Теоретическое введение

Марганец

Лабораторная работа 21

Цель работы: изучить химические свойства соединений марганца.

Задание: получить и исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида марганца (II); провести реакцию разложения перманганата калия; выяснить, как влияет среда на характер протекания реакций с участием перманганата калия в качестве окислителя. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Марганец является элементом побочной подгруппы VII группы. Это

d-металл. Электронная структура внешнего энергетического уровня его атома выражается формулой 3d⁵4s². Типичные степени окисления марганца +2, +4, +7, менее свойственные +3, +6. Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом в кислой среде для марганца устойчива степень окисления +2, в сильнощелочной +6, в нейтральной +4.

В соответствии с возможными степенями окисления марганец образует оксиды: Mn⁺²O, Mn₂⁺³O₃, Mn⁺⁴O₂, Mn⁺⁶O₃, Mn₂⁺⁷O₇

С повышением степени окисления марганца ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. MnO и Mn₂O₃ и соответствующие им гидроксиды Mn(OH)₂ и Mn(OH)₃ имеют основной характер. Нерастворимый в водеMn(OH)₂ на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурыйMn(OH)₃:

4Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Mn(OH)₃

Окончательным продуктом окисления является коричневый оксид-гидроксид марганца:

4Mn(OH)₃ + O₂ + 2H₂O = 4Mn(OH)₄ = 4MnO(OH)₂ + 4H₂O

Соли марганца (II) и их концентрированные растворы обычно окрашены в светло-розовый цвет. Соединения марганца (II) – восстановители.

Оксид марганца (IV)MnO₂ – темно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H₂SO₄ он дает крайне неустойчивую соль Mn(SO₄)₂, а при сплавлении со щелочами образует манганиты:

MnO₂ + 2KOH = K₂MnO₃ + H₂O.

MnO₂ − сильный окислитель, при этом он восстанавливается до солей марганца (II): MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.

Действием более сильных окислителей MnO₂ может быть окислен до соединений Mn (VI), Mn (VII):

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O.

K₂MnO₄ − манганат калия, соль не выделенной в свободном состоянии марганцовистой кислоты H₂MnO₄. Не получен и оксид Mn (VI) – MnO₃. Растворы манганатов окрашены в темно-зеленый цвет, присущий ионам MnO₄²⁻. Они устойчивы только в сильнощелочной среде, при разбавлении раствора водой манганаты диспропорционируют:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2КMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

Все производные Mn (VI)являются окислителями, особенно в кислой среде. Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в соединения марганца (VII):

K₂MnO₄ + Сl₂ = 2КMnO₄ + 2KCl.

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ – зеленовато-черная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO₄ известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы ее солей (перманганаты), окрашены в фиолетово-малиновый цвет, характерный для иона (MnO₄)⁻. При нагревании перманганаты разлагаются с выделением кислорода:

2КMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Производные Mn (VII) – сильные окислители. В кислой среде они восстанавливаются до солей марганца (II), в нейтральной, а также в слабокислой и слабощелочной – до MnO₂, в сильнощелочной до манганатов, которые затем постепенно переходят в соединения Mn (IV).