Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды

Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды.

Марганец образует несколько оксидов. Наиболее устойчивыми являются

МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7

Оксид марганца (VII) Mn2O7 – маслянистая жидкость черно-зеленого цвета, выше 50°С разлагается с образованием кислорода и низших оксидов, при более высокой температуре взрывается:

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.

Проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой, образуя марганцовую кислоту:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.

Оксид марганца можно получить только косвенным путем:

2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

Марганцовая кислота – сильная кислота, очень неустойчивая, разлагается уже выше 3°С:

4HMnO4 = 4MnO2 + 2H2O + 3O2.

Оксид марганца (II) МnО и соответствующий гидроксиды Мn(ОН)2 - вещества основного характера.

Они взаимодействуют с кислотами с образованием солей марганца (II)

MnO + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O

Mn(OH)2 + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O

Mn(OH)2 получают действием щелочей на растворимые соли Mn2+

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2Н2O

Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓

белый осадок

Из-за неустойчивости Mn(OH)2 уже на воздухе окисляется, образуя Mn(OH)4

2Mn(OH)2 +О2 + 2Н2O =2Mn(OH)4

Данная реакция является качественной на катион Mn2+

Qксид марганца (IV), или диоксид марганца, МпО2 и гидроксид Мn(ОН)4- амфотерные вещества.

При взаимодействии МnО2 с серной кислотой образуется малоустойчивый сульфат марганца (IV)

МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O

При сплавлении МпО2 с щелочами протекает реакция образованием манганитов (IV), которые следует рассматривать как соли марганцеватистой кислоты Н4MnO4

МnО2 + 4KОН = K4MnO4 + 2Н2O

Оксид марганца (IV) в зависимости от веществ, с которыми он реагирует, может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя

4НСl + МnО2 = МnCl2 + Cl2 + 2Н2O

2МnO2 + ЗРbО2 + 6НNОз = 2НМnО4 + ЗРb(NОз)2 + 2 Н2O

В первой реакции МnО2 выступает как окислитель, во второй - как восстановитель.

Таким образом, в ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов гидроксидов ослабевает, а кислотный усиливается.

Соли марганцевой кислоты называются перманганаты.

Наиболее известной является соль перманганат калия КМnО4 - темно-фиолетовое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде. Растворы КМnО4имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4-

Перманганат калия разлагается при нагревании

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Перманганат калия - очень сильный окислитель, легко окисляет многие неорганические и органические вещества. Степень восстановления марганца очень сильно зависит от рН среды.

Соли марганцевой кислоты – перманганаты – содержат в составе перманганат-ион MnO4-, в растворе – фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства, в кислой среде образуются соединения марганца (II):

2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

в нейтральной – марганца (IV):

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

в щелочной – марганца (VI):

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

При нагревании разлагаются:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Перманганат калия получается по следующей схеме:

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;

затем манганат переводится в перманганат электрохимическим окислением, суммарное уравнение процесса имеет вид:

2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + Н2.

Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn 2 O 3 , образующийся при прокаливании пиролюзита: ;

Мn 6+ диспропорционирует на MnO 2 и MeMnO 4 .

Mn 3+ диспропорционирует на Mn 2+ и MnO 2 (тв.)

Оксиды:

Известны оксиды марганца, в которых он находится в степенях окисления +2, +3, +4, +7, а также несколько смешанных, например Мn 3 0 4 . При увеличении степени окисления возрастает ковалентный характер связи Мn-О, происходит ослабление основных и усиление кислотных свойств, повышение окислительной активности. Так, оксид марганца(2) проявляет основные и преобладающие восстановительные свойства, а высший оксид марганца имеет кис­

лотный характер. У него ярко выражены окислительные свойства. Оксиды марганца в промежуточных степенях окисления амфотерные и легко восстанавливаются до Mn(II), проявляя свойства сильных окислителей.

Оксид марганца(2). Низший оксид МnО представляет собой серо-зеленый кристаллический порошок со структурой NaCl. Он встречается в природе в виде минерала манганозита. Его

реакционная способность зависит от размера зерен. Высокодисперсная форма оксида, образующаяся при низкотемпературном разложении (420 -450 °С) карбоната, оксалата или ацетата марганца(П), обладает значительной химической активностью - воспламеняется на воздухе. Ее прокаливание в инертной атмосфере приводит к укрупнению зерен и ослаблению химической активности. Для получения фазы стехиометрического состава проводят восстановление оксидов Мn 3 0 4 и Мn0 2 водородом при высоких температурах. Низший оксид марганца может быть также получен при взаимодействии марганца

с углекислым газом при температуре 300 "С, восстановлении или прокаливании других оксидов марганца, а также при обезвоживании гидроксида Мn(ОН)2 в восстановительной атмосфере при 800 °С.

Оксид марганца(2) обладает преимущественно основным характером. Он легко растворяется в кислотах с образованием солей двухвалентного марганца. Слабая амфотерность проявляется лишь при

длительном кипячении с концентрированными растворами щелочей:

МпО + 20Н - + Н 2 0= 4[Мn(ОН) 4 ] 2- Сплавление с гидроксидом натрия приводит к окислению марганца: МnО + 2NaOH = Na 2 Mn0 3 + H 2

Оксид марганца(2) практически не восстанавливается водородом, зато реагирует с активными металлами. Реакция с натрием протекает уже при комнатной температуре, а для проведения алюмотермии требуется инициирование зажигательной смесью. В качестве восстановителя могут быть использованы также углерод или угарный газ.

Оксид марганца(2) является сильным восстановителем - при повышенных температурах он реагирует даже с таким слабым окислителем, как оксид углерода(4).

Оксид марганца(3). Оксид Мn 2 0 3 представляет собой бурый

порошок, при нагревании разлагающийся. при хранении на воздухе он медленно окисляется до оксида марганца(4), а в эвтектическом расплаве NaOH -КОН (227 °С) кислород переводит его в

манганат(5). Оксид марганца(3) с водой не взаимодействует, а в кислой среде диспропорционирует.

Подобно низшему оксиду марганца он обладает преимущественно основным характером, но при определенных условиях проявляет некоторые признаки амфотерности. Так, при длительном кипячении с растворами щелочей образуются анионные гексагидроксоманганаты(3) [Мn(ОН) 6 ] 3- , которые существуют только в сильнощелочной среде. Окислительные свойства Мn 2 0 3 проявляет при кипячении с концентрированной соляной кислотой.

Оксид марганца(4). Для марганца это наиболее часто встречающийся в природе минерал пиролюзит Мn0 2 . Среди многочисленных реакций образования Мn0 2 только некоторые предпочтительны благодаря легкости проведения и воспроизводимости. К ним относятся окисление соединений марганца(2) растворами хлоратов, перманга-

натов, персульфатов, хлором и озоном, восстановление перманганатов действием пероксида водорода, соляной кислоты, сернистого газа, сульфитов, спиртов, солями марганца(2). Большая часть диоксида марганца выделяется в виде бурого осадка, однако часть его остается в виде коллоидного раствора. Диоксид марганца как соединение промежуточной степени окисления проявляет окислительные и восстановительные свойства. Для него более характерно поведение окислителя. При нагревании происходит внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся выделением кислорода и постепенным понижением степени окисления марганца с последовательным образованием разных оксидов. С сухим сероводородом реакция протекает очень быстро уже при комнатной температуре. При пропускании сероводорода через водную суспензию Мn0 2 образуется белесый осадок, состоящий из смеси сульфида марганца(2) и серы; в растворе присутствуют ионы S0 4- и S 2 0 2- .

Окислительные свойства диоксида марганца сильнее всего проявляются в сильнокислой среде. При обработке диоксида марганца холодной концентрированной соляной кислотой остается темный раствор, содержащий комплексную кислоту Н 2 [МпС1 6 ], а возможно, и невыделенный в индивидуальном виде тетрахлорид МnС1 4 . Постепенно раствор светлеет вследствие восстановления хлоридных

комплексов [МnС1 6 ] 2- -» [МnС1 6 ] 3- -> Mn 2+ + 6C1 - и выделения хлора.

В азотной и разбавленной серной кислотах Мn0 2 нерастворим, лишь при длительном хранении его под раствором кислоты наблюдается постепенное выделение кислорода вследствие окисления воды. Взаимодействие диоксида Мn0 2 с щелочами протекает лишь в концентрированных растворах и расплавах. В зависимости от температуры реакции, соотношения реагентов, наличия или отсутствия окислителей, например кислорода воздуха, образуются анионные оксоманганаты, содержащие марганец в разных степенях окисления от +3 до +6. Например, при взаимодействии диоксида марганца с горячим концентрированным раствором гидроксида калия в инертной атмосфере сначала образуется зеленый раствор манганата(4), который затем переходит в темно-синий раствор, содержащий эквимолярные количества манганата(5) и манганата(3). При проведении реакции на воздухе при температуре 350 - 450 °С образуется манганат(6), при температуре 600 -800 °С - манганат(5).

Гидроксиды.

Гидроксид марганца(2), выпадающий в виде белого (цвета слоновой кос­ти) осадка при действии щелочей на водные растворы солей марганца(2) на воздухе быстро окисляется, поэтому его синтез ведут в инертной атмосфере. Более сильные окислители, такие как бромная вода, гипохлорит, переводят его в пиролюзит. В отличие от большинства гидроксидов переходных металлов гидроксид

марганца(2) имеет стехиометрический состав, отвечающий формуле Мn(ОН)2; он изоструктурен гидроксиду магния; является основанием средней силы, превосходящим аммиак, поэтому переходит в раствор не только при действии кислот, но и в присутствии ионов аммония.

Слабый амфотерный характер гидроксида Мn(2) проявляется в его способности образовывать анионные гидроксокомплексы: Мn(ОН) 2+ ОН - <-> [Мп(ОН) 3 ] -

Гидроксид марганца(3) образуется в виде бурого осадка переменного состава при окислении гидроксида марганца(2) кислородом воздуха. Первоначально образующийся продукт содержит атомы марганца в двух степенях окисления: +2 и +3 - и отвечает составу МпОх*nН 2 0.

При стоянии он превращается в форму оксогидроксида МnООН, известного в виде двух модификаций: ромбической (у-MnOOH, манганит) и моноклинной (а-MnOOH, гроутит). Оксогидроксид марганца(3) амфотерен.

Соли.

Взаимодействием гидроксида марганца(2) с кислотами получают разнообразные соли. В отличие от гидроксида все они устойчивы к окислению кислородом воздуха.

Соли марганца(2) образуют гидраты, окрашенные в бледно-розовый цвет, свойственный катионам [Мn(Н 2 0)6] 2+ . Они входят в состав некоторых гидратов, например MnS0 4 * 7H 2 0, Mn(C10 4) 2 *6Н 2 0, Mn(N0 3) 2 * 6Н 2 0. В водных растворах солей марганца(2) протекает гидролиз: [Мn(Н 2 0) 6 ] 2+ + Н 2 0 = [Мn(Н 2 0) 5 ОН] + + Н 3 0 +

Действие на растворы солей марганца сульфитами щелочных металлов приводит к осаждению основных солей, например NaMn 2 OH(S0 3) 2 (H 2 0).

При осаждении ионов Мn 2+ растворами сульфидов выпадает осадок гидратированого сульфида марганца(2) MnS *хН20 телесного цвета. Хотя кристаллическая структура этого продукта неизвестна, бледно-розовая окраска свидетельствует о том, что молекулы воды дополняют координационную сферу марганца до октаэдра. При хранении на воздухе осадок постепенно окисляется, превращаясь в бурый оксогидроксид МnООН, а в инертной атмосфере теряет кристаллизационную воду, приобретая зеленый цвет, свойственный природному минералу алабандину (α-MnS), имеющему струк­

туру типа NaCl. Действием на раствор соли марганца дигидрофосфатом натрия в среде, близкой к нейтральной, удается осадить белый осадок среднего ортофосфата Мn 3 (Р0 4) 2 * 7Н 2 0.

В щелочной среде осаждаются основные соли, например Мn 2 (ОН)Р0 4 , Мn 5 (ОН) 4 (Р0 4) 2 .

Известны также различные кислые фосфаты, например Мn (Н 2 Р0 4) 2 *Н 2 0, хорошо растворимый в воде, и малорастворимый МnНР0 4 *Н 2 0. При действии на растворы солей марганца(2) раствором карбоната натрия выделяется белый осадок карбоната МnС0 3 , содержащий лишь незначительное количество основной соли. Чтобы избежать ее образования, осаждение проводят гидрокарбонатом.

Соли марганца (3)

При растворении МтООН на холоду в 70%-й серной кислоте образуется красный раствор, из которого могут быть выделены красные кристаллы. Наиболее распространенным методом получения солей марганца(3) служат окислительно-восстановительные превращения. Так, сульфат марганца(3) синтезируют анодным окислением горячего раствора сульфата марганца(2) в серной кислоте или восстановлением перманганата калия серной кислотой:

2KMn0 4 + 4H 2 S0 4 = Mn 2 (S0 4) 3 + K 2 S0 4 + 20 2 + 4H 2 0

Неорганические соли марганца(4) крайне неустойчивы и мало изучены. Так, сульфат марганца(4) Mn(S0 4) 2 выделяется в виде черных кристаллов из достаточно концентрированных сернокислых растворов сульфата марганца(2) при добавлении в них перманганата калия.

Соли марганца(6).

Впервые манганаты(6) приготовил И. Глаубер в

1659 г. при растворении пиролюзита в расплавленной селитре. Эти вещества представляют собой темно-зеленые, почти черные кристаллы, растворимые в растворах щелочей с образованием изумрудно-зеленых растворов.

В нейтральных и слабокислых растворах манганаты легко диспро-

порционируют, о чем судят по выпадению темно-коричневого осадка диоксида и появлению малинового окрашивания раствора. Для ускорения процесса обычно через раствор пропускают углекислый газ. Среди манганатов наибольшее значение имеет калийная соль К 2 Мn0 4 , служащая для производства перманганата КМ п 04. В лабораторных условиях манганаты щелочных металлов удобно получать

окислением воды перманганатом в сильнощелочном растворе. Для этого перманганат помещают в концентрированный раствор щелочи и нагревают.

Диоксид марганца (МnО 2) или оксид марганца (IV) — вещество темно-серого цвета. При нагревании на воздухе до 530 град. С диоксид марганца разлагается, выделяя кислород, как показано выше. В вакууме или в присутствии восстановителя эта реакция протекает значительно интенсивнее.

При кипячении диоксида марганца с концентрированной азотной кислотой образуется соль марганца (II) и выделяется кислород:

2 МnО 2 + 4 НNО 3 = 2 Мn(NО 3) 2 + 2 Н 2 О + O 2 .

Диоксид марганца в кислой среде проявляет окислительные свойства:

МnО 2 + 4 НСl = МnСl 2 + Сl 2 + 2 Н 2 О;

МnО 2 + 2 FеSO 4 + 2 Н 2 SO 4 = МnSO 4 + Fе 2 (SO 4) 3 + 3 Н 2 О.

При сплавлении оксида марганца (IV) со щелочами без доступа воздуха образуется манганит или манганат (IV):

2 МnО 2 + 2 КОН = К 2 МnО 3 + Н 2 О.

В присутствии кислорода воздуха, играющего роль окислителя, при сплавлении образуется соль манганата (VI):

2 МnО 2 + 4 КОН + O 2 = 2 К 2 МnО 4 + 2 Н 2 О.

Манганат калия (К 2 МnO 4) самопроизвольно разлагается на перманганат калия и диоксид марганца:

3 К 2 МnО 4 + 2 Н 2 О = 2 КМnО 4 + МnО 2 + 4 КОН.

Перманганат калия (КМnO 4) широко применяется в лабораторной практике, промышленности, медицине и быту. Он является очень сильным окислителем. В зависимости от среды марганец в присутствии восстановителя может восстанавливаться до различной степени окисления. В кислой среде он всегда восстанавливается до Mn (II):

2 КМnО 4 + 10 КВr + 8 Н 2 SO 4 = 2 МnSO 4 + 6 К 2 SO 4 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О.

Аналогично ведут себя манганат калия (К 2 МnО 4) и диоксид марганца.

В щелочной среде перманганат калия восстанавливается до манганата:

2 КМnО 4 + К 2 SO 3 + 2 КОН = К 2 SO 4 + 2 К 2 МnO 4 + Н 2 О.

В нейтральной или слабощелочной среде перманганат калия восстанавливается до диоксида марганца:

2 КМnО 4 + С 6 Н 5 СН 3 = 2 КОН + 2 МnО 2 + С 6 Н 5 СООН;

2 КМnО 4 + 3 МnSO 4 + 2 Н 2 О = 5 МnО 2 + К 2 SО 4 + 2 Н 2 SО 4 .

Последняя реакция используется в аналитической химии при количественном определении марганца.

Раньше перманганат калия получали окислением либо диоксида марганца, либо манганата калия. Диоксид марганца окисляли селитрой при сплавлении со щелочью:

МnО 2 + КNО 3 + 2 КОН = К 2 МnО 4 + КNО 2 + Н 2 О.

Образовавшийся манганат калия в растворе самопроизвольно распадался на перманганат калия и диоксид марганца:

3 К 2 MnО 4 + 2 Н 2 О = 2 КМnО 4 + MnО 2 + 4 КОН.

По второму способу манганат калия окисляли хлором:

2 К 2 МnО 4 + Сl 2 = 2 КМnО 4 + 2 КСl.

В настоящее время перманганат калия получают электролитическим окислением манганата:

МnO 4 2- — е — = МnO 4 — .

Перманганат калия широко применяется как в промышленности, так и в лабораторной практике. Его используют для отбеливания хлопка, шерсти, прядильных волокон, осветления масел и окисления различных органических веществ. В лабораторной практике он применяется для получения хлора и кислорода:

2 КМnO 4 + 16 НСl = 2 КСl + 2 МnСl 2 + 5 Cl 2 + 8 Н 2 О;

2 КМnО 4 = К 2 МnО 4 + МnО 2 + O 2 .

В аналитической химии перманганат калия применяют для количественного определения веществ, обладающих восстановительными свойствами (Fе 2+ , Sn 2+ , АsО 3 3+ , Н 2 О 2 , и др.). Этот метод анализа называется перманганатометрией.

МАРГАНЦА ОКСИДЫ : MnО, Mn 2 О 3 , MnО 2 , Mn 3 О 4 , Mn 2 О 7 , Mn 5 О 8 . Кроме Mn 2 О 7 , все оксиды - кристаллы, не растворим в воде. При нагревании высших оксидов отщепляется О 2 и образуются низшие оксиды:

При выдерживании на воздухе или в атмосфере О 2 выше 300 °С MnО и Mn 2 О 3 окисляются до MnО 2 .

Безводные и гидратир. оксиды Mn входят в состав марганцевых и железо-марганцевых руд в виде минералов пиролюзита b -MnО 2 , псиломелана mМО* nMnО 2 * хН 2 О [М = Ва, Са, К, Mn(Н)], манганита b -MnOOH (Mn 2 О 3 * Н 2 О), гроутита g -MnOOH, браунита 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3 и др. с содержанием MnО 2 60-70%. Переработка марганцевых руд включает мокрое обогащение и последующей химический выделение оксидов MnО 2 или Mn 2 О 3 методами сульфитизации и сульфатизации, карбонизации, восстановит. обжига и др.

Монооксид MnО (минерал манганозит). До - 155,3 °С устойчива гексагoн. модификация, выше - кубическая (см. табл.). Полупроводник. Антиферромагнетик с точкой Нееля 122 К; магн. восприимчивость + 4,85* 10 - 3 (293 К). Обладает слабоосновными свойствами; восстанавливается до Mn водородом и активными металлами при нагревании. При взаимодействие MnО с кислотами образуются соли Mn(II), с расплавом NaOH при 700-800°С и избытке O 2 - Na 3 MnO 4 , при действии (NH 4) 2 S - сульфид MnS. Получают разложением Mn(OH) 2 , Mn(C 2 O 4), Mn(NO 3) 2 или MnСО 3 в инертной атмосфере при 300 °С, контролируемым восстановлением MnО 2 или Mn 2 О 3 водородом или СО при 700-900 °С. Компонент ферритов и др. керамич. материалов, шлака для десульфуризации металлов, микроудобрений, катализатор дегидрогенизации пиперидина, антиферромагн. материал.

Сесквиоксид Mn 2 О 3 существует в двух модификациях - ромбич. a (минерал курнакит) и кубич. b (минерал биксбиит), температура перехода a : b 670 °С; парамагнетик, магн. восприимчивость +1,41 10 - 5 (293 К); восстанавливается Н 2 при 300°С до MnО, алюминием при нагревании - до Mn.

Под действием разбавленый H 2 SO 4 и HNO 3 переходит в MnО 2 и соль Mn(II). Получают Mn 2 О 3 термодинамически разложением MnООН.

Оксид марганца (II, III) Mn 3 О 4 (минерал гаусманит); a -Mn 3 О 4 при 1160°С переходит в b -Mn 3 О 4 с кубической кристаллич. решеткой; D H 0 перехода a : b 20,9 кДж/моль; парамагнетик, магн. восприимчивость + 1,24* 10 - 5 (298 К). Проявляет химический свойства, присущие MnО и Mn 2 О 3 .

Диоксид MnО 2 - самое распространенное соединение Mn в природе; наиболее устойчива b -модификация (минерал пиролюзит). Известны ромбич. g -MnО 2 (минерал рамсделит, или полианит), а также a , d и e , рассматриваемые как твердые растворы различные форм MnО 2 . Парамагнетик, магн. восприимчивость + 2,28* 10 - 3 (293 К). Диоксид Mn - нестехиометрич. соединение, в его решетке всегда наблюдается недостаток кислорода. Амфотерен. Восстанавливается Н 2 до MnО при 170°С. При взаимодействие с NH 3 образуются Н 2 О, N 2 и Mn 2 О 3 . Под действием О 2 в расплаве NaOH дает Na 2 MnO 4 , в среде конц. кислот - соответствующие соли Mn(IV), H 2 O и О 2 (или Cl 2 в случае соляной кислоты). Получают MnО 2 разложением Mn(NO 3) 2 или Mn(ОН) 2 при 200°С на воздухе, восстановлением КMnО 4 в нейтральной среде, электролизом солей Mn(II). Применяют для получения Mn и его соединение, сиккативов, как деполяризатор в сухих элементах, компонент коричневого пигмента (умбры) для красок, для осветления стекла, как реагент для обнаружения Cl - , окислитель в гидрометаллургии Zn, Cu, U, компонент катализатора в гопкалитовых патронах и др. Активный MnО 2 , получаемый взаимодействие водных растворов MnSO 4 и КMnО 4 , -окислитель в органическое химии.

Оксид марганца (VII) Mn 2 О 7 (гептаоксид димарганца, марганцевый ангидрид) - маслянистая зеленая жидкость; температура плавления 5,9 °С; плотность 2,40 г/см 3 ; D H 0 обр -726,3 кДж/моль. Выше 50 °С при медленном нагревании начинает разлагаться с выделением О 2 и образованием низших оксидов, а при более высоких температурах или высоких скоростях нагревания взрывается; крайне чувствителен к механические и тепловым воздействиям. Сильный окислитель; при контакте с Mn 2 О 7 горючие вещества воспламеняются. МАРГАНЦА ОКСИДЫб. получен при взаимодействии КMnО 4 с H Z SO 4 на холоду.

Оксид Mn 5 О 8 , или Mn 2 II (Mn IV О 4) 3 , - твердое вещество; не растворим в воде; может быть получен окислением MnО или Mn 3 О 4 ; легко разлагается на MnО 2 и О 2 .

Из гидроксидов Mn стехиометрич. соединение являются только Mn(ОН) 2 , MnО(ОН) и НMnО 4 , другие представляют собой гидратир. оксиды переменного состава, близкие по химический свойствам соответствующим оксидам. Кислотные свойства гидроксидов увеличиваются с возрастанием степени окисления Mn: Mn(ОН) 2 < MnО(ОН) (или Mn 2 O 3 * xH 2 O) < MnO 2 * xН 2 О < Mn 3 О 4 * xН 2 О < Н 2 MnО 4 < НMnО 4 . Гидроксид Мn(II) практически не растворим в воде (0,0002 г в 100 г при 18 °С); основание средней силы; растворим в растворах солей NH 4 ; на воздухе постепенно буреет в результате окисления до MnО 2 * xН 2 О.

Гидроксиоксид Mn(III) MnO(OH) известен в двух модификациях; при 250 °С в вакууме обезвоживается до g -Mn 2 О 3 ; в воде не раств. Прир. манганит не разлагается HNO 3 и разбавленый H 2 SO 4 , но медленно реагирует с H 2 SO 3 , искусственно полученный легко разлагается минеральных кислотами; окисляется О 2 до b -MnО 2 . См. также Манганаты.

МАРГАНЦА ОКСИДЫо. токсичны; ПДК см. в ст. Марганец.

Химическая энциклопедия. Том 2 >>

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксид марганца (IV) в обычных условиях представляет собой кристаллы черного цвета с коричневым оттенком, которые разлагаются при нагревании (рис. 1).

Брутто-формула - MnO 2 . Молярная масса оксида марганца (IV) равна 86,94 г/моль.

Рис. 1. Оксид марганца (IV). Внешний вид.

Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат MnO 2 ×nH 2 O. Переводится в раствор действием концентрированных кислот. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Является самым распространенным соединением марганца в природе.

Химическая формула оксида марганца 4

Химическая формула оксида марганца (IV) MnO 2 . Она показывает, что в состав данной молекулы входит один атом марганца (Ar = 55а.е.м) и два атома кислорода (Ar = 16 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу оксида марганца (IV):

Mr(MnO 2) = Ar(Mn) + 2×Ar(O);

Mr(MnO 2) = 55 + 2×16 = 55 + 32 = 87.

Графическая (структурная) формула оксида марганца 4

Структурная (графическая) формула оксида марганца (IV) является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2