Подготовка к егэ по химии марганец - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Марганец

Содержится в количестве 0,03% по массе в земной коре. Наряду с железом и его сплавами относится к черным металлам.

Для соединений марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, +6 +7. В соединения +2 и +3 марганец проявляет основные свойства, +4 —
амфотерные, +6, +7 — кислотные.

Наиболее известными минералами, в которых содержится марганец, являются:

MnO₂ — пиролюзит
MnO(OH) — бурая марганцевая руда, манганит
3Mn₂O₃*MnSiO₃ — браунит

Получают марганец алюминотермией, восстановлением коксом, электролизом.

MnO₂ + Al = (t) Al₂O₃ + Mn

MnO₂ + C = (t) Mn + CO

MnSO₄ + H₂O = (электролиз) Mn + O₂ + H₂SO₄

Химические свойства

Реакции с неметаллами

На воздухе марганец вступает во взаимодействие с кислородом, пассивируется: на поверхности металла образуется оксидная пленка.

Mn + O₂ = MnO₂

При нагревании марганец реагирует с азотом, углеродом, кремнием, бором и фосфором.

Mn + N₂ = (t) Mn₃N₂

Mn + C = (t) Mn₃C

Mn + Si = (t) Mn₂Si

Mn + P = (t) Mn₃P₂

Реакция с водой

При нагревании марганец вытесняет водород из воды.

Mn + H₂O = (t) Mn(OH)₂ + H₂↑

Реакции с кислотами

Марганец стоит в ряду напряжений до водорода и способен вытеснить его из кислот.

Mn + HCl = MnCl₂ + H₂↑

Под воздействием кислот, которые обладают окислительными свойствами, марганец окисляется.

Mn + H₂SO_4(конц.) = MnSO₄ + SO₂ + H₂O

Mn + HNO_3(конц.) = (t) Mn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Mn + HNO_3(разб.) = (t) Mn(NO₃)₂ + NO + H₂O

Соединения марганца (II)

Для соединений марганца (II) характерны основные свойства. Оксид марганца (II) может быть получен разложением карбоната марганца, либо
восстановлением оксида марганца (IV) до оксида марганца (II).

При растворении (и нагревании!) марганца в воде образуется гидроксид марганца (II).

Mn + H₂O = (t) Mn(OH)₂ + H₂↑

MnSO₄ + KOH = (t) Mn(OH)₂ + K₂SO₄

Соединения марганца (II) на воздухе неустойчивы, Mn(OH)₂ быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид марганца (IV).

Mn(OH)₂ + O₂ = MnO₂ + H₂O

Оксид и гидроксид марганца (II) проявляют основные свойства. При реакции с кислотами дает соответствующие
соли.

Mn(OH)₂ + HCl = MnCl₂ + H₂O

Соли марганца (II) получаются при его растворении в разбавленных кислотах. Эти соли способны вступать в реакции с другими солями, кислотами, если
выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит.

Mn + HCl = MnCl₂ + H₂

MnSO₄ + (NH₄)₂S = MnS↓ + (NH₄)₂SO₄

При действии сильных окислителей ион Mn²⁺ способен переходить в ион Mn⁷⁺

MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ = HMnO₄ + PbSO₄ + Pb(NO₃)₂ + H₂O

Соединения марганца (IV) проявляют амфотерный характер. Оксид марганца (IV) можно получить разложением нитрата марганца (II).

Mn(NO₃)₂ = (t) MnO₂ + NO₂

Кислород в продуктах реакции не указываем, так как он участвует в окислении MnO до MnO₂.

В реакциях с щелочами марганец переходит в СО +6, в кислой среде — принимает СО +2.

MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃ = Na₂MnO₄ + NaNO₂ + CO₂ (гидролиз карбоната натрия идет по аниону, среда — щелочная)

MnO₂ + HCl = MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Соединения марганца (VI) — MnO₃, H₂MnO₄ — неустойчивы, в свободном виде не получены. Обладают кислотными свойствами.
Наиболее устойчивые соли — манганаты, окрашивающие раствор в зеленый цвет.

Манганаты получают в ходе разложения перманганатов, а также реакциями в щелочной среде.

KMnO₄ = (t) K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑ (способ получения кислорода)

Li₂SO₃ + KMnO₄ + LiOH = Li₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

MnO₂ + NaOH + NaNO₃ = Na₂MnO₄ + NaNO₂ + H₂O

MnSO₄ + KClO₃ + KOH = K₂MnO₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O

В водной среде манганаты разлагаются на с.о. +7 и +4. Манганаты окисляют хлором.

K₂MnO₄ + H₂O = KMnO₄ + MnO₂ + KOH

K₂MnO₄ + Cl₂ = KMnO₄ + KCl

Соединения марганца (VII) — неустойчивый Mn₂O₇, и относительно устойчивая в разбавленных растворах HMnO₄ — проявляют
кислотные свойства. Соли марганцовой кислоты — перманганаты.

В различных средах — кислотной, нейтральной и щелочной — марганец принимает различные степени окисления. Внимательно изучите таблицу ниже.

Оксид марганца (VII) получают в реакции перманганата с сильными кислотами.

KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

При растворении оксида марганца (VII) (кислотного оксида) в щелочи образуются соли марганцовой кислоты — перманганаты.

Mn₂O₇ + KOH = KMnO₄ + H₂O

Марганцовая кислота получается в реакциях сильных окислителей с солями марганца (II).

Mn(NO₃)₂ + PbO₂ + HNO₃ = HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + H₂O

В растворах с концентрацией марганцовой кислоты более 20% происходит ее разложение.

HMnO₄ = MnO + O₂ + H₂O

При нагревании перманганата калия (в быту — марганцовка) разлагается с образованием бурого MnO₂, выделением кислорода.

KMnO₄ = (t) K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

При стоянии в растворе постепенно разлагается водой.

KMnO₄ + H₂O = MnO₂ + KOH + O₂↑

В кислой среде марганец принимает наиболее устойчивую (для кислой среды) — Mn²⁺, в щелочной — Mn⁶⁺.

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + O₂↑ + K₂SO₄ + H₂O

KMnO₄ + KOH = K₂MnO₄ + O₂ + H₂O

Цинк

Название цинка, вероятно, связано формой его кристаллитов: в переводе с немецкого Zinke — зубец. С древнейших времен известен сплав
меди с цинком — латунь.

Для цинка характерна постоянная степень окисления +2.

Наиболее известные минералы, в которых содержится цинк:

ZnS — цинковая обманка, сфалерит
ZnO — цинкит
ZnCO₃ — симсонит, цинковый шпат
2ZnO*SiO₂*H₂O — гемиморфит

Получение

Пирометаллургический метод получения цинка заключается в обжиге цинковой обманки, и последующем восстановлении оксида цинка
различными восстановителями: чаще всего C, также возможно CO и H₂.

ZnS + O₂ = (t) ZnO + SO₂

ZnO + C = (t) Zn + CO

ZnO + H₂ = (t) Zn + H₂O

ZnO + CO = (t) Zn + CO₂

Гидрометаллургический метод получения основывается на электролизе сульфата цинка.

ZnSO₄ + H₂O = (электролиз) Zn + H₂SO₄ + O₂

Химические свойства

Реакции с неметаллами (и аммиаком

На воздухе цинк покрывается оксидной пленкой. При нагревании цинк реагирует с галогенами, фосфором, серой, селеном.

Zn + O₂ = ZnO

Zn + Br₂ = (t) ZnBr₂

Zn + P = (t) Zn₃P₂

Zn + S = (t) ZnS

Для цинка не характерны реакции с водородом, бором, кремнием, азотом, углеродом. Нитрид цинка можно получить в ходе реакции цинка с аммиаком.

Zn + NH₃ = (t) Zn₃N₂ + H₂↑

Реакции с кислотами

Zn + HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Zn + H₂SO_4(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑

Zn + H₂SO_4(конц.) = ZnSO₄ + H₂S↑ + H₂O

Реакции с щелочами

Цинк способен проявлять амфотерные (двойственные) свойства: реагирует как с кислотами, так и с основаниями.
При добавлении цинка в раствор щелочи выделяется водород.

Zn + H₂O + NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑ (тетрагидроксоцинкат натрия)

Соединения цинка (II)

Эти соединения обладают амфотерными свойствами. Оксид цинка (II) можно получить в ходе реакции горения цинка или
при разложении нитрата цинка.

Zn + O₂ = (t) ZnO

Zn(NO₃)₂ = (t) ZnO + NO₂↑ + O₂↑

Оксид цинка (II) проявляет амфотерные свойства, реагирует как с кислотами, так и с щелочами.

ZnO + HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

ZnO + H₂O + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия)

Комплексные соли образуются в растворе, при прокаливании они не образуются.

ZnO + 2NaOH = (t) H₂O + Na₂ZnO₂ (цинкат натрия)

Оксид цинка (II) может быть восстановлен до чистого цинка различными восстановителями.

ZnO + C = (t) Zn + CO

ZnO + H₂ = (t) Zn + H₂O

ZnO + CO = (t) Zn + CO₂

Гидроксид цинка (II) получается в ходе реакций между растворимыми солями цинка и щелочами.

ZnSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + Zn(OH)₂↓

Гидроксид цинка (II) обладает амфотерными свойствами, реагирует как с кислотами, так и с основаниями.

Zn(OH)₂ + HCl = ZnCl₂ + H₂O

Zn(OH)₂ + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Zn(OH)₂ + NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

При прокаливании комплексные соли распадаются, вода испаряется.

Na₂[Zn(OH)₄] = (t) Na₂ZnO₂ + H₂O

Zn(OH)₂ + NaOH = (t) Na₂ZnO₂ + H₂O

Серебро

Драгоценный металл, известный человеку с древнейших времен. Встречаемся в самородном виде. Будучи благородным металлом,
серебро обладает низкой реакционной способностью.

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Серебро не окисляется кислородом даже при высокой температуре. Галогены легко окисляют серебро до соответствующих галогенидов.
При нагревании с серой получается сульфид серебра.

Ag + Cl₂ = AgCl

Ag + S = (t) Ag₂S

Реакции с кислотами

Серебро не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, однако способно реагировать с концентрированными кислотами.

Ag + HNO_3(конц.) = AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O

Потемнение серебряных изделий обусловлено реакцией серебра с сероводородом в присутствии кислорода.

Ag + H₂S + O₂ = Ag₂S + H₂O

С солями

Ag + FeCl₃ = AgCl + FeCl₂

С органическими веществами

В дальнейшем, при изучении органической химии, вы не раз столкнетесь с соединением серебра — аммиачным раствором оксида серебра.

Будет полезно, если вы уже сейчас познакомитесь с его формулой на примере реакции окисления уксусного альдегида до уксусной кислоты.

CH₃CHO + [Ag(NH₃)₂]OH = CH₃COOH + Ag + NH₃ + H₂O

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Тренажер задания 31 из ЕГЭ по химии марганца, задачи на неорганическую химию (мысленный эксперимент) из экзамена ЕГЭ по химии, задания 31 по химии марганца с текстовыми решениями и ответами.

Нитрат марганца (II) прокалили, к полученному твердому бурому веществу прилили концентрированную хлороводородную кислоту. Выделившийся газ пропустили через сероводородную кислоту. Образовавшийся раствор образует осадок с хлоридом бария. Напишите уравнения описанных реакций.

Mn(NO₃)₂ → MnO₂ + 2NO₂

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2H₂O

4Cl₂ + H₂S + 4H₂O = 8HCl + H₂SO₄

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2HCl

Бурый осадок, полученный при взаимодействии сульфита натрия с водным раствором перманганата калия, отфильтровали и обработали концентрированной серной кислотой. Выделяющийся газ при нагревании реагирует с алюминием, а образующееся вещество – с раствором соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

2MnO₂ + 2H₂SO₄₍_конц_.) = 2MnSO₄ + O₂↑ + 2H₂O

3O₂ + 4Al = 2Al₂O₃

2Al₂O₃+ 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Твердое вещество, которое образуется при нагревании фосфора и пятихлористого фосфора, растворили в большом количестве воды. Часть полученного раствора добавили в подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия, при этом последний обесцветился. Напишите уравнения описанных реакций.

2P + 3PCl₅ = 5PCl₃

PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl↑

5H₃PO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

1) 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2) MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

3) MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + 2NaCl

4) Mn(OH)₂ + 4KMnO₄ + 6KOH = 5K₂MnO₄ + 4H₂O

5) 2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

6) 2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH

7) 3MnO₂ + 4Al → 3Mn + 2Al₂O₃

K₂MnO₄ + 4HNO₂ = 2KNO₂ + Mn(NO₃)₂ + 2H₂O
4KMnO₄ + Mn(OH)₂ + 6KOH = 5K₂MnO₄ + 4H₂O
MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + 2NaCl
MnCl₂ + AgNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2AgCl↓
2KMnO₄ + 3CH₂ = CH₂ + 4H₂O → 3CH₂(OH) − CH₂(OH) + 2MnO₂↓ + 2H₂O
2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂↑ + 8H₂O
Mn + H₂SO₄₍₍_разб_.) = MnSO₄ + H₂↑
3MnO₂ + 4Al → 3Mn + 2Al₂O₃
2MnO₂ + 4HNO₂ = Mn(NO₃)₂ + Mn(NO₂)₂ + 2H₂O
2KMnO₄ + H₂O₂ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + O₂↑ + 2H₂O
MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄
3MnCl₂ + 2Al → 3Mn + 2AlCl₂

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O
MnCl₂ + 2CH₃COOAg = (CH₃COO)₂Mn + 2AgCl↓
(CH₃COO)₂Mn + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + 2CH₃COONa
Mn(OH)₂ + 2HBr = MnBr₂ + 2H₂O
MnBr₂ + 2AgNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2AgBr↓
Mn(NO₃)₂ → MnO₂ + 2NO₂

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂
K₂MnO₄ + 8HCl = MnCl₂ + 2KCl + 2Cl₂ + 4H₂O
MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + 2NaCl
2Mn(OH)₂ + O₂+ 2H₂O = 2Mn(OH)₄
MnO₂ + SO₂ = MnSO₄
2MnSO₄ + 8HNO₃ + 5PbO = 2HMnO₄ + 4Pb(NO₃)₂ + 2H₂O + Pb(HSO₄)₂

CH₂Br – СHBr − CH₃ + Mg → MgBr₂ + CH₂=CH−CH₃
3CH₂=CH−CH₃ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3CH₂OH – CHOH − CH₃ + 2KOH + 2MnO₂
CH₂Br – СHBr − CH₃ + 2KOH₍_{спиртовой}₎ → CH≡C –CH₃ + 2KBr + 2H₂O
5CH ≡ C – CH₃ + 8KMnO₄ + 12H₂SO₄ → 5CO₂ + 5CH₃COOH + 8MnSO₄ + 4K₂SO₄ + 12H₂O

Источник

Чтобы поделиться, нажимайте

Ма́рганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 25. Обозначается символом Mn (лат. Manganum, ма́нганум, в составе формул по-русски читается как марганец, например, KMnO₄ — калий марганец о четыре). Простое вещество марганец — металл серебристо-белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам. Известны пять аллотропных модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой.

Минералы марганца

пиролюзит MnO₂·xH₂O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца);
манганит (бурая марганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца);
браунит 3Mn₂O₃·MnSiO₃ (69,5 % марганца);
гаусманит (Mn^IIMn₂^III)O₄;
родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO₃ (47,8 % марганца);
псиломелан mMnO • MnO₂ • nH₂O (45-60 % марганца);
пурпурит Mn³⁺[PO₄], (36,65 % марганца).

Химические свойства:

Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (степени окисления +1, +5 малохарактерны).

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

${displaystyle {mathsf {Mn+O_{2}rightarrow MnO_{2}}}}$

Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:

${displaystyle {mathsf {Mn+2H_{2}O{xrightarrow[{}]{^{o}t}}Mn(OH)_{2}+H_{2}uparrow }}}$

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:

${mathsf {Mn+2H^{+}rightarrow Mn^{{2+}}+H_{2}uparrow }}$

С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:

${mathsf {Mn+2H_{2}SO_{4}rightarrow MnSO_{4}+SO_{2}uparrow +2H_{2}O}}$

С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:

${mathsf {3Mn+8HNO_{3}rightarrow 3Mn(NO_{3})_{2}+2NOuparrow +4H_{2}O}}$

В щелочном растворе марганец устойчив.

Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃ (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn₂O₇.

Mn₂O₇ в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn₂O₇ разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn₂O₃ и MnO₂, а также комбинированный оксид Mn₃O₄ (2MnO·MnO₂, или соль Mn₂MnO₄).

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

${displaystyle {mathsf {2MnO_{2}+4KOH+O_{2}rightarrow 2K_{2}MnO_{4}+2H_{2}O}}}$

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

${mathsf {3K_{2}MnO_{4}+3H_{2}SO_{4}rightarrow 3K_{2}SO_{4}+2HMnO_{4}+MnO(OH)_{2}downarrow +H_{2}O}}$

Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO₄⁻, и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV).

Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия 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).

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

${mathsf {2KMnO_{4}{xrightarrow[ {}]{^{0}t}}K_{2}MnO_{4}+MnO_{2}+O_{2}}}$

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

${mathsf {2MnSO_{4}+5PbO_{2}+6HNO_{3}rightarrow 2HMnO_{4}+2PbSO_{4}+3Pb(NO_{3})_{2}+2H_{2}O}}$

Эта реакция используется для качественного определения Mn²⁺

При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления.

Соли MnCl₃, Mn₂(SO₄)₃ неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)₂ и Mn(OH)₃ имеют основный характер, MnO(OH)₂ — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl₄ очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:

${mathsf {MnO_{2}+4HClrightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}uparrow +2H_{2}O}}$

Источник

7. Химические свойства соединений марганца с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

Правило 8.1. В кислой среде соединения марганца, как правило, восстанавливаются до Mn⁺², образуя соли соответствующих кислот:

Примеры реакций соединений с Mn⁺⁷:

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

2KMnO4 + 16HBr → 2MnBr2 + 5Br2 + 2KBr + 8H2O

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2HMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + 3H2SO4

2KMnO4 + 5Na2O2 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + O2 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

10KMnO4 + 10KHS + 11H2SO4 → 4MnSO4 + 10S + 7K2SO4 + 16H2O

2KMnO4 + 5K2S + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5S + 6K2SO4 + 8H2O

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O

2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

8KMnO4 + 5PH3 + 12H2SO4 → 8MnSO4 + 5H3PO4 + 4K2SO4 + 12H2O

6KMnO4 + 10NH3 + 9H2SO4 → 6MnSO4 + 5N2 + 3K2SO4 + 12H2O

Примеры реакций соединений с Mn⁺⁴:

MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

MnO2 + 2KI + 2H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O

MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 → MnSO4 + Br2 + K2SO4 + 2H2O

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

Примеры реакций соединений с Mn⁺⁶:

K2MnO4 + 8HBr → MnBr2 + 2Br2 + 2KBr + 4H2O

Правило 8.2. В щелочной среде, как правило, реакции протекают с образованием соединений Mn⁺⁶, т.е. манганат-иона:

Примеры реакций соединений с Mn⁺⁷:

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

2KMnO4 + NaNO2 + 2KOH → 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O

KMnO4 + FeCl2 + 3KOH → K2MnO4 + Fe(OH)3 + 2KCl

2KMnO4 + 2FeSO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

6KMnO4 + Cr2(SO4)3 + 16KOH → 6K2MnO4 + 2K2CrO4 + 3K2SO4 + 8H2O

4KMnO4 + 8KOH → 4K2MnO4 + 2O2 + 4H2O

6NaMnO4 + 2NH3 + 6NaOH → 6Na2MnO4 + N2 + 6H2O

8KMnO4 + PH3 + 11KOH → 8K2MnO4 + K3PO4 + 7H2O

Примеры реакций соединений с Mn⁺²:

3MnSO4 + 2O3 + 12KOH → 3K2MnO4 + 3K2SO4 + 6H2O

MnSO4 + 2Br2 + 8KOH → K2MnO4 + 4KBr + Na2SO4 + 4H2O

3MnSO4 + 3KClO3 + 12KOH → 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

3MnO + 2KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + 2KCl + 3H2O

Примеры реакций соединений с Mn⁺⁴ в щелочной среде:

3MnO2 + KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2

MnO2 + O2 + 4KOH → 2K2MnO4 + 2H2O

Правило 8.3. В нейтральной среде соединения Mn⁺⁷, как правило, восстанавливаются до Mn⁺⁴, образуя оксид марганца (IV):

Примеры реакций соединений с Mn⁺⁷:

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + 3KNO2 + H2O → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH

2KMnO4 + 3K2S + 4H2O → 2MnO2 + 3S + 8KOH

Реакции с H2S и NH3 протекают аналогично нейтральной среде:

2HMnO4 + 3H2S → 2MnO2+ 3S + 4H2O

2NaMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 + N2 + 2NaOH + 2H2O

2KMnO4 + 2NH3×H2O → 2MnO2 + N2 + 2KOH + 4H2O

Примеры реакций соединений с Mn⁺²:

3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.

Источник

Марганец – элемент 4-го периода и VIIB-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [₁₈Ar]3d⁵4s²; характерные степени окисления +VII, +VI, +IV, +II и 0.

Шкала степеней окисления марганца:

По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Mg) и неметаллами (F, О, N, Cl). Соединения Mn^II – оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения Mn^III и Mn^IV – амфотерные свойства, для соединений Mn^VI и Mn^VII характерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).

Марганец Mn. Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.

При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:

В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород:

Mn (порошок) + 2H⁺ = Mn²⁺ + Н₂?

Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):

Mn + 2H₂SO₄ (конц.) = MnSO₄ + SO₂? + 2Н₂O

ЗMn + 8HNO₃ (разб.) = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO? + 4Н₂O

Получение марганца в промышленности – восстановление пиролюзита MnO₂ или гаусманита (Mn^IIMn₂^III)O₄коксом или алюминием:

MnO₂ + С (кокс) = Mn + СO₂ (600 °C)

3(Mn^IIMn₂^III)O₄ + 8Al = 9Mn + 4Al₂O₃ (700–900 °C)

Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:

Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец (> 70 % Mn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.

Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.

Оксид марганца (IV) MnO₂. Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата MnO₂ nН₂O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и H₂SO₄, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.

Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.

Уравнения важнейших реакций:

4MnO₂ = 2Mn₂O₃ + O₂ (530–585 °C)

2MnO₂ + 2H₂SO₄ (конц.) = MnSO₄ + O₂? + 2Н₂O (кипячение)

MnO₂ + 4HCl (конц.) = MnCl₂ + Cl₂? + 2H₂O

MnO₂ + H₂SO₄ (гор.) + KNO₂ = MnSO₄ + KNO₃ + H₂O

MnO₂ + 2H₂SO₄ + 2FeSO₄ = MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

MnO₂ + 2KOH + KNO₃ = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O (350–450 °C)

3MnO₂ + 3K₂CO₃ + KClO₃ = 3K₂MnO₄ + KCl + 3CO₂ (400 °C)

В природе самое распространенное соединение марганца – минерал пиролюзит.

Манганат калия К₂MnO₄. Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением O₂. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO₄^2-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро – при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

Качественная реакция – появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO₄.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: сплавление MnO₂ с сильными окислителями (KNO₃, КСlO₃).

Пермапгапат калия КMnO₄. Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (интенсивно-фиолетовая окраска раствора отвечает иону MnO₄^—), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до Mn^II, в нейтральной среде – до Mn^IV, в сильнощелочной среде – до Mn^VI.

Качественная реакция на ион MnO₄^— – исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.

Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике.

Уравнения важнейших реакций:

Получение – электролиз раствора K₂MnO₄ (см.).

Источник

Цели урока:

повторить алгоритм по составлению ОВР методом
электронного баланса и раскрыть сущность метода
полу реакций МПР.
показать преимущества в формировании умений
прогнозирования направления протекания ОВР в
растворах на примере соединений марганца.
закрепить умения по составлению уравнений ОВР,
протекающих в различных средах.
научить применять полученные знания для
решения конкретных задач.

Задачи урока.

Подготовить учащихся к выполнению задания 36 из
ЕГЭ по химии
Планируемый результат

Предметные:

знать ОВР, правила составления
ОВР;
уметь Определять характер среды,
условия протекания ОВР, исходные и продукты
образования, окислителя и восстановителя,
составить электронный баланс и пользоваться
методом полу реакций, проводить эксперимент и на
основе эксперимента сделать вывод.

Метапредметные:

уметь Организовывать свою
деятельность, определять ее цели и задачи,
выбирать средства реализации цели и применять их
на практике, оценивать результаты; устанавливать
причинно-следственные связи, строить логические
рассуждения, делать выводы; умение создавать
модели и схемы; умение организовывать учебное
сотрудничество и совместную деятельность с
учителем и сверстниками, работать индивидуально
и в группе.

Личностные: Формирование
ответственного отношения к учению, готовности и
способности обучающихся к саморазвитию и
самообразованию на основе мотивации к обучению и
познанию; формирование коммуникативной
компетентности в общении и сотрудничестве со
сверстниками в процессе учебной деятельности.

Оборудование и реактивы:

персональный компьютер, проектор, презентация
Раствор перманганата калия, кристаллический
перманганат калия, раствор серной кислоты,
раствор щелочи, раствор иодида калия, сульфит
натрия, 5—10%-ный раствор пероксида водорода
Большие пробирки, помещенных в
демонстрационный штатив с белым фоном, прибор
для получения газов, колба-приемник, железный
штатив, спиртовка, лучинка, спички, пробирки в
универсальном штативе на каждом столе,
стеклянная палочка
Приложение 1 “Соединения элемента
марганца: окислители и восстановители, расчет
степеней окисления”
Приложение 2 “Алгоритм составления
уравнений ОВР методом электронного баланса”
Приложение 3 “Алгоритм составления
уравнений ОВР ионно-электронным методом”
Приложение 4 “Окислительные и
восстановительные свойства пероксида водорода в
зависимости от характера среды. Инструкция по
выполнению лабораторного опыта”.

Тип урока: усвоение новых знаний с
применением имеющихся знаний и умений с
последующим обобщением и систематизацией.

Формы, применяемые на уроке

Разъяснение (объяснительно-иллюстративный)
рассуждение (частично-поисковый)
общая характеристика (проблемный)

Методы, применяемые на уроке

словесные (беседа, объяснение)
наглядные (опыты, компьютерная презентация,
информационные приложения)
практические (демонстрация и самостоятельное
выполнение опытов).

План урока.

Актуализация знаний.
Повторение основных теоретических понятий
темы.
Определение, среды (кислой, нейтральной или
щелочной), в которой протекает реакция.
Электронный и ионно-электронный метод
составления уравнений ОВР
Закрепление полученных знаний

Ход урока

1. Актуализация знаний.

Подготовка к выполнению задания 36 состоит из
нескольких элементов:

Изучение теоретического материала,
индивидуальные консультации с преподавателем и
выполнение заданий, основываясь на данном
методическому материале.

Прежде чем приступить к выполнению работы
необходимо освоить основные термины,
определения, понятия и овладеть техникой
химических расчетов.

В задании предложена схема реакции, причем
формулы одного-двух веществ заменены
многоточиями.

Все задания 36 можно условно разделить на три
типа:

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран Слайд 2

2. Повторение пройденного материала

В программе основной школы вы уже затрагивали
основные вопросы, необходимые для выполнения
задания 36.

Знаете, какие химические реакции относятся к
окислительно -восстановительным и что в ОВР один
из участников окисляется. Это восстановитель,
т.е. он отдает электроны и повышает свою степень
окисления. Другой – восстанавливается. Это
окислитель, т.е. он оттягивает на себя валентную
пару электронов, понижает свою степень
окисления.

Слайд 3 Учитель проецирует с помощью
видеопроектора схемы на экран

Выполняем задание. Учащиеся имеют приложение
на партах Приложение 1

Выполняем упражнение:

определение степени окисления элементов по
формуле
строение атома марганца, определяют возможные
степени окисления элемента, его окислительную и
восстановительную способность.
заполняют таблицу по типам химических реакций
формируют вывод

Учащиеся заполняют таблицу. Делают вывод: все
реакции замещения и реакции, в которых
присутствуют простые вещества относятся к ОВР.
Рассматривают строение атома марганца. Делают
вывод.

3. Определение, среды (кислой, нейтральной
или щелочной), в которой протекает реакция.

Приступая к выполнению данного задания, вы,
логически рассуждая, должны определить
пропущенные вещества. Для этого необходимо знать
основные окислители и восстановители, а также
продукты их восстановления или окисления.

Кроме того, для того, чтобы дописать
пропущенные вещества, следует учитывать, в какой
среде протекает окислительно —
восстановительная реакция.

Определить среду можно

А) по продуктам восстановления окислителя
(например, марганца)

Перманганаты – сильные окислители, при чём, в
зависимости от рН среды:

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран, проводит опыт

Слайд 4, 5, 6 Демонстрационный опыт
“Химический хамелеон”

Восстановление перманганата калия сульфитом
натрия в различных средах.

4. Процедуры подбора коэффициентов в
уравнениях

Что касается собственно процедуры подбора
коэффициентов в уравнениях, то можно
использовать метод электронного баланса, а для
реакций в растворах удобен так называемый метод
полу реакций, или электронно-ионный.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран Слайд 7,8,9

Составление уравнений ОВР методом
электронного баланса

Метод электронного баланса основан на
сравнении степеней окисления в исходных и
конечных веществах, когда известны все исходные
вещества и продукты реакции. Этим методом вы уже
пользовались при работе на уроках в 8-9 классах.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы
на партах Приложение 2.

Работа у доски: Уровнять реакции,
используя метод электронного баланса,
определить окислитель и восстановитель. Слайд
7,8,9

Делают вывод: Методом электронного
баланса расставлять коэффициенты удобно, если
известны исходные вещества и продукты реакции,
т.е. даны полные схемы реакций.

Метод полу реакций, или электронно-ионный.

При использовании метода полу реакций
(электронно-ионный баланс) следует иметь в виду,
что в водных растворах связывание избыточного
кислорода и присоединение кислорода
восстановителем происходит по-разному в кислой,
нейтральной и щелочной средах.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран. Выполняет опыты.

Учащиеся имеют приложения на партах. Приложение 3. Слайд 10,11

Демонстрационный опыт. Восстановление
перманганата калия йодидом калия в различных
средах. “Химический хамелеон”

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран, учащиеся для удобства имеют схемы
на партах

Работа у доски: Уровнять реакции,
используя МПР, определить окислитель и
восстановитель.

Одну реакцию выполняет учитель, две оставляет
на самостоятельную работу учащихся.

Слайд 12,13,14

Делаем вывод:

Рассмотрев метод электронно-ионного баланса
или метод полу реакций можно выделить следующие
достоинства данного метода:

что в нем применяются не гипотетические ионы, а
реально существующие.

нет необходимости использовать степени
окисления, отчетливо видна роль среды и
учитывается реальное состояние частиц в
растворе. Однако данный метод применим для
составления уравнений
окислительно-восстановительных процессов,
происходящих лишь в растворах.

5. Закрепление полученных знаний

Реакции – диспропорционирования.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран. Выполняет опыт.

Демонстрационный опыт “Химический
хамелеон” Слайд 15, 16

Описание:

Для опыта нужна пробирка с газоотводной
трубкой. В пробирку насыпали кристаллический
перманганат калия (марганцовку). При нагревании
перманганат калия разлагается, выделяющийся
кислород поступает по газоотводной трубке в
колбу-приемник. Кислород тяжелее воздуха,
поэтому не покидает колбу и постепенно заполняет
ее. Если опустить тлеющую лучину в колбу с
собранным кислородом, то она ярко вспыхнет, т.к.
кислород поддерживает горение.

Уравнение проведенной реакции:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

После окончания опыта и охлаждения пробирки в
нее наливают несколько миллилитров воды,
тщательно взбалтывают содержимое и наблюдают
цвет образовавшихся веществ (К₂МnO₄ —
зеленого цвета и МnO₂ темно-бурого).

K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O—> KMn⁺⁷O₄
+ Mn⁺⁴O₂ + KOH

При сильном разбавлении водой происходит
реакция самоокисления-самовосстановления.
Окраска изменится с зеленой на красно-фиолетовую
и выпадет бурый осадок.

Самостоятельная работа в тетрадях: Уровнять
реакции, используя МПР, определить окислитель и
восстановитель. Слайд 15,16

Формируют вывод: Это реакции,
где окислитель и восстановитель – один и тот же
элемент, входящий в состав одноймолекулы.

Самостоятельно проводим опыт и пишем
уравнение методом полуреакций

Учитель объясняет, что пероксид водорода может
проявлять окислительные и восстановительные
свойства, как в кислотной, так и в щелочной среде.

(перекиси могут быть как окислителями, так и
восстановителями, электроны перекисей могут
переходить от одной молекулы к другой:

Н₂O₂ + Н₂O₂ = O₂ + 2Н₂O.)

Учащиеся выполняют лабораторный опыт и делают
вывод о проявлении перекиси водорода
окислительных и восстановительных свойств в
зависимости от среды.

Примечание. Для эксперимента используют 3%-й
раствор перекиси водорода, который можно
приобрести в аптеке, как и раствор марганцовки.

Техника эксперимента проста и не требует
большой затраты времени.

Учитель проецирует с помощью видеопроектора
схемы на экран. Для удобства учащиеся имеют
приложение на партах. Приложение 4.
Слайд 17

Лабораторная работа: “Восстановление
перманганата пероксидом водорода” “Химический
хамелеон” — Превращение малинового раствора в
бесцветный”

Делают вывод: В этом случае пероксид
водорода проявляет восстановительные свойства,
а перманганат калия — окислительные.

6. Домашнее задание: Слайд 18

Источник