Все реакции с марганцем для егэ

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

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.

1. 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.

1. 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.

1. 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.

  

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.

Марганец

Теоретическое введение

         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 воде Mn(OH)2 на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурый Mn(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).

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

1. Как получить сульфат марганца (II) из: а) оксида марганца (II);

б) металлического марганца;

в) KMnO4?

Составить соответствующие уравнения реакций.

2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4 в

кислой среде? (Ответ: 1,58 г).

3. Расставить коэффициенты в уравнении реакции:

KMnO4 + PH3 + H2SO4 = H3PO4 + ….

Какая масса H3PO4 образуется, если в реакции участвовало 17 г PH3?

(Ответ: 49 г).

4. Под действием HNO3 манганаты диспропорционируют следующим

образом: 3K2MnO4 + 4HNO3 = 2KMnO4 + MnO2 + 4KNO3 + 2H2O.

Какой объем раствора HNO3 (ρ = 1,185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для получения 9,48 г перманганата калия? (Ответ: 21,3 мл).

5. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисления? Составить соответствующие уравнения реакций.

6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в нейтральной среде

протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + Н2О = FeОНSO4 + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?

(Ответ: 2,63 г).

7. Закончить уравнения реакций: а) MnO + H2SO4 = …;

б) Mn2O7 + KOH = …;

в) MnSO4 + KClO3 + KOH = сплавление K2MnO4 + ….

8. Закончить уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = …;

б) восстановительные MnSO4 + PbO2 + HNO3 = …;

в) окислительные и восстановительные одновременно K2MnO4 + H2O = ….

9. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и

восстановительные свойства? Закончить уравнения реакций:

а) MnO2 + KI + H2SO4 = …;                            

б) MnO2 + KNO3 + KOH = ….

10. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении KMnO4 в кислой, щелочной и нейтральной среде? Закончить уравнения реакций:

а) KMnO4 + К2SO3 + H2SO4 = …;

б) KMnO4 + К2SO3 + КОН = …;

в) KMnO4 + К2SO3 + H2O = ….

11. Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II) в кислой

среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 =….

На восстановление KMnO4 израсходовано 47 мл 0,208 н. раствора FeSO4. Какая масса KMnO4 содержалось в исходном растворе? (Ответ: 0,154 г).

12. Закончить уравнения реакций:   а) Mn + H2SO4 (разб.) = …;

б) MnCl2 + KOH = …;    

в) MnCl2 + H2O ↔ …;    

г) Mn + HNO3 (разб.) = ….

13. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в щелочной среде протекает по уравнению KM nO4 + FeSO4 + КОН = FeОНSO4 + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?

(Ответ: 7,9 г).

14. Как можно перевести в растворимое состояние марганец? Составить

соответствующие уравнения реакций.

15. Закончить уравнения реакций:  NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = ….

16. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2SO4 (конц.) = …;

б) Mn2O7 + HCl = …;    

в) Mn2O7 + NaOH = …;      

г) MnO2 + KOH = ….

17. Закончить уравнения реакций: а) K2MnO4 + Cl2 = …;

б) Mn(NO3)2 + H2O ↔ …;

в) MnSO4 + H2O ↔ …;

г) MnCl2 + NaOH = ….

Реакции б), в), г) написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Марганец


— элемент 4-го периода и VII B-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [

₁₈

Аr]Зd

⁵

4s

²

; характерные степени окисления + VII,+ VI, +IV, +III, +II и 0.

Шкала степеней окисления марганца:

+7 — Mn

₂

O

₇

, MnO

₄


^—

,HMnO

₄

,KMnO

₄

+ 6 — MnO

₄


^2-

, K

₂

MnO

₄

+4 — MnO

₂

, Mn(SO

₄

)

₂

,MnF

₄

,K

₃

[MnF

₆

]

+3 — Mn

₂

O

₃

, MnO(OH),Mn

₂

(SO

₄

)

₃

,MnF , K

₃

[MnF

₆

]

+ 2 — Mn

²⁺

, MnO, Mn(OH)

₂

, MnSO

₄

,MnCl

₂

0 — Mn

По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Мg) и неметаллами (F, O,N, Cl).  Соединения Мn

^‖‖

— оксид и гидроксид — проявляют основные свойства, соединения Мn

^‖‖‖

и Мn

^IV

— амфотерные свойства, для соединений Мn

^VI

и Мn

^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 М




n



.

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:

Mn

→(


O



₂



, до450



^o



C


)

MnO

₂


→(


O



₂



, до 800



^o



C


)

Mn

₂

O

₃

Mn→

MnO


+(


Mn



^II



Mn



₂




^II



)


O



₄







“


окалина


“

( O2, выше 800

^o

C)

Mn+Cl

₂

→MnCl

_{2 ,}

(200

^o

C)


Mn+S→ MnS  (до1580

^o

C)

В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот НCl и Н

₂

SO

₄

вытесняет водород:

Мn

_{(порошок)}

+ 2Н

⁺

= Мn

²⁺

+ Н

₂

↑

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

Мn + 2Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

= МnSO

₄

+ SO

₂

↑+ 2Н

₂

O

3Мn + 8HNO

<sub>3


(разб.)</sub>

= 3Мn(NO

₃

)

₂

+ 2NO↑ + 4Н

₂

O

Получение

марганца

в промышленности

— восстановление

пиролюзита

МnO

₂

или

гаусманита

(Мn

^II

Mn

<sup>II


I</sup>

)O

₄

коксом или алюминием:

МnO

₂

+ С

_(кокс)

=

М


n

+ СO

₂

(600 °С)

3(Мn

^II

Mn

^III

)O

₄

+ 8Аl = 9

М


n

+ 4А1

₂

O

₃

(700-900 °С)

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

2MnSO

₄

+2H

₂

O→

2


Mn


↓+

O

₂

↑+2H

₂

SO

₄

(40

^o

C, эликтролиз)

Промышленно важен сплав с железом —

ферромарганец

(> 70 % Мn), 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) М




nO





₂





.


Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата МnO

₂

nН

₂

O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и Н

₂

SO

₄

, 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:

4МnO

₂

= 2Мn

₂

O

₃

+ O

₂

(530-585 °С)

2МnO

₂

+ 2Н

₂

SO

_4(конц.)

= МnSO

₄

+ O

₂

↑ + 2Н

₂

O (кипячение)

МnO

₂

+ 4НС1

_(конц.)

= МnС1

₂

+ С1

₂

↑ + 2Н

₂

O

МnO

₂

+ Н

₂

SO

<sub>4


(гор.)</sub>

+ КNO

₂

= МnSO

₄

+ КNO

₃

+ Н

₂

O

МnO

₂

+ 2Н

₂

SO

₄

+ 2FeSO

₄

= МnSO

₄

+ Fе

₂

(SO

₄

)

₃

+ 2Н

₂

O

МnO

₂

+ 2КОН + КNO

₃

= К

₂

MnO

₄

+ KNO

₂

+ Н

₂

O (350-450 °С)

ЗМnO

₂

+ ЗК

₂

CO

₃

+ КС1O

₃

= ЗК

₂

MnO

₄

+ КС1 + ЗCO

₂

(400 °С)

В природе самое распространенное соединение марганца — минерал

пиролюзит

Манганат калия К

₂





MnO





₄



. Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением О

₂

. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону МnO

₄


^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 КMnO

₄

.

Уравнения важнейших реакций:

3K

₂

MnO

_4(конц)

+2H

₂

O→(t) 2KMnO

₄

+MnO

₂

↓+4KOH

3K

₂

MnO

_4(разб)

+4HCl=2KMnO

₄

+MnO

₂

↓+2H

₂

O+4KCl

K

₂

MnO

₄

+8HCl

_(конц)

=MnCl

₂

+2Cl

₂

↑+4H

₂

O+2KCl

3K

₂

MnO

₄

+2H

₂

O+4CO

<sub>2(


г


)</sub>

=2KMnO

₄

+MnO

₂

↓+4KHCO

₃

2K

₂

MnO

₄

+Cl

<sub>2(


насы


щ


)</sub>

=2KMnO

₄

+2KCl

2K

₂

MnO

₄

+2H

₂

O→ H

₂

↑+2KMnO

₄

+KOH (эликтролиз)

Получение:

сплавление МnO

₂

с сильными окислителями (KNO

₃

, КClO

₃

).

Перманганат калия КМ




nO




4


. Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (

интенсивно-фиолетовая

окраска раствора отвечает иону МnO

₄

), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до Мn

^II

, в нейтральной среде – до Mn

^IV

в сильнощелочной среде — до Мn

^VI

Качественная реакция

на ион МnO

₄

— 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:

2КMnO

₄

= К

₂

MnO

₄

+ МnO

₂

+ O

₂

(200—240°С)

4КМnO

₄

+ 2Н

₂

O→МnO

₂

↓+ 3O

₂

↑ + 4КОН   (t)

2КМnO

_4(т)

+ 16НСl

_(конц.)

= 2МnС1

₂

+ 5С1

₂

↑ + 8Н

₂

O + 2КС1        (80°С)

2КМnO

_4(т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(96%)</sub>

= 2КНSO

₄

+ Мn

₂

O

₇

+ Н

₂

O        (на холоду)

4КМnO

<sub>4


(насыщ.)</sub>

+ 4КОН

_(15%)

= 4К

₂

МnO

₄

+ O

₂

↑ + 2Н

₂

O    (100 °С)

2КМnO

₄

+ 2(NН

₃

• Н

₂

O)= 2МnO

₂

↓ + N

₂

↑ + 4Н

₂

O+ 2КОН   (50 °С)

2МnO

₄


^—

+ 16Н

⁺

+10I

^—

= 5I

₂

+2Мn

²⁺

+ 8Н

₂

O

2МnO

₄


^—

+ 6Н

⁺

+ 5Н

₂

O

<sub>2


(разб.)</sub>

= 2Мn

²⁺

+ 5O

₂

↑+ 8Н

₂

O

2МnO

₄


^—

+ 6Н

⁺

+ 5SO

₃


^2-

=2Мn

²⁺

+ 5SO

₄


^2-

+ ЗН

₂

O

МnO

₄


^—

+ 8Н

⁺

+ 5Fе

²⁺

= Мn

²⁺

+ 5Fе

³⁺

+ 4Н

₂

O

2МnO

₄


^—

+ 6Н

⁺

+ 5NO

₂


^—

= 2Мn

²⁺

+ 5NО

₃


^—

+ 3Н

₂

O

2МnO

₄


^—

+ 3Н

₂

S

_{(насыщ.)}

= 2МnO

₂

↓ + 3S↓ + 2Н

₂

O + 2OН

^—

2МnO

₄


^—

+ Н

₂

O + 3SO

₃


^2-

= 2МnO

₂

↓ + 3SO

₄


^2-

+ 2OH

^—

2МnO

₄


^—

+ 2Н

₂

O + ЗМn

²⁺

= 5МnO

₂

↓ + 4Н

⁺

(50-80 °С)

2МnO4

^—

+ 2OH

^—


<sub>(


конц


.)</sub>

+ SO

₃


^2-

= 2МnO

₄


^2-

+ SO

₄


^2-

+ Н

₂

O

Получение

— электролиз раствора К

₂

MnO

₄

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы