Mangāns. Mangāna savienojumi Mangāna ūdeņraža savienojums

1. Nosakiet atbilstību starp vielas formulu un sēra oksidācijas pakāpes vērtību tajā:
VIELAS OKSIDĀCIJAS GRĀDES FORMULA
A) NaHSO3 1) -2
B) SO3 2) -1
B) MgS 3) 0
D) CaSO3 4) +4 5) +6
2. Izveidojiet atbilstību starp vielas nosaukumu un tajā esošo atomu saites veidu: VIELAS NOSAUKUMS SAZIŅAS VEIDS
A) kalcija fluorīds 1) kovalentais nepolārs
B) sudrabs 2) kovalentais polārs
C) oglekļa monoksīds (IV) 3) jonu
D) hlors 4) metāls
IN 3. Izveido atbilstību starp ķīmiskā elementa atomu ārējās enerģijas līmeņa elektronisko konfigurāciju un tā gaistošā ūdeņraža savienojuma formulu:
GAISTĪGA ŪDEŅRAŽA SAVIENOJUMA ELEKTRONISKĀ FORMULA FORMULA
A) ns2np2 1) HR
B) ns2np3 2) RH3
B) ns2np4 3) H2R
D) ns2np5 4) RH4
C1. Kāda nogulšņu masa veidojas, ja caur kalcija hidroksīda šķīduma pārpalikumu tiek izlaisti 448 litri oglekļa dioksīda (N.O.)?

1. Augstākā mangāna oksīda formula atbilst vispārīgajai formulai:

1) EO3
2) E2O7
3) E2O3
4) EO2
2. Arsēna valence gaistošā ūdeņraža savienojumā:
1) II
2) III
3)V
4) es

3. Visizteiktākās metāliskās īpašības izpaužas elementā:
1) II grupa, sekundārā apakšgrupa, 5 periodi.
2) II grupa, galvenā apakšgrupa, 2 periodi
2) I grupa, galvenā apakšgrupa, 2 periodi
4) I grupa, galvenā apakšgrupa, 3 periodi.

4. Sērija, kurā elementi ir sakārtoti augošā elektronegativitātes secībā, ir:
1) AS,N,P
2) P,Si.Al
3) Te, Sc, S
4) F, Cl, Br

ķīmiskā elementa atoma ārējā elektroniskā slāņa elektroniskā formula .... 3s23p5. identificēt šo elementu, izveidot formulas tā augstākajam oksīdam, gaistošs

ūdeņraža savienojums un hidroksīds. Kādas īpašības (bāziskas, skābas vai amfoteriskas) tiem piemīt? Izveidojiet tās grafisko formulu un nosakiet šī ķīmiskā elementa atoma valences iespējas

Lūdzu palīdziet man nokrāsot elementu, pēc plāna :) Sr

1) ķīmiskā elementa nosaukums, tā simbols
2) Relatīvā atomu masa (noapaļot līdz tuvākajam veselajam skaitlim)
3) sērijas numurs
4) atoma kodola lādiņš
5) protonu un neitronu skaits atoma kodolā
6) kopējais elektronu skaits
7) perioda numurs, kurā elements atrodas
8) grupas numurs un apakšgrupa (galvenā un sekundārā), kurā atrodas elements
9) atoma uzbūves diagramma (elektronu sadalījums pa elektroniskajiem slāņiem)
10) atoma elektroniskā konfigurācija
11) vienkāršas vielas (metāla vai nemetāla) ķīmiskās īpašības, īpašību rakstura salīdzinājums ar kaimiņiem pa apakšgrupām un periodiem
12) