Марганець і його з'єднання
Химия

Марганець і його з’єднання


Завантажити реферат: Марганець та його сполуки

Виконав: Кошманов В.В.

Зміст реферату

1. Історична довідка з марганцю

2. Поширення марганцю у природі

3. Фізичні та хімічні властивості марганцю

4. З’єднання двовалентного марганцю

5. З’єднання чотиривалентного марганцю

6. З’єднання шестивалентного марганцю

7. З’єднання семивалентного марганцю

8. Отримання марганцю

9. Застосування марганцю та його сполук

Література

1. Історична довідка щодо марганцю

Мінерали Марганця відомі здавна. Давньоримський натураліст Пліній згадує про чорний камінь, який використовували для знебарвлення рідкої скляної маси; йшлося про мінерал піролюзиту MnO2. У Грузії піролюзит з найдавніших часів служив присадним матеріалом при отриманні заліза. Довгий час піролюзит називали чорною магнезією та вважали різновидом магнітного залізняку. У 1774 році К. Шелле довів, що це з’єднання невідомого металу, а інший шведський вчений Ю. Гаї, сильно нагріваючи суміш піролюзиту з вугіллям, отримав Марганець забруднений вуглецем. Назва Марганець традиційно походить від німецької Marganerz-марганцевої руди.

2. Поширення марганцю у природі

Середній вміст Марганцю в земній корі 0.1%, у більшості вивержених порід 0.06-0.2% за масою, де він знаходиться в розсіяному стані у формі Mn2+ (аналог Fe2+). На земній поверхні Mn2+ легко окислюється, тут відомі також мінерали Mn3+ та Mn4+. У біосфері Марганець енергійно мігрує у відновлювальних умовах і малорухливий в окисних умовах. Найбільш рухливий Марганець у кислих водах тундри та лісових ландшафтах, де він знаходиться у формі Mn2+. Зміст Марганця тут часто підвищено і культурні рослини подекуди страждають від надлишку Марганцю; у ґрунтах, озерах, болотах утворюються залізно марганцеві конкуренції, озерні та болотні руди. У сухих степах і пустелях за умов лужного окисного середовища Марганець малорухливий. Організми бідні Марганцем, культурні рослини часто потребують марганцових мікродобрив. Річкові води бідні Марганцем (10-6-10-5г/л.), проте сумарний винос цього елемента величезний, причому його основна маса осаджується в прибережній зоні.

3. Фізичні та хімічні властивості марганцю.

У чистому вигляді марганець отримують або електроліз розчину сульфату марганцю (II), або відновленням з оксидів кремнієм в електричних печах. Елементарний Марганець є сріблясто-білим твердим, але крихким металом. Його крихкість пояснюється тим, що при нормальних температурах в елементарну комірку Mn входить 58 атомів у складній ажурній структурі, що не належить до щільноупакованих. Щільність Марганцю 7.44 г/см3, температура плавлення 1244оС, температура кипіння 2150оС. У реакціях виявляє валентність від 2 до 7, найбільш стійкі ступені окислення +2 +4 +7.

4. З’єднання двовалентного марганцю.

Солі двовалентного марганцю можна отримати при розчиненні у розведених кислотах:

Mn+2HCl MnCl2+H2

При розчиненні у воді утворюється гідроксид Mn(II):

Mn+2HOH Mn(OH)2+H2

Гідроксид марганцю можна отримати у вигляді білого осаду при дії на розчини солей двовалентного марганцю лугом:

MnSO4+2NaOH Mn(OH)2 +NaSO4

З’єднання Mn(II) на повітрі нестійкі, і Mn(OH)2 на повітрі швидко буріє, перетворюючись на оксид-гідроксід чотиривалентного марганцю.

2Mn(OH)2+O2 MnO(OH)2

Гідроксид марганцю виявляє лише основні властивості та не реагує з лугами, а при взаємодії з кислотами дає відповідні солі.

Mn(OH)2+2HCl MnCl2+2H2O

Оксид марганцю може бути отриманий при розкладанні карбонату марганцю:

MnCO3 MnO+CO2

Або при відновленні діоксиду марганцю воднем:

MnO2+H2 MnO+H2O

5. З’єднання чотиривалентного марганцю.

Зі сполук чотиривалентного марганцю найбільш відомий діоксид марганцю MnO2 — піролюзит. Оскільки валентність IV є проміжною, сполуки Mn (VI) утворюються як при окисленні двовалентного марганцю.

Mn(NO3)2 MnO2+2NO2

Так і при відновленні сполук марганцю в лужному середовищі:

3K2MnO4+2H2O 2KMnO4+MnO2+4KOH

Остання реакція є прикладом реакції самоокислення — самовідновлення, для яких характерно те, що частина атомів одного і того ж елемента окислюється, відновлюючи атоми того ж елемента, що залишилися одночасно:

Mn6++2e=Mn4+ 1

Mn6+-e=Mn7+ 2

У свою чергу MnО2 може окислювати галогеніди та галоген водню, наприклад HCl:

MnO2+4HCl MnCl2+Cl2+2H2O

Діоксид марганцю — тверда порошкоподібна речовина. Він виявляє як основні, і кислотні властивості.

6. З’єднання шестивалентного марганцю.

При сплавленні MnO2 з лугами у присутності кисню, повітря чи окислювачів отримують солі шестивалентного Марганцю, звані манганатами.

MnO2+2KOH+KNO3 K2MnO2+KNO2+H2O

З’єднань шестивалентного марганцю відомо небагато, і з них найбільше значення солі марганцевої кислоти — манганати.

Сама марганцева кислота, як і відповідної їй триоксид марганцю MnO3, у вільному вигляді немає через нестійкість до процесів окислення — відновлення. Заміна протону в кислоті на катіон металу призводить до стійкості манганатів, але їх здатність до процесів окислення — відновлення зберігається. Розчини манганатів забарвлені у зелений колір. При їх підкисленні утворюється марганцювата кислота, що розкладається до сполук марганцю чотиривалентного та семивалентного.

Сильні окислювачі переводять шестивалентний марганець в семивалентний.

2K2MnO4+Cl22 2KMnO4+2KCl

7. З’єднання семивалентного марганцю.

У семивалентном стані марганець виявляє лише окисні властивості. Серед застосовуваних у лабораторній практиці та в промисловості окислювачів широко застосовується перманганат калію KMnO2, у побуті званий марганцівкою. Перманганат калію є кристалами чорно-фіолетового кольору. Водні розчини забарвлені у фіолетовий колір, характерний для іона MnO4-.

Перманганати є солями марганцевої кислоти, яка стійка лише у розведених розчинах (до 20%). Ці розчини можуть бути отримані дією сильних окислювачів на з’єднання двовалентного марганцю:

2Mn(NO3) 2+PbO2+6HNO3 2HMnO4+5Pb(NO3) 2+ 2H2O

При концентрації HMnO4 вище 20% відбувається розкладання її за рівнянням:

4HMnO4 4MnO+3O2 +2H2O

Відповідний марганцевій кислоті марганцевий ангідрид, або оксид марганцю (VII), Mn2O7 може бути отриманий шляхом впливу концентрованої сірчаної кислоти на калію перманганат. Цей оксид є ще сильнішим окислювачем, ніж HMnO4 та KMnO4. Органічні сполуки при Mn2O2 самозаймаються. При розчиненні Mn2O2 у воді утворюється марганцева кислота. Через нестійкість і дуже високу реакційну здатність Mn2O2 не застосовують, а замість нього використовують тверді перманганати.

Залежно від середовища перманганат калію може відновлюватись до різних сполук.

При нагріванні сухого перманганату калію до температури вище 200 ОС він розкладається.

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Цією реакцією в лабораторії іноді використовують для отримання кисню.

8. Отримання марганцю

Найбільш чистий марганець отримують у промисловості, за способом радянського електрохіміка Р. І. Агладзе (1939), електроліз водних розчинів MnSO4 з добавкою (NH4)2SO4 при pH = 8.0 — 8.5. Процес ведуть з анодами зі свинцю та катодами з титанового сплаву АТ-3 або нержавіючої сталі. Луска марганцю знімають з катодів і якщо треба переплавляють.

Менш чистий марганець одержують алюмінотермією, а також електротермією.

Видобуток марганцевої руди у СРСР.

1913

1940

1950

1960

1970

1972

1245т

2557т

3377т

5872т

6841т

7819т

9. Застосування марганцю та його сполук

Марганець у великій кількості застосовується в металургії в процесі одержання сталей для видалення з них сірки та кисню. Однак у розплав додають не марганець, а справ заліза з марганцем — феромарганець, який одержують відновленням піролюзиту вугіллям. Добавки марганцю до сталей підвищують їх стійкість до зносу та механічних напруг. У сплавах кольорових металів марганець збільшує їхню міцність і стійкість до корозії.

Діоксид марганцю використовують як каталізатор у процесах окислення аміаку, органічних реакціях і реакціях розкладання неорганічних солей. У керамічній промисловості MnO2 використовують для фарбування емалей та глазурів у чорний та темно-коричневий колір. Високодисперсний MnO2 має хорошу адсорбуючу здатність і застосовується для очищення повітря від шкідливих домішок.

Перманганат калію застосовують для відбілювання льону та вовни, знебарвлення технологічних розчинів як окислювач органічних речовин.

У медицині застосовують деякі солі марганцю. Наприклад, перманганат калію застосовують як антисептичний засіб у вигляді водного розчину, для промивання ран, полоскання горла, змащування виразок та опіків. Розчин KMnO4 застосовують і внутрішньо при деяких випадках отруєння алкалоїдами та ціанідами. Марганець є одним із найактивніших мікроелементів і зустрічається майже у всіх рослинних та живих організмах. Він покращує процеси кровотворення в організмах.

Не слід забувати, що сполуки марганцю можуть надавати токсичну дію на організм людини. Гранично допустима концентрація марганцю повітря 0.3 мг/м3. При вираженому отруєнні спостерігається ураження нервової системи із характерним синдромом марганцевого парксинсонізму.

Список літератури:

  1. Велика Радянська Енциклопедія.
  2. Ю.М.Шилов, Ю.І.Смушкевич, П.М.Чукуров, М.І.Тарасенко, «Загальна хімія», М., 1983р.

© Реферат плюс



Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *