Какие свойства проявляет высший оксид марганца

Соединения марганца (II). Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют только основные свойства. Они нерастворимы в воде, но легко растворяются в кислотах с образованием солей двухвалентного марганца.

Большинство солей двухвалентного марганца хорошо растворимы в воде и подвергаются гидролизу по катиону. К труднорастворимым солям относятся средние соли – сульфид, фосфат и карбонат.

В кристаллическом состоянии соли марганца (II) имеют слабо розовую окраску, в водных растворах – практически бесцветны.

Гидроксид двухвалентного марганца образуется косвенным путём – действием щёлочи на растворы солей. В момент образования образуется белый осадок (чаще наблюдаемый как телесный), который на воздухе постепенно буреет под действием кислорода воздуха:

2Mn(OH)2(т) + 2Н2О(ж) + О2(г) → 2Mn(OH)4(т)

Марганец (II) образует комплексные соединения с координационным числом, равным шести. В водных растворах известны катионные комплексы в виде аквакомплекса [Mn(Н2О)6]2+ и аммиаката [Mn(NН3)6]2+ и анионные – тиоцианатные [Mn(NSC)6]4– и цианидные [Mn(CN)6]4-. Но комплексные соединения двухвалентного марганца неустойчивы и быстро разрушаются в водных растворах.

Соединения марганца (II) проявляют восстановительные свойства, окисляясь в нейтральной среде до марганца (IV), в сильнощелочной – до марганца (VI), а в кислой до марганца (VII):

3MnSO4(в) +2KClO3(в) +12KOH(в)→3K2MnO4(в) +2KCl(в) + 3K2SO4(в) + 6H2O(ж)

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

Если in vitro Mn2+ проявляет восстановительные свойства, то in vivo Mn2+ восстановительные свойства выражены слабо за счёт стабилизирующего влияния биолигандов.

Соединения марганца (III). Соли трёхвалентного марганца окрашены в тёмный цвет и склонны к образованию комплексных солей (ацидокомплексов). Все соли марганца (III) малоустойчивы. В кислом растворе они легко восстанавливаются до солей марганца (II). В нейтральном растворе простые соли легко гидролизуются с образованием гидроксида Mn(III), который быстро переходит на воздухе в гидроксид марганца (IV). Гидроксид марганца (III) – Mn2O3ּН2О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски. Оксид марганца (III) при нагревании до температуры более 940 оС на воздухе или выше 1090 оС в токе кислорода переходит с смешанный оксид Mn3O4 устойчивого состава, что используется в весовом анализе.

Соединения марганца (IV). Оксид Mn(IV) наиболее устойчивое при обычных условиях кислородное соединение марганца. MnO2 и соответствующий ему гидроксид практически нерастворимы в воде.

MnO2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В кислой среде он действует как сильный окислитель (+ 1,23 В), восстанавливаясь до Mn(II). На этом свойстве основан один из способов получения хлора:

MnO2(т) + 4HCl(в) → MnCl2(в) + Cl2(г) + 2H2O(ж)

В щелочной среде под действием окислителей Mn(IV) окисляется до Mn(VI).

Гидроксид марганца (IV) проявляет амфотерный характер – кислотный и основной в равной степени.

Соли марганца (IV) неустойчивы и разлагаются в водных растворах с образованием солей Mn(II).

Соединения марганца (VI). Оксид шестивалентного марганца в свободном виде не выделен. Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:

3H2MnO4(в) → 2HMnO4(в) + MnO2(т) + 2H2O(ж) .

Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:

3К2MnO4(в) + 2H2O(ж) → 2КMnO4(в) + MnO2(т) + 4КOH(в) .

Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде до Mn(II), а в нейтральной и щелочной средах – до MnO2. Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):

2К2MnO4(в) + Cl2(г) → 2КMnO4(в) + 2КCl(в).

При нагревании выше 500 оС манганат (VI) распадается на продукты:

манганат (IV) и кислород:

2К2MnO4(т) → К2MnO3(т) + О2(г).

Соединения марганца (VII).Оксид марганца (VII) – Mn2O7 выделяется в виде темно-зеленой маслянистой жидкости при действии концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

2KMnO4(т) + H2SO4(к) = K2SO4(в) + Mn2O7(ж) + H2O(ж).

Оксид марганца (VII) устойчив до 10 оС и разлагается со взрывом по схеме:

Mn2O7(ж) →2MnO2(т) + О3(г).

При взаимодействии Mn2O7 с водой образуется марганцовая кислота HMnO4, которая имеет фиолетово-красную окраску:

Mn2O7(ж) + H2O(ж) = 2HMnO4(в) (только в виде ионов MnO4– и Н+) .

Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота, кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм3 равна 93 %.

Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn2O7, горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

Соли марганцовой кислоты называются перманганаты. Наиболее важным из них является перманганат калия, он является очень сильным окислителем. С его окислительными свойствами по отношению к органическим и неорганическим веществам часто приходится встречаться в химической практике.

Степень восстановления перманганат-иона зависит от характера среды:

кислая среда Mn (II) (соли Mn2+)

MnO4-+8H++5ē = Mn2++4H2O, Е0 = +1.51 B

Перманганат нейтральная среда Mn (IV) (оксид марганца (IV))

MnO4-+2H2O+3ē=MnO2 +4OH-,Е0 = +1.23 B

щелочная среда Mn (VI) (манганаты M2MnO4)

MnO4-+ē = MnO42-, Е0 = +0.56 B

Как видно, наиболее сильные окислительные свойства перманганаты проявляют в кислой среде.

Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K2MnO4. Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, является MnO2 (см. диспропорционирование).

При температуре около 250 оС перманганат калия разлагается по схеме:

2KMnO4(т) K2MnO4(т) + MnO2(т) + O2(г)

Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н2О2, подкисленным уксусной кислотой:

2KMnO4+5Н2О2+6СН3СООН →2Mn(СН3СОО)2+2СН3СООК +8Н2О+ 5O2

Марганец – биологически активный микроэлемент, содержащийся в живых организмах. В организме человека содержится около 12 мг марганца, причём 43% этого количества находится в костях, а остальное – в мягких тканях. Он входит в состав ряда ферментов. Двухвалентный марганец усиливает каталитическую активность большого числа ферментов различных классов – трансфераз, гидролаз, изомераз. Фермент глутаминсинтетаза, содержащий марганец, катализирует биосинтез глутамина из глутаминовой кислоты и аммиака с участием АТФ. Ионы Mn2+стабилизируют конформацию нуклеиновых кислот, участвуют в процессах репликации ДНК, синтезе РНК и белка. Ионы Mn3+ совместно с Fe3+ входит в состав трансферина, супероксиддисмутазы и кислотной фосфатазы – в состав типичных металлопротеинов.

Марганец влияет на кроветворение, рост, размножение, минеральный, липидный и углеводный обмен, развитие скелета.

В токсикологии перманганат калия используется для качественного обнаружения метанола, новокаина, кокаина.

Раствор перманганата калия применяется качестве титранта при количественном определении восстановителей: Fe2+, C2O42-, поли- и оксикарбоновых кислот, альдегидов, муравьиной, мочевой, аскорбиновой кислот методом прямого титрования и ряда окислителей (например, нитратов и нитритов)– методом обратного титрования.

Соединения марганца являются сильными ядами, действующими на центральную нервную систему, поражающими почки, лёгкие, сердце.

Источник

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 января 2019; проверки требуют 19 правок.

Оксид марганца(IV) (диоксид марганца) — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).

Химические свойства[править | править код]

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

С серной и азотной кислотами разлагается с выделением кислорода:

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

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, в концентрированных сернокислых растворах образует сульфат марганца(IV):

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

Является катализатором разложения пероксида водорода:

При нагревании выше 530°C разлагается:

Получение[править | править код]

В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:

Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.

При температуре выше 100°C восстановлением перманганата калия водородом:

Структура[править | править код]

Многие полиморфы диоксида марганца и гидратированных форм были предложены. Диоксид марганца, как и многие другие диоксиды, имеет кристаллическую структуру рутила (эта полиморфная форма называется) Способ кристаллизации, с трехкоординированным оксидом и октаэдрическим металлическим центром. Диоксид марганца является типичным некомпозитным соединением с вакансиями атомов кислорода. Это сложное твердое соединение относится к недавно полученному методу диоксида марганца в органическом синтезе. Следует отметить, что α-полиморф диоксида марганца имеет очень открытую структуру и имеет «каналы», в которых могут размещаться атомы металлов, такие как серебро или барий. После тесно связанных минералов,Его часто называют голландским.

Археология[править | править код]

Красящие вещества, обнаруженные во время раскопок в пещере Ласко и образцы, взятые с некоторых наскальных изображений, соответствовали диоксиду марганца[1].
Учёные определили, что кусочки чёрных камней из пещеры Пеш-де-Лазе на юге Франции, сложены исключительно из диоксида марганца. Возможно, неандертальцы использовали этот минерал в качестве окислителя и катализатора реакций окисления и горения[2].

Применение[править | править код]

Применяется для промышленного производства марганца;
Как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах);
Компонент минеральных пигментов;
Осветлитель стекла.

Примечания[править | править код]

↑ Chalmin E., Menu M., Pomiès M.-P., Vignaud C., Aujoulat N. et Geneste J.-M. Les blasons de Lascaux // L’Anthropologie, 2004. T. 108. Р. 571—592.
↑ Неандертальская химия

Литература[править | править код]

Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
Неорганическая химия под редакцией Ю. Д. Третьякова; Химия переходных элементов Кн. 1
Полианит // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

Источник

Устойчивые оксиды и гидроксиды марганца:

степень окисления +2:
- MnO – основной оксид
- Mn(OH)2 – основание
степень окисления +3:
- Mn2O3 – основной оксид
- Mn(OH)3 – основание
степень окисления +4:
- MnO2 – амфотерный оксид
- Mn(OH)4 – амфотерный гидроксид
степень окисления +6:
- MnO3 – кислотный оксид
- H2MnO4 – кислота
степень окисления +7:
- Mn2O7 – кислотный оксид
- HMnO4 – кислота

Свойства соединений марганца, указанных выше, изменяются с ростом степени окисления марганца (сверху-вниз) следующим образом:

степень окисления – возрастает
кислотные свойства – увеличиваются
окислительная способность – увеличивается

Оксид марганца MnO(II)

кристаллы серо-желтого цвета;
плохо растворяется в воде;
обладает свойствами полупроводника;
как основной оксид реагирует с кислотами:
MnO+2HCl = MnCl2+H2O
реагирует в термических реакциях с водородом и активными металлами с образованием марганца:
MnO+H2 = Mn+H2O
MnO+Ca = Mn+CaO
получают MnO(II) разлагая гидроксид марганца (или нитрат марганца):
Mn(OH)2 = MnO+H2O
2Mn(NO3)2 = 2MnO+4NO2+O2

Гидроксид марганца Mn(OH)2(II)

кристаллы светло-розового цвета;
обладает слабыми восстановительными свойствами;
как основание, взаимодействует с кислотами:
Mn(OH)2+2HCl = MnCl2+2H2O
реагирует с кислородом и другими окислителями, окисляясь до марганцовой кислоты или солей ее манганатов:
6Mn(OH)2+O2 = 2Mn2MnO4+6H2O
Mn(OH)2(II) получают взаимодействием щелочей на растворы солей марганца:
MnSO4+2NaOH = Mn(OH)2↓+Na2SO4

Оксид (диоксид) марганца MnO2(IV)

вещество коричнево-черного цвета;
нерастворимо в воде;
обладает амфотерными свойствами:
MnO2+2KOH = K2MnO3+H2O
MnO2+2H2SO4 = Mn(SO4)2+2H2O
проявляет, как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от кислотных свойств другого взаимодействующего вещества:
2MnO2+3PbO2+6HNO3 = 2HMnO4+3Pb(NO3)2+2H2O (восстановитель)
MnO2+4HCl = MnCl2+Cl2↑+2H2O (окислитель)

Применение:

в производстве марганца и его соединений;
в производстве коричневой краски;
в сухих источниках энергии;
в производстве стекла, в качестве осветлителя;
в качестве окислителя в органической химии.

Оксид марганца Mn2O7(VII)

жидкость зелено-черного цвета жирной консистенции;
неустойчивое вещество;
tпл = 5,9°C
ρ = 2,4 г/см3
при нагревании выше 50°C разлагается на кислород и низший оксид марганца (при высокой температуре взрывается):
2Mn2O7 = 4MnO2+3O2
является очень сильным окислителем, воспламеняет горючие вещества;
как кислотный оксид реагирует с щелочами, образуя соли перманганаты:
Mn2O7+2KOH = 2KMnO4+H2O
взаимодействует с водой с образованием марганцовой кислоты, существующей только в растворах:
Mn2O7+H2O = 2HMnO4
получают взаимодействием концентрированной серной кислоты на водный р-р перманганата калия:
2KMnO4+H2SO4 = Mn2O7+K2SO4+H2O

Соли марганца (II)

Соли марганца получают растворением марганца в разбавленных кислотах, при этом получается бесцветный раствор, который при взаимодействии с щелочами мутнеет по причине выпадения в осадок гидроксида марганца (II), быстро темнеющего на воздухе с переходом в гидроксид марганца (IV) бурого цвета.
2Mn(OH)2+O2+2H2O = 2Mn(OH)4

Марганцовая кислота

Как уже было сказано выше, марганцовая кислота является сильной кислотой, существующей только в водном растворе. Соли марганцовой кислоты называются перманганатами, самым известным из которых является, конечно же, перманганат калия KMnO4, который в быту называют “марганцовкой”.

Во времена СССР ампулу с марганцовкой можно было купить в любой аптеке. Сейчас, перманганат калия “простому смертному” практически не достать, и дело тут не в дефиците, а в специфических свойствах марганцовки, о которых мы не будем распространяться.

Свойства перманганата калия:

кристаллы темно-фиолетового цвета;
умеренно растворяется в воде, окрашивая ее в цвет от малинового до темно-фиолетового, в зависимости от концентрации ионов MnO4-, имеющих фиолетовый цвет;
является сильным окислителем, в зависимости от кислотности среды, манганаты восстанавливаются с образованием:
- в кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются до ионов Mn2+ – при добавлении сульфита калия к подкисленному серной кислотой фиолетовому раствору KMnO4, тот обесцвечивается по причине образования соли марганца (II):
  2KMn+7O4+5K2S+4O3+3H2SO4 = 2Mn+2SO4+6K2S+6O4+3H2O
- в нейтральной среде при действии сульфита калия образуется бурый осадок оксида марганца (IV), при этом марганец изменяет свою степень окисления с +7 до +4:
  2KMnO4+3K2SO3+H2O = 2MnO2↓+3K2SO4+2KOH
- в щелочной среде происходит восстановление до манганата, о чем свидетельствует образование манганат-ионов, окрашивающих раствор в зеленый цвет:
  2KMnO4+K2SO3+2KOH = 2K2MnO4+K2SO4+H2O
перманганаты разлагаются при термическом воздействии с выделением кислорода:
2KMnO4 = K2MnO4+MnO2+O2↑
мелкораздробленные кристаллы марганца при нагревании растворяются в воде, выделяя водород:
Mn+2H2O = Mn(OH)2+H2↑

Источник

Получение марганца

Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита:

Химические свойства

При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде:

Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:

При этом слой образующегося гидроксида марганца замедляет реакцию.

Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды.

Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.

C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению:

С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:

С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:

В щелочном растворе марганец устойчив.

Оксиды и гидроксида марганца

Оксиды	MnO	Mn2O3	MnO2	(MnO3)	Mn2O7
Свойства	ярко выраженные основные	основные	амфотерные	кислотные	Сильно кислотные
Гидроксиды	Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH)4 H2MnO3	H2MnO4	HMnO4
Свойства	ярко выраженные основные	основные	амфотерные	кислотные	сильно кислотные
Названия	гидроксид марганца (II); солиMn(II)	гидроксид марганца (III); солиMn(III)	гидроксид марганца (IV); манганаты(IV)	Марганцевая (VI) кислота; манганаты(VI)	марганцевая (VII)кислота;перманганаты

Оксиды и гидроксиды марганца

Соединения марганца (II).Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют только основные свойства. Они нерастворимы в воде, но легко растворяются в кислотах с образованием солей двухвалентного марганца.

2Mn(OH)2(т) + 2Н2О(ж)+ О2(г)→ 2Mn(OH)4(т).3MnSO4(в)+2KClO3(в)+12KOH(в)→3K2MnO4(в)+2KCl(в)+ 3K2SO4(в)+ 6H2O(ж)

2MnSO4(в)+5PbO2(т)+6HNO3(в)→2HMnO4(в)+3Pb(NO3)2(в)+2PbSO4(в)+2H2O(ж).

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)2, 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.

Соединения марганца (III).Соли трёхвалентного марганца окрашены в тёмный цвет и склонны к образованию комплексных солей (ацидокомплексов). Все соли марганца (III) малоустойчивы. В кислом растворе они легко восстанавливаются до солей марганца (II). В нейтральном растворе простые соли легко гидролизуются с образованием гидроксида Mn(III), который быстро переходит на воздухе в гидроксид марганца (IV). Гидроксид марганца (III) –Mn2O3ּН2О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита(бурая марганцевая руда).

Получение

• В природе встречаются минералы браунит, курнакит и биксбиит — оксид марганца с различными примесями.

• Окисление оксида марганца(II):

• Восстановление оксида марганца(IV):

Соединения марганца (IV).Оксид Mn(IV) наиболее устойчивое при обычных условиях кислородное соединение марганца.MnO2 и соответствующий ему гидроксид практически нерастворимы в воде.

Получение оксида марганца 4:

· В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия.

4KMnO4→4MnO2+2K2O+3O2↑

· но реакция, в действительности, следует по уравнению:

2KMnO4→MnO2+K2MnO4+O2↑

· Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода.

2KMnO4+H2O2→2KOH+2MnO2+2O2

· При температуре выше 100 °C перманганат калия восстанавливается водородом:

2KMnO4+2H2→K2MnO4+MnO2+2H2O

Химические свойства

1)При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты:

2) Хлорид марганца(II) – в безводном состоянии представляет собой листочки светло-розового света и получается при обработке марганца, его оксида или карбоната сухим хлороводородом

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O (по этой реакции в лабораториях получают хлор)

MnCO3 + 2HCl = MnCl2 + CO2 + H2O

3) MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O (реакция идет при сплавлении)

4) 2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O.

Гидроксид марганца (IV) проявляет амфотерный характер– кислотный и основной в равн Диоксид марганца в лаборатории можно получить прокаливанием на воздухе Mn(NO3)2:

Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2

Соединения марганца (VI).Оксид шестивалентного марганца в свободном виде не выделен. Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:

3H2MnO4(в) → 2HMnO4(в) + MnO2(т) + 2H2O(ж) .

3К2MnO4(в) + 2H2O(ж) → 2КMnO4(в) + MnO2(т) + 4КOH(в) .

Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде доMn(II), а в нейтральной и щелочной средах – доMnO2. Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены доMn(VII):

2К2MnO4(в) + Cl2(г) → 2КMnO4(в) + 2КCl(в).

При нагревании выше 500 оС манганат (VI) распадается на продукты:

манганат (IV) и кислород:

2К2MnO4(т) → К2MnO3(т) + О2(г).

2KMnO4(т) + H2SO4(к) = K2SO4(в) + Mn2O7(ж) + H2O(ж).

Оксид марганца (VII) устойчив до 10оС и разлагается со взрывом по схеме:

Mn2O7(ж) →2MnO2(т) + О3(г).

При взаимодействии Mn2O7с водой образуется марганцовая кислотаHMnO4, которая имеет фиолетово-красную окраску:

Mn2O7(ж) + H2O(ж) = 2HMnO4(в) (только в виде ионов MnO4– и Н+) .

Марганцовая кислота – сильный окислитель.Еще энергичнее взаимодействуетMn2O7, горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются. Оксид марганца(VII) Mn2O7 – марганцевый ангидрид представляет собой зелено-бурое тяжелое масло, получающееся при действии концентрированной серной кислоты на твердый перманганат калия:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O

Соли марганца

1)Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция:

2) При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):

3) Под действием сильных окислителей ион Mn2+ переходит в ион MnO4−:

4) Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н2О2, подкисленным уксусной кислотой:

2KMnO4+5Н2О2+6СН3СООН→2Mn(СН3СОО)2+2СН3СООК +8Н2О+ 5O2

5)Перманганаты как в кислой, так и в щелочной средах окисляют органические вещества:

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

· 4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH → MnO2↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +Na2MnO4 + 4H2O

6) MnSO4 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + Na2SO4

7) Все соли марганца (II) в ОВР, протекающих в растворах, являются восстановителями:

3Mn(NO3)2 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + 4HNO3 + 2KNO3

8) Соли марганца (II) не гидролизуются, образуя прочные аквакомплексы:

Mn2+ + 6H2O → [Mn(H2O)6]2+

MnCl2 + 6H2O → [Mn(H2O)6]Cl2

9) Mn(CN)2 – нерастворимое соединение белого цвета, за счет комплексообразования растворяется в присутствии KCN:

4KCN + Mn(CN)2 = K4[Mn(CN)6] гексоцианоманганат калия

Аналогично:

4KF + MnF2 = K4[MnF6]

2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4]

Применение цветов: