Степен на окисление на манган 6. Какво е манган: изучаване на химичния елемент

Дълго време едно от съединенията на този елемент, а именно неговият диоксид (известен като пиролузит) се смяташе за вид минерална магнитна желязна руда. Едва през 1774 г. един от шведските химици открива, че пиролузитът съдържа неизследван метал. В резултат на нагряването на този минерал с въглища беше възможно да се получи същият неизвестен метал. Отначало се нарича манган, по-късно се появява съвременното име - манган. Химическият елемент има много интересни свойства, които ще бъдат разгледани по-долу.

Намира се в странична подгрупа на седма група на периодичната таблица (важно: всички елементи на страничните подгрупи са метали). Електронна формула 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (типична формула на d-елемент). Манганът като свободно вещество има сребристо-бял цвят. Поради химическата си активност той се среща в природата само под формата на съединения като оксиди, фосфати и карбонати. Веществото е огнеупорно, точката на топене е 1244 градуса по Целзий.

Интересно!В природата се среща само един изотоп на химичен елемент с атомна маса 55. Останалите изотопи се получават изкуствено, а най-стабилният радиоактивен изотоп е с атомна маса 53 (периодът на полуразпад е приблизително същият като този на урана ).

Степен на окисление на манган

Има шест различни степени на окисление. В нулево състояние на окисление елементът е способен да образува комплексни съединения с органични лиганди (например P(C5H5)3), както и неорганични лиганди:

въглероден оксид (диманганов декакарбонил),
азот,
фосфорен трифлуорид,
азотен оксид.

Степента на окисление +2 е характерна за мангановите соли. Важно: тези съединения имат чисто възстановителни свойства. Най-стабилните съединения със степен на окисление +3 са Mn2O3 оксидът, както и хидратът на този оксид Mn(OH)3. При +4 най-стабилни са MnO2 и амфотерният оксид-хидроксид MnO(OH)2.

Степента на окисление на манган +6 е типична за мангановата киселина и нейните соли, които съществуват само във воден разтвор. Степента на окисление +7 е характерна за перманганова киселина, нейния анхидрид и соли - перманганати (аналогични на перхлорати) - силни окислители, съществуващи само във воден разтвор. Интересно е, че при редуциране на калиев перманганат (в ежедневието наричан калиев перманганат) са възможни три различни реакции:

В присъствието на сярна киселина анионът MnO4- се редуцира до Mn2+.
Ако средата е неутрална, MnO4- йонът се редуцира до MnO(OH)2 или MnO2.
В присъствието на алкали анионът MnO4- се редуцира до манганатния йон MnO42-.

Манганът като химичен елемент

Химични свойства

При нормални условия е неактивен. Причината е оксиден филм, който се появява при излагане на атмосферен кислород. Ако металният прах се нагрее леко, той изгаря, превръщайки се в MnO2.

При нагряване той взаимодейства с водата, измествайки водорода. В резултат на реакцията се получава практически неразтворим хидроксид Mn(OH)2. Това вещество предотвратява по-нататъшното взаимодействие с водата.

Интересно!Водородът е разтворим в манган и с повишаване на температурата разтворимостта се увеличава (получава се разтвор на газа в метала).

При много силно нагряване (температури над 1200 градуса по Целзий) той реагира с азот, което води до нитриди. Тези съединения могат да имат различен състав, което е характерно за така наречените бертолиди. Взаимодейства с бор, фосфор, силиций, а в разтопена форма - с въглерод. Последната реакция възниква по време на редукция на манган с кокс.

При взаимодействие с разредена сярна и солна киселина се получава сол и се отделя водород. Но взаимодействието със силна сярна киселина е различно: реакционните продукти са сол, вода и серен диоксид (първоначално сярната киселина се редуцира до сярна киселина; но поради нестабилност сярната киселина се разпада на серен диоксид и вода).

При взаимодействие с разредена азотна киселина се получават нитрат, вода и азотен оксид.

Образува шест оксида:

азотен оксид или MnO,
оксид или Mn2O3,
оксид-оксид Mn3O4,
диоксид или MnO2,
манганов анхидрид MnO3,
манганов анхидрид Mn2O7.

Интересно!Под въздействието на атмосферния кислород азотният оксид постепенно се превръща в оксид. Перманганатният анхидрид не е изолиран в свободна форма.

Оксидът е съединение с така нареченото фракционно окислително състояние. При разтваряне в киселини се образуват соли на двувалентен манган (солите с катион Mn3+ са нестабилни и се редуцират до съединения с катион Mn2+).

Диоксид, оксид, азотен оксид са най-стабилните оксиди. Мангановият анхидрид е нестабилен. Има аналогии с други химични елементи:

Mn2O3 и Mn3O4 са основни оксиди и техните свойства са подобни на подобни железни съединения;
MnO2 е амфотерен оксид, подобен по свойства на оксидите на алуминия и тривалентния хром;
Mn2O7 е киселинен оксид, неговите свойства са много подобни на висшия хлорен оксид.

Лесно се забелязва аналогията с хлоратите и перхлоратите. Манганатите, подобно на хлоратите, се получават индиректно. Но перманганатите могат да бъдат получени или директно, тоест чрез взаимодействие на анхидрид и метален оксид/хидроксид в присъствието на вода, или индиректно.

В аналитичната химия катионът Mn2+ попада в петата аналитична група. Има няколко реакции, които могат да открият този катион:

При взаимодействие с амониев сулфид се образува утайка MnS, цветът й е телесен; Когато се добавят минерални киселини, утайката се разтваря.
При взаимодействие с алкали се получава бяла утайка от Mn(OH)2; но при взаимодействие с атмосферния кислород цветът на утайката се променя от бял на кафяв - получава се Mn(OH)3.
Ако към соли с Mn2+ катион се добавят водороден прекис и алкален разтвор, се утаява тъмнокафява утайка MnO(OH)2.
Когато към соли с Mn2+ катион се добави окислител (оловен диоксид, натриев бисмутат) и силен разтвор на азотна киселина, разтворът става пурпурен - това означава, че Mn2+ е окислен до HMnO4.

Химични свойства

Валентност на манган

Елементът е в седма група. Типичен манган - II, III, IV, VI, VII.

Нулевата валентност е характерна за свободно вещество. Двувалентни съединения са соли с Mn2+ катион, тривалентни съединения са оксид и хидроксид, четиривалентни съединения са диоксид, както и оксид-хидроксид. Шест- и седемвалентните съединения са соли с MnO42- и MnO4- аниони.

Как се получава и от какво се получава манган? От манганови и фероманганови руди, както и от солни разтвори. Има три различни начина за получаване на манган:

възстановяване с кокс,
алуминотермия,
електролиза.

В първия случай коксът и въглеродният оксид се използват като редуциращ агент. Металът се извлича от руда, съдържаща примес на железни оксиди. Резултатът е както фероманган (сплав с желязо), така и карбид (какво е карбид? това е съединение на метал и въглерод).

За получаване на по-чисто вещество се използва един от методите на металотермията - алуминотермия. Първо, пиролузитът се калцинира, което произвежда Mn2O3. След това полученият оксид се смесва с алуминиев прах. По време на реакцията се отделя много топлина, в резултат на което полученият метал се топи и алуминиевият оксид го покрива с шлакова "шапка".

Манганът е метал със средна активност и стои в серията на Бекетов отляво на водорода и отдясно на алуминия. Това означава, че при електролизата на водни разтвори на соли с Mn2+ катион, металният катион се редуцира на катода (при електролизата на много разреден разтвор водата също се редуцира на катода). По време на електролизата на воден разтвор на MnCl2 протичат следните реакции:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Катод (отрицателно зареден електрод): Mn2+ + 2e Mn0

Анод (положително зареден електрод): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

Крайното уравнение на реакцията е:

MnCl2 (el-z) Mn + Cl2

Електролизата произвежда най-чистия метал манган.

Полезно видео: манган и неговите съединения

Приложение

Използването на манган е доста широко разпространено. Използва се както самият метал, така и неговите различни съединения. В свободна форма се използва в металургията за различни цели:

като "дезоксидант" при топене на стомана (кислородът се свързва и се образува Mn2O3);
като легиращ елемент: произвежда здрава стомана с висока устойчивост на износване и устойчивост на удар;
за топене на така наречената броня от стомана;
като компонент от бронз и месинг;
за създаване на манганин, сплав с мед и никел. От тази сплав се правят различни електрически устройства, като реостати

MnO2 се използва за производството на Zn-Mn галванични клетки. MnTe и MnAs се използват в електротехниката.

Приложения на манган

Калиевият перманганат, често наричан калиев перманганат, се използва широко както в бита (за лечебни бани), така и в индустрията и лабораториите. Пурпурният цвят на перманганата се обезцветява, когато през разтвора преминават ненаситени въглеводороди с двойни и тройни връзки. При силно нагряване перманганатите се разлагат. Това произвежда манганати, MnO2 и кислород. Това е един от начините за получаване на химически чист кислород в лабораторни условия.

Солите на перманганатната киселина могат да се получат само индиректно. За да направите това, MnO2 се смесва с твърда основа и се нагрява в присъствието на кислород. Друг начин за получаване на твърди манганати е чрез калциниране на перманганати.

Разтворите на манганати имат красив тъмнозелен цвят. Тези разтвори обаче са нестабилни и претърпяват реакция на диспропорциониране: тъмнозеленият цвят се променя в пурпурен и също се образува кафява утайка. Реакцията води до перманганат и MnO2.

Мангановият диоксид се използва в лабораторията като катализатор за разлагане на калиев хлорат (Бертолетова сол), както и за получаване на чист хлор. Интересното е, че в резултат на взаимодействието на MnO2 с хлороводорода се получава междинен продукт - изключително нестабилно съединение MnCl4, което се разлага на MnCl2 и хлор. Неутралните или подкислени разтвори на соли с Mn2+ катион имат бледорозов цвят (Mn2+ образува комплекс с 6 водни молекули).

Полезно видео: манган - елемент на живота

Заключение

Това е кратко описание на мангана и неговите химични свойства. Това е сребристо-бял метал със средна активност, взаимодейства с вода само при нагряване и в зависимост от степента на окисление проявява както метални, така и неметални свойства. Неговите съединения се използват в промишлеността, у дома и в лабораториите за производство на чист кислород и хлор.

Най-високото ниво на окисление на манган +7 съответства на киселинния оксид Mn2O7, манганова киселина HMnO4 и неговите соли - перманганати.

Мангановите (VII) съединения са силни окислители. Mn2O7 е зеленикаво-кафява маслена течност, при контакт с която алкохолите и етерите се запалват. Mn(VII) оксид съответства на манганова киселина HMnO4. Съществува само в разтвори, но се смята за един от най-силните (α - 100%). Максималната възможна концентрация на HMnO4 в разтвора е 20%. Солите на HMnO4 – перманганатите – са най-силните окислители; във водни разтвори, като самата киселина, имат пурпурен цвят.

При редокс реакцииПерманганатите са силни окислители. В зависимост от реакцията на околната среда те се редуцират или до двувалентни манганови соли (в кисела среда), манганов (IV) оксид (в неутрална среда) или манганови (VI) съединения - манганати - (в алкална среда). Очевидно е, че в кисела среда окислителните способности на Mn+7 са най-силно изразени.

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

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

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

Перманганатите окисляват органичните вещества както в кисела, така и в алкална среда:

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

алдехиден алкохол

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

При нагряване калиевият перманганат се разлага (тази реакция се използва за получаване на кислород в лабораторията):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

По този начин, за мангана са характерни същите зависимости: при преминаване от по-ниска степен на окисление към по-висока, киселинните свойства на кислородните съединения се увеличават, а в OM реакциите редукционните свойства се заменят с окислителни.

Перманганатите са токсични за тялото поради силните си окислителни свойства.

При отравяне с перманганат като антидот се използва водороден прекис в оцетна киселина:

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

Разтворът KMnO4 е каутеризиращо и бактерицидно средство за обработка на повърхността на кожата и лигавиците. Силните окислителни свойства на KMnO4 в кисела среда са в основата на аналитичния метод на перманганатометрия, използван в клиничния анализ за определяне на окисляемостта на водата и пикочната киселина в урината.

Човешкото тяло съдържа около 12 mg Mn в различни съединения, като 43% са концентрирани в костната тъкан. Влияе на хемопоезата, образуването на кости, растежа, възпроизводството и някои други функции на тялото.

манганов (II) хидроксидима слабо основни свойства, окислява се от атмосферен кислород и други окислители до перманганова киселина или нейните соли манганити:

Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3↓ + H2O перманганова киселина

(кафява утайка) В алкална среда Mn2+ се окислява до MnO42-, а в кисела среда до MnO4-:

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

Образуват се соли на манган Н2МnО4 и манган НМnО4 киселини.

Ако в експеримента Mn2+ проявява редуциращи свойства, тогава редукционните свойства на Mn2+ са слабо изразени. При биологични процеси не променя степента на окисление. Стабилните биокомплекси Mn2+ стабилизират това състояние на окисление. Стабилизиращият ефект се проявява в дългото време на задържане на хидратиращата обвивка. Манганов(IV) оксид MnO2 е стабилно естествено манганово съединение, което се среща в четири модификации. Всички модификации са амфотерни по природа и имат редокс дуалност. Примери за редокс двойственост MnO2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6MnO2 + 2NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

4MnO2 + 3O2 + 4KOH → 4KMnO4 + 2H2O

Mn(VI) съединения- нестабилен. В разтвори те могат да се превърнат в съединения Mn (II), Mn (IV) и Mn (VII): манганов оксид (VI) MnO3 е тъмночервена маса, която предизвиква кашлица. Хидратната форма на MnO3 е слаба перманганова киселина H2MnO4, която съществува само във воден разтвор. Неговите соли (манганати) лесно се разрушават в резултат на хидролиза и при нагряване. При 50°C MnO3 се разлага:

2MnO3 → 2MnO2 + O2 и хидролизира при разтваряне във вода: 3MnO3 + H2O → MnO2 + 2HMnO4

Производни на Mn(VII) са мангановият (VII) оксид Mn2O7 и неговата хидратна форма – киселината НМnО4, известна само в разтвор. Mn2O7 е стабилен до 10°C, разлага се експлозивно: Mn2O7 → 2MnO2 + O3

При разтваряне в студена вода се образува киселина Mn2O7 + H2O → 2НМnО4

Соли на манганова киселина НМnО4- перманганати. Йоните причиняват виолетовия цвят на разтворите. Те образуват кристални хидрати от типа EMnO4∙nH2O, където n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

Перманганат KMnO4 е силно разтворим във вода . Перманганати - силни окислители. Това свойство се използва в медицинската практика за дезинфекция, във фармакопейния анализ за идентифициране на H2O2 чрез взаимодействие с KMnO4 в кисела среда.

Перманганатите са отрови за тялото, тяхната неутрализация може да се извърши както следва: 2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 + 2CH3COOK + 8H2O + 5O2

За лечение на остро отравяне с перманганатизползва се 3% воден разтвор на H2O2, подкислен с оцетна киселина. Калиевият перманганат окислява органичните вещества в тъканните клетки и микробите. В този случай KMnO4 се редуцира до MnO2. Мангановият (IV) оксид може също да реагира с протеини, за да образува кафяв комплекс.

Под въздействието на калиев перманганат KMnO4 протеините се окисляват и коагулират. Въз основа на това приложението му като външен препарат с антимикробни и каутеризиращи свойства. Ефектът му обаче се проявява само върху повърхността на кожата и лигавиците. Окислителни свойства на воден разтвор на KMnO4 използване за неутрализиране на токсични органични вещества. В резултат на окисляването се образуват по-малко токсични продукти. Например, лекарството морфин се превръща в биологично неактивен оксиморфин. Калиев перманганат Приложи в титриметричен анализ за определяне съдържанието на различни редуциращи агенти (перманганатометрия).

Висока окислителна способност на перманганата използване по екология за оценка на замърсяването на отпадъчни води (перманганатен метод). Количеството окислен (обезцветен) перманганат определя съдържанието на органични примеси във водата.

Използва се перманганатният метод (перманганатометрия). и в клиничните лаборатории за определяне на нивото на пикочната киселина в кръвта.

Солите на мангановата киселина се наричат перманганати.Най-известна е калиево-перманганатната сол KMnO4 - тъмнолилаво кристално вещество, умерено разтворимо във вода. Разтворите на KMnO4 имат тъмночервен цвят, а при високи концентрации - виолетов, характерен за аниони MnO4.

Перманганаткалият се разлага при нагряване

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Калиевият перманганат е много силен окислител, лесно окислява много неорганични и органични вещества. Степента на намаляване на мангана зависи много от pH на околната среда.

Възстановяванекалиевият перманганат в среда с различна киселинност протича в съответствие със следната схема:

Киселинно pH<7

манган(II) (Mn2+)

KMnO4 + редуциращ агент Неутрална среда pH = 7

манган(IV) (MnO2)

Алкална среда pH>7

манган (VI) (MnO42-)

Mn2+ обезцветяване на разтвор KMnO4

MnO2 кафява утайка

Разтворът на MnO42 става зелен

Примери за реакциис участието на калиев перманганат в различни среди (киселинни, неутрални и алкални).

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

Използва се калиев перманганат KMnO4в медицинската практика като дезинфектант и антисептик за промиване на рани, изплакване, промиване и др. Светлорозов разтвор на KMnO4 се използва перорално за стомашна промивка при отравяне.

Калиевият перманганат се използва много широко като окислител.

С помощта на KMnO4 се анализират много лекарства (например процентната концентрация (%) на разтвор на H2O2).

Обща характеристика на d-елементите от VIIIB подгрупа. Структурата на атомите. Елементи от семейството на желязото. Степени на окисление в съединенията. Физични и химични свойства на желязото. Приложение. Разпространение и форми на срещане на d-елементите от семейството на желязото в природата. Железни соли (II, III). Комплексни съединения на желязото (II) и желязото (III).

Общи свойства на елементите от подгрупа VIIIB:

1) Обща електронна формула на последните нива (n - 1)d(6-8)ns2.

2) Във всеки период има 3 елемента в тази група, образуващи триади (семейства):

а) Семейство желязо: желязо, кобалт, никел.

б) Семейство леки платинени метали (фамилия паладий): рутений, родий, паладий.

в) Семейство тежки платинени метали (платиново семейство): осмий, иридий, платина.

3) Сходството на елементите във всяко семейство се обяснява с близостта на атомните радиуси, следователно плътността в рамките на семейството е близка.

4) Плътността се увеличава с увеличаване на броя на периода (атомните обеми са малки).

5) Това са метали с високи точки на топене и кипене.

6) Максималната степен на окисление на отделните елементи нараства с номера на периода (за осмий и рутений достига 8+).

7) Тези метали са способни да включват водородни атоми в кристалната решетка; в тяхно присъствие се появява атомен водород - активен редуциращ агент. Следователно тези метали са катализатори за реакции, включващи добавянето на водороден атом.

8) Съединенията на тези метали са боядисани.

9) Характеристика степени на окисление за желязото +2, +3, в нестабилни съединения +6. Никелът има +2, нестабилните имат +3. Платината има +2, нестабилните имат +4.

Желязо. Получаване на желязо(всички тези реакции протичат при нагряване)

*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Състояние: изпичане на железен пирит.

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

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (термитен метод). Състояние: отопление.

* = Fe + 5CO (разлагането на железен пентакарбонил се използва за получаване на много чисто желязо).

Химични свойства на желязотоРеакции с прости вещества

*Fe + S = FeS. Състояние: отопление. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (йодът е по-малко силен окислител от хлора; FeI3 не съществува).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 е най-стабилният железен оксид). Fe2O3 nH2O се образува във влажен въздух.

ЧАСТ 1

1. Окислително състояние (s.o.) еусловният заряд на атомите на даден химичен елемент в сложно вещество, изчислен въз основа на предположението, че то се състои от прости йони.

Вие трябва да знаете!

1) Във връзка с. О. водород = +1, с изключение на хидриди .
2) Във връзка с. О. кислород = -2, с изключение на пероксиди и флуориди
3) Степента на окисление на металите винаги е положителна.

За металите от основните подгрупи на първите три групи p. О. константа:

Метали от IA група - стр. О. = +1,
Метали от група IIA - p. О. = +2,
Метали от IIIА група - т. О. = +3. 4

В свободни атоми и прости вещества p. О. = 0,5

Общо s. О. всички елементи във връзката = 0.

2. Начин на образуване на именадвуелементни (бинарни) съединения.

4. Попълнете таблицата „Имена и формули на бинарни съединения.“

5. Определете степента на окисление на елемента от сложното съединение, подчертано с шрифт.

ЧАСТ 2

1. Определете степента на окисление на химичните елементи в съединенията, като използвате техните формули. Запишете имената на тези вещества.

2. Разделете веществата FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 на две групи. Запишете имената на веществата, като посочите степента им на окисление.

3. Установете съответствие между името и степента на окисление на атом на химичен елемент и формулата на съединението.

4. Съставете формули за веществата по имена.

5. Колко молекули има в 48 g серен (IV) оксид?

6. Използвайки интернет и други източници на информация, подгответе съобщение за използването на всяко бинарно съединение съгласно следния план:

1) формула;
2) име;
3) свойства;
4) приложение.

H2O вода, водороден оксид. Водата при нормални условия е течност, безцветна, без мирис и синя в дебел слой. Точката на кипене е около 100⁰С. Е добър разтворител. Водната молекула се състои от два водородни атома и един кислороден атом, това е нейният качествен и количествен състав. Това е сложно вещество, характеризиращо се със следните химични свойства: взаимодействие с алкални метали, алкалоземни метали.

Обменните реакции с вода се наричат хидролиза. Тези реакции са от голямо значение в химията.

7. Степента на окисление на мангана в съединението K2MnO4 е равна на:

8. Хромът има най-ниската степен на окисление в съединението, чиято формула е:

1) Cr2O3

9. Хлорът проявява максималното си състояние на окисление в съединение, чиято формула е:

Електронната конфигурация на невъзбуден манганов атом е 3d 5 4s 2; възбуденото състояние се изразява с електронната формула 3d 5 4s 1 4p 1.

Най-типичните степени на окисление за манган в съединенията са +2, +4, +6, +7.

Манганът е сребристо-бял, крехък, доста активен метал: в диапазона на напрежението той е между алуминия и цинка. Във въздуха манганът е покрит с оксиден филм, който го предпазва от по-нататъшно окисляване. Във фино смляно състояние манганът лесно се окислява.

Мангановият (II) оксид MnO и съответният му хидроксид Mn(OH) 2 имат основни свойства - при взаимодействие с киселини се образуват двувалентни манганови соли: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Mn 2+ катиони също се образуват, когато металният манган се разтваря в киселини. Съединенията на манган (II) проявяват редуциращи свойства, например бяла утайка от Mn(OH) 2 бързо потъмнява във въздуха, постепенно се окислява до MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O .

Мангановият (IV) оксид MnO 2 е най-стабилното манганово съединение; лесно се образува както по време на окисляването на манганови съединения в по-ниска степен на окисление (+2), така и по време на редукция на манганови съединения в по-високи степени на окисление (+6, +7):

Mn(OH)2 + H2O2® MnO2 + 2H2O;

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

MnO 2 е амфотерен оксид, но неговите киселинни и основни свойства са слабо изразени. Една от причините MnO 2 да не проявява ясно определени основни свойства е неговата силна окислителна активност в кисела среда ( = +1,23 V): MnO 2 се редуцира до Mn 2+ йони, вместо да образува стабилни соли на четиривалентен манган. Хидратната форма, съответстваща на манганов (IV) оксид, трябва да се разглежда като хидратиран манганов диоксид MnO 2 × xH 2 O. Мангановият (IV) оксид като амфотерен оксид формално съответства на орто- и мета-формите на калиево-перманганатната киселина, които не са изолирани в свободното състояние: H 4 MnO 4 – орто форма и H 2 MnO 3 – мета форма. Известен е манганов оксид Mn 3 O 4, който може да се разглежда като двувалентна манганова сол на орто-формата на перманганова киселина Mn 2 MnO 4 - манганов (II) ортоманганит. В литературата има съобщения за съществуването на Mn 2 O 3 оксид. Съществуването на този оксид може да се обясни, като се разглежда като двувалентна манганова сол на метаформата на перманганова киселина: MnMnO 3 - манганов (II) метаманганит.

Когато мангановият диоксид се слее в алкална среда с окислители като калиев хлорат или нитрат, четиривалентният манган се окислява до шествалентно състояние и се образува калиев манганат - сол, която е много нестабилна дори в разтвор на перманганова киселина H 2 MnO 4, чийто анхидрид (MnO 3) е неизвестен:

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

Манганатите са нестабилни и склонни към диспропорциониране в съответствие с обратима реакция: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH,

В резултат на това зеленият цвят на разтвора, причинен от манганатните йони MnO 4 2–, се променя във виолетовия цвят, характерен за перманганатните йони MnO 4 – .

Най-широко използваното съединение на седемвалентен манган е калиев перманганат KMnO 4 - сол, известна само в разтвор на перманганова киселина HMnO 4. Калиевият перманганат може да се получи чрез окисляване на манганати със силни окислители, например хлор:

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

Манганов (VII) оксид или манганов анхидрид, Mn 2 O 7 е експлозивна зелено-кафява течност. Mn 2 O 7 може да се получи чрез реакцията:

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

Мангановите съединения с най-висока степен на окисление +7, по-специално перманганатите, са силни окислители. Дълбочината на редукция на перманганатните йони и тяхната окислителна активност зависи от pH на средата.

В силно киселинна среда продуктът от редукция на перманганат е Mn 2+ йон, което води до двувалентни манганови соли:

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

В неутрална, леко алкална или леко кисела среда MnO 2 се образува в резултат на редукция на перманганатните йони:

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).

В силно алкална среда перманганатните йони се редуцират до манганатни йони MnO 4 2– и се образуват соли като K 2 MnO 4 и Na 2 MnO 4:

MnO 4 – + e – ® MnO 4 2– ( = +0,56 V).