermanganat KMnO 4 - ein Salz der Permangansäure HMnO 4 , das nur in Lösung bekannt ist. Kaliumpermanganat kann durch Oxidation von Manganaten mit starken Oxidationsmitteln, beispielsweise Chlor, gewonnen werden:

2 K 2 MnO 4 + Cl 2 ® 2 KMnO 4 + 2 KCl.

Manganoxid (VII) oder Mangananhydrid, Mn 2 O 7 ist eine explosive grün-braune Flüssigkeit. Mn 2 O 7 kann durch die Reaktion erhalten werden:

2 KMnO 4 + 2 H 2 SO 4 (konz.) ® Mn 2 O 7 + 2 KHSO 4 + H 2 O.

Manganverbindungen in der höchsten Oxidationsstufe +7, insbesondere Permanganate, sind starke Oxidationsmittel. Die Reduktionstiefe von Permanganationen und ihre oxidative Aktivität hängt vom pH-Wert des Mediums ab.

In einem stark sauren Medium ist das Produkt der Reduktion von Permanganaten das Mn 2+ -Ion, und es werden Salze von zweiwertigem Mangan erhalten:

MnO 4 – + 8 H + + 5 e –® Mn 2+ + 4 H 2 O (= +1,51 V).

In neutralem, leicht alkalischem oder leicht saurem Medium entsteht durch Reduktion von Permanganationen MnO 2:

MnO 4 – + 2 H 2 O + 3 e – ® MnO 2 ¯ + 4 OH – (= +0,60 V).

MnO 4 - + 4 H + + 3 e - ® MnO 2 ¯ + 2 H 2 O (= +1,69 V).

In stark alkalischem Milieu werden Permanganationen zu Manganat-Ionen MnO 4 2– reduziert, wobei Salze vom Typ K 2 MnO 4 , Na 2 MnO 4 entstehen:

MnO 4 – + e – ® MnO 4 2– (= +0,56 V).

Eine der Verbindungen dieses Elements, nämlich sein Dioxid (bekannt als Pyrolusit), galt lange Zeit als eine Art des mineralischen magnetischen Eisenerzes. Erst 1774 fand einer der schwedischen Chemiker heraus, dass Pyrolusit ein unerforschtes Metall enthält. Durch das Erhitzen dieses Minerals mit Kohle war es möglich, dasselbe unbekannte Metall zu erhalten. Zuerst hieß es Manganum, später erschien der moderne Name - Mangan. Ein chemisches Element hat viele interessante Eigenschaften, die später besprochen werden.

Befindet sich in einer sekundären Untergruppe der siebten Gruppe Periodensystem(Wichtig: alle Elemente der sekundären Nebengruppen sind Metalle). Elektronische Formel 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (typische d-Element-Formel). Mangan als freie Substanz hat eine silbrig-weiße Farbe. Aufgrund seiner chemischen Aktivität kommt es in der Natur nur in Form von Verbindungen wie Oxiden, Phosphaten und Karbonaten vor. Die Substanz ist feuerfest, der Schmelzpunkt liegt bei 1244 Grad Celsius.

Interessant! In der Natur kommt nur ein Isotop eines chemischen Elements mit einer Atommasse von 55 vor. Die restlichen Isotope werden künstlich gewonnen und sind am stabilsten radioaktives Isotop Mit Atommasse 53 (Halbwertszeit ist etwa die gleiche wie die von Uran).

Oxidationszustand von Mangan

Er hat sechs verschiedene Grade Oxidation. BEI Null Grad Oxidationselement ist in der Lage, sowohl mit organischen Liganden (z. B. P(C5H5)3) als auch mit anorganischen Liganden komplexe Verbindungen zu bilden:

• Kohlenmonoxid (Dimangandecacarbonyl),
• Stickstoff,
• Phosphortrifluorid,
• Stickoxid.

Die Oxidationsstufe +2 ist typisch für Mangansalze. Wichtig: Diese Verbindungen haben rein reduzierende Eigenschaften. Die stabilsten Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +3 sind das Oxid Mn2O3 sowie das Hydrat dieses Oxids Mn(OH)3. Bei +4 sind MnO2 und das amphotere Oxid-Hydroxid MnO(OH)2 am stabilsten.

Die Oxidationsstufe von Mangan +6 ist typisch für Permangansäure und ihre Salze, die nur in wässriger Lösung vorkommen. Die Oxidationsstufe +7 ist typisch für Permangansäure, ihr Anhydrid, das nur in wässriger Lösung existiert, sowie Salze - Permanganate (eine Analogie zu Perchloraten) - starke Oxidationsmittel. Interessanterweise sind beim Reduzieren von Kaliumpermanganat (im Alltag Kaliumpermanganat genannt) drei verschiedene Reaktionen möglich:

• In Gegenwart von Schwefelsäure wird das Anion MnO4- zu Mn2+ reduziert.
• Wenn das Medium neutral ist, wird das MnO4-Ion zu MnO(OH)2 oder MnO2 reduziert.
• In Gegenwart von Alkali wird das MnO4-Anion zum Manganat-Ion MnO42- reduziert.

Mangan als Chemisches Element

Chemische Eigenschaften

Unter normalen Bedingungen ist es inaktiv. Grund ist der Oxidfilm, der entsteht, wenn er Luftsauerstoff ausgesetzt wird. Wenn das Metallpulver leicht erhitzt wird, verbrennt es und wird zu MnO2.

Wenn es erhitzt wird, interagiert es mit Wasser und verdrängt Wasserstoff. Als Ergebnis der Reaktion wird praktisch unlösliches Lachgashydrat Mn(OH)2 erhalten. Diese Substanz verhindert eine weitere Wechselwirkung mit Wasser.

Interessant! Wasserstoff ist in Mangan löslich, und mit steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit zu (es entsteht eine Gaslösung im Metall).

Bei sehr starker Erwärmung (Temperatur über 1200 Grad Celsius) tritt eine Wechselwirkung mit Stickstoff ein, und Nitride werden erhalten. Diese Verbindungen können eine andere Zusammensetzung haben, was typisch für die sogenannten Berthollide ist. Es interagiert mit Bor, Phosphor, Silizium und in geschmolzener Form - mit Kohlenstoff. Die letzte Reaktion läuft während der Reduktion von Mangan mit Koks ab.

Bei der Wechselwirkung mit verdünnter Schwefel- und Salzsäure wird ein Salz erhalten und Wasserstoff freigesetzt. Aber die Wechselwirkung mit starker Schwefelsäure ist anders: Die Reaktionsprodukte sind Salz, Wasser und Schwefeldioxid (Schwefelsäure wird zunächst zu schwefeliger Säure reduziert, aber aufgrund von Instabilität zerfällt schweflige Säure in Schwefeldioxid und Wasser).

Bei der Reaktion mit verdünnter Salpetersäure werden Nitrat, Wasser und Stickoxid erhalten.

Bildet sechs Oxide:

• Salpeter oder MnO,
• Oxid oder Mn2O3,
• Lachgas Mn3O4,
• Dioxid oder MnO2,
• Mangananhydrid MnO3,
• Mangananhydrid Mn2O7.

Interessant! Lachgas wird unter dem Einfluss von Luftsauerstoff allmählich zu einem Oxid. Permanganatanhydrid wurde nicht in freier Form isoliert.

Lachgas ist eine Verbindung mit einer sogenannten fraktionierten Oxidationsstufe. Beim Auflösen in Säuren entstehen zweiwertige Mangansalze (Salze mit dem Mn3+-Kation sind instabil und werden zu Verbindungen mit dem Mn2+-Kation reduziert).

Kohlendioxid, Oxid, Lachgas sind die stabilsten Oxide. Mangananhydrid ist instabil. Es gibt Analogien zu anderen chemischen Elementen:

• Mn2O3 und Mn3O4 sind basische Oxide und haben ähnliche Eigenschaften wie analoge Eisenverbindungen;
• MnO2 ist ein amphoteres Oxid mit ähnlichen Eigenschaften wie Oxide von Aluminium und dreiwertigem Chrom;
• Mn2O7 ist ein Säureoxid, dessen Eigenschaften dem höchsten Chloroxid sehr ähnlich sind.

Es ist leicht, die Analogie mit Chloraten und Perchloraten zu sehen. Manganate werden wie Chlorate indirekt gewonnen. Permanganate können aber sowohl direkt, dh durch Umsetzung eines Anhydrids und Metalloxid/hydroxid in Gegenwart von Wasser, als auch indirekt erhalten werden.

In der analytischen Chemie steht das Mn2+-Kation an fünfter Stelle Analytische Gruppe. Es gibt mehrere Reaktionen, um dieses Kation nachzuweisen:

• Bei der Wechselwirkung mit Ammoniumsulfid fällt ein Niederschlag von MnS aus, dessen Farbe fleischfarben ist; beim Hinzufügen Mineralsäuren Niederschlagsauflösung wird beobachtet.
• Bei der Reaktion mit Alkalien wird ein weißer Niederschlag von Mn(OH) 2 erhalten; bei Wechselwirkung mit Luftsauerstoff ändert sich die Farbe des Niederschlags jedoch von weiß nach braun - Mn(OH)3 wird erhalten.
• Werden Salze mit dem Mn2+-Kation mit Wasserstoffperoxid und einer Alkalilösung versetzt, fällt ein dunkelbrauner Niederschlag von MnO(OH)2 aus.
• Werden Salze mit dem Mn2+-Kation mit einem Oxidationsmittel (Bleidioxid, Natriumbismutat) und einer starken Salpetersäurelösung versetzt, verfärbt sich die Lösung purpurrot, was bedeutet, dass Mn2+ zu HMnO4 oxidiert ist.

Chemische Eigenschaften

Wertigkeiten von Mangan

Das Element gehört zur siebten Gruppe. Typisches Mangan - II, III, IV, VI, VII.

Nullwertigkeit ist typisch für eine freie Substanz. Zweiwertige Verbindungen sind Salze mit dem Mn2+-Kation, dreiwertige Verbindungen sind Oxid und Hydroxid, vierwertige Verbindungen sind Dioxid sowie Oxid-Hydroxid. Sechs- und siebenwertige Verbindungen sind Salze mit MnO42- und MnO4- Anionen.

Wie und woraus wird Mangan gewonnen? Aus Mangan- und Eisen-Mangan-Erzen sowie aus Salzlösungen. Drei verschiedene Wege Mangan gewinnen:

• Koksrückgewinnung,
• Aluminothermie,
• Elektrolyse.

Im ersten Fall wird Koks als Reduktionsmittel sowie Kohlenmonoxid verwendet. Metall wird aus Erzen gewonnen, denen Eisenoxide beigemischt sind. Das Ergebnis ist sowohl Ferromangan (eine Legierung mit Eisen) als auch Karbid (was ist ein Karbid? es ist eine Verbindung eines Metalls mit Kohlenstoff).

Für mehr reine Substanz Eine der Methoden der Metallothermie wird verwendet - die Aluminothermie. Zunächst wird Pyrolusit kalziniert und Mn2O3 gewonnen. Das resultierende Oxid wird dann mit Aluminiumpulver gemischt. Während der Reaktion wird viel Wärme freigesetzt, wodurch das resultierende Metall schmilzt und Aluminiumoxid es mit einer Schlackenkappe bedeckt.

Mangan ist ein Metall mittlerer Aktivität und steht in der Beketov-Reihe links von Wasserstoff und rechts von Aluminium. Das bedeutet, dass bei der Elektrolyse wässriger Lösungen von Salzen mit dem Mn2+-Kation das Metallkation an der Kathode reduziert wird (bei der Elektrolyse einer sehr verdünnten Lösung wird auch Wasser an der Kathode reduziert). Bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von MnCl2 laufen folgende Reaktionen ab:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Kathode (negativ geladene Elektrode): Mn2+ + 2e Mn0

Anode (positiv geladene Elektrode): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

Endgültige Reaktionsgleichung:

MnCl2 (el-z) Mn + Cl2

Die Elektrolyse liefert das reinste metallische Mangan.

Nützliches Video: Mangan und seine Verbindungen

Anwendung

Die Verwendung von Mangan ist ziemlich weit verbreitet. Es werden sowohl das Metall selbst als auch seine verschiedenen Verbindungen verwendet. Es wird in freier Form in der Metallurgie für verschiedene Zwecke verwendet:

• als „Desoxidator“ beim Schmelzen von Stahl (Sauerstoff bindet und Mn2O3 wird gebildet);
• als Legierungselement: Mit wird fester Stahl erhalten hohe Raten Verschleißfestigkeit und Schlagfestigkeit;
• zum Schmelzen der sogenannten Panzerstahlgüte;
• als Bestandteil von Bronze und Messing;
• um Manganin herzustellen, eine Legierung mit Kupfer und Nickel. Aus dieser Legierung werden verschiedene elektrische Geräte hergestellt, zum Beispiel Rheostate

Für die Herstellung von galvanischen Zn-Mn-Zellen wird MnO2 verwendet. In der Elektrotechnik werden MnTe und MnAs verwendet.

Anwendung von Mangan

Kaliumpermanganat, oft auch als Kaliumpermanganat bezeichnet, wird sowohl im Alltag (z therapeutische Bäder), sowie in Industrie und Labor. Die Himbeerfarbe von Permanganat verblasst, wenn ungesättigte Kohlenwasserstoffe mit Doppel- und Dreifachbindungen durch eine Lösung geleitet werden. Bei starker Erwärmung zersetzen sich Permanganate. Dabei entstehen Manganate, MnO2 und Sauerstoff. Dies ist eine Möglichkeit, im Labor chemisch reinen Sauerstoff zu erhalten.

Salze der Permangansäure können nur indirekt gewonnen werden. Dazu wird MnO2 mit festem Alkali vermischt und in Gegenwart von Sauerstoff erhitzt. Eine andere Möglichkeit, feste Manganate zu erhalten, ist die Kalzinierung von Permanganaten.

Lösungen von Manganaten haben eine schöne dunkelgrüne Farbe. Diese Lösungen sind jedoch instabil und unterliegen einer Disproportionierungsreaktion: Die dunkelgrüne Farbe ändert sich zu Himbeere, und es fällt auch ein brauner Niederschlag aus. Als Ergebnis der Reaktion werden Permanganat und MnO2 erhalten.

Mangandioxid wird im Labor als Katalysator für die Zersetzung von Kaliumchlorat (Bertholiumsalz) sowie zur Gewinnung von reinem Chlor verwendet. Interessanterweise wird durch die Wechselwirkung von MnO2 mit Chlorwasserstoff ein Zwischenprodukt erhalten - eine äußerst instabile Verbindung MnCl4, die sich in MnCl2 und Chlor zersetzt. Neutrale oder angesäuerte Salzlösungen mit dem Mn2+-Kation haben eine blassrosa Farbe (Mn2+ bildet mit 6 Wassermolekülen einen Komplex).

Nützliches Video: Mangan ist ein Element des Lebens

Fazit

Takova eine kurze Beschreibung bzgl Mangan und seine Chemische Eigenschaften. Es ist ein silbrig-weißes Metall mittlerer Aktivität, das nur bei Erwärmung mit Wasser in Wechselwirkung tritt und je nach Oxidationsgrad sowohl metallische als auch nichtmetallische Eigenschaften aufweist. Seine Verbindungen werden in der Industrie, zu Hause und in Laboratorien gewonnen Reiner Sauerstoff und Chlor.

Chemie der Metalle

Vortrag 2

Metalle der VIIB-Untergruppe

Allgemeine Eigenschaften von Metallen der VIIB-Untergruppe.

Chemie des Mangans

Natürliche Mn-Verbindungen

Physikalische und chemische Eigenschaften von Metall.

Mn-Verbindungen. Die Redoxeigenschaften der Verbindung

Kurze Beschreibung von Tc und Re.

Metalle der VIIB-Untergruppe

allgemeine Eigenschaften

kommen in natürlichen Verbindungen vor. Am meisten

seltsame Mineralien Mn: Pyrolusit MnO2 und Rhodochrosit MnCO3.

Mn(+7)- und (+6)-Verbindungen sind starke Oxidationsmittel.

Die größte Ähnlichkeit von Mn, Tc, Re ist hochoxidiert

Dies drückt sich in der sauren Natur höherer Oxide und Hydroxide aus.

Die höheren Hydroxide aller Elemente der VIIB-Untergruppe sind stark

Säuren mit der allgemeinen Formel HEO4.

Im höchsten Oxidationsgrad zeigen die Elemente Mn, Tc, Re Ähnlichkeiten mit dem Element der Hauptnebengruppe Chlor. Säuren: HMnO4 , HTcO4, HReO4 u

HClO4 sind stark. Die Elemente der VIIB-Untergruppe zeichnen sich durch eine auffällige aus

Ähnlichkeit mit seinen Nachbarn in der Reihe, insbesondere zeigt Mn Ähnlichkeit mit Fe. In der Natur koexistieren Mn-Verbindungen immer mit Fe-Verbindungen.

Mangan

Charakteristische Oxidationsstufen

neutrales, leicht alkalisches und leicht saures Milieu.

Mn(+7)- und (+6)-Verbindungen weisen stark oxidierende Eigenschaften auf.

Der Säure-Base-Charakter von Oxiden und Hydroxiden von Mn ist natürlich

variiert je nach Oxidationsstufe: In der Oxidationsstufe +2 sind Oxid und Hydroxid basisch und in der höchsten Oxidationsstufe sauer,

außerdem ist HMnO4 eine starke Säure.

In wässrigen Lösungen liegt Mn(+2) in Form von Aquakationen vor

2+ , die der Einfachheit halber Mn2+ bedeuten. Mangan in hohen Oxidationsstufen liegt in Lösung in Form von Tetraoxoanionen vor: MnO4 2– und

MnO4 - .

Naturstoffe und Metallherstellung

Das Element Mn kommt unter den Schwermetallen am häufigsten in der Erdkruste vor.

Der Fang folgt Eisen, ist ihm aber deutlich unterlegen: Der Gehalt an Fe beträgt etwa 5% und Mn nur etwa 0,1%. In Mangan, Oxid-

Nye und Karbonat und Erze. Höchster Wert haben Mineralien: pyrolu-

zit MnO2 und Rhodochrosit MnCO3 .

Mn bekommen

Neben diesen Mineralien wird Hausmannit Mn3 O4 zur Gewinnung von Mn verwendet

und hydratisiertes Psilomelanoxid MnO2. xH2 O. In Manganerzen alle

Mangan wird hauptsächlich zur Herstellung von Spezialstählen mit hoher Festigkeit und Schlagzähigkeit verwendet. Daher os-

eine neue Mn-Menge wird nicht aufgenommen reiner Form, und in Form von Ferromangan-

tsa - eine Legierung aus Mangan und Eisen, die 70 bis 88 % Mn enthält.

Das Gesamtvolumen der jährlichen Weltproduktion von Mangan, einschließlich in Form von Ferromangan, ~ (10 12) Millionen Tonnen/Jahr.

Zur Gewinnung von Ferromangan wird Manganoxiderz reduziert

Kohle.

MnO2 + 2C = Mn + 2CO

Zusammen mit Mn-Oxiden enthalten Fe-Oxide in Ru-

de. Um Mangan mit einem Mindestgehalt an Fe- und C-Verbindungen zu erhalten

Fe wird vorläufig abgetrennt und Mischoxid Mn&sub3;O&sub4; wird erhalten

(MnO . Mn&sub2;O&sub3;). Es wird dann mit Aluminium reduziert (Pyrolusit reagiert mit

Al ist zu gewalttätig).

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3

Reines Mangan wird durch hydrometallurgische Verfahren gewonnen. Nach der vorläufigen Herstellung des MnSO4-Salzes durch eine Lösung von Mn-Sulfat,

Lassen elektrischer Strom, Mangan wird an der Kathode reduziert:

Mn2+ + 2e– = Mn0 .

einfache Substanz

Mangan ist ein hellgraues Metall. Dichte - 7,4 g / cm3. Schmelzpunkt - 1245 ° C.

Mn2+ . Beim Erhitzen interagiert pulverförmiges Mangan mit Wasser

Freisetzung von H2.

Durch Oxidation an der Luft wird Mangan mit braunen Flecken überzogen,

Beim Erhitzen reagiert Mangan mit Halogenen und Schwefel. Affinität Mn

mehr Schwefel als Eisen, also beim Hinzufügen von Ferromangan zu Stahl,

darin gelöster Schwefel bindet an MnS. Sulfid MnS löst sich nicht im Metall und geht in die Schlacke über. Die Festigkeit von Stahl nach dem Entfernen von Schwefel, der Sprödigkeit verursacht, nimmt zu.

Bei sehr hohe Temperaturen(>1200 0 C) Mangan bildet in Wechselwirkung mit Stickstoff und Kohlenstoff nichtstöchiometrische Nitride und Carbide.

Manganverbindungen

Manganverbindungen (+7)

Alle Mn(+7)-Verbindungen weisen stark oxidierende Eigenschaften auf.

Kaliumpermanganat KMnO 4 - die häufigste Verbindung

Mn(+7). In seiner reinen Form ist diese kristalline Substanz dunkel

Violett. Wenn kristallines Permanganat erhitzt wird, zersetzt es sich

Um diese durch Licht beschleunigte Reaktion zu verlangsamen, werden KMnO4-Lösungen gelagert

Yat in dunklen Flaschen.

Bei Zugabe ein paar Tropfen konzentriert

Schwefelsäure entsteht Permangansäureanhydrid.

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

Oxid Mn 2 O 7 ist eine schwere ölige Flüssigkeit von dunkelgrüner Farbe. Dies ist das einzige Metalloxid, das unter normalen Bedingungen vorhanden ist

ditsya in flüssigem Zustand (Schmelzpunkt 5,9 0 C). Das Oxid hat einen Mol-

Struktur, sehr instabil, bei 55 0 C zersetzt es sich explosionsartig. 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2

Oxid Mn2 O7 ist ein sehr starkes und energetisches Oxidationsmittel. Viele oder-

organische Substanzen werden unter seinem Einfluss zu CO2 und H2 O. Oxid oxidiert

Mn2O7 wird manchmal als chemische Streichhölzer bezeichnet. Wird ein Glasstab mit Mn2O7 getränkt und zu einer Spirituslampe gebracht, leuchtet dieser auf.

Wenn Mn2O7 in Wasser gelöst wird, entsteht Permangansäure.

HMnO 4 -Säure ist eine starke Säure, die nur in Wasser vorkommt

nom-Lösung, wurde im Freistaat nicht isoliert. Säure HMnO4 zersetzt sich -

Xia mit der Freisetzung von O2 und MnO2.

Bei Zugabe von festem Alkali zu einer Lösung von KMnO4 kommt es zur Bildung von

grünes Manganat.

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

Wenn KMnO4 mit konzentriert erhitzt wird Salzsäure Bild-

Cl2-Gas ist vorhanden.

2KMnO4 (c) + 16HCl (konz.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

Bei diesen Reaktionen zeigen sich die stark oxidierenden Eigenschaften von Permanganat.

Die Produkte der Wechselwirkung von KMnO4 mit Reduktionsmitteln hängen vom Säuregrad der Lösung ab in dem die Reaktion stattfindet.

In sauren Lösungen entsteht ein farbloses Mn2+-Kation.

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

Aus neutralen Lösungen fällt ein brauner Niederschlag von MnO2 aus.

MnO4 – +2H2 O +3e–  MnO2 + 4OH– .

In alkalischen Lösungen entsteht das grüne Anion MnO4 2–.

Kaliumpermanganat wird kommerziell entweder aus Mangan gewonnen

(Oxidation an der Anode in alkalischer Lösung) oder aus Pyrolusit (MnO2 vor-

zu K2 MnO4 oxidiert, das dann an der Anode zu KMnO4 oxidiert wird).

Manganverbindungen (+6)

Manganate sind Salze mit dem Anion MnO4 2– , haben eine hellgrüne Farbe.

Das Anion MnO4 2─ ist nur in stark alkalischen Medien stabil. Unter Einwirkung von Wasser und insbesondere Säure disproportionieren Manganate zu Verbindungen

von Mn in den Oxidationsstufen 4 und 7.

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

Aus diesem Grund existiert die Säure H2 MnO4 nicht.

Manganate können durch Verschmelzen von MnO2 mit Alkalien oder Karbonaten gewonnen werden.

mi in Gegenwart eines Oxidationsmittels.

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

Manganate sind starke Oxidationsmittel , aber wenn sie betroffen sind

mit einem noch stärkeren Oxidationsmittel werden sie zu Permanganaten.

Disproportionierung

Manganverbindungen (+4)

ist die stabilste Mn-Verbindung. Dieses Oxid kommt in der Natur vor (das Mineral Pyrolusit).

MnO2-Oxid ist eine schwarzbraune Substanz mit einer sehr starken Kristallinität

cal-Gitter (dasselbe wie das von Rutil-TiO2). Aus diesem Grund, obwohl MnO 2 ist amphoter, es reagiert nicht mit Laugen und verdünnten Säuren (ebenso wie TiO2). Es löst sich in konzentrierten Säuren auf.

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

Die Reaktion wird im Labor zur Herstellung von Cl2 verwendet.

Beim Lösen von MnO2 in konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure entstehen Mn2+ und O2.

Daher neigt MnO2 in einer sehr sauren Umgebung dazu, in die Umgebung einzudringen

Mn2+-Kation.

MnO2 reagiert mit Alkalien nur in Schmelzen unter Mischbildung

ny Oxide. In Gegenwart eines Oxidationsmittels bilden sich in alkalischen Schmelzen Manganate.

MnO2-Oxid wird in der Industrie als billiges Oxidationsmittel verwendet. Insbesondere, Redox Interaktion

Oxidation von Mn&sub2;O&sub3;- und Mn&sub3;O&sub4;-Oxiden (MnO. Mn&sub2;O&sub3;).

Hydroxid Mn (+4) wird nicht isoliert, während der Reduktion von Permanganat und Man-

Ganate in neutralen oder leicht alkalischen Medien sowie während der Oxidation

Mn(OH) 2 und MnOOH hydratisieren aus Lösungen einen dunkelbraunen Niederschlag

von MnO2.

Mn(+3)-Oxid und -Hydroxid haben einen basischen Charakter. Diese sind solide

braun, unlöslich in Wasser und instabilen Substanzen.

Bei der Wechselwirkung mit verdünnten Säuren disproportionieren sie

sie bilden Mn-Verbindungen in den Oxidationsstufen 4 und 2. 2MnOOH + H2 SO4 = MnSO4 + MnO2 + 2H2 O

Sie reagieren mit konzentrierten Säuren auf die gleiche Weise wie

MnO2 , d.h. im sauren Milieu wandeln sie sich in das Mn2+-Kation um. In einer alkalischen Umgebung werden sie leicht an der Luft zu MnO2 oxidiert.

Manganverbindungen (+2)

In wässrigen Lösungen sind Mn(+2)-Verbindungen im sauren Milieu stabil.

Oxid und Hydroxid Mn (+2) sind basisch, leicht löslich

in Säuren ionisieren, um ein hydratisiertes Mn2+-Kation zu bilden.

MnO-Oxid - graugrüne feuerfeste kristalline Verbindung

(Schmelzpunkt - 18420 C). Es kann durch Zersetzung von Kar-

Bonate in Abwesenheit von Sauerstoff.

MnCO3 = MnO + CO2.

MnO löst sich nicht in Wasser.

TEIL 1

1. Die Oxidationsstufe (s.o.) ist bedingte Ladung der Atome eines chemischen Elements in einem komplexen Stoff, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass dieser aus einfachen Ionen besteht.

Sollte wissen!

1) In Verbindung mit. um. Wasserstoff = +1, außer für Hydride .
2) In Verbindungen mit. um. Sauerstoff = -2, mit Ausnahme von Peroxiden  und Fluoriden 
3) Die Oxidationsstufe von Metallen ist immer positiv.

Für Metalle der Hauptnebengruppen die ersten drei Gruppen mit um. Konstante:

Metalle der Gruppe IA - p. um. = +1,
Metalle der Gruppe IIA - p. um. = +2,
Metalle der Gruppe IIIA - p. um. = +3. vier

Für freie Atome und einfache Substanzen p. um. = 0,5

Gesamt s. um. alle Elemente in der Verbindung = 0.

2. Methode der Namensbildung zweielementige (binäre) Verbindungen.

4. Füllen Sie die Tabelle „Namen und Formeln binärer Verbindungen“ aus.

5. Bestimmen Sie den Oxidationsgrad des markierten Elements der Komplexverbindung.

TEIL 2

1. Bestimmen Sie die Oxidationsstufen chemischer Elemente in Verbindungen nach ihren Formeln. Schreiben Sie die Namen dieser Substanzen auf.

2. Teilen Sie die Stoffe FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 in zwei Gruppen ein. Notieren Sie die Namen der Substanzen und geben Sie den Oxidationsgrad an.

3. Stellen Sie eine Entsprechung zwischen dem Namen und der Oxidationsstufe eines Atoms eines chemischen Elements und der Formel der Verbindung her.

4. Machen Sie Formeln von Substanzen nach Namen.

5. Wie viele Moleküle sind in 48 g Schwefeloxid (IV) enthalten?

6. Erstellen Sie mithilfe des Internets und anderer Informationsquellen einen Bericht über die Verwendung einer binären Verbindung gemäß dem folgenden Plan:

1) Formel;
2) Name;
3) Eigenschaften;
4) Anwendung.

H2O Wasser, Wasserstoffoxid. Wasser ist unter normalen Bedingungen eine Flüssigkeit, farblos, geruchlos, in einer dicken Schicht - blau. Der Siedepunkt liegt bei etwa 100⁰С. Es ist ein gutes Lösungsmittel. Ein Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom, das ist seine qualitative und quantitative Zusammensetzung. Dies ist eine komplexe Substanz, die sich durch folgende chemische Eigenschaften auszeichnet: Wechselwirkung mit Alkalimetallen, Erdalkalimetallen.

Austauschreaktionen mit Wasser nennt man Hydrolyse. Diese Reaktionen haben sehr wichtig in Chemie.

7. Der Oxidationszustand von Mangan in der K2MnO4-Verbindung ist:

8. Chrom hat die niedrigste Oxidationsstufe in einer Verbindung, deren Formel lautet:

1) Cr2O3

9. Chlor weist die maximale Oxidationsstufe in einer Verbindung auf, deren Formel lautet: