Maksimalno oksidaciono stanje mangana je. Mangan

Najviše oksidaciono stanje mangana +7 odgovara kiselom oksidu Mn2O7, manganskoj kiselini HMnO4 i njenim solima - permanganata.

Jedinjenja mangana (VII) su jaki oksidanti. Mn2O7 je zelenkasto-smeđa uljasta tečnost, u kontaktu sa kojom se zapaljuju alkoholi i etri. Mn(VII) oksid odgovara permanganskoj kiselini HMnO4. Postoji samo u rastvorima, ali se smatra jednim od najjačih (α - 100%). Maksimalna moguća koncentracija HMnO4 u rastvoru je 20%. HMnO4 soli - permanganati - najjači oksidanti; u vodenim rastvorima, kao i sama kiselina, imaju grimiznu boju.

U redoks reakcijama permanganati su jaki oksidanti. Ovisno o reakciji okoline, reduciraju se ili na soli dvovalentnog mangana (u kiseloj sredini), mangan (IV) oksida (u neutralnom) ili na jedinjenja mangana (VI) - manganate - (u alkalnoj) . Očigledno je da su u kiseloj sredini oksidacione sposobnosti Mn+7 najizraženije.

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

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

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

Permanganati, kako u kiselim tako i u alkalnim medijima, oksidiraju organska materija:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H5OH → 2MnSO4 + K2SO4 + 5CH3COH + 8H2O

alkoholni aldehid

4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH → MnO2↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +

Kada se zagrije, kalijev permanganat se razgrađuje (ova reakcija se koristi za proizvodnju kisika u laboratoriji):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Dakle, za mangan se primjećuju iste ovisnosti: pri prelasku iz nižeg oksidacijskog stanja u više, kisela svojstva kisikovih spojeva se povećavaju, a u OB reakcijama redukcijska svojstva zamjenjuju se oksidirajućim.

Za organizam su permanganati otrovni zbog svojih jakih oksidacijskih svojstava.

U slučaju trovanja permanganatom, kao protuotrov koristi se vodikov peroksid u mediju octene kiseline:

2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2(CH3COO)2Mn + 2CH3COOK + 5O2 + 8H2O

Otopina KMnO4 je sredstvo za kauterizaciju i baktericidno sredstvo za tretiranje površine kože i sluzokože. Jaka oksidaciona svojstva KMnO4 u kiseloj sredini leže u osnovi analitičke metode permanganatometrije koja se koristi u kliničkim analizama za određivanje oksidabilnosti vode, mokraćne kiseline u urinu.

Ljudsko tijelo sadrži oko 12 mg Mn u različitim jedinjenjima, pri čemu je 43% koncentrisano u koštanog tkiva. Utječe na hematopoezu, formiranje koštanog tkiva, rast, reprodukciju i neke druge tjelesne funkcije.

mangan(II) hidroksid ima slabo bazična svojstva, oksidira se atmosferskim kisikom i drugim oksidantima u permangansku kiselinu ili njene soli manganiti:

Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3↓ + H2O permanganska kiselina

(smeđi talog) U alkalnoj sredini Mn2+ se oksidira u MnO42-, a u kiseloj sredini u MnO4-:

MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O

Nastaju soli mangana H2MnO4 i manganove HMnO4 kiseline.

Ako u eksperimentu Mn2+ pokazuje redukciona svojstva, tada su redukciona svojstva Mn2+ slabo izražena. U biološkim procesima ne mijenja stepen oksidacije. Stabilni biokompleksi Mn2+ stabilizuju ovo oksidaciono stanje. Stabilizirajući efekat se javlja u dugom vremenu zadržavanja hidratantne ljuske. Mangan(IV) oksid MnO2 je stabilno prirodno jedinjenje mangana koje se javlja u četiri modifikacije. Sve modifikacije su amfoterne prirode i imaju redoks dualnost. Primjeri redoks dualnosti MnO2: MnO2 + 2KI + 3SO2 + N2O → I2 + MnSO3 + 2KNSO3

6MnO2 + 2NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

4MnO2 + 3O2 + 4KOH → 4KMnO4 + 2H2O

Mn(VI) jedinjenja- nestabilno. U rastvorima se mogu pretvoriti u jedinjenja Mn (II), Mn (IV) i Mn (VII): mangan (VI) oksid MnO3 je tamnocrvena masa koja izaziva kašalj. Hidrirani oblik MnO3 je slaba permanganska kiselina H2MnO4, koja postoji samo u vodenom rastvoru. Njegove soli (manganati) se lako uništavaju hidrolizom i zagrijavanjem. Na 50°C MnO3 se razlaže:

2MnO3 → 2MnO2 + O2 i hidrolizira kada se otopi u vodi: 3MnO3 + H2O → MnO2 + 2HMnO4

Derivati ​​Mn(VII) su mangan(VII) oksid Mn2O7 i njegov hidratizirani oblik, kiselina HMnO4, poznat samo u rastvoru. Mn2O7 je stabilan do 10°C, raspada se eksplozijom: Mn2O7 → 2MnO2 + O3

Kada se rastvori u hladnom vodom nastaje kiselina Mn2O7 + H2O → 2HMnO4

Soli permanganske kiseline HMnO4- permanganata. Joni uzrokuju ljubičastu boju otopina. Oni formiraju kristalne hidrate tipa EMnO4 nH2O, gdje je n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

Permanganat KMnO4 je visoko rastvorljiv u vodi . Permanganati - jaki oksidanti. Ovo svojstvo se koristi u medicinskoj praksi za dezinfekciju, u farmakopejskoj analizi za identifikaciju H2O2 interakcijom sa KMnO4 u kiseloj sredini.

Za organizam, permanganati su otrovi., njihova neutralizacija se može dogoditi na sljedeći način:

Za liječenje akutnog trovanja permanganatom koristi se 3% vodeni rastvor H2O2 zakiseljen sirćetnom kiselinom. Kalijum permanganat oksidira organsku materiju ćelija tkiva i mikroba. U ovom slučaju, KMnO4 se reducira u MnO2. Mangan (IV) oksid također može stupiti u interakciju s proteinima, formirajući smeđi kompleks.

Pod djelovanjem kalijum permanganata KMnO4, proteini se oksidiraju i koaguliraju. Na osnovu ovoga njegovu primjenu kao vanjski lijek sa antimikrobnim i kauterizirajućim svojstvima. Štoviše, njegovo djelovanje se očituje samo na površini kože i sluzokože. Oksidirajuća svojstva vodenog rastvora KMnO4 koristiti za neutralizaciju toksičnih organskih tvari. Kao rezultat oksidacije nastaju manje toksični proizvodi. Na primjer, lijek morfij se pretvara u biološki neaktivni oksimorfin. Kalijum permanganat primijeniti u titrimetrijskoj analizi za određivanje sadržaja različitih redukcionih agenasa (permanganatometrija).

Visoka oksidaciona sposobnost permanganata koristiti u ekologiji za procjenu zagađenja otpadnih voda (permanganatna metoda). Sadržaj organskih nečistoća u vodi određuje se količinom oksidiranog (promjenjenog) permanganata.

Koristi se metoda permanganata (permanganatometrija). takođe u kliničkim laboratorijama za određivanje sadržaja mokraćne kiseline u krvi.

Soli manganove kiseline nazivaju se permanganati. Najpoznatija je so kalijum permanganata KMnO4 - tamnoljubičasta kristalna supstanca, slabo rastvorljiva u vodi. Otopine KMnO4 imaju tamno grimiznu boju, a pri visokim koncentracijama - ljubičastu, karakterističnu za MnO4- anione.

Permanganat kalijum se raspada kada se zagrije

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Kalijum permanganat je veoma jak oksidant, lako oksidira mnoge neorganske i organske tvari. Stepen redukcije mangana u velikoj mjeri zavisi od pH sredine.

Vrati Kalijev permanganat u medijima različite kiselosti se odvija prema shemi:

Kiseli pH<7

mangan (II) (Mn2+)

KMnO4 + redukciono sredstvo Neutralno okruženje pH = 7

mangan(IV) (MnO2)

Alkalni pH>7

mangan(VI) (MnO42-)

Mn2+ promjena boje otopine KMnO4

MnO2 smeđi talog

MnO42 - rastvor postaje zelen

Primjeri reakcija uz učešće kalijum permanganata u različitim medijima (kiselim, neutralnim i alkalnim).

pH<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

MnO4 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H2O 5 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+ 2 5

2MnO4 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42- +10H+

2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-

pH = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2O + 3ē \u003d MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

2MnO4 - + 4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 6H + 6H2O + 2OH-

2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42

pH>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2

SO32- + 2OH- - 2ē → SO42-+ H2O 2 1

2MnO4- + SO32- + 2OH- →2MnO42- + SO42- + H2O

Koristi se kalijum permanganat KMnO4 u medicinskoj praksi kao dezinficijens i antiseptik za pranje rana, ispiranje, ispiranje itd. Svjetloružičasti rastvor KMnO4 koristi se interno za trovanje za ispiranje želuca.

Kalijum permanganat se veoma široko koristi kao oksidaciono sredstvo.

Mnogi lijekovi se analiziraju korištenjem KMnO4 (na primjer, procentualna koncentracija (%) otopine H2O2).

opšte karakteristike d-elementi podgrupe VIIIB. Struktura atoma. Elementi porodice gvožđa. Oksidacijska stanja u jedinjenjima. Fizički i Hemijska svojstvažlezda. Aplikacija. Rasprostranjenost i oblici pronalaženja d-elemenata porodice gvožđa u prirodi. Soli gvožđa (II, III). Kompleksna jedinjenja gvožđa (II) i gvožđa (III).

Opća svojstva elementi VIIIB podgrupe:

1) General elektronska formula poslednji nivoi (n - 1)d(6-8)ns2.

2) U svakom periodu u ovoj grupi postoje 3 elementa koji formiraju trijade (porodice):

a) Porodica gvožđa: gvožđe, kobalt, nikl.

b) Familija lakih metala platine (familija paladijuma): rutenijum, rodijum, paladijum.

c) Porodica teških metala platine (familija platine): osmijum, iridijum, platina.

3) Sličnost elemenata u svakoj porodici objašnjava se blizinom atomskih radijusa, pa je gustina unutar porodice bliska.

4) Gustina raste sa povećanjem broja perioda (atomske zapremine su male).

5) Ovo su metali sa visoke temperature topljenja i ključanja.

6) Maksimalno oksidaciono stanje za pojedine elemente raste sa brojem perioda (za osmijum i rutenijum dostiže 8+).

7) Ovi metali mogu uključiti atome vodika u kristalnu rešetku; u njihovom prisustvu pojavljuje se atomski vodonik - aktivno redukciono sredstvo. Stoga su ovi metali katalizatori za reakcije dodavanja atoma vodika.

8) Jedinjenja ovih metala su obojena.

9) Karakteristika oksidaciona stanja za gvožđe +2, +3, u nestabilnim jedinjenjima +6. Nikl ima +2, nestabilno +3. Platina ima +2, nestabilna +4.

Iron. Dobivanje gvožđa(sve ove reakcije se dešavaju kada se zagreju)

*4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Stanje: pečenje željeznog pirita.

*Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O. *Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (termitska metoda). Stanje: grijanje.

* = Fe + 5CO (razlaganje pentakarbonila željeza se koristi za proizvodnju vrlo čistog željeza).

Hemijska svojstva gvožđa Reakcije sa jednostavnim supstancama

*Fe + S = FeS. Stanje: grijanje. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (jod je manje moćno oksidaciono sredstvo od hlora; FeI3 ne postoji).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 je najstabilniji oksid željeza). U vlažnom vazduhu nastaje Fe2O3 nH2O.

DIO 1

1. Oksidacijsko stanje (s.o.) je uslovni naboj atoma hemijskog elementa u složenoj supstanci, izračunat na osnovu pretpostavke da se sastoji od jednostavnih jona.

Trebao bi znati!

1) U vezi sa. o. vodonik = +1, osim hidrida .
2) U spojevima sa. o. kiseonik = -2, osim peroksida  i fluorida 
3) Oksidacijsko stanje metala je uvijek pozitivno.

Za metale glavnih podgrupa prva tri grupe sa o. konstanta:

Metali grupe IA - str. o. = +1,
Metali grupe IIA - str. o. = +2,
Metali IIIA grupe - str. o. = +3. 4

Za slobodne atome i jednostavne supstance sa. o. = 0,5

Ukupno s. o. svi elementi u spoju = 0.

2. Način formiranja imena dvoelementna (binarna) jedinjenja.

4. Popunite tabelu "Nazivi i formule binarnih jedinjenja."

5. Odrediti stepen oksidacije istaknutog elementa kompleksnog jedinjenja.

DIO 2

1. Odrediti oksidaciona stanja hemijskih elemenata u jedinjenjima prema njihovim formulama. Zapišite nazive ovih supstanci.

2. Podijelite supstance FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 u dvije grupe. Zapišite nazive supstanci, ukazujući na stepen oksidacije.

3. Uspostavite korespondenciju između naziva i oksidacionog stanja atoma hemijskog elementa i formule jedinjenja.

4. Napravite formule supstanci po imenu.

5. Koliko molekula sadrži 48 g sumpor-oksida (IV)?

6. Koristeći internet i druge izvore informacija pripremite izvještaj o korištenju bilo koje binarne veze prema sljedećem planu:

1) formula;
2) naziv;
3) imovine;
4) prijava.

H2O voda, vodonik oksid. Voda u normalnim uslovima je tečna, bezbojna, bez mirisa, u debelom sloju - plava. Tačka ključanja je oko 100⁰S. Dobar je rastvarač. Molekul vode sastoji se od dva atoma vodika i jednog atoma kisika, ovo je njegov kvalitativni i kvantitativni sastav. Ovo je složena supstanca, karakterišu je sledeća hemijska svojstva: interakcija sa alkalnim metalima, zemnoalkalnim metalima.

Reakcije razmjene s vodom nazivaju se hidrolizom. Ove reakcije su od velikog značaja u hemiji.

7. Oksidacijsko stanje mangana u jedinjenju K2MnO4 je:

8. Krom ima najniže oksidacijsko stanje u spoju čija je formula:

1) Cr2O3


9. Maksimalni stepen oksidacija hlora se manifestuje u spoju čija je formula:

Mangan je tvrd metal sive boje. Njegovi atomi jesu elektronska konfiguracija spoljna ljuska

Metalni mangan stupa u interakciju s vodom i reagira s kiselinama kako bi se formirali ioni mangana (II):

U različitim jedinjenjima, mangan detektuje oksidaciona stanja.Što je oksidaciono stanje mangana veće, to je veća kovalentna priroda njegovih odgovarajućih jedinjenja. S povećanjem oksidacijskog stanja mangana, povećava se i kiselost njegovih oksida.

mangan(II)

Ovaj oblik mangana je najstabilniji. Ima eksternu elektronsku konfiguraciju sa jednim elektronom u svakoj od pet -orbitala.

U vodenom rastvoru, joni mangana (II) se hidriraju, formirajući bledoružičasti heksaakvamangan (II) kompleksni jon. Ovaj jon je stabilan u kiseloj sredini, ali formira beli talog mangan hidroksida u alkalnoj sredini. Mangan (II) oksid ima svojstva bazičnih oksida.

mangan (III)

Mangan (III) postoji samo u kompleksnim jedinjenjima. Ovaj oblik mangana je nestabilan. U kiseloj sredini, mangan (III) je neproporcionalan u mangan (II) i mangan (IV).

mangan (IV)

Najvažnije jedinjenje mangana(IV) je oksid. Ovo crno jedinjenje je nerastvorljivo u vodi. Ima jonsku strukturu. Stabilnost je zbog visoke entalpije rešetke.

Mangan (IV) oksid ima slabo amfoterna svojstva. To je jako oksidacijsko sredstvo, na primjer istiskuje hlor iz koncentrirane hlorovodonične kiseline:

Ova reakcija se može koristiti za proizvodnju hlora u laboratoriji (vidjeti dio 16.1).

mangan(VI)

Ovo oksidaciono stanje mangana je nestabilno. Kalijum manganat (VI) se može dobiti spajanjem mangan (IV) oksida sa nekim jakim oksidacionim agensom, kao što je kalijum hlorat ili kalijum nitrat:

Manganat (VI) kalijum ima zelenu boju. Stabilan je samo u alkalnom rastvoru. U kiseloj otopini je nesrazmjeran u mangan (IV) i mangan (VII):

mangan (VII)

Mangan ima takvo oksidaciono stanje u jakoj kiseli oksid. Međutim, najvažnije jedinjenje mangana(VII) je kalijum manganat(VII) (kalijev permanganat). Ova čvrsta tvar se vrlo dobro otapa u vodi, formirajući tamnoljubičastu otopinu. Manganat ima tetraedarsku strukturu. U blago kiseloj sredini, postepeno se razgrađuje, formirajući mangan (IV) oksid:

U alkalnoj sredini, kalijum manganat (VII) se redukuje, formirajući prvo zeleni kalijum manganat (VI), a zatim mangan (IV) oksid.

Kalijum manganat (VII) je jako oksidaciono sredstvo. U dovoljno kiseloj sredini, on se redukuje, formirajući ione mangana(II). Standardni redoks potencijal ovog sistema je , koji premašuje standardni potencijal sistema, pa stoga manganat oksidira hloridni jon u gasoviti hlor:

Oksidacija hlorid jona manganata se odvija prema jednačini

Kalijum manganat (VII) se široko koristi kao oksidaciono sredstvo u laboratorijskoj praksi, npr.

za dobijanje kiseonika i hlora (vidi poglavlje 15 i 16);

za provođenje analitičkog testa za sumpor dioksid i vodonik sulfid (vidjeti poglavlje 15); u preparativnoj organskoj hemiji (vidi poglavlje 19);

kao volumetrijski reagens u redoks titrimetriji.

Primjer titrimetrijske primjene kalij-manganata (VII) je kvantitativno određivanje željeza (II) i etandioata (oksalata) s njim:

Međutim, pošto je kalijum manganat (VII) teško dobiti visok stepenčistoće, ne može se koristiti kao primarni titrimetrijski standard.

Olimpijski zadaci iz hemije

(1 školska faza)

1. Test

1. Mangan ima najviši stepen oksidacije u jedinjenju

2. Reakcije neutralizacije odgovaraju redukovanoj ionskoj jednačini

1) H + + OH - = H 2 O

2) 2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2

3) CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

4) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

3. Interakcija jedni s drugima

2) MnO i Na 2 O

3) P 2 O 5 i SO 3

4. Jednačina za redoks reakciju je

1) KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O

2) N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HNO 3

3) 2N 2 O \u003d 2N 2 + O 2

4) VaCO 3 \u003d BaO + CO 2

5. Reakcija razmjene je interakcija

1) kalcijum oksid sa azotnom kiselinom

2) ugljen monoksid sa kiseonikom

3) etilen sa kiseonikom

4) hlorovodonična kiselina sa magnezijumom

6. Kisele kiše su uzrokovane prisustvom u atmosferi

1) oksidi azota i sumpora

4) prirodni gas

7. Metan se, zajedno sa benzinom i dizel gorivom, koristi kao gorivo u motorima sa unutrašnjim sagorevanjem (vozila). Termohemijska jednačina za sagorevanje gasovitog metana ima oblik:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 880 kJ

Kolika će se količina kJ toplote osloboditi pri sagorevanju CH 4, zapremine 112 litara (na n.o.)?

Izaberi tačan odgovor:

2. Zadaci

1. Rasporedite koeficijente u jednadžbi redoks reakcije na bilo koji način koji znate.

SnSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Sn(SO 4) 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Navedite nazive oksidirajuće tvari i redukcijske tvari i oksidacijsko stanje elemenata. (4 boda)

2. Napišite jednadžbe reakcije za sljedeće transformacije:

(2) (3) (4) (5)

CO 2 → Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 → CaO → CaCl 2 → CaCO 3

(5 bodova)

3. Odredi formulu alkadiena ako je njegova relativna gustina u zraku 1,862 (3 boda)

4. Godine 1928., američki hemičar iz General Motors Research Corporation, Thomas Midgley Jr., uspio je sintetizirati i izolirati u svojoj laboratoriji hemijsko jedinjenje koje se sastojalo od 23,53% ugljika, 1,96% vodonika i 74,51% fluora. Nastali plin je bio 3,52 puta teži od zraka i nije izgorio. Izvedite formulu spoja, napišite strukturne formule organskih tvari koje odgovaraju dobijenoj molekularnoj formuli, dajte im imena. (6 bodova).

5. Pomešati 140 g 0,5% rastvora hlorovodonične kiseline sa 200 g 3% rastvora hlorovodonične kiseline. Koliki je postotak hlorovodonične kiseline u novo dobijenom rastvoru? (3 boda)

3. Ukrštenica

Pogodi riječi šifrirane u križaljci

Legenda: 1→ - horizontalno

1↓ - okomito

↓ Proizvod korozije gvožđa.

→ Nastaje pri interakciji (6) sa bazičnim oksidom.

→ Jedinica za količinu toplote.

→ Pozitivno nabijeni ion.

→ Italijanski naučnik, po kome je nazvana jedna od najvažnijih konstanti.

→ Broj elektrona u vanjskom nivou elementa br. 14.

→ ...... gas - ugljen monoksid (IV).

→ Veliki ruski naučnik poznat, uključujući i kao kreator mozaičkih slika, autor epigrafa.

→ Vrsta reakcije između rastvora natrijum hidroksida i sumporne kiseline.

Navedite primjer jednačine reakcije za (1→).

Odredite konstantnu vrijednost spomenutu u (4).

Napišite jednačinu reakcije (8).

Napišite elektronsku strukturu atom elementa, koji se spominje u (5). (13 bodova)