Химические свойства Марганца.

Развивающая:

- привитие навыков самообразования, самореализации личности.

Воспитательная:

- формирование интереса к предмету, ответственности к своим действиям.

В результате изучения темы обучающийся должен знать:

· общая характеристика элементов VII группы, побочной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева;

· характеристика марганца, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления;

· получение и свойства марганца;

· соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота;

· калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.

Межпредметные связи: ОГСЭ. 02. История, ОП. 08. Органическая химия.

Оснащение занятия: периодические таблицы Д.И. Менделеева, таблица растворимости.

ПЛАН И СОДЕРЖАНИЕ ЗАНЯТИЯ

(структура занятия)

Организационная часть (проверка присутствующих, готовность обучающихся к занятию, наличие формы, проверка домашнего задания и т д.)

Формулировка темы и ее мотивация

- начальная мотивация ученой деятельности (название темы, её цель, значение, связь с современностью, перспективы развития вопроса;

- актуализация опорных знаний (Фронтальный опрос).

1) Какие степени окисления может проявлять хром и почему?

2) Химические свойства хрома?

3) Применение соединении хрома в медицине?

Основная часть (изложение нового материала)

План:

1. Общая характеристика элементов VII группы, побочной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева.

2. Характеристика марганца, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления.

3. Получение и свойства марганца.

4. Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды. Марганцовая кислота.

5. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.

Подгру́ппа ма́рганца — химические элементы 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы побочной подгруппы VII группы)^[1]. В группу входят переходные металлы марганец Mn, технеций Tc и рений Re.^[2] На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и элемент борий Bh, искусственно синтезированный в 1976 г. группой Юрия Оганесяна из Объединённого института ядерных исследований в Дубне^[3].

Как и в других группах, члены этого семейства элементов проявляют закономерности электронной конфигурации, особенно внешних оболочек, в результате проявляется сходство физических свойств и химического поведения:

Некоторые свойства элементов 7 группы

Атомный номер	Химический элемент	Электронная оболочка	Атомный радиус, нм	p, г/см³	t _пл , °C	t _кип , °C	ЭО
25	марганец, Mn	2, 8, 13, 2	0,131	7,45	1244	1962	1,6
43	технеций, Tc	2, 8, 18, 13, 2	0,136	11,5	2172	4876	1,36
75	рений, Re	2, 8, 18, 32, 13, 2	0,137	20,53	3180	5600	1,46
107	борий, Bh	2, 8, 18, 32, 32, 13, 2

Элементы группы 7 имеют по 7 валентных электронов. Все они являются серебристо-белыми тугоплавкими металлами. В ряду Mn — Tc — Re химическая активность понижается. Электропроводность рения приблизительно в 4 раза меньше, чем вольфрама. Металл этот представляет собой прекрасный материал для изготовления нитей электроламп, более прочных и долговечных, чем обычные вольфрамовые. На воздухе компактный металлический марганец покрывается тончайшей плёнкой окисла, которая предохраняет его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Напротив, в мелко раздроблённом состоянии он окисляется довольно легко.^[4]

Распространение в природе]

Два из четырёх членов группы — технеций и борий, являются радиоактивными с достаточно коротким периодом полураспада, ввиду чего в природе они не встречаются.

Марганец принадлежит к распространённым элементам, составляя 0,03 % от общего числа атомов земной коры. Небольшие количества марганца содержат многие горные породы. Вместе с тем, встречаются и скопления его кислородных соединений, главным образом в виде минерала пиролюзита MnO₂. Ежегодная мировая добыча марганцовых руд составляет около 5 млн т.

Чистый марганец можно получить электролизом растворов его солей. Около 90 % всей добычи марганца потребляется при изготовлении различных сплавов на основе железа. Поэтому из руд обычно выплавляют прямо его высокопроцентный сплав с железом — ферромарганец (60-90 % Мn), которым затем и пользуются для введения марганца в другие сплавы. Выплавку ферромарганца из смеси марганцовых и железных руд ведут в электрических печах, причём марганец восстанавливается углеродом по реакции:

{\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+2\ C\longrightarrow 2\ CO+\ Mn} }

Технеций в земной коре не содержится. Очень малые его количества были получены искусственно, причём было установлено, что по химическим свойствам он гораздо ближе к рению, чем к марганцу. Однако детальное изучение элемента и его соединений пока не осуществлено.

Содержание рения в земной коре весьма мало (9⋅10⁻⁹ %). Элемент этот является чрезвычайно распылённым: даже наиболее богатые рением минералы (молибдениты) содержат его в количествах, обычно не превышающих 0,002 % по весу. Сколько-нибудь широкого использования рений и его производные пока не находят. Тем не менее, в 2007 г. мировое производство рения составило около 45 тонн. Он также является химически активным элементом.

Физические свойства Марганца. Плотность Марганца 7,2-7,4 г/см³; t_пл1245 °С; t_кип 2150 °С. Марганец имеет 4 полиморфные модификации: б-Мn (кубическая объемноцентрированная решетка с 58 атомами в элементарной ячейке), в-Мn (кубическая объемноцентрированная с 20 атомами в ячейке), г-Мn (тетрагональная с 4 атомами в ячейке) и д-Mn (кубическая объемноцентрированная). Температура превращений: б=в 705 °С; в=г 1090 °С и г=д 1133 °С; б-модификация хрупка; г (и отчасти в) пластична, что имеет важное значение при создании сплавов.

Атомный радиус Марганца 1,30 Е. ионные радиусы (в Е): Mn²⁺ 0,91, Mn⁴⁺ 0,52; Mn⁷⁺ 0,46. Прочие физические свойства б-Mn: удельная теплоемкость (при 25°С) 0,478 кДж/(кг·К) [т. е. 0.114 ккал/(г·°С)]; температурный коэффициент линейного расширения (при 20°С) 22,3·10^-6град^-1; теплопроводность (при 25 °С) 66,57 Вт/(м·К) [т. е. 0,159 кал/(см·сек·°С)]; удельное объемное электрическое сопротивление 1,5-2,6 мком·м (т. е. 150-260 мком·см): температурный коэффициент электрического сопротивления (2-3)·10^-4 град^-1. Марганец парамагнитен.

Химические свойства Марганца.

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 {\ce {Mn + O2 -> MnO2}}} 2Mn+O₂→2MnO

Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:

{\displaystyle {\ce {Mn{}+2H2O->[^{\circ }t]Mn(OH)2{}+H2\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.

С соляной и серной кислотами реагирует по уравнению

{\displaystyle {\ce {Mn{}+2H^{+}->Mn^{2}+{}+H2\uparrow }}}

С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению

{\displaystyle {\ce {Mn{}+2H2SO4->MnSO4{}+SO2\uparrow +2H2O}}}

С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению

{\displaystyle {\ce {3Mn{}+8HNO3->3Mn(NO3)2{}+2NO\uparrow +4H2O}}}

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 {\ce {2 MnO2{}+ 4 KOH{}+ O2 -> 2 K2MnO4{}+ 2 H2O}}}

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

{\displaystyle {\ce {3 K2MnO4{}+ 3 H2SO4 -> 3 K2SO4{}+ 2 HMnO4{}+ MnO(OH)2 v + H2O}}}

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)

{\displaystyle {\ce {2KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4{}+MnO2{}+O2}}}

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

{\displaystyle {\ce {2 MnSO4{}+ 5 PbO2{}+ 6 HNO3 -> 2 HMnO4{}+ 2 PbSO4{}+ 3 Pb(NO3)2{}+ 2 H2O}}}

Эта реакция используется для качественного определения Mn²⁺ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»).

При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа». В нейтральных или кислых водных растворах ион Mn²⁺ образует окрашенный в бледно-розовый цвет аквакомплекс [Mn(H₂O)₆]²⁺.

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:

{\displaystyle {\ce {MnO2{}+4HCl->MnCl2{}+Cl2\uparrow +2H2O}}}

Нулевая степень окисления у марганца проявляется в соединениях с σ-донорными и π-акцепторными лигандами. Так, для марганца и известен карбонил состава Mn₂(CO)₁₀.

Известны и другие соединения марганца с σ-донорными и π-акцепторными лигандами (PF₃, NO, N₂, P(C₅H₅)₃).

Химически Марганец достаточно активен, при нагревании энергично взаимодействует с неметаллами - кислородом (образуется смесь оксидов Марганца разной валентности), азотом, серой, углеродом, фосфором и другими. При комнатной температуре Марганец на воздухе не изменяется: очень медленно реагирует с водой. В кислотах (соляной, разбавленной серной) легко растворяется, образуя соли двухвалентного Марганца. При нагревании в вакууме Марганец легко испаряется даже из сплавов.

Марганец образует сплавы со многими химическими элементами; большинство металлов растворяется в отдельных его модификациях и стабилизирует их. Так, Cu, Fe, Co, Ni и другие стабилизируют г-модификацию. Al, Ag и другие расширяют области в- и у-Mn в двойных сплавах. Это имеет важное значение для получения сплавов на основе Марганца, поддающихся пластической деформации (ковке, прокатке, штамповке).

В соединениях Марганец обычно проявляет валентность от 2 до 7 (наиболее устойчивы степени окисления +2, +4 и +7). С увеличением степени окисления возрастают окислительные и кислотные свойства соединений Марганца.

Получение Марганца. Наиболее чистый Марганец получают в промышленности по способу советского электрохимика Р. И. Агладзе (1939) электролизом водных растворов с добавкой (NH₄)₂SO₄ при рН = 8,0-8,5. Процесс ведут с анодами из свинца и катодами из титанового сплава АТ-3 или нержавеющей стали. Чешуйки Марганца снимают с катодов и, если необходимо, переплавляют. Галогенным процессом, например, хлорированием руды Мn, и восстановлением галогенидов получают Марганец с суммой примесей около 0,1%. Менее чистый Марганец получают алюминотермией по реакции:

3Mn₃O₄ + 8Al = 9Mn + 4Al₂O₃

а также электротермией.

Применение Марганца. Основной потребитель Марганец - черная металлургия, расходующая в среднем около 8-9 кг Марганца на 1 т выплавляемой стали. Для введения Марганца в сталь применяют чаще всего его сплавы с железом - ферромарганец (70 - 80% Марганец, 0,5 - 7,0% углерода, остальное железо и примеси). Выплавляют его в доменных и электрических печах. Высокоуглеродистый ферромарганец служит для раскисления и десульфурации стали; средне- и малоуглеродистый - для легирования стали. Малолегированная конструкционная и рельсовая сталь содержит 0,9 - 1,6% Mn; высоколегированная, очень износоустойчивая сталь с 15% Mn и 1,25% С (изобретена английским металлургом Р. Гейрилдом в 1883 году) была одной из первых легированных сталей. В СССР производится безникелевая нержавеющая сталь, содержащая 14% Сr и 15% Mn.

Марганец используется также в сплавах на нежелезной основе. Сплавы меди с Марганцем применяют для изготовления турбинных лопаток; марганцовые бронзы - при производстве пропеллеров и других деталей, где необходимо сочетание прочности и коррозионной устойчивости. Почти все промышленные алюминиевые сплавы и магниевые сплавы содержат Марганец. Разработаны деформируемые сплавы на основе Марганца, легированные медью, никелем и других элементами. Гальваническое покрытие Марганца применяется для защиты металлических изделий от коррозии.

Соединения Марганца применяют и при изготовлении гальванических элементов; в производстве стекла и в керамической промышленности; в красильной и полиграфической промышленности, в сельском хозяйстве и т. д.

Оксид марганца (IV) МnO₂. Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата МnO₂ nН₂O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и Н₂SO₄, 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.

Соединения Mn(+2)- восстановители. Оксид MnO - порошок серо-зеленого цвета; обладает основными свойствами. нерастворим в воде и щелочах, хорошо растворим в кислотах. Гидрооксид Mn(OH)₃ - белое вещество, нерастворимое в воде. Соединения Mn(+4) могут выступать и как окислители (а) и как восстановители (б):

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O (а)

(по этой редакции в лабораториях получают хлор)

MnO₂ + KClO₃ + 6KOH = 3K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O (б)

(реакция идет при сплавлении).

Оксид Марганца (II) MnO₂ - черно-бурого цвета, соответствующий гидрооксид Мп(ОН)₄ - темно-бурого цвета. Оба соединения в воде нерастворимы, оба амфотсрны с небольшим преобладанием кислотной функции. Соли типа K₂MnO₄ называются манганитами.

Из соединений Mn(+6) наиболее характерны марганцовистая кислота и ее соли манганаты. Весьма важны соединения Mn(+7) - марганцовая кислота, марганцовый ангидрид и перманганаты. Уравнения важнейших реакций:

4МnO₂ = 2Мn₂O₃ + O₂ (530-585 °С)

2МnO₂ + 2Н₂SO_4(конц.) = МnSO₄ + O₂↑ + 2Н₂O (кипячение)

МnO₂ + 4НС1_(конц.) = МnС1₂ + С1₂↑ + 2Н₂O

МnO₂ + Н₂SO₄ _(гор.) + КNO₂ = МnSO₄ + КNO₃ + Н₂O

МnO₂ + 2Н₂SO₄ + 2FeSO₄ = МnSO₄ + Fе₂(SO₄)₃ + 2Н₂O

МnO₂ + 2КОН + КNO₃ = К₂MnO₄ + KNO₂ + Н₂O (350-450 °С)

ЗМnO₂ + ЗК₂CO₃ + КС1O₃ = ЗК₂MnO₄+ КС1 + ЗCO₂ (400 °С)

В природе самое распространенное соединение марганца — минерал пиролюзит

Манганат калия К₂MnO₄. Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением О₂. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону МnO₄^2-. 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:

3K₂MnO_4(конц) +2H₂O→(t) 2KMnO₄+MnO₂↓+4KOH

3K₂MnO_4(разб)+4HCl=2KMnO₄+MnO₂↓+2H₂O+4KCl

K₂ MnO₄ +8HCl_(конц)=MnCl₂+2Cl₂↑+4H₂O+2KCl

3K₂MnO₄+2H₂O+4CO_2(г)=2KMnO₄+MnO₂↓+4KHCO₃

2K₂ MnO₄+Cl_{2(насыщ)}=2KMnO₄+2KCl

2K₂MnO₄+2H₂O→ H₂↑+2KMnO₄+KOH (эликтролиз) Получение: сплавление МnO₂ с сильными окислителями (KNO₃, КClO₃).

Перманганат калия КМnO4. Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (интенсивно-фиолетовая окраска раствора отвечает иону МnO₄), 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 МnO₄ — 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:

2КMnO₄= К₂MnO₄ + МnO₂ + O₂ (200—240°С)

4КМnO₄ + 2Н₂O→МnO₂↓+ 3O₂↑ + 4КОН (t)

2КМnO_4(т)+ 16НСl_(конц.)= 2МnС1₂ + 5С1₂↑ + 8Н₂O + 2КС1 (80°С)

2КМnO_4(т) + 2Н₂SO₄ _(96%) = 2КНSO₄ + Мn₂O₇ + Н₂O (на холоду)

4КМnO₄ _{(насыщ.)} + 4КОН _(15%) = 4К₂МnO₄+ O₂↑ + 2Н₂O (100 °С)

2КМnO₄ + 2(NН₃• Н₂O)= 2МnO₂↓ + N₂↑ + 4Н₂O+ 2КОН (50 °С)

2МnO₄^— + 16Н⁺ +10I^—= 5I₂+2Мn²⁺ + 8Н₂O

2МnO₄^— + 6Н⁺ + 5Н₂O₂ _(разб.) = 2Мn²⁺ + 5O₂↑+ 8Н₂O

2МnO₄^— + 6Н⁺ + 5SO₃^2- =2Мn²⁺ + 5SO₄^2-+ ЗН₂O

МnO₄^— + 8Н⁺ + 5Fе²⁺ = Мn²⁺ + 5Fе³⁺ + 4Н₂O

2МnO₄^— + 6Н⁺ + 5NO₂^—= 2Мn²⁺ + 5NО₃^— + 3Н₂O

2МnO₄^— + 3Н₂S _{(насыщ.)}= 2МnO₂↓ + 3S↓ + 2Н₂O + 2OН^—

2МnO₄^— + Н₂O + 3SO₃^2-= 2МnO₂↓ + 3SO₄^2-+ 2OH^—

2МnO₄^— + 2Н₂O + ЗМn²⁺ = 5МnO₂↓ + 4Н⁺(50-80 °С)

2МnO4^— + 2OH^— _(конц.) + SO₃^2- = 2МnO₄^2-+ SO₄^2-+ Н₂O

Получение — электролиз раствора К₂MnO₄

Домашнее задание: А.В. Бабков, Т.И. Баранова, В.А. Попков. «Общая и неорганическая химия» – М: ГЭОТАР-Медиа, 2013. Стр. 314-317,321-323.

Внеаудиторная самостоятельная работа обучающихся: подготовка сообщений на тему «Применение марганца и его соединений в медицине».

Литература

1. А.В. Бабков, Т.И. Баранова, В.А. Попков. «Общая и неорганическая химия» – М: ГЭОТАР-Медиа, 2013.

2. Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. – Ростов н/Д, Феникс, 2007.

3. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы/ Г.П. Хомченко, - М.: Новая Волна, 2007.

4. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие/ Под ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл-пресс, 2007-728с.

Преподаватель _______________

Дата добавления: 2021-04-15; просмотров: 76; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!