марганец
I. Исторические сведения II. Марганец – химический элемент: 1. Положение марганца в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III. Марганец – простое вещество 3. Нахождение в природе 1. Состав. Физические свойства. 2. Получение. 3. Химические свойства 4. Биологическая роль 5. Применение IV. Соединения марганца
Один из основных минералов марганца — пиролюзит — был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским полом черной магнезии, к которому магнит «равнодушен». 1774 г. шведский химик К.Шееле показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (от немецкого Manganerz — марганцевая руда). Карл Вильгельм Шееле 09.12. 1742 г. – – 21.05 1786 г. 19.08.1745 — – 08.12 1818 Юхан Готлиб Ган
Положение марганца в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Mn металл 25 4 VII B +25 4 2 2 8 валентные электроны 1 3 1 s 2 2 s 2 2 p 6 4 s 2 3 s 2 3 p 6 3 d 5 Mn 0 ─ 2e → Mn +2 Mn 0 ─ 3 e → Mn +3 Mn 0 ─ 7e → Mn +7 Mn 0 ─ 4 e → Mn +4
Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Марганец, рассеянный в горных породах вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10 −7 —10 −6 %), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO 2 · x H 2 O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железо-марганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности. Распространение в природе
пиролюзит Mn О 2 x H 2 O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца); манганит (бурая манганцевая руда) MnO (OH) (62,5 % марганца); браунит 3 Mn 2 O 3 ·MnSiO 3 (69,5 % марганца); гаусманит ( Mn II Mn 2 III )O 4 родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO 3 (47,8 % марганца); псиломелан m MnO • MnO 2 • n H 2 O (45-60 % марганца); пурпурит ( Mn 3+ [PO 4 ]), 36,65 % марганца. Минералы марганца 1 2 4 5 6 7 3
пиролюзит манганит браунит гаусманит родохрозит псиломелан пурпурит
Марганец твёрдый, хрупкий металл светло-серого цвета t плавления = 1247°С t кипения = 2080°С плотность = 7,2 г/см 3 На воздухе марганец окисляется, в результате чего его поверхность покрывается плотной оксидной пленкой, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления. При прокаливании на воздухе выше 800°C марганец покрывается окалиной, состоящей из внешнего слоя Mn 3 O 4 и внутреннего слоя состава MnO. Физические свойства
1. Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn 2 O 3, образующийся при прокаливании пиролюзита: 4MnO 2 → 2Mn 2 O 3 + О 2 Mn 2 O 3 + 2Al → 2 Mn + Al 2 O 3 2. Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (80 % Mn ). 3. Чистый металлический марганец получают электролизом. MnSO 4 + 2H 2 O Mn + H 2 + O 2 + H 2 SO 4 Получение марганца. электролиз MnO 2 (пиролюзит) + 2C = Mn + 2CO
Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al, Zn,Cr Fe Co,Sn,Pb, H 2, Cu, Hg,Ag,Au Mn Mn + + + H 2 SO 4 (конц.) ; HNO 3 + О 2 ; неметаллы растворы HCl, H 2 SO 4 H 2 O + оксиды металлов
Взаимодействие марганца с неметаллами Марганец при взаимодействии с неметаллами, дает продукты со степенью окисления +2. Составьте уравнения реакций марганца с кислородом, серой, фосфором, азотом, хлором, кремнием: 2Mn + O 2 = 2MnO 3Mn + 2P = Mn 3 P 2 Mn + S = MnS также образуются Mn 2 O 3 и Mn 3 O 4 3Mn + N 2 = Mn 3 N 2 Mn + Cl 2 = MnCl 2 2Mn + Si = Mn 2 Si
При нагревании марганец взаимодействует с водой Составьте уравнение реакции марганца с водой. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную: Mn 0 + H 2 +1 O → Mn +2 (OH) 2 + H 2 0 t Mn 0 – 2e → Mn +2 1 восстановитель, окисление 2H +1 + 2e → H 2 0 1 окислитель, восстановление Mn + 2 H 2 O = Mn(OH) 2 + H 2 t
Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al, Zn,Cr Fe Co,Sn,Pb, H 2, Cu, Hg,Ag,Au Mn В электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится между алюминием и цинком, поэтому растворяется в кислотах, у которых окислителем является ион водорода, образуя соли марганца ( II): Составьте уравнение реакции марганца с растворами кислот: серной и соляной. Рассмотрите данные реакции с точки зрения ТЭД: Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2 Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 Mn + 2H + = Mn 2+ + H 2
С концентрированной серной кислотой марганец реагирует при нагревании: С концентрированной азотной кислотой марганец реагирует при обычных условиях: Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты. Mn + H 2 SO 4( конц.) → MnSO 4 + SO 2 + H 2 O Mn + HNO 3 (конц.) → Mn(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O t Марганец может восстанавливать оксиды многих металлов. Это его свойство используется в металлургии при выплавке сталей. Mn + Fe 2 O 3 → MnO + Fe t
Mn 0 + H 2 S +6 O 4( конц.) → Mn +2 SO 4 + S +4 O 2 + H 2 O Mn 0 – 2e → Mn +2 1 S +6 + 2e → S +4 1 Mn + 2H 2 SO 4( конц.) = MnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O Mn 0 + HN +5 O 3 (конц.) → Mn +2 (NO 3 ) 2 + N +4 O 2 + H 2 O Mn 0 – 2e → Mn +2 1 N +5 + 1e → N +4 2 Mn + 4HNO 3 (конц.) = Mn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 3Mn 0 + Fe 2 +3 O 3 = 3Mn +2 O + 2Fe 0 Mn 0 – 2e → Mn +2 3 Fe +3 + 3e → Fe 0 2
Взаимодействие марганца с оксидами металлов Марганец восстанавливает металлы из их оксидов: 5Mn + Nb 2 O 5 = 5MnO + 2Nb
M арганец — микроэлемент, постоянно присутствующий в живых организмах и необходимый для их нормальной жизнедеятельности. Некоторые растения (водяной орех, ряска, диатомовые водоросли) и животные (муравьи, устрицы, ряд ракообразных) способны концентрировать марганец. Марганец необходим животным и растениям для нормального роста и размножения. Он активирует ряд ферментов, участвует в процессах дыхания, фотосинтеза. Недостаток марганца в организме может привести к заболеванию человека. Для обеспечения нормального развития растений в почву вносят марганцевые микроудобрения (обычно в форме разбавленного раствора перманганата калия). Однако избыток марганца для человеческого организма вреден. При отравлении соединениями марганца происходит поражение нервной системы, развивается так называемый марганцевый паркинсонизм. Биологическая роль
Применение марганца 1 черная металлургия легирование сталей производство ферритных материалов Покрытия из марганца на металлических поверхностях использование в сплавах 2 3 4 5
1 Более 90% производимого марганца идет в черную металлургию. Марганец используют как добавку к сталям для их раскисления, десульфурации (при этом происходит удаление из стали нежелательных примесей — кислорода, серы и других).
Марганец используют для легирования сталей, т. е. улучшения их механических и коррозионных свойств. 2
Марганец применяется также в медных, алюминиевых и магниевых сплавах. Ферромарганец является сплавом железа и марганца 3
Покрытия из марганца на металлических поверхностях обеспечивают их антикоррозионную защиту. Для нанесения тонких покрытий из марганца используют легко летучий и термически нестабильный биядерный декакарбонил Mn 2 (CO) 10. 4
Соединения марганца (карбонат, оксиды и другие) используют при производстве ферритных материалов, они служат катализаторами многих химических реакций, входят в состав микроудобрений. 5
Соединения марганца Соединения марганца ( II) Соединения марганца (IV) Соединения марганца (VII) оксид гидроксид соли оксид соли гидроксид оксид Соединения марганца ( VI)
Соединения марганца (II) MnO Оксид марганца ( II ) – кристаллы зеленовато- серого цвета. В воде не растворим. Температура плавления 1569 °C. Температура кипения 3127 °C. Получают оксид марганца ( II ) восстановлением других оксидов марганца водородом, алюминием или оксидом углерода ( II ): Mn 2 O 3 + 3H 2 = 2Mn + 3H 2 O Mn 2 O 3 + 2Al = 2Mn + Al 2 O 3 MnO 2 + 2 H 2 = Mn + 2 H 2 O MnO 2 + 2 CO = Mn + 2 CO 2 Mn 2 O 3 + 3 CO = 2Mn + 3 CO 2
Химические свойства Оксид марганца – основный оксид Перечислите свойства характерные для основных оксидов Составьте уравнения реакций оксида марганца ( II ) с оксидом кремния ( IV ),оксидом азота ( V), соляной кислотой : MnO + SiO 2 = MnSiO 3 MnO + 2HCl = MnCl 2 + H 2 O MnO + 2H + = Mn 2+ + H 2 O MnO + N 2 O 5 = Mn(NO 3 ) 2
Mn(OH) 2 Гидроксид марганца ( II) Гидроксид марганца(II) — студнеобразный светло-розовый осадок. Нерастворим в воде. Получение. Гидроксид марганца ( II ) получают при действии раствора щелочи на растворы солей Mn 2+ MnSO 4 + 2NaOH = ↓Mn(OH) 2 + Na 2 SO 4 Mn 2+ + 2OH – = ↓Mn(OH) 2
Химические свойства Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Перечислите свойства характерные для оснований Составьте уравнения реакций гидрооксида марганца ( II ) с оксидом серы ( VI ), соляной кислотой : Mn ( OH) 2 + SO 3 = MnSO 4 Mn ( OH) 2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 O Mn ( OH) 2 + 2H + = Mn 2+ + 2H 2 O
Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV) Mn(OH) 2 + 1 / 2O 2 + H 2 O → MnO(OH) 2 → MnO 2
Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата: Mn(OH) 2 + KBrO + KOH → KMnO 4 + KBr + H 2 O Рассмотрите реакцию как окислительно-восстановительную. Расставьте коэффициенты. Mn +2 (OH) 2 + KBr +1 O + KOH → KMn +7 O 4 + KBr – 1 + H 2 O Mn +2 – 5 e → Mn + 7 2 Br +1 + 2e → Br –1 5 2Mn(OH) 2 + 5KBrO + 2KOH = 2KMnO 4 + 5KBr + 3H 2 O окисление, восстановитель восстановление, окислитель
Сульфат марганца (II) — белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO 4 · 5H 2 O — красно-розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, Применяется для получения Mn, MnO 2 и других соединений марганца, как микроудобре- ние и аналитический реагент. Соли марганца (II)
Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. MnSO 4 + 2(NH 3 ·H 2 O) = Mn(OH) 2 ↓ + (NH 4 ) 2 SO 4 Слабый восстановитель, реагирует с типичными окислителями. MnSO 4 + 2NaOH = Mn(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 MnSO 4 + H 2 O + KMnO 4 → MnO 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + H 2 SO 4 + KMnO 4 → Mn(SO 4 ) 2 + K 2 SO 4 + H 2 O MnSO 4 + HNO 3( конц.) + PbO 2 → HMnO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + Pb(HSO 4 ) 2 + + H 2 O Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты.
Mn +2 SO 4 +H 2 O + KMn +7 O 4 →Mn +4 O 2 + Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 Mn +2 – 2e → Mn + 4 3 Mn +7 + 3e → Mn +4 2 3MnSO 4 + 2H 2 O + 2KMnO 4 = 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 окисление, восстановитель восстановление, окислитель Mn +2 SO 4 + H 2 SO 4 + KMn + 7 O 4 → Mn + 4 (SO 4 ) 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Mn +2 – 2e → Mn + 4 3 Mn +7 + 3e → Mn +4 2 3Mn SO 4 +8H 2 SO 4 +2KMnO 4 = 5Mn(SO 4 ) 2 +K 2 SO 4 +8H 2 O окисление, восстановитель восстановление, окислитель
Mn +2 SO 4 + HNO 3 + Pb + 4 O 2 → HMn +7 O 4 + Pb +2 (NO 3 ) 2 + + Pb(HSO 4 ) 2 + H 2 O Mn +2 – 5e → Mn +7 2 Pb +4 + 2e → Pb +2 5 2Mn SO 4 + 8HNO 3 + 5PbO 2 = = 2HMnO 4 + 4Pb(NO 3 ) 2 + Pb(HSO 4 ) 2 + 2H 2 O окисление, восстановитель восстановление, окислитель
Оксид марганца(IV) (диоксид марганца) MnO 2 — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).
В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия 2KMnO 4 → MnO 2 + K 2 MnO 4 + O 2 ↑ Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. 2KMnO 4 + H 2 O 2 = 2KOH + 2MnO 2 + 2O 2 При температуре выше 100 °C перманганат калия восстанавливается водородом: 2KMnO 4 + 2H 2 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + 2H 2 O Получение диоксида марганца t° опыт
Химические свойства диоксида марганца Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства и поэтому сплавляется с щелочами, образуя манганиты, если реакция проводится без доступа воздуха: MnO 2 + 2KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O Если реакция проводится в присутствии кисло- рода воздуха, который играет роль окислителя, то образуется манганат: 2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O Полученный манганат самопроизвольно разлагается и образу- ет перманганат калия и оксид марганца( IV ) : 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH
При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора: 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2 ↑ С серной и азотной кислотами MnO 2 разлагается с выделением кислорода: 2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O Окислительные свойства усиливаются в кислотной c реде 2MnO 2 + 2 FeSO 4 +2H 2 SO 4 = MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn 7+ и Mn 6+ : 3MnO 2 + KClO 3 +6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O. опыт
Существенно ускорять химические реакции могут некоторые вещества ‑ катализаторы. Пероксид водорода медленно разлагается на кислород и воду. Диоксид марганца значительно ускоряет реакцию, кислорода выделяется значительно больше. Значит диоксид марганца – катализатор реакции разложения пероксида водорода. катализатор ( MnO 2 ) Н 2 О 2 2Н 2 О + О 2 опыт
Наиболее характерными соединениями Mn(VI) являются манганаты – соли марганцоватой кислоты Н 2 Mn О 4. Кислота и ее соли неустойчивы. В 19 веке раствор манганата калия называли «минеральным хамелеоном»: при стоянии он менял цвет с ярко-зеленого, соответствующего иону Mn О 4 2–, на фиолетовую (цвет иона Mn О 4 – ) 3K 2 MnO 4 + 3H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 · H 2 O↓ + 4KOH зеленый фиолетовый MnO 2 + K 2 CO 3 + KNO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2 ↑ MnO 2 + 2KOH + KNO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O 3MnO 2 + 3K 2 CO 3 + KClO 3 = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3CO 2 ↑ Соединения марганца ( VI) или восстановлением перманганата калия в щелочной среде 2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 Манганаты получают окислением оксида марганца ( VII)
Манганат калия — соль темно-зеленого цвета. Плавится под избыточным давлением кислорода. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO 4 2−. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро — при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. K 2 MnO 4
Химические свойства манганата калия Поскольку атом марганца ( VI ) в манганатах находится в промежуточной степени окисления, то он может как повышать, так и понижать ее. K 2 MnO 4 + KI + H 2 O → MnO 2 + I 2 + KOH K 2 MnO 4 + Cl 2 → KMnO 4 + KCl Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Определите окислитель и восстановитель K 2 MnO 4 + H С l → KMnO 4 + MnO 2 + KCl + H 2 O
K 2 Mn + 6 O 4 + KI – 1 + H 2 O → Mn +4 O 2 + I 2 0 + KOH Mn + 6 + 2e → Mn + 4 1 2 I – 1 – 2e → I 2 0 1 K 2 MnO 4 + 2KI + H 2 O = MnO 2 + I 2 + 4KOH K 2 MnO 4 (за счет Mn + 6 ) – окислитель, процесс восстановления KI (за счет I – 1 ) – восстановитель, процесс окисления K 2 Mn + 6 O 4 + Cl 2 0 → KMn +7 O 4 + KCl – 1 Mn + 6 – 1e → Mn +7 2 Cl 2 0 + 2e → 2 Cl – 1 1 2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2KMnO 4 + 2KCl K 2 MnO 4 (за счет Mn + 6 ) – восстановитель, процесс окисления Cl 2 0 – окислитель, процесс восстановления
K 2 Mn + 6 O 4 + H С l → KMn + 7 O 4 + Mn + 4 O 2 + KCl + H 2 O Mn + 6 – 1e → Mn +7 2 Mn + 6 + 2e → Mn +4 1 3K 2 MnO 4 + 4H С l = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KCl + 2H 2 O K 2 MnO 4 (за счет Mn + 6 ) – восстановитель, процесс окисления K 2 MnO 4 (за счет Mn + 6 ) – окислитель, процесс восстановления
Оксид марганца ( VII ) Mn 2 O 7 Оксид марганца – тяжелое буро-зеленое маслянистое вещество, очень гигроскопичное и неустойчивое при нагрева- нии. Получают обрабатывая порошкообразный перманганат калия концентрированной серной кислотой 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + Mn 2 O 7
2Mn 2 O 7 = 4MnO 2 + 3O 2 + Q Оксид марганца () настолько неустойчив, что взрывается при простом встряхивании или при нагревании выше 55°С. В неподвижном состоянии при комнатной температуре сравни- тельно устойчив. Оксид марганца ( VII ) сильнейший окислитель, он поджигает любые вещества – при контакте с ним они воспламеняются
При попадании кристаллов перманганата калия в серную кислоту образуется марганцевый ангидрид (оксид марганца ( VII ) - очень сильный окислитель. Он взаимодействует с этиловым спиртом. При этом образуется уксусный альдегид. опыт Окисление оксидом марганца ( VII ) этилового спирта
Марганцовая кислота HMnO 4 Марганцо́вая кислота́ — сильная кислота. В чистом виде не выделена, существует в виде раствора. Максимальная концентрация в водном растворе составляет 20 %. Растворы марганцовой кислоты имеют фиолетовую окраску. При температуре ниже 20 °C образует кристаллогидрат HMnO 4 · 2H 2 O Марганцовая кислота может быть получена взаимодействием оксида марганца(VII) с водой на холоде: Mn 2 O 7 + H 2 O = 2HMnO 4 Соли марганцовой кислоты называются перманганаты. Самым известным производным марганцовой кислоты является перманганат калия (марганцовка).
Химические свойства HMnO 4 Марганцовая кислота в растворе медленно разлагается, при этом выделяется кислород и выпадает осадок диоксида марганца. Составьте уравнение реакции. 4HMnO 4 = 4MnO 2 + 3O 2 + 2H 2 O Проявляет общие для сильных кислот свойства, например вступает в реакции нейтрализации с сильными и слабыми o снованиями. Составьте уравнение реакции марганцовой кислоты с гидроксидом натрия и гидрксидом аммония HMnO 4 + NaOH = KMnO 4 + H 2 O HMnO 4 + (NH 3 · H 2 O) NH 4 MnO 4 + H 2 O < 20°C 2HMnO 4 + 2(NH 3 · H 2 O) 2MnO 2 + N 2 + 6H 2 O > 20°C
Марганцовая кислота, как и её соли (перманганаты), является очень сильным окислителем HMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O Рассмотрите реакцию как окислительно-восстановительную. Расставьте коэффициенты. HMn +7 O 4 + HCl – 1 → Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 2С l – 1 – 2e → Cl 2 0 5 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2HMnO 4 + 14HCl = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O
Соли. KMnO 4 Пермангана́т ка́лия (лат. Kalii permanganas ) — марганцовокислый калий, калиевая соль марганцевой кислоты. Представляет собой темно-фиолетовые, почти черные кристаллы, при растворении в воде образующие ярко окрашенный раствор малинового цвета.
В жидкостях, как и в газах, частицы вещества (молекулы и ионы) находятся в постоянном движении. Это можно увидеть с помощью ярко окрашенных веществ. Бросим в колбу с водой кристаллики перманганата калия. Фиолетовая окраска, появившаяся вокруг кристаллов, постепенно распространяется по всему сосуду. Распространение вещества — диффузия происходит из-за постоянного беспорядочного движения частиц. опыт
Получение KMnO 4 Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия 2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O 2K 2 MnO 4 + Cl 2 → 2KMnO 4 + 2KCl 3K 2 MnO 4 +2H 2 O → 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O → 2KMnO 4 +H 2 ↑ + 2KOH Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.
Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI) Химические свойства перманганата калия
Соединения марганца ( VII) – сильные окислители MnO 4 – Mn 2+ MnO 2 MnO 4 2– H+ H 2 O OH – MnO 4 – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H 2 O MnO 4 – + 1e → MnO 4 2– MnO 4 – + 2H 2 O + 3 e → MnO 2 + 4OH –
В кислой среде перманганат восстанавливается до солей Mn 2+ KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + K 2 SO 4 + H 2 O Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 +KNO 3 +K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O опыт
KMn +7 O 4 + HCl –1 → Mn +2 Cl 2 + KCl + Cl 2 0 + H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 2С l – 1 – 2e → Cl 2 0 5 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O окисление, восстановитель восстановление, окислитель KMn +7 O 4 +H 2 S –2 + H 2 SO 4 →Mn +2 SO 4 + S 0 + K 2 SO 4 +H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 S –2 – 2e → S 0 5 2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O восстановление, окислитель окисление, восстановитель
KMn +7 O 4 + H 2 O 2 –1 + H 2 SO 4 → Mn +7 SO 4 + O 2 –0 + K 2 SO 4 + H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 S –2 – 2e → S 0 5 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5O 2 + K 2 SO 4 + 8H 2 O KMn +7 O 4 + KN +3 O 2 +H 2 SO 4 → Mn +2 SO 4 + KN +5 O 3 +K 2 SO 4 + H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 N +3 – 2e → N +5 5 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2KMnO 4 + 5KNO 2 +3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 +K 2 SO 4 + 3H 2 O
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + + 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 8H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 2Fe +2 – 2e → 2Fe +3 5 восстановление, окислитель окисление, восстановитель KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 SO 4 → Mn +2 SO 4 + Fe 2 +3 (SO 4 ) 3 + + K 2 SO 4 + H 2 O KMn +7 O 4 + Na 2 S +4 O 3 + H 2 SO 4 → Mn +2 SO 4 + Na 2 S +6 O 4 + K 2 SO 4 + + H 2 O Mn +7 + 5e → Mn + 2 2 S +4 – 2e → S +6 5 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4 + 3H 2 O
В нейтральной среде восстановление идет до MnO 2 KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 + Na 2 SO 4 + KOH KMnO 4 + H 2 S → MnO 2 + S + KOH + H 2 O KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4 В щелочной среде образуются соли маргонцоватой кислоты KMnO 4 + K 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + KI + KOH → K 2 MnO 4 + KIO 4 + H 2 O KMnO 4 + KOH → K 2 MnO 4 + O 2 + H 2 O Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты.
KMn + 7 O 4 + Na 2 S +4 O 3 + H 2 O → Mn +4 O 2 + Na 2 S +6 O 4 + KOH Mn +7 + 3e → Mn +4 2 S +4 – 2e → S +6 3 2KMn O 4 +3Na 2 S O 3 + H 2 O = 2Mn O 2 + 3Na 2 S O 4 +2KOH восстановление, окислитель окисление, восстановитель KMn + 7 O 4 + H 2 S –2 → Mn +4 O 2 + S 0 + KOH + H 2 O Mn +7 + 3e → Mn +4 2 S –2 – 2e → S 0 3 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2 KMnO 4 + 3 H 2 S = 2 MnO 2 + 3 S + 2 KOH + 2 H 2 O В нейтральной среде восстановление идет до MnO 2
KMn + 7 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O → Mn +4 O 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4 Mn +7 + 3e → Mn +4 2 Mn +2 – 2e → Mn +4 3 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O = 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
В щелочной среде образуются соли маргонцоватой кислоты KMn + 7 O 4 +Na 2 S + 4 O 3 +KOH →K 2 Mn + 6 O 4 +Na 2 S + 6 O 4 + H 2 O Mn +7 + 1e → Mn +6 2 S +4 – 2e → S +6 1 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O KMn + 7 O 4 + KI –1 + KOH → K 2 Mn + 6 O 4 + KI + 7 O 4 + H 2 O Mn +7 + 1e → Mn +6 8 I –1 – 8e → I +7 1 восстановление, окислитель окисление, восстановитель 8KMnO 4 + KI + 8KOH = 8K 2 MnO 4 + KIO 4 + 4H 2 O
KMn + 7 O 4 –2 + KOH → K 2 Mn + 7 O 4 + O 2 0 + H 2 O Mn +7 + 1e → Mn +6 4 2O –2 – 4e → O 2 0 1 восстановление, окислитель o кисление, восстановитель 4 KMnO 4 + 4KOH = 4K 2 MnO 4 + O 2 + 2H 2 O
К растертому в тонкий порошок перманганату калия добавляют глицерин. Через некоторое время над смесью появляется дымок, а затем происходит загорание глицерина. Под действием сильных окислителей глицерин сгорает с образованием углекислого газа и воды. 2 С 3 Н 8 О 3 + 7 О 2 = 6 СО 2 + 8Н 2 О Взаимодействие кристаллического перманганата калия с глицерином o пыт
Спирты легко окисляются раствором перманганата калия. В пробирку с этиловым спиртом прильем немного подкисленного раствора перманганата калия. Осторожно подогреем пробирку. Раствор постепенно обесцвечивается. В данных условиях этиловый спирт окисляется, превращаясь в уксусный альдегид. Окисление этилового спирта раствором перманганата калия опыт C 2 H 5 OH + KMnO 4 + H 2 SO 4 → CH 3 COH + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O C 2 H 6 O – 2e → C 2 H 4 O + 2H + 5 MnO 4 – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H 2 O 2 5 C 2 H 6 O + 2 MnO 4 – + 16 H + → 5 C 2 H 4 O + 10 H + + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O 5 C 2 H 5 OH +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 → 5 CH 3 COH +2MnSO 4 +K 2 SO 4 + 8 H 2 O
При пропускании ацетилена через подкисленный раствор перманганата калия наблюдается быстрое обесцвечивание раствора. Происходит окисление ацетилена по месту разрыва тройной связи с образованием продукта окисления – щавелевой кислоты. В избытке перманганата калия щавелевая кислота окисляется до углекислого газа и воды. Взаимодействие ацетилена с раствором перманганата калия опыт C 2 H 2 +KMnO 4 +H 2 SO 4 →HOOC–COOH + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O C 2 H 2 + 4H 2 O – 8e → C 2 H 2 O 4 + 8H + 5 MnO 4 – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H 2 O 8 5 C 2 H 2 + 20H 2 O + 8MnO 4 – + 64H + → 5 C 2 H 4 O + 4 0 H + + 8Mn 2+ + 32H 2 O 5C 2 H 2 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 → 5HOOC–COOH + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 12H 2 O
При пропускании этилена через раствор перманганата калия. Раствор быстро обесцвечивается. При этом этилен окисляется в двухатомный спирт этиленгликоль. Взаимодействие этилена с раствором перманганата калия опыт C 2 H 4 + KMnO 4 + H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + MnO 2 + KOH C 2 H 4 + 2OH – – 2e → C 2 H 6 O 2 3 MnO 4 – + 2H 2 O + 3e → MnO 2 + 4OH – 2 3C 2 H 4 + 6OH – + 2MnO 4 – + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 8OH – 3C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 4H 2 O → 3CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH
При нагревании перманганат калия разлагается 2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 t° опыт
Применение этой соли чаще всего основано на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие. Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор. Медицинское применение перманганата калия
Фармакологическое действие Антисептическое средство. При соприкосновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — альбуминаты (за счет этого калия перманганат в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах — раздражающее, прижигающее и дубящее действие). Обладает также дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв. Способность калия перманганата обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестным ядом и пищевых токсикоинфекциях. При попадании внутрь всасывается, оказывая действие (приводит к развитию метгемоглобинемии). Используется также в гомеопатии.
Другие сферы применения перманганата калия 1) Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды 2) Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ. 3) Растворы (концентрации примерно 3 г/л) широко применяются при тонировании фотографий. 4) В пиротехнике применяют в качестве сильного окислителя. 5) Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в космических жидкостно-ракетных двигателях. 6) Водный раствор перманганата калия используется для травления дерева, в качестве морилки. 7) Водный раствор применяется также для выведения татуировок. Результат достигается посредством химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится красящее вещество. 8) Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении мета- и парафталевые кислот из мета- и параксилолов соответственно.
Влияние изменения степени окисления марганца на свойства его соединений. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца зависят от степени окисления марганца. MnO Mn 2 O 3 MnO 2 (MnO 3 ) Mn 2 O 7 Mn(OH) 2 Mn(OH) 3 Mn(OH) 4 (H 2 MnO 4 ) HMnO 4 основные кислотные амфотерные Ослабление основных и усиление кислотных свойств
степень окисления соединения цвет ионов оксиды гидроксиды соли +6 +4 +2 +7 Mn 2 O 7 MnO 2 Mn(OH) 2 MnO MnCl 2 MnSO 4 слабо- розовый основный Mn(OH) 4 MnCl 4 черный амфотерный MnO 3 H 2 MnO 4 К 2 MnO 4 кислотный зеленый HMnO 4 К MnO 4 фиолетовый кислотный
