Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Получение и свойства металлического марганца




Основная литература

1. Ионин А.А. и др. Теплоснабжение - М.: Стройиздат, 1982. -336 с.

2. Соколов Е.А. Теплофикация и тепловые сети. 5-изд. - М.: Энергоиздат, 1982. -360 с.

3. СНиП-2.04.07-86*. Тепловые сети. Минстрой России - М.: ГП ЦПИ, 1994. -48 с.

Дополнительная литература:

1. СНиП РК 2.04.01-2001 Строительная климатология. КДС МЭиТ РК. .Астана, 2002.-113с.

2. СНиП-2.04.01-85*. Внутренний водопровод и канализация зданий. Минстрой России - М.: ГУП ЦПП, 1996. - 60 с.

3. Апарцев М.М. Наладка водяных систем централизованного теплоснабжения. Справочное пособие. - М.: Энергоатомиздат, 1983. -204 с.

4. Манюк В.И. и др. Справочник по наладке и эксплуатации водяных тепловых сетей. - 3-изд. - М.: Стройиздат, 1988. -232 с.

5. Справочник проектировщика. Внутренние санитарно-технические устройства. Ч.2. Водопровод и канализация. Под ред. И.Г. Староверова, Ю.И.Шиллера. 4-е изд. перераб. и доп - М.: Стройиздат, 1990. -247 с.

6. Козин В.Е. и др. Теплоснабжение Уч. пособие. - М.: Высшая школа, 1980. -408 с.

7. Зингер Н.М. Гидравлические и тепловые режимы теплофикационных сетей - М.: Энергоатомиздат, 1986. -319 с.

8. Водяные тепловые сети. Справочное пособие по проектированию. Под. ред. Н.К.Громова, Е.П.Шубина. М.: Энергоатомиздат,1986.- 376с.

 

Тема 25.

Общая характеристика элементов

Элементы 7В-группы-марганец, технеций, рений-завершают первые пятерки вставных декад d-элементов. Их валентная электронная конфигурация (n-1)d5ns2 позволяет сделать вывод об относительной стабильности степени окисления +2, поскольку наполовину заполненная d-оболочка отличается повышенной устойчивостью.

Марганец

Марганец представляет собой серебристо-белый твердый, но хрупкийметалл. Его хрупкость объясняется тем, что при нормальных температурах вэлементарную ячейку Mn входит 58 атомов в сложной ажурной структуре, неотносящейся к числу плотноупакованных. Плотность Марганца 7.44 г/см3,температура плавления 1244оС, температура кипения 2150оС. В реакциях проявляет валентность от 2 до 7, наиболее устойчивые степениокисления +2,+4,+7.

Природные соединения

Основным природным соединением марганца является минерал пиролюзит MnO2*xH2O-гидратированный оксид марганца (+4) серо-черного цвета. Марганец часто встречается совместно с железом в оксидных, карбонатных и сульфидных рудах: гаусманит Mn3O4 совместно с магнитным железняком Fe3O4, биксбит представляет собой смешанный оксид марганца и железа (Mn, Fe)2O3, родохрозит MnCO3 встречается совместно с сидеритом FeCO3, марганцевая обманка MnS совместно с пирротином FeS, марганцевый колчедан MnS2 совместно с железным колчеданом FeS2.

 

Получение и свойства металлического марганца

Основная масса металлического марганца в настоящее время получается путем алюмотермического восстановления пиролюзита, гаусманита или предварительно обожженных карбонатных и сульфидных руд:

3Mn3O4+8Al=9Mn+4Al2O3

Также если необходимо получить чистый металлический марганец, его получают электролизом водного раствора сульфата марганца(II).

Свойства металлического марганца:

2Mn + O2 2MnO (Mn2O3 + Mn3O4)

Mn + Cl2 MnCl2

Mn + H2SO4 (разб.) MnSO4 + H2

Mn + 2HCl MnCl2 + H2

Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2 + 2H2O

Mn + 4HNO3 (конц.) = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 

 

Соединения марганца(II)

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 двухвалентногомарганца щелочью: MnSO4+2NaOH Mn(OH)2 +NaSO4 Соединения Mn(II) на воздухе неустойчивы, и Mn(OH)2 на воздухебыстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид четырёхвалентного марганца. 2Mn(OH)2+O2 MnO(OH)2 Гидроксид марганца проявляет только основные свойства и не реагирует сощелочами, 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+H2OОкси́д ма́рганца(II) — MnO — низший оксид марганца, монооксид. Хим.свойства: Не растворим в воде. Легко окисляется с образованием хрупкой оболочки MnO2. Восстанавливается до марганца при нагревании с водородом или активными металлами.Получение:Оксид марганца(II) можно получить прокаливанием при температуре 300 °C кислородсодержащих солей марганца(II) в атмосфере инертного газа. Из распространённого MnO2 его получают через частичное восстановление при температурах 700-900 °C водородом или угарным газом.Гидроксид марганца(II) — неорганическое соединение, гидроокись металла марганца с формулой Mn(OH)2, студнеобразный светло-розовый осадок. Нерастворим в воде. Проявляет слабо основные свойства. Окисляется на воздухе. Хим.свойства:

Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV):

Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами:

Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата:

Получение:

Образуется гидроксид марганца (II) при взаимодействии его солей со щелочами:

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. Соединения марганца (III). Гидроксид, соли марганца (III).Если длительно нагревать MnO2 на воздухе, образуется оксид марганца (+3):4MnO2=2Mn2O3+O2Оксид Mn2O3 можно получить и окислением MnO на воздухе при 300 градусах.Гидроксид Mn(OH)3 характеризуются преимущественно основным характером, хотя в жестких условиях(сильное и длительное кипячение с растворами щелочей) он проявляет некоторые признаки амфотерности, образуя анионные гидроксокомплексы. В кислой среде он легко образует аквакомплексы и соответствующие соли Mn(+3), причем они малохарактерны для марганца.Из галогенидов, отвечающих степени окисления марганца +3, известны фториды и хлориды, которые сильно различаются по устойчивости. Красные кристаллы MnF3 начинают разлагаться на MnF2 и F2 лишь при температуре более 600 градусов. В противоположность этому хлорид марганца(+3) в свободном состоянии не выделен и известен в виде двойных солей MnCl3*3KCl или MnCl3*2KCl..Солеобразные соединения Mn(+3) характеризуются неустойчивостью. В водных растворах они легко гидролизуются, диспропорционируют по схеме 2Mn(+3)= Mn(+2)+ Mn(+4). В присутствии окислителей и восстановителей легко переходят в соединения марганца с более высокой и более низкой степенью окисления. В кислой среде Mn(+3) довольно сильный окислитель. В нейтральных и щелочных средах Mn(+3)-восстановитель. Стабильность Mn(+3) повышается за счет комплексообразования. Если сульфат марганца(+3) неустойчив, то комплекс , двойные соли типа квасцов вполне стабильны. Соединения марганца (IV)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 тогоже элемента окисляется, восстанавливая одновременно оставшиеся атомы того жеэлемента: 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 какосновные, так и кислотные свойства Оксид марганца(IV) (диоксид марганца) MnO2 — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).Строение: черные тетрагональные кристаллы

Хим.свойства:

При обычных условиях ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

С серной и азотной кислотами MnO2 разлагается с выделением кислорода:

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn7+ и Mn6+:

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO4 перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO4)2.

При сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли манганиты:

Является катализатором разложения пероксида водорода:

Нахождение в природе: Исходный продукт для получения марганца и его соединений. MnO2 применяется в производстве элементов Лекланше, катализаторов, как окислитель

МанганитыСоли, отвечающие кислотным свойствам Mn(OH)4, называют манганитами, а сам гидроксид в этом случае рассматривается как марганцоватистая кислота. Соли получают как нейтрализацией растворов, так и сухим путем (прокаливанием MnO2 с оксидами металлов):Mn(OH)4+2KOH=K2MnO3+3H2OMnO2+BaO=BaMnO3Манганиты неустойчивы и их трудно выделить в чистом виде. С химической точки зрения оксид Mn3O4 является манганитом марганца(+2). Соединения шестивалентного марганца. При сплавлении MnO2 со щелочами в присутствии кислорода, воздухаили окислителей получают соли шестивалентного Марганца, называемые манганатами. MnO2+2KOH+KNO3 K2MnO2+KNO2+H2O Соединений марганца шестивалентного известно немного, и из них наибольшеезначение соли марганцевой кислоты - манганаты. Сама марганцевая кислота, как и соответствующей ей триоксид марганца MnO3, в свободном виде не существует вследствии неустойчивости к процессамокисления - восстановления. Замена протона в кислоте на катион металла приводитк устойчивости манганатов, но их способность к процессам окисления -восстановления сохраняется. Растворы манганатов окрашены в зелёный цвет. При ихподкислении образуется марганцеватая кислота, разлагается до соединений марганцачетырёхвалентного и семивалентного. Сильные окислители переводят марганец шестивалентный в семивалентный. 2K2MnO4+Cl22 2KMnO4+2KCl Соединения семивалентного марганца. В семивалентном состоянии марганец проявляет только окислительные свойства.Среди применяемых в лабораторной практике и в промышленности окислителей широкоприменяется перманганат калия KMnO2, в быту называемый марганцовкой.Перманганат калия представляет собой кристаллы чёрно-фиолетового цвета. Водныерастворы окрашены в фиолетовый цвет, характерный для иона MnO4- Перманганаты являются солями марганцевой кислоты, которая устойчива только вразбавленных растворах (до 20%). Эти растворы могут быть получены действиемсильных 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 при 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 различныхсоединений. 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. Марганцовистая и марганцовая кислоты. Манганаты и перманганаты.

Марганцу отвечает несколько кислот, из которых наиболее важны сильные неустойчивые марганцовистая кислота H2MnO4 и марганцовая кислота HMnO4, соли которых — соответственно, манганаты (например, манганат натрия Na2MnO4) и перманганаты (например, перманганат калия KMnO4).

Манганаты (известны манганаты только щелочных металлов и бария) могут проявлять свойства как окислителей (чаще)

2NaI + Na2MnO4 + 2H2O = MnO2 + I2 + 4NaOH,

так и восстановителей

2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl.

В водных растворах манганаты диспропорционируют на соединения марганца (+4) и марганца (+7):

3K2MnO4 + 3Н2О = 2KMnO4 + MnO2·Н2О + 4КОН.

При этом окраска раствора из зеленой переходит в синюю, затем в фиолетовую и малиновую. За способность изменять окраску своих растворов К. Шееле назвал манганат калия минеральным хамелеоном.

Перманганаты — сильные окислители. Например, перманганат калия KMnO4 в кислой среде окисляет сернистый газ SO2 до сульфата:

2KMnO4 + 5SO2 +2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Свойства перманганатов

2KMnO4 O2 + K2MnO4 + MnO2

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO3 + H2O

2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH

 

Окислительно-восстановительные реакции марганца (4), (6) и (7)

 







Дата добавления: 2015-10-02; просмотров: 3174. Нарушение авторских прав


Рекомендуемые страницы:


Studopedia.info - Студопедия - 2014-2019 год . (0.007 сек.) русская версия | украинская версия