Оксиды марганца (II) и (IV). Гидроксид и соли марганца (II)

Оксид марганца (II) MnO — твердое вещество зеленого цвета — можно получить восстановлением оксида марганца (IV) в токе водорода:

MnO₂+Н₂=MnO+Н₂О

MnO — типичный основной оксид, с водой в реакцию не всту­пает. Ему соответствует гидроксид марганца (II), Mn(ОН)₃, представляющий собой слабое основание. В виде осадка телесного цве­та выпадает при взаимодействии щелочей с солями марганца (II):

MnСl₂+2NaOH=Mn(OH)₂¯+2NaCl

Mn(OH)₂+2HCl=MnСl₂+2H₂O

Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn₃(PO₄)₂, MnS, MnCO₃.

Сульфат марганца (II) MnSO₄ — соль белого цвета, одно из наиболее устойчивых соединений марганца (II). В виде кристал­логидрата MnSO₄•7Н₂O встречается в природе. Он используется при крашении тканей, а также наряду с хлоридом марганца (II) MnСl₂ — для получения других соединений марганца.

Карбонат марганца (II) MnСO₃ встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии.

Нитрат марганца (II) Mn(NO₃)₂ получают только искусст­венным путем и используют для разделения редкоземельных ме­таллов.

В окислительно-восстановительных реакциях соединения марганца (II) — хорошие восстановители:

3Mn⁺²SO₄+2КСl⁺⁵O₃+12КОН=3К₂Mn⁺⁶О₄+2КСl^-1+3K2SO₄+6Н₂О (эта реакция идет при сплавлении)

2Mn⁺²SO₄+5Pb⁺⁴O₂+ 6HNO₃=2HMn⁺⁷O₄+3Pb⁺²(NO₃)₂+2Pb⁺²SO₄+2H₂O

Оксид марганца (IV) MnO₂ встречается в природе в виде мине­рала пиролюзита, который является важнейшей марганцевой рудой. Оксид марганца (IV) темно-бурого цвета, при хранении устойчив, обладает амфотерными свойствами, с преобладанием кислотных свойств:

MnO₂+2KOH=K₂MnO₃+Н₂О (реакция идет при сплавлении)

А в окислительно-восстановительных процессах в зависимос­ти от условий может вести себя либо как окислитель, либо как восстановитель.

Например, одним из способов получения хлора служит окис­ление концентрированной соляной кислотой HСl оксида марганца (IV) по уравнению:

В реакции (идет при сплавлении) MnO₂ является восстанови­телем:

Оксид марганца (IV) служит катализатором в реакциях, про­текающих с отщеплением кислорода, таких, как разложение бертолетовой соли или пероксида водорода:

2КСlO₃=^MnO2 2КСl+3O₂

2Н₂O₂=^MnO22Н₂O+O₂

Оксид марганца (IV) применяют в производстве стекла и в металлургии.

Гидроксид марганца (IV) неустойчив, его формула может быть представлена в двух видах: Mn(ОН)₄ и Н₄MnO₄ ортомарганцоватистая и Н₂MnO₃ метамарганцоватистая кислота. Также, как и оксид марганца (IV), гидроксид марганца (IV) амфотерен.

Существует два типа солей четырехвалентного марганца. Это хлорид, сульфат марганца (IV) (MnСl₄, Mn(SO₄)₂). Они неус­тойчивы.

Манганиты — соли мета- и ортомарганцоватистой кислоты. Так, закись-окись Mn₃O₄ (минерал гаусманит) можно рассматривать

+2 +4 -2

как соль Mn₂MnO₄, то есть манганит двухвалентного марганца.

 

 

Растворы солей. Средние (нормальные), кислые и основные соли. Электролитическая диссоциация солей. Гетерогенные равновесия в растворах труднорастворимых солей. Произведение растворимости. Гидролиз солей.

 

Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na2SO4, MgCl2, неполного-кислые или основные соли, например KHSO4, СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO4)2 •12H2O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K4[Fe(CN)6].

 

Средние соли - продукты полной нейтрализации кислот основаниями:

 

3Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2↓ + 6H2O

 

Кислые соли - продукты неполной нейтрализации:

 

Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba(H2PO4)2 + 2H2O

 

Ba(OH)2 + H3PO4 = BaHPO4↓ + 2H2O

 

Основные соли - продукты неполной нейтрализации:

 

Co(OH)2 + HNO3 = CoNO3(OH) + H2O

 

Известны также соли, содержащие два химически разных катиона (двойные соли) или аниона (смешанные соли).

 

Соли - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+ и любые анионы, кроме OH−. После растворения и диссоциации средних и кислых солей их катионы и/или анионы могут далее взаимодействовать с водой - подвергаться обратимому гидролизу; за счет последнего процесса в растворах многих солей появляются катионы Н+ и/или анионы OH−.

 

ПР AmBn = [A]m [B]n.

 

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

 

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

 

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

 

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

 

CO32- + H2O = HCO3- + OН-

 

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

 

СuСl2 + Н2О = CuClOH + HCl

 

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

 

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

 

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН)3 + 3H2S

 

2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН)3 + ЗН2S

 

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.