Prečo má mangán rôzne oxidačné stavy? Zlúčeniny mangánu (VII).
Mangán je tvrdý sivý kov. Jeho atómy majú elektrónovú konfiguráciu vonkajšieho obalu
Kovový mangán reaguje s vodou a reaguje s kyselinami za vzniku mangánových iónov:
V rôznych zlúčeninách mangán vykazuje oxidačné stavy. Čím vyšší je oxidačný stav mangánu, tým väčšia je kovalentná povaha jeho zodpovedajúcich zlúčenín. So zvyšujúcim sa stupňom oxidácie mangánu sa zvyšuje aj kyslosť jeho oxidov.
mangán (II)
Táto forma mangánu je najstabilnejšia. Má vonkajšiu elektronickú konfiguráciu s jedným elektrónom v každom z piatich orbitálov.
Vo vodnom roztoku sa ióny mangánu (II) hydratujú za vzniku svetloružového komplexného iónu, hexaaquamangánu (II). Tento ión je stabilný v kyslom prostredí, ale v alkalickom prostredí tvorí bielu zrazeninu hydroxidu mangánu. Oxid mangánu (II) má vlastnosti zásaditých oxidov.
mangán (III)
Mangán (III) existuje iba v komplexných zlúčeninách. Táto forma mangánu je nestabilná. V kyslom prostredí sa mangán (III) disproporcionuje na mangán (II) a mangán (IV).
mangán (IV)
Najdôležitejšou zlúčeninou mangánu (IV) je oxid. Táto čierna zlúčenina je nerozpustná vo vode. Je mu priradená iónová štruktúra. Stabilita je spôsobená vysokou entalpiou mriežky.
Oxid mangánu (IV) má slabo amfotérne vlastnosti. Je to silné oxidačné činidlo, napríklad vytláča chlór z koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej:
Táto reakcia sa môže použiť na výrobu chlóru v laboratóriu (pozri časť 16.1).
mangán (VI)
Tento oxidačný stav mangánu je nestabilný. Manganan draselný (VI) možno získať fúziou oxidu manganatého (IV) s nejakým silným oxidačným činidlom, napríklad chlorečnanom draselným alebo dusičnanom draselným:
Manganan draselný (VI) má zelenú farbu. Je stabilný iba v alkalickom roztoku. V kyslom roztoku sa disproporcionuje na mangán (IV) a mangán (VII):
mangán (VII)
Mangán má tento oxidačný stav v silne kyslom oxide. Najdôležitejšou zlúčeninou mangánu (VII) je však manganistan draselný (VII) (manganistan draselný). Táto tuhá látka sa veľmi dobre rozpúšťa vo vode a vytvára tmavofialový roztok. Manganát má štvorstennú štruktúru. V mierne kyslom prostredí sa postupne rozkladá za vzniku oxidu mangánu (IV):
V alkalickom prostredí sa manganistan draselný (VII) redukuje, pričom vzniká najprv zelený manganistan draselný (VI) a potom oxid manganatý (IV).
Manganan draselný (VII) je silné oxidačné činidlo. V dostatočne kyslom prostredí sa redukuje a vytvára mangánové ióny. Štandardný redoxný potenciál tohto systému je , ktorý prevyšuje štandardný potenciál systému a preto manganistan oxiduje chloridový ión na plynný chlór:
Oxidácia chloridového iónu manganistanu prebieha podľa rovnice
Manganan draselný (VII) je široko používaný ako oxidačné činidlo v laboratórnej praxi, napr.
na výrobu kyslíka a chlóru (pozri kapitoly 15 a 16);
vykonať analytický test na oxid siričitý a sírovodík (pozri kapitolu 15); v preparatívnej organickej chémii (pozri kapitolu 19);
ako objemové činidlo v redoxnej titrimetrii.
Príkladom titračného použitia manganistanu draselného (VII) je kvantitatívne stanovenie pomocou železa (II) a etándioátov (oxalátov):
Keďže je však ťažké získať manganistan draselný (VII) vo vysokej čistote, nemožno ho použiť ako primárny titrimetrický štandard.
Elektrónová konfigurácia neexcitovaného atómu mangánu je 3d 5 4s 2; excitovaný stav je vyjadrený elektronickým vzorcom 3d 5 4s 1 4p 1.
Najtypickejšie oxidačné stavy mangánu v zlúčeninách sú +2, +4, +6, +7.
Mangán je strieborno-biely, krehký, pomerne aktívny kov: v rozsahu napätia je medzi hliníkom a zinkom. Na vzduchu je mangán pokrytý oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou. V jemne rozdrvenom stave mangán ľahko oxiduje.
Oxid mangánu (II) MnO a jemu zodpovedajúci hydroxid Mn(OH) 2 majú zásadité vlastnosti - pri interakcii s kyselinami vznikajú dvojmocné soli mangánu: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.
Katióny Mn 2+ vznikajú aj pri rozpustení kovového mangánu v kyselinách. Zlúčeniny mangánu (II) vykazujú redukčné vlastnosti, napríklad biela zrazenina Mn(OH) 2 na vzduchu rýchlo tmavne a postupne oxiduje na MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O .
Oxid mangánu MnO 2 je najstabilnejšia zlúčenina mangánu; ľahko vzniká ako pri oxidácii zlúčenín mangánu v nižšom oxidačnom stupni (+2), tak aj pri redukcii zlúčenín mangánu vo vyšších oxidačných stupňoch (+6, +7):
Mn(OH)2 + H202® Mn02 + 2 H20;
2 KMn04 + 3 Na2S03 + H20® 2 Mn02¯ + 3 Na2S04 + 2 KOH.
MnO2 je amfotérny oxid, avšak jeho kyslé aj zásadité vlastnosti sú slabo vyjadrené. Jedným z dôvodov, prečo MnO 2 nevykazuje jasne definované základné vlastnosti, je jeho silná oxidačná aktivita v kyslom prostredí ( = +1,23 V): MnO 2 sa redukuje na Mn 2+ ióny, namiesto tvorby stabilných solí štvormocného mangánu. Hydrátová forma zodpovedajúca oxidu manganičitému by sa mala považovať za hydratovaný oxid manganičitý MnO 2 × x H 2 O. Oxid manganatý ako amfotérny oxid formálne zodpovedá orto- a meta-formám kyseliny manganistanu draselného neizolovaných v voľný stav: H 4 MnO 4 – orto forma a H 2 MnO 3 – meta forma. Známy je oxid mangánu Mn 3 O 4, ktorý možno považovať za dvojmocnú mangánovú soľ orto-formy kyseliny manganičitej Mn 2 MnO 4 - mangánový (II) ortomanganit. V literatúre sú správy o existencii oxidu Mn203. Existencia tohto oxidu sa dá vysvetliť tak, že sa považuje za dvojmocnú mangánovú soľ meta-formy kyseliny manganičitej: MnMnO 3 - metamanganit mangánu (II).
Keď sa oxid manganičitý taví v alkalickom prostredí s oxidačnými činidlami, ako je chlorečnan alebo dusičnan draselný, štvormocný mangán sa oxiduje na šesťmocný a vzniká manganistan draselný - soľ, ktorá je veľmi nestabilná aj v roztoku kyseliny manganičitej H 2 MnO 4, ktorého anhydrid (MnO3) nie je známy:
Mn02 + KN03 + 2 KOH ® K2 MnO4 + KN02 + H20.
Manganáty sú nestabilné a náchylné na disproporcionáciu podľa reverzibilnej reakcie: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH,
V dôsledku toho sa zelená farba roztoku, spôsobená manganičitými iónmi MnO 4 2–, zmení na fialovú farbu charakteristickú pre manganistanové ióny MnO 4 – .
Najpoužívanejšou zlúčeninou sedemmocného mangánu je manganistan draselný KMnO 4 - soľ známa len v roztoku kyseliny manganičitej HMnO 4. Manganistan draselný možno získať oxidáciou manganistanu silnými oxidačnými činidlami, napríklad chlórom:
2 K2Mn04 + Cl2® 2 KMn04 + 2 KCl.
Oxid mangánu (VII) alebo anhydrid mangánu, Mn 2 O 7 je výbušná zeleno-hnedá kvapalina. Mn207 možno získať reakciou:
2 KMn04 + 2 H2S04 (konc.) ® Mn207 + 2 KHS04 + H20.
Zlúčeniny mangánu v najvyššom oxidačnom stupni +7, najmä manganistan, sú silné oxidačné činidlá. Hĺbka redukcie manganistanových iónov a ich oxidačná aktivita závisí od pH média.
V silne kyslom prostredí je produktom redukcie manganistanu ión Mn2+, výsledkom čoho sú soli dvojmocného mangánu:
Mn04 – + 8 H+ + 5e – ® Mn2+ + 4 H20 (= +1,51 V).
V neutrálnom, mierne alkalickom alebo mierne kyslom prostredí vzniká MnO 2 ako výsledok redukcie manganistanu:
MnO 4 – + 2 H 2 O + 3 e – ® MnO 2 ¯ + 4 OH – ( = +0,60 V).
Mn04 – + 4 H + + 3 e – ® Mn02 ¯ + 2 H20 (= +1,69 V).
V silne alkalickom prostredí sa ióny manganistanu redukujú na ióny manganistanu MnO 4 2– a tvoria sa soli ako K 2 MnO 4 a Na 2 MnO 4:
MnO 4 – + e – ® MnO 4 2– ( = +0,56 V).
Úlohy olympiády z chémie
(1 školský stupeň)
1. Test
1. Mangán má v zlúčenine najvyšší oxidačný stav
2. Neutralizačná reakcia zodpovedá skrátenej iónovej rovnici
1) H+ + OH- = H20
2) 2H+ + C032- = H20 + C02
3) CaO + 2H+ = Ca2+ + H20
4) Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
3. Interakcia medzi sebou
2) MnO a Na20
3) P205 a S03
4. Rovnica pre redoxnú reakciu je
1) KOH + HN03 = KN03 + H20
2) N205 + H20 = 2 HN03
3) 2N20 = 2N2 + 02
4) BaC03 = BaO + C02
5. Výmenná reakcia je interakcia
1) oxid vápenatý s kyselinou dusičnou
2) oxid uhoľnatý s kyslíkom
3) etylén s kyslíkom
4) kyselina chlorovodíková s horčíkom
6. Kyslé dažde sú spôsobené prítomnosťou v atmosfére
1) oxidy dusíka a síry
4) zemný plyn
7. Metán sa spolu s benzínom a naftou používa ako palivo v spaľovacích motoroch (vozidlách). Termochemická rovnica pre spaľovanie metánu je:
CH4 + 202 = C02 + 2H20 + 880 kJ
Aké množstvo kJ tepla sa uvoľní pri spaľovaní CH 4, s objemom 112 litrov (pri nule)?
Vyber správnu odpoveď:
2. Ciele
1. V rovnici redoxnej reakcie usporiadajte koeficienty akýmkoľvek známym spôsobom.
SnS04 + KMn04 + H2S04 = Sn(S04)2 + MnS04 + K2S04 + H20
Uveďte názvy oxidujúcej látky a redukčnej látky a oxidačný stav prvkov. (4 body)
2. Napíšte reakčné rovnice, ktoré umožňujú nasledujúce transformácie:
(2) (3) (4) (5)
CO 2 → Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 → CaO → CaCl 2 → CaCO 3
(5 bodov)
3. Určte vzorec alkadiénu, ak jeho relatívna hustota vo vzduchu je 1,862 (3 body)
4. V roku 1928 sa americkému chemikovi z General Motors Research Corporation Thomasovi Midgleymu Jr. podarilo vo svojom laboratóriu syntetizovať a izolovať chemickú zlúčeninu pozostávajúcu z 23,53 % uhlíka, 1,96 % vodíka a 74,51 % fluóru. Výsledný plyn bol 3,52-krát ťažší ako vzduch a nehorel. Odvoďte vzorec zlúčeniny, napíšte štruktúrne vzorce organických látok zodpovedajúce výslednému molekulovému vzorcu a pomenujte ich. (6 bodov).
5. Zmiešalo sa 140 g 0,5 % roztoku kyseliny chlorovodíkovej s 200 g 3 % roztoku kyseliny chlorovodíkovej. Aké je percento kyseliny chlorovodíkovej v novo získanom roztoku? (3 body)
3. Krížovka
Vyriešte slová zašifrované v krížovke
Označenia: 1→ - horizontálne
1↓ - vertikálne
↓ Produkt korózie železa.
→ Vzniká interakciou (6) s hlavným oxidom.
→ Jednotka množstva tepla.
→ Kladne nabitý ión.
→ Taliansky vedec, po ktorom je pomenovaná jedna z najdôležitejších konštantných veličín.
→ Počet elektrónov vo vonkajšej úrovni prvku č.14.
→……plyn – oxid uhoľnatý (IV).
→ Veľký ruský vedec, známy okrem iného ako tvorca mozaikových malieb a autor epigrafu.
→ Typ reakcie medzi roztokmi hydroxidu sodného a kyseliny sírovej.
Uveďte príklad reakčnej rovnice pre (1→).
Uveďte konštantu uvedenú v (4).
Napíšte reakčnú rovnicu (8).
Napíšte elektrónovú štruktúru atómu prvku uvedeného v (5). (13 bodov)
ČASŤ 1
1. Oxidačný stav (s.o.) je konvenčný náboj atómov chemického prvku v komplexnej látke vypočítaný na základe predpokladu, že pozostáva z jednoduchých iónov.
Mali by ste vedieť!
1) V súvislosti s. O. vodík = +1, okrem hydridov .
2) V súvislosti s. O. kyslík = -2, okrem peroxidov  a fluoridov 
3) Oxidačný stav kovov je vždy kladný.
Pre kovy hlavných podskupín prvých troch skupín p. O. konštanta:
Kovy skupiny IA - str. O. = +1,
Kovy skupiny IIA - str. O. = +2,
Kovy skupiny IIIA - str. O. = +3. 4
Vo voľných atómoch a jednoduchých látkach p. O. = 0,5
Celková s. O. všetky prvky v spojení = 0.
2. Spôsob tvorenia mien dvojprvkové (binárne) zlúčeniny.
4. Vyplňte tabuľku „Názvy a vzorce binárnych zlúčenín“.
5. Určte oxidačný stav prvku komplexnej zlúčeniny zvýrazneného písmom.
ČASŤ 2
1. Určte oxidačné stavy chemických prvkov v zlúčeninách pomocou ich vzorcov. Zapíšte si názvy týchto látok.
2. Látky FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 rozdeľte do dvoch skupín. Zapíšte si názvy látok s uvedením ich oxidačných stavov.
3. Stanovte zhodu medzi názvom a oxidačným stavom atómu chemického prvku a vzorcom zlúčeniny.
4. Vytvorte vzorce pre látky podľa názvu.
5. Koľko molekúl obsahuje 48 g oxidu sírového?
6. Pomocou internetu a iných zdrojov informácií pripravte správu o použití ľubovoľnej binárnej zlúčeniny podľa nasledujúceho plánu:
1) vzorec;
2) meno;
3) vlastnosti;
4) aplikácia.
H2O voda, oxid vodíka. Voda je za normálnych podmienok tekutá, bezfarebná, bez zápachu a modrá v hrubej vrstve. Bod varu je približne 100 ⁰С. Je dobrým rozpúšťadlom. Molekula vody pozostáva z dvoch atómov vodíka a jedného atómu kyslíka, to je jej kvalitatívne a kvantitatívne zloženie. Ide o komplexnú látku, ktorá sa vyznačuje nasledujúcimi chemickými vlastnosťami: interakcia s alkalickými kovmi, kovmi alkalických zemín.
Výmenné reakcie s vodou sa nazývajú hydrolýza. Tieto reakcie majú v chémii veľký význam.
7. Oxidačný stav mangánu v zlúčenine K2MnO4 sa rovná:
8. Chróm má najnižší oxidačný stav v zlúčenine, ktorej vzorec je:
1) Cr203
9. Chlór vykazuje svoj maximálny oxidačný stav v zlúčenine, ktorej vzorec je:
Jedna zo zlúčenín tohto prvku, a to jeho oxid (známy ako pyrolusit), bola dlho považovaná za druh minerálnej magnetickej železnej rudy. Až v roku 1774 jeden zo švédskych chemikov zistil, že pyrolusit obsahuje neprebádaný kov. V dôsledku zahrievania tohto minerálu uhlím bolo možné získať rovnaký neznámy kov. Najprv sa nazýval mangán, neskôr sa objavil moderný názov - mangán. Chemický prvok má veľa zaujímavých vlastností, o ktorých sa bude diskutovať nižšie.
Nachádza sa vo vedľajšej podskupine siedmej skupiny periodickej tabuľky (dôležité: všetky prvky vedľajších podskupín sú kovy). Elektronický vzorec 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (typický vzorec d-prvku). Mangán ako voľná látka má striebristo-bielu farbu. Pre svoju chemickú aktivitu sa v prírode vyskytuje len vo forme zlúčenín ako oxidy, fosforečnany a uhličitany. Látka je žiaruvzdorná, teplota topenia je 1244 stupňov Celzia.
Zaujímavé! V prírode sa nachádza iba jeden izotop chemického prvku s atómovou hmotnosťou 55. Zvyšné izotopy sa získavajú umelo a najstabilnejší rádioaktívny izotop s atómovou hmotnosťou 53 (polčas rozpadu je približne rovnaký ako u uránu ).
Oxidačný stav mangánu
Má šesť rôznych oxidačných stavov. V nulovom oxidačnom stave je prvok schopný tvoriť komplexné zlúčeniny s organickými ligandmi (napríklad P(C5H5)3), ako aj s anorganickými ligandami:
- oxid uhoľnatý (dekakarbonyl dimangánu),
- dusík,
- fluorid fosforitý,
- oxid dusnatý.
Oxidačný stav +2 je typický pre soli mangánu. Dôležité: tieto zlúčeniny majú čisto regeneračné vlastnosti. Najstabilnejšie zlúčeniny s oxidačným stavom +3 sú oxid Mn2O3, ako aj hydrát tohto oxidu Mn(OH)3. Pri +4 sú najstabilnejšie MnO2 a amfotérny oxid-hydroxid MnO(OH)2.
Oxidačný stav mangánu +6 je typický pre kyselinu mangánovú a jej soli, ktoré existujú iba vo vodnom roztoku. Oxidačný stav +7 je typický pre kyselinu manganičitú, jej anhydrid a soli - manganistan (podobne ako chloristany) - silné oxidačné činidlá, existujúce len vo vodnom roztoku. Je zaujímavé, že pri redukcii manganistanu draselného (v každodennom živote nazývanom manganistan draselný) sú možné tri rôzne reakcie:
- V prítomnosti kyseliny sírovej sa anión MnO4- redukuje na Mn2+.
- Ak je médium neutrálne, ión MnO4- sa redukuje na MnO(OH)2 alebo MnO2.
- V prítomnosti alkálie sa anión MnO4- redukuje na manganičitý ión MnO42-.
Mangán ako chemický prvok
Chemické vlastnosti
Za normálnych podmienok je neaktívny. Dôvodom je oxidový film, ktorý sa objaví pri vystavení atmosférickému kyslíku. Ak je kovový prášok mierne zahriaty, horí a mení sa na MnO2.
Pri zahrievaní interaguje s vodou a vytláča vodík. Výsledkom reakcie je prakticky nerozpustný hydroxid Mn(OH)2. Táto látka zabraňuje ďalšej interakcii s vodou.
Zaujímavé! Vodík je rozpustný v mangáne a so zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť zvyšuje (získa sa roztok plynu v kove).
Pri veľmi silnom zahriatí (teplota nad 1200 stupňov Celzia) reaguje s dusíkom, čím vznikajú nitridy. Tieto zlúčeniny môžu mať rôzne zloženie, čo je typické pre takzvané berthollidy. Interaguje s bórom, fosforom, kremíkom a v roztavenej forme - s uhlíkom. Posledná reakcia nastáva pri redukcii mangánu koksom.
Pri reakcii so zriedenou kyselinou sírovou a chlorovodíkovou sa získa soľ a uvoľní sa vodík. Interakcia so silnou kyselinou sírovou je však iná: produkty reakcie sú soľ, voda a oxid siričitý (na začiatku sa kyselina sírová redukuje na kyselinu sírovú, ale kvôli nestabilite sa kyselina sírová rozkladá na oxid siričitý a vodu).
Pri reakcii so zriedenou kyselinou dusičnou sa získajú dusičnany, voda a oxid dusnatý.
Tvorí šesť oxidov:
- oxid dusný alebo MnO,
- oxid alebo Mn2O3,
- oxid-oxid Mn3O4,
- oxid MnO2,
- anhydrid mangánu MnO3,
- anhydrid mangánu Mn2O7.
Zaujímavé! Oxid dusný sa vplyvom vzdušného kyslíka postupne mení na oxid. Anhydrid manganistanu nebol izolovaný vo voľnej forme.
Oxid je zlúčenina s takzvaným frakčným oxidačným stavom. Pri rozpustení v kyselinách vznikajú soli dvojmocného mangánu (soli s katiónom Mn3+ sú nestabilné a redukujú sa na zlúčeniny s katiónom Mn2+).
Dioxid, oxid, oxid dusný sú najstabilnejšie oxidy. Anhydrid mangánu je nestabilný. Existujú analógie s inými chemickými prvkami:
- Mn2O3 a Mn3O4 sú zásadité oxidy a ich vlastnosti sú podobné podobným zlúčeninám železa;
- MnO2 je amfotérny oxid, ktorý má podobné vlastnosti ako oxidy hliníka a trojmocného chrómu;
- Mn2O7 je kyslý oxid, jeho vlastnosti sú veľmi podobné vyššiemu oxidu chlóru.
Je ľahké si všimnúť analógiu s chlorečnany a chloristany. Manganitany, podobne ako chlorečnany, sa získavajú nepriamo. Ale manganistan je možné získať buď priamo, to znamená interakciou anhydridu a oxidu/hydroxidu kovu v prítomnosti vody, alebo nepriamo.
V analytickej chémii patrí katión Mn2+ do piatej analytickej skupiny. Existuje niekoľko reakcií, ktoré dokážu zistiť tento katión:
- Pri interakcii so sulfidom amónnym sa tvorí zrazenina MnS, jej farba je telovej farby; Keď sa pridajú minerálne kyseliny, zrazenina sa rozpustí.
- Pri reakcii s alkáliami sa získa biela zrazenina Mn(OH)2; pri interakcii so vzdušným kyslíkom sa však farba zrazeniny zmení z bielej na hnedú – získa sa Mn(OH)3.
- Ak sa k soliam s katiónom Mn2+ pridá peroxid vodíka a alkalický roztok, vyzráža sa tmavohnedá zrazenina MnO(OH)2.
- Keď sa k soliam s katiónom Mn2+ pridá oxidačné činidlo (oxid olovnatý, bizmutitan sodný) a silný roztok kyseliny dusičnej, roztok sa zmení na karmínový - to znamená, že Mn2+ bol oxidovaný na HMnO4.
Chemické vlastnosti
Valencia mangánu
Prvok je v siedmej skupine. Typický mangán - II, III, IV, VI, VII.
Pre voľnú látku je typická nulová valencia. Dvojmocné zlúčeniny sú soli s katiónom Mn2+, trojmocné zlúčeniny sú oxid a hydroxid, štvormocné zlúčeniny sú oxid, ako aj oxid-hydroxid. Hexa- a heptavalentné zlúčeniny sú soli s aniónmi MnO42- a MnO4-.
Ako získať a z čoho sa mangán získava? Z mangánových a feromangánových rúd, ako aj zo soľných roztokov. Existujú tri rôzne spôsoby, ako získať mangán:
- regenerácia koksom,
- aluminotermia,
- elektrolýza.
V prvom prípade sa ako redukčné činidlo používa koks a oxid uhoľnatý. Kov sa získava z rudy obsahujúcej prímes oxidov železa. Výsledkom je feromangán (zliatina so železom) aj karbid (čo je karbid? je to zlúčenina kovu a uhlíka).
Na získanie čistejšej látky sa používa jedna z metód metalotermie - aluminotermia. Najprv sa pyrolusit kalcinuje, čím vzniká Mn2O3. Výsledný oxid sa potom zmieša s hliníkovým práškom. Počas reakcie sa uvoľňuje veľa tepla, v dôsledku čoho sa výsledný kov topí a oxid hlinitý ho pokrýva troskovou „čiapkou“.
Mangán je kov strednej aktivity a stojí v sérii Beketov naľavo od vodíka a napravo od hliníka. To znamená, že pri elektrolýze vodných roztokov solí s katiónom Mn2+ sa na katóde redukuje katión kovu (pri elektrolýze veľmi zriedeného roztoku sa na katóde redukuje aj voda). Počas elektrolýzy vodného roztoku MnCl2 dochádza k nasledujúcim reakciám:
MnCl2 Mn2+ + 2Cl-
Katóda (záporne nabitá elektróda): Mn2+ + 2e Mn0
Anóda (kladne nabitá elektróda): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2
Výsledná reakčná rovnica je:
MnCl2 (el-z) Mn + Cl2
Elektrolýzou vzniká najčistejší kov mangánu.
Užitočné video: mangán a jeho zlúčeniny
Aplikácia
Využitie mangánu je pomerne široké. Používa sa ako samotný kov, tak aj jeho rôzne zlúčeniny. Vo svojej voľnej forme sa používa v metalurgii na rôzne účely:
- ako „deoxidant“ pri tavení ocele (kyslík sa viaže a vzniká Mn2O3);
- ako legujúci prvok: vyrába silnú oceľ s vysokou odolnosťou proti opotrebeniu a nárazuvzdornosťou;
- na tavenie takzvanej pancierovej ocele;
- ako súčasť bronzu a mosadze;
- na vytvorenie manganínu, zliatiny s meďou a niklom. Z tejto zliatiny sa vyrábajú rôzne elektrické zariadenia, ako napríklad reostaty
MnO2 sa používa na výrobu Zn-Mn galvanických článkov. MnTe a MnAs sa používajú v elektrotechnike.
Aplikácie mangánu
Manganistan draselný, často nazývaný manganistan draselný, je široko používaný v každodennom živote (na liečivé kúpele), ako aj v priemysle a laboratóriách. Karmínová farba manganistanu sa zmení, keď cez roztok prejdú nenasýtené uhľovodíky s dvojitými a trojitými väzbami. Pri silnom zahriatí sa manganistanu rozkladajú. To produkuje manganáty, MnO2 a kyslík. Toto je jeden zo spôsobov, ako získať chemicky čistý kyslík v laboratórnych podmienkach.
Soli manganistanu je možné získať len nepriamo. Na tento účel sa Mn02 zmieša s pevnou zásadou a zahrieva sa v prítomnosti kyslíka. Ďalším spôsobom získania pevných manganistanu je kalcinácia manganistanu.
Roztoky manganistanu majú krásnu tmavozelenú farbu. Tieto roztoky sú však nestabilné a podliehajú disproporčnej reakcii: tmavozelená farba sa mení na karmínovú a tvorí sa aj hnedá zrazenina. Výsledkom reakcie je manganistan a MnO2.
Oxid manganičitý sa v laboratóriu používa ako katalyzátor na rozklad chlorečnanu draselného (Bertholletova soľ), ako aj na výrobu čistého chlóru. Je zaujímavé, že v dôsledku interakcie MnO2 s chlorovodíkom sa získa medziprodukt - extrémne nestabilná zlúčenina MnCl4, ktorá sa rozkladá na MnCl2 a chlór. Neutrálne alebo okyslené roztoky solí s katiónom Mn2+ majú svetloružovú farbu (Mn2+ tvorí komplex so 6 molekulami vody).
Užitočné video: mangán - prvok života
Záver
Toto je stručný popis mangánu a jeho chemických vlastností. Je to strieborno-biely kov strednej aktivity, s vodou interaguje iba pri zahrievaní a v závislosti od stupňa oxidácie vykazuje kovové aj nekovové vlastnosti. Jeho zlúčeniny sa používajú v priemysle, doma a v laboratóriách na výrobu čistého kyslíka a chlóru.