II . М n ( II ) – соединения марганца( II )

Характеристика элемента

(Примечание: соединения марганца(III) и (V) не входят в программу - изучать не будем)

Природные минералы:

Мn – металл, активный (Р.Н.: активны, до Н₂). Следовательно, – восстановитель (red). 

Взаимодействует с окислителями (ox) с образованием соединений марганца(II).

Окисляется кислородом воздуха:

2Mn + O₂ ¾® 2MnO (оксид марганца(II))

Реакция идет количественно, если металл находится в мелко раздробленном состоянии. Если не так, оксидная пленка (MnO)  препятствует дальнейшему окисления марганца.

При нагревании легко окисляется неметаллами – галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием:

Mn + Cl₂ ¾ t® MnCl₂ (хлорид марганца(II))

3Mn + N₂ ¾t® Mn₃N₂ (нитрид)

Mn + S ¾t®  MnS (сульфид марганца(II))

3Mn + 2P ¾t® Mn₃P₂ (фосфид)

2Mn + Si ¾t® Mn₂Si (силицид)

Хорошо растворяется

в кислотах-неокислителях ─ с выделением водорода (и образованием марганца(II)):

Mn + 2H⁺ ¾¾® H₂↑ + Mn²⁺

Примеры: 

Mn + 2HCl ¾¾® H₂↑ + MnCl₂,

Mn + H₂SO₄ (разб.) ¾¾® H₂↑ + MnSO₄

Mn + 2CH₃COOH ¾¾® H₂↑ + Mn²⁺ + 2CH₃COO^–

Mn + 2CH₃COOH ¾¾® H₂↑ + (CH₃COO)₂Mn

в H₂O в присутствии хлорида аммония (NH ₄ Cl), который вследствие гидролиза создает кислую среду и препятствует осаждению гидроксида Mn(ОН)₂:

Mn + 2H₂O + 2NH₄Cl ¾¾® H₂↑ +  2NH₄OH + MnCl₂

 – 2e

¾¾®

Mn²⁺

1

2H₂O + 2NH₄⁺ + 2e

¾¾®

H₂ + 2NH₄OH

1

Mn + 2H₂O + 2NH₄⁺ 

¾¾®

Mn²⁺ + H₂ + 2NH₄OH

Ox = «S⁺⁶»,

В кислотах-окислителях с образованием солей марганца(II):

         «N ⁺⁵»

─ и SO₂ при действии H₂SO₄ (конц.):    

─ и NO₂ в случае использования HNO₃ (конц.):

─ и NO при действии HNO₃ (разб.):

ЗАДАНИЕ:

Уравняйте реакции из п. 3 в, используя метод полуреакций.

Ox = Оксид Ме

Восстанавливает оксиды многих металлов:

3Mn + Fe₂O₃ ¾t®   3MnO + 2Fe

Примечание: Эта реакция используется при выплавке стали

Ox = Ме ^{n +}

(соль Ме)

Взаимодействует с солями менее активных металлов (см. электрохимический ряд напряжений металлов).

ЗАДАНИЕ:

Приведите примеры самостоятельно. Подумайте, в каких условиях ─ В растворах? В расплавах?

Алюмотермия (см. тему «Химия алюминия») – из оксидов, которые восстанавливают алюминием.

Реакция природного MnO₂ с Al протекает очень бурно. Поэтому сначала MnO₂ прокаливают:

3MnO₂ ¾t®  Mn₃O₄ + О₂↑

и получают смешанный оксид Mn₃O₄ (MnO₂∙2MnO),

Который восстанавливают алюминием:

3Mn₃O₄ + 8Al ¾t®  9Mn + 4Al₂O₃

Кремнийтермия – из оксида (MnO₂), в качестве восстановителя используется кремний:

MnO₂ + Si ¾t®   Mn + SiО₂

Электролиз раствора сульфата марганца(II):

MnSO₄ ¾¾® Mn²⁺ + SO₄^2–

КАТОД (–)

Mn²⁺, Н₂О

SO₄^2–, Н₂О

Mn²⁺ + 2е ¾¾® Mn

2

2Н₂О – 4e ¾¾® О₂ + 4Н⁺

2Mn²⁺ + 2Н₂О ¾ электролиз раствора ® 2Mn + О₂ + 4Н⁺

2MnSO₄ + 2Н₂О ¾ электролиз раствора ® 2Mn + О₂↑ + 2Н₂SO₄

Характеристика

II. М n (II) – соединения марганца(II)

Окислительно-восстановительная

Кислотно-основных свойств

Способность

А

─

Оксид марганца(II)

Основные свойства

Б

─

Гидроксид марганца(II)

Восстановители

(категория II)

В

─

Соли марганца(II)

(окислители в пареMn²⁺/ Mn )

В воде не растворяется!

MnO + Н₂О ¾х® 

С образованием соли марганца(II) …

... растворяется в кислотах:

Простая форма записи 

MnO + Н₂SO₄ (разб.) ¾® Н₂О + MnSO₄

Реально (в водном растворе) образуется аквокомплекс гексааквомарганца(II) (см. II-В):

MnО + 2Н⁺ + 5Н₂О ¾® [Mn(Н₂О)₆]²⁺

MnO + Н₂SO₄ (разб.) + 5Н₂О  ¾®  [Mn(Н₂О)₆]SO₄

…взаимодействует с кислотными оксидами:

MnO + SO₃ ¾® MnSO₄

MnO + SiO₂ ¾t (без доступа О₂) ®   MnSiO₃                 

¾ ®

Легко окисляется кислородом (ох) воздуха:

2MnO + O₂ ¾t®  MnO₂

Получение

Из MnСO₃ – пиролизом в инертной (N₂) атмосфере:

Из MnO₂ – восстанавливают молекулярным водородом:

MnСO₃ ¾t (без доступа О₂) ®   MnO + CO₂↑

MnO₂ + Н₂  ¾t® MnO + Н₂О↑

В присутствии кислорода   

¾ ®

→

6MnСO₃ + О₂ ¾t® 2Mn₃O₄ + 6СО₂

В воде не растворяется (труднорастворимый электролит).

При нагревании теряет воду:

Mn(ОН)₂ ¾t (без доступа О₂) ® MnO + Н₂О

Слабое основание – та часть, что растворяется, в растворе диссоциирует как слабый электролит.

Растворение и диссоциация заметны только в присутствии кислоты. Поэтому реальное поведение (в присутствии избытка Н⁺) Mn(OН)₂можно отразить следующей схемой:

Mn(ОН)₂↓ ←Н⁺→ Mn²⁺ + 2ОН^─

                  ↓↓

Способ получения:

Из растворимых солей марганца(II) действием более сильного (или более растворимого) основания, чем Mn(OН)₂, например:

MnCl₂ + 2NaOH ¾® Mn(ОН)₂↓ + 2NaCl

Mn²⁺ + 2ОН^─ ¾®  Mn(ОН)₂↓

Mn(OН)₂ образуется в виде белого осадка

¾ ®

Mn(OН)₂ легко окисляется кислородом (ох) воздуха,

буреет вследствие перехода в Mn(OН)₄:

Растворяется в кислотах, взаимодействует с кислотными

2Mn(OН)₂ + О₂ + 2Н₂О ¾® 2Mn(OН)₄

оксидами – с образованием солей марганца(II):

Mn(OН)₂  + Н₂SO₄ (изб.) ¾® 2Н₂О + MnSO₄

О₂ + 2Н₂О + 4e  ¾® 4ОН^–

1

Mn(OН)₂↓ + 2Н⁺ ¾® 2Н₂О + Mn²⁺

Mn(OН)₂ + 2ОН^– – 2е ¾® Mn(OН)₄

2

или реально в водных растворах

О₂ + 2Н₂О + 2Mn(OН)₂ + 4ОН ^– ¾® 4ОН ^– + 2Mn(OН)₄

Mn(OН)₂↓ + 2Н⁺ + 4Н₂О ¾® [Mn(Н₂О)₆]²⁺

Mn(OН)₂↓ + Н₂SO₄ + 4Н₂О  ¾®  [Mn(Н₂О)₆]SO₄

Mn(OН)₂  + SO₃ (изб.) ¾®  Mn(НSO₄)₂

В

Соли Mn (II)

Большинство солей марганца(II) хорошо растворимы в воде. Катион Mn²⁺ в водном растворе существует в виде аквокомплекса, придающего раствору розоватую окраску:

5.

