Простые вещества Mn, Re

Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов.

Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn²⁺ следующие:

1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II):

MnSO₄+2KOH→Mn(OH)₂↓+K₂SO₄

Mn²⁺+2OH⁻→Mn(OH)₂↓

Осадок на воздухе меняет цвет на бурый из-за окисления кислородом воздуха.

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка.

2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV):

MnSO₄+H₂O₂+2NaOH→MnO(OH)₂↓+Na₂SO₄+H₂O

Mn²⁺+H₂O₂+2OH⁻→MnO(OH)₂ ↓+H₂O

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют четыре капли раствора щёлочи и две капли раствора H₂O₂.

3. Диоксид свинца PbO₂ в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn²⁺ до MnO₄⁻ с образованием марганцевой кислоты малинового цвета:

2MnSO₄+5PbO₂+6HNO₃→2HMnO₄+2PbSO₄↓+3Pb(NO₃)₂+2H₂O

2Mn²⁺+5PbO₂+4H⁺→2MnO₄⁻+5Pb²⁺+2H₂O

Эта реакция дает отрицательный результат в присутствии восстановителей, например хлороводородной кислоты и её солей, так как они взаимодействуют с диоксидом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой.

При больших количествах марганца эта реакция не удаётся, так как избыток ионов Mn²⁺ восстанавливает образующуюся марганцевую кислоту HMnO₄ до MnO(OH)₂ и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Mn²⁺ в MnO₄⁻ могут быть использованы другие окислители, например персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈ в присутствии катализатора — ионов Ag⁺ или висмутата натрия NaBiO₃:

2MnSO₄+5NaBiO₃+16HNO₃→2HMnO₄+5Bi(NO₃)₃+NaNO₃+2Na₂SO₄+7H₂O

Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного PbO₂, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HNO₃ и нагревают смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца (II) MnSO₄ и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая время от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окраску образовавшейся марганцевой кислоты.

При окислении висмутатом натрия реакцию проводят следующим образом. В пробир

у помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HNO₃, добавляют несколько крупинок висмутата натрия и встряхивают.

Наблюдают появление малиновой окраски раствора.

4. Сульфид аммония (NH₄)₂S осаждает из раствора солей марганца сульфид марганца (II), окрашенный в телесный цвет:

MnSO₄+(NH₄)₂S→MnS↓+(NH₄)₂SO₄

Mn²⁺+S²⁻→MnS↓

Простые вещества Mn, Re

Нахождение в природе

Mn – в виде оксидов

MnO₂ – пиромозит;

Mn₃O₄ – гаусманит;

MnOOH – манганит;

Mn₂O₃ – браунит.

Известны также фосфатные, силикатные, алюмосиликатные минералы. Наиболее часто Mn сопутствует Fe.

Re – редкий рассеяный элемент, открыт позднее других природных элементов. Встречается как примесь в молибдените MoS₂, колумбите, танталите (Fe, Mn)[Nb₂O₆], (Fe, Mn)[Ta₂O₆], минералах РЗЭ и платиновых металлов.

Tc – в природе не встречается. Получен в результате ядерных реакций.

-1

⁹⁸Mo + ¹n ® ⁹⁹Mo ® ⁰β + ⁹⁹Tc

Наиболее стабильный изотоп ⁹⁹Tc T½ = 2·10⁵ лет.

Содержится в продуктах спонтанного деления урана.

Строение

Mn 3d⁵4s²

Tc 4d⁵5s² степени окисления от +2 до +7

Re 5d⁵6s²

Наиболее характерны Mn +2, +4, +6, +7

Tc +4, +7

Re +4, +6, +7

 

Получение

Mn:

MnO₂ ® Mn₃O₄ (1000°C)

и далее Mn₃O₄ + Al® Mn + Al₂O₃

образуется Mn с примесью Al и Fe и шлак MnAl₂O₄ (до 20% Mn)

Черновой Mn переводят в

1. галогенид

Mn + 2HCl ® MnCl₂ + H₂ ↑

и далее восстанавливают Na или Mg ® Mn + NaCl (MgCl₂)

MnCl₂, полученный в водном растворе, обезвоживают в потоке газообразного HCl.

2. Сульфат

Mn + H₂SO₄ ® MnSO₄ + H₂ ↑

И подвергают электролизу раствор MnSO₄ + (NH₄)₂SO₄, катод Cu, анод Pb + Ag

MnSO₄ + H₂O ® Mn + H₂SO₄ + O₂↑

Re:

возг. 355°С

возг.740°С

Содержится в виде ReS₂ в молибдените MoS_2, который подвергают обжигу в избытке O₂ ® MoO₃ + Re₂O₇, который отделяют возгонкой (650°С).

NH3 KOH

(NH4)2ReO4 KReO4

Отделение Mo и Re в возгонах выполняют осаждением из азотнокислых растворов (H₂MoO₄ + HReO₄) в виде BaMoO₄ или H₃PMo₁₂O₄₀, а далее действием NH₃ или KOH получают и кристаллизуют (NH₄)₂ReO₄ и KReO₄. Их восстанавливают H₂ при повышенной температуре:

500°С

+ H₂ ® ReO₂ + H₂O +

1000°С

Далее отделяют ReO₂ от растворимых в воде примесей (KOH, перренаты) и:

ReO₂ + H₂ ® Re + H₂O

Физические свойства:

Mn, Re – белые тугоплавкие металлы

Химические свойства:

Mn более активен, Tc близок к Re, и они заметно отличаются от Mn.

Mn: 1. с простыми веществами

MnO (зелёный), MnO₂, Mn₃O₄, Mn₂O₃ (черный),

MnF₂ (розовый), MnF₃ (красный),

MnCl₂(розовый), MnBr₂ (розовый), MnI₂,

α-MnS(зелёный), Mn₃C, MnP, Mn₅N₂

2. с кислотами и другими веществами

Mn + H⁺ ® Mn²⁺ + H₂↑

(разбавленные кислоты-неокислители)

конц разб

NO + NO2 NH4NO3

+ NH₄Cl(водн) ® MnCl₂ + NH₃ + H₂

+ HNO₃ ® Mn(NO₃)₂ + + H₂O

 

+H₂SO₄ (конц) ® Mn(SO₄)₂ + SO₂ + H₂O

+ H₂O ® Mn(OH)₂ + H₂

+ NH₃ ® Mn₃N₂ + H₂

3.

KNO3 KClO3

KNO2 KCl

В окислительно-щелочных расплавах

Mn + KOH + ® K₂Mn⁺⁶O₄ + + H₂O

 

Re

1. с простыми веществами

Re₂O₇ (желтый), ReO₂ (коричневый), ReF₆ (желтый), ReCl₆ (коричневый),

Re₃Br₉ (красный), ReS₂ (черный), ReSe₂ (черный)

2. с кислотами и окислителями, при нагревании

не реагирует с кислотами-неокислителями

Re + H₂O ® HReO₄ + H₂

+ H₂O₂ ® HReO₄ + H₂O

+ Cl₂ + H₂O ® HReO₄ + HCl

+ Br₂ + H₂O ® HReO₄ + HBr

+ HNO₃ ® HReO₄ + HBr + NO₂ + H₂O

+ H₂SO₄ (конц) ® HReO₄ + SO₂ + H₂O

+ KOH + KClO₃ ® KReO₄ + KCl + H₂O

Применение:

Mn – раскислитель стали (улучшает металлические свойства), добавка в сплавы Al, Cu, Ni (дюраль, латуни).

Re – электротехника (нити плавления, радиолампы, рентгеновские трубки, термопары, контакты переключателей), зеркала, катализаторы.

 

Соединения Mn, Re (+7)

Получение: Mn₂O₇, HMnO₄, KMnO₄

KMnO₄ получают из K₂MnO₄ диспропорционированием в воде и кислотах, окислением Cl₂ или O₃

K₂MnO₄ + H₂O ® KMnO₄ + MnO₂ + KOH

+ H₂SO₄ ® KMnO₄ + MnO₂ + K₂SO₄ + H₂O

K₂MnO₄ + Cl₂ ® KMnO₄ + KCl

+ O₃ + H₂O ® KMnO₄ + KOH +O₂

K2SO4 Bi2(SO4)3 PbSO4

K2S2O8 NaBiO3 PbO2

HMnO₄ получают окислением соед. Mn(II) в кислых средах наиболее сильными окислителями:

+ (HNO3)

(Mn(NO3)2)

MnSO₄ + + H₂SO₄ ® HMnO₄ + + H₂O

 

 

или по обменным реакциям:

Mn₂O₇ + H₂O ® HMnO₄

Ba(MnO₄)₂ + H₂SO₄ (разб) ® BaSO₄↓ + HMnO₄

KMnO₄ + H₂SiF₆ ® K₂SiF₆↓ + HMnO₄

оксид Mn₂O₇ образуется:

KMnO₄ + H₂SO₄ (конц) ® Mn₂O₇ + KHSO₄ + H₂O

Re: легче получаются, так как более устойчивые

Re ReO2 Re2S7 ReS2

 

+ O₂ ® Re₂O₇

 

 

HReO₄ получают окислением Re в кислых средах H₂O, H₂O₂, HNO₃, H₂SO₄, Cl₂ + H₂O и др. (см. химические свойства рения)

Re ReO2 ReS2

KReO₄ и NH₄ReO₄ получают окислением в щелочной среде или нейтрализацией Re₂O₇ или HReO₄:

 

KNO2 + K2SO4

KNO3

+ KClO₃ + KOH® KReO₄ + KCl + H₂O

 

Физические свойства:

Mn₂O₇ – зеленая жидкость;

HMnO₄ – малиновый раствор;

KMnO₄ – фиолетовые кристаллы;

Re₂O₇ – желтые летучие кристаллы;

HReO₄ – бесцветный раствор, ReO₄^- - бесцветные твердые вещества.

Химические свойства:

1. Термораспад

Mn₂O₇ ® MnO₂ + O₂ (или + O₃)

HMnO₄ ® MnO₂ + O₂ + H₂O

KMnO₄® KMnO₄ + MnO₂ + O₂ (медленно)

2.

KMnO4 HMnO4

KOH H2O

Обменные реакции

Mn₂O₇ + ® MnO₂ + + H₂O

 

аналогично с Re₂O₇. Но только для Re(7) могут быть получены сульфиды:

коричневый

Re₂O₇ + H₂S (нагр.) ® Re₂S₇ + H₂O

желто-зеленый

KReO₄ + H₂S ® KReO₃S + H₂O

KReO₃S + H₂SO₄® HReO₃S + H₂O

HReO₃S + H₂SO₄® HReO₄ + Re₂S₇ + H₂O

в щелочн. среде

KReO₄ + K₂S + H₂O ® KReS₄ + KOH

 

См. также «Получение Mn, Re (7)»

3.

Mn2+ бесцв. кисл. MnO(OH)2 бурый нейтр. MnO42- зеленый щелочн.

Окислительные свойства более характерны для Mn. Соединения Re(7) менее активные окислители.

MnO₄^- ®

 

 

KReO₄ + H₂ ® KOH + Re + H₂O + ReO₂

Применение:

KMnO₄ – дезинфицирующее средство, лабораторный окислитель;

KReO₄, Re₂O₇ – промежуточные продукты в технологии Re.

 

 

Соединения Mn, Re (+6)

Получение: MnO₃ получают быстрым нагревание KMnO₄ + H₂SO₄ конц в виде фиолетовых паров:

Mn₂O₇ ® 2MnO₃ + ½O₂

H₂MnO₄ получают растворением MnO₃ в воде и действием кислот на MnO₄^2- , зеленого цвета, разлагается уже в момент получения.

K₂MnO₄ – наиболее характерный представитель

KNO2 KCl

KNO3 KClO3

Mn

MnO₂ + + KOH ® K₂MnO₄ + + H₂O

MnCl₂ и др.

или KMnO₄ + Cl₂ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

- - CO2 SO2 SO3

Re ReO2 CO S SO2

ReO₃ получают в безводной среде:

 

Re₂O₇ + ® ReO₃ +

 

 

H₂ReO₄ – известен в растворе, получен окислением HNO₃ низших соединений Re (ReO₂, ReS₂), неустойчива.

BaReO₄ – получается в растворе (500°С)

Ba(ReO₄)₂ + ReO₂ + NaOH ® BaReO₄ + Na₂ReO₄ + H₂O

ReF_6, ReCl₆ – из простых веществ.

Строение:

MnO₄^2- - в виде тетраэдрадра, ReO₃ – характерное строение. Это октаэдр ReO₆, все атомы кислорода мостиковые, ReO_6/2. Соединены так, что Re находится в вершинах куба, O – в центре ребер этого куба.

Физические свойства:

MnO₄^2-– зеленый; ReO₃ – красный;

H₂ReO₄ – оранжевый; BaReO₄ – зеленый;

ReF₆ – желтый; ReCl₆ – грязно-зеленый;

Химические свойства:

1. Характерно превращение Э⁺⁶® Э⁺⁴ + Э⁺⁷

для Mn – в кислой и нейтральной средах;

для Re – во всех средах;

Окисление Э⁺⁶® Э⁺⁷ и восстановление Э⁺⁶® Э⁺⁴ и далее. Соединения Э⁺⁶ обладают кислотным характером

MnO₃ ® MnO₂ + O₂

ReO₃ + NaOH ® Na₂ReO₄ + H₂O, а далее

Na₂ReO₄ + H₂O ® NaRe⁺⁷O₄ + Na₂Re⁺⁴O₃ + NaOH

ReO₃ + HNO₃(конц) ® HReO₄ + NO₂ + H₂O

H₂MnO₄ ® HMnO₄ + MnO(OH)₂ + H₂O

KOH CH3COOK K2SO4 KNO3 K2CO3

H2O CH3COOH H2SO4 HNO3 CO2

H₂ReO₄ ® HReO₄ + ReO₂ + H₂O

K₂MnO₄ + ® KMnO₄ + MnO₂ +

MnO(OH)2

+

+

 

K₂MnO₄ + K₂SO₃ + H₂O ® MnO(OH)₂ + K₂SO₄ + KOH

K₂MnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

НО: K₂MnO₄ + Cl₂ ® KMnO₄ + HCl

ReF₆ + SiO₂ ® ReO₃F + ReF₄ + SiF₄

+ H₂O ® HReO₄ + ReO₂ + HF

ReF₆ + H₂ ® ReF₄ + HF (200°C)

+CO ® ReF₄ + CO₂F (300°C)

+ Re ® ReF₄ (500°C)

+ SO₂® ReF₄ + SO₂F (400°C)

 

Применение:

K₂MnO₄ – получение KMnO₄ в промышленности.

 

 

Соединения Mn, Re (+4)

Получение:

1. MnO₂ – самородное состояние;

Окисление соединений Mn (0,2,3) и восстановление Mn (6, 7):

Mn(NO₃)₂ ® MnO₂ + NO₂

MnOOH O₂ H₂O

MnO₃ + KNO₃ ® MnO₂ + KNO₂

(в отсутствии щелочей, в расплаве)

Mn₂O₃ KClO₃ KCl

 

MnSO₄ O₂ Na₂SO₄

MnCl₂ + NaOH + Cl₂ ® MnO(OH)₂ + NaCl + H₂O

в водном растворе, далее

Mn(NO₃)₂ Br₂ NaNO₃ + NaBr

 

при небольшом нагревании (высушивании)

MnO(OH)₂ ® MnO₂ + H₂O

 

2. Манганиты – сплавление MnO₂ с оксидами, гидроксидами, карбонатами:

KOH K₂MnO₃ + H₂O

MnO₂ + K₂CO₃ ® K₂Mn₂O₅ + CO₂

K₂O K₂Mn₅O₁₁

Термический распад манганатов:

K₂MnO₄ ® K₂MnO₃ + O₂ (>500°C)

3. Соли неустойчивы:

конц

(только в растворе)

MnO₂ + 4HF ® MnF₄ + H₂O

 

(0°C, в ацетилхлориде)

MnO₂ + СH₃COCl ® MnCl₄ + СH₃COOCOCH₃

 

чёрный

(-70°C, в эфире)

газ

MnO₂ + HCl ® MnCl₄ + H₂O

 

чёрный

60%

тв.

тв.

MnSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® Mn(SO₄)₂ + K₂SO₄ + H₂O

 

ReO₂ получают из соединений Re (7) и Re:

Re + O₂ ® ReO₂ (недостаток O₂)

Re₂O₇ + H₂ ® ReO₂ + H₂O (недостаток H₂, 700°С)

+ Re ® ReO2

NH₄ReO₄ + NH₃ + H₂O

коричневый

Re₂O₇ (600°С)

NaOH Na2O

Рениты M^I₂ReO₃ – аналогично манганитам:

коричневый

ReO₂ + ® Na₂ReO₃ + H₂O

СOF2 2HF

СO H2

ReF₄ синий ReF₆ + ® ReF₄ +

 

Галогенидные комплексы: - восстановление Re (7) в присутствии HX и MX

N2 H3PO4 I2 SnCl4 TiCl4 CrCl3

N2H4 H3PO2 KI SnCl2 TiCl3 CrCl2

HF HCl HBr

HReO₄ + HI ® H₂ReI₆ + I₂ + H₂O

	+KX

KReO₄ + + ® H₂ReX₆ + + H₂O

 

жёлто-зелёный с F и Cl

красные с Br

чёрные с I

ReS₂ Re + 2S ® ReS₂ (1000°С)

Re₂S₇ ® ReS₂ + S (>250°С)

чёрный

K₂ReCl₆ + H₂S ® ReS₂ + KCl + HCl (водный раствор)

 

Физические свойства: твёрдые, окрашенные вещества. MnO₂ образует несколько модификаций.

 

Химические свойства:

1. Обменные реакции – это амфотерные соединения с преобладанием основных свойств для Mn(4) и кислотных для Re(4)

MnO(OH)₂, или H₂MnO₃ ® MnO₂ + H₂O

MnO₂ + HF ® MnF₄ + H₂O (конц HF)

Смотри также “Получение Mn(4)”

Полученные по обменным реакциям манганиты и рениты разлагаются водой:

+ KOH

+ H2O ®

K₂MnO₃ MnO(OH)₂

K₂ReO₃ ReO₂• x H₂O

 

2. Окислительно-восстановительные свойства:

Соединения Mn(IV) – окислители в кислых средах, ® Mn(2) или Mn(3), но окисляются в щелочных, ® Mn(6)

Соединения Re(4) диспропорционируют или окисляются до Re (7)

MnO₂ ® Mn₂O₃ ® Mn₃O₄ + O₂ (прокаливание)

MnO₂ + HCl (конц, кип.) ® MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

MnO₂ + H₂O₂ + HNO₃® Mn(NO₃)₂ + O₂ + H₂O

зелёный

чёрный

Mn(SO₄)₂ + H₂O ® Mn₂(SO₄)₃ + O₂ + H₂SO₄

 

MnO₂ + NaBr + H₂SO₄ ® MnSO₄ + Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O

MnO₂ + NH₃® Mn₂O₃ + N₂ + H₂O

KClO3 KNO3 Cl2

MnO₂ + SO₂ (водн. взвесь) ® MnS₂O₆ (дитионат марганца)

KCl KNO2

НО: MnO₂ + + KOH ® K₂MnO₄ + + H₂O

 

Re2O7 ReO2F3 ReO3Cl (+ReCl6)

O2 F2 Cl2

ReO₂ ® Re₂O₇ + Re (в вакууме, Δ)

ReO₂ + ®

 

ReO2 K2ReO3

+ KOH + Cl₂ ® KReO₄ + KCl + H₂O

H2O NO2 HCl HBr

H2O2 HNO3 Cl2 + H2O Br2 + H2O

ReO₂ + ® HReO₄ + + H₂O

Применение:

MnO₂ – катализатор различного окисления в органической химии, деполяризатор в гальванических элементах, окрашивание деталей и глазурей в стекольной и керамической промышленности (коричневый и чёрный цвет)

Zn + NH₄Cl ® ZnCl₂ + H₂ + NH₃

H₂ + MnO₂ ® MnOOH, предотвращая газовыделение в гальваническом элементе.

Электродный потенциал катода (+) определяется не процессом

NH₄⁺ + e^- ® H₂ + NH₃,

а MnO₂ + H⁺ + e^- ® MnOOH,

он более положительный, т.к. Mn(4) – более сильный окислитель, чем H⁺.

Соединения Mn(III)

Получение:

MnO₂ ® Mn₂O₃ + O₂

MnO₂

MnСO₃ (800°C)

тёмно- коричневый

MnС₂O₄ + O₂ ® Mn₂O₃ + CO₂

Mn(NO₃)₂ + NO₂

	Cl2 KMnO4
		MnCl2 KOH

серый

водная взвесь

MnСO₃ + + H₂O ® MnOOH + + CO₂

 

Mn + F₂ ® MnF₃ (красный)

коричневый

MnCl₄ ® MnCl₃ + Cl₂ (доведение MnCl₄ до -40°С)

 

зелёный

MnO₂ + H₂SO₄(конц) ® Mn₂(SO₄)₃ + H₂O + O₂

коричневый

Mn(CH₃COO)₂ + KMnO₄ + CH₃COOH ® Mn(CH₃COO)₃ + CH₃COOK + H₂O

 

MnСO₃ + KCN + H₂O₂ ® K₃Mn(CN)₆ + K₂СO₃ + KOH

Физические свойства:

Твёрдые, окрашенные вещества.

Химические свойства:

1. Обменные реакции малохарактерны, они протекают при сплавлении реагентов.

MnOOH ® Mn₂O₃ + H₂O

ZnO

тип шпинели

Mn₂O₃ + CoO ® M⁺²Mn₂⁺³O₄

CdO

NiO

 

тип перовскита Ca+2Ti+4O3

Mn₂O₃ + Ln₂O₃ ® Ln⁺³Mn⁺³O₃

(Ti – в вершинах куба, O – в центре граней куба, Са – в центре куба)

Mn₂(SO₄)₃ образует квасцы (красные)

 

2. Окислительно-восстановительные реакции

2а. Диспропорционирование в кислых средах в отсутствии восстановителей

+ H2O

Mn+4O2 +

®

+

Mn₂⁺³O₃ H₂SO₄ MnSO₄

разб. кислоты

MnOOH HNO₃ Mn(NO₃)₂

 

2б. Окислитель в кислой среде в присутствии восстановителей; ® Mn⁺²

KI K₂SO₄ + I₂

Mn₂(SO₄)₃ + FeSO₄ ® MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃

N₂H₄ N₂ + H₂SO₄

Окислительные свойства перманганатов в кислой среде связывают с промежуточным образованием Mn⁺³;

2 в. В щелочной среде окисляются до соединений Mn (+4) и (+6)

водный раствор

MnOOH + Br₂ + NaOH ® MnO(OH)₂ + NaBr + H₂O

	KClO3 Cl2 KNO3		KCl KCl KNO2

 

MnOOH + + K₂CO₃ ® K₂MnO₄ + CO₂ +

Mn₂O₃

 

2 г. Цианидные комплексы восстанавливаются

синий (на катоде)

(на аноде)

красный

K₃Mn(CN)₆ + KOH ® K₄Mn⁺²(CN)₆ + O₂ + H₂O

 

K₃Mn(CN)₆ + K ® K₅Mn⁺¹(CN)₆ (бесцветный)

K₆Mn⁰(CN)₆ (жёлтый)

	амальгама K, жидкий аммиак

Комплексы неустойчивы к диссоциации, но устойчивы к восстановлению, необходимы сильные восстановители.

Применение: не находят.

 

Соединения Mn(2)

Многочисленны и устойчивы

Получение:

® MnO зелёный

MnO - восстановление H₂ (300°C) MnO₂, Mn₃O₄, MnOOH; термораспад в токе H₂:

MnСO₃ + CO₂

MnС₂O₄ +CO + CO₂

Соли Mn(+2) образуются:

Mn + 2H⁺ (разб. кислоты) ® Mn²⁺ + H₂

MnO₄^-

бесцв., бледно- розов.

в кисл. среде

MnO₄^2- + H⁺ ® Mn²⁺ + H₂O

MnO₂

белый

Mn²⁺ + 2OH^- ® Mn(OH)₂ (щелочь или аммиак)

Физические свойства:

Твёрдые вещества; соли Mn с сильными кислотами растворимы в воде.

Химические свойства:

1. Обменные реакции

Соединения основной природы.

MnO – основный оксид, Mn(OH)₂ – основание, Mn²⁺– проявляет все свойства солей. Осадок Mn(OH)₂ не растворим в избытке щелочи аммиака, но растворим в кислотах и NH₄Cl.

Совместным осаждением из водного раствора получены соли типа K₄MnCl₆. Из водного раствора по обменной реакции осаждается сульфид, карбонат (розовый), гидрофосфат MnHPO₄ (белый).

В бескислородной среде образуются синие цианидные комплексы:

синий

не удалось выделить

MnCl₂ + KCN ® Mn(CN)₂ ® K₄Mn(CN)₆

 

2. Окислительно-восстановительные реакции характерны

PbSO4 Bi2(SO4)3 K2SO4

PbO2 Na2BiO3 K2S2O8

2а. В кислой среде требуются очень сильные окислители, ® Mn⁺⁷

розовый

MnSO₄ + + H₂SO₄® HMnO₄ + + H₂O

 

НО: MnSO₄ + KMnO₄ + H₂O ® K₂SO₄ + MnO₂↓ + H₂SO₄

2б. В нейтральной среде окисляется до Mn(3) и Mn(4)

O2 + H2O

коричневый

коричневый

белый

Mn(OH)₂ ® Mn⁺³OOH ® Mn⁺⁴O(OH)₂

 

2 в. В щелочной среде превращаются в Mn (+4) и (+6)

бурый ос

водный раствор

MnSO₄ + Br₂ + NaOH ® MnO(OH)₂ + NaBr + Na₂SO₄

 

	KClO3 KNO3		KCl KNO2

зелёный

MnCl₂ + + KOH ® K₂MnO₄ + + H₂O

 

2 г. Можно вытеснить металлический Mn алюминием или магнием

MnSO₄ + Mg ® MgSO₄ + Mn

 

Применение: Ацетат Mn – сиккатив, способствует высыханию масляных красок, катализатор окисления ацетальдегида в уксусную кислоту;

безводные галогениды – получение чистого Mn.