Слабые восстановители: проявляют восстановительные свойства только в присутствии сильных окислителей, при этом окисляются …

MnCl₂ ¾® Mn²⁺ + 2Cl^–

в кислой среде – до MnO₄^– («Mn⁺⁷»)

Mn²⁺ + 6Н₂О ↔ [Mn(Н₂О)₆]²⁺

в нейтральной – до MnO₂ («Mn⁺⁴»)

В сухом виде кристаллогидраты солей тоже окрашены в бледно розовый цвет.

в щелочной – до MnO₄^2– («Mn⁺⁶»)

Примеры:

Не растворимы в воде: MnS, MnCO₃, Mn₃(PO₄)₃

1. 2MnSO₄ + 5 (NH ₄)₂ S ₂ O ₈ + 8Н₂О ¾¾¾¾¾®

Гидролиз. Соли (разумеется, растворимые) по катиону

Ag⁺ – кат.

(Mn²⁺) гидролизуются слабо.

¾¾® 2HMnO₄ +10NH₄HSO₄ + 2H₂SO₄

В упрощенной форме записи:

+4

Mn²⁺ + Н₂О ↔ MnOН⁺ + Н⁺

2. 2MnSO₄ + 5 PbO ₂ + 6HNO₃ ¾¾¾¾¾®

MnCl₂ + Н₂О ↔ MnOНCl + НCl

+2

¾¾® 2HMnO₄ +3Pb(NO₃)₂ + 2PbSO₄ + 2Н₂О

Реально (см. тему «Химия алюминия»):

Примечания:

Превращение Mn²⁺ в HMnO₄ сопровождается

[Mn(Н₂О)₆]²⁺ ↔ [MnОН(Н₂О)₅]⁺ + Н⁺

визуальным эффектом – появлением малиновой (розовой в разбавленном растворе) окраски раствора, связанной с ионами

MnCO₃, MnS растворяются в более сильных кислотах, в частности:

MnO₄^–. Эти реакции (а-1, а-2) используют в аналитической химии как качественные на ионы Mn²⁺.

MnCO₃ + 2НCl (изб.) ¾® Н₂О + СО₂(↑) + MnCl₂

(NH₄)₂S₂O₈ – персульфат аммония, соль

MnCO₃↓ + 2Н⁺ ¾® Н₂О + СО₂(↑) + Mn²⁺

надсерной (пероксидисерной) кислоты Н₂S₂O₈

ЗАДАНИЕ:

Запишите в аналогичном виде процесс растворения сульфида марганца(II) в соляной кислоте.

Соли марганца(II) взаимодействуют с более сильными

(или более растворимыми) основаниями (см. II-Б-2).

1. 3MnSO₄ + 2 KMnO ₄ + 2Н₂О ¾¾®

¾¾® 5MnO₂↓ + 2KHSO₄ + H₂SO₄

.

2. Mn(NO₃)₂ + PbO₂ ¾¾® MnO₂↓ + Pb(NO₃)₂

В окислительно-восстановительной паре

1. 3MnSO₄ + 2 KClO ₃ + 12KOH ¾t, сплав¾®

Mn²⁺ + 2е ¾¾® Mn

¾¾® 3K₂MnO₄ + 6Н₂О + 2KCl + 3K₂SO₄

катионы Mn²⁺ – окислители. Следовательно, соли

восстанавливаются до металла Mn

2. MnSO₄ + 2 KOBr + 4KOH ¾t, сплав¾®

электролитически (см. I-6-3),

¾¾® K₂MnO₄ + 2Н₂О + 2KBr + K₂SO₄

 под действием более сильного восстановителя-

металла (см. Р.Н.)

ЗАДАНИЕ:

Реакции 5 а, б, в уравняйте методом полуреакций.

Характеристика

Кислотно-основных

Способность

Свойств

MnO₂

Оксид марганца(IV)

Амфотерны (категория III,

Mn (ОН)₄

Гидроксид марганца(IV)

Соли марганца(IV)

Red

окислительно-восстановительная реакция

Примечание:

Эта реакция – один из лабораторных способов получения Cl₂

Внутримолекулярные окислительно-восстановительная реакции с выделением кислорода идут …

а)

в присутствии горячих концентрированных серной или азотной кислот:

2MnO₂ + H₂SO₄ (конц.) ¾¾® О₂↑ + 2Н₂О + MnSO₄

б)

при нагревании (в пределах 500 ⁰С):

MnO₂ ¾t¾® О₂↑ + MnO

В кислой среде иногда в присутствии сильного окислителя MnО₂ способен проявлять восстановительные свойства, окисляясь при этом до «Mn⁺⁷» с образованием перманганат-ионов MnO₄^–

2MnO₂ + 2 PbO₂ + 6HNO₃ ¾¾® 2HMnO₄ +3Pb(NO₃)₂ + 2Н₂О

ЗАДАНИЕ:

Будет ли сопровождаться эта реакция (III–А-6) визуальным эффектом?

ЗАДАНИЕ:

Все реакции из пунктов III–А-2, 3,6 следует уравнять методом полуреакций.

Крайне неустойчив – в момент образования (см. II-Б-3) сразу (и легко) теряет воду, переходя в MnO₂: {Mn(OН)₄} ¾¾® MnO₂ + 2Н₂О

Характеристика элемента

(Примечание: соединения марганца(III) и (V) не входят в программу - изучать не будем)

Природные минералы:

Мn – металл, активный (Р.Н.: активны, до Н₂). Следовательно, – восстановитель (red). 

Взаимодействует с окислителями (ox) с образованием соединений марганца(II).

Окисляется кислородом воздуха:

2Mn + O₂ ¾® 2MnO (оксид марганца(II))

Реакция идет количественно, если металл находится в мелко раздробленном состоянии. Если не так, оксидная пленка (MnO)  препятствует дальнейшему окисления марганца.

При нагревании легко окисляется неметаллами – галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием:

Mn + Cl₂ ¾ t® MnCl₂ (хлорид марганца(II))

3Mn + N₂ ¾t® Mn₃N₂ (нитрид)

Mn + S ¾t®  MnS (сульфид марганца(II))

3Mn + 2P ¾t® Mn₃P₂ (фосфид)

2Mn + Si ¾t® Mn₂Si (силицид)

Хорошо растворяется

в кислотах-неокислителях ─ с выделением водорода (и образованием марганца(II)):

Mn + 2H⁺ ¾¾® H₂↑ + Mn²⁺

Примеры: 

Mn + 2HCl ¾¾® H₂↑ + MnCl₂,

Mn + H₂SO₄ (разб.) ¾¾® H₂↑ + MnSO₄

Mn + 2CH₃COOH ¾¾® H₂↑ + Mn²⁺ + 2CH₃COO^–

Mn + 2CH₃COOH ¾¾® H₂↑ + (CH₃COO)₂Mn

в H₂O в присутствии хлорида аммония (NH ₄ Cl), который вследствие гидролиза создает кислую среду и препятствует осаждению гидроксида Mn(ОН)₂:

Mn + 2H₂O + 2NH₄Cl ¾¾® H₂↑ +  2NH₄OH + MnCl₂

 – 2e

¾¾®

Mn²⁺

1

2H₂O + 2NH₄⁺ + 2e

¾¾®

H₂ + 2NH₄OH

1

Mn + 2H₂O + 2NH₄⁺ 

¾¾®

Mn²⁺ + H₂ + 2NH₄OH

Ox = «S⁺⁶»,

В кислотах-окислителях с образованием солей марганца(II):

         «N ⁺⁵»

─ и SO₂ при действии H₂SO₄ (конц.):    

─ и NO₂ в случае использования HNO₃ (конц.):

─ и NO при действии HNO₃ (разб.):

ЗАДАНИЕ:

Уравняйте реакции из п. 3 в, используя метод полуреакций.

Ox = Оксид Ме

Восстанавливает оксиды многих металлов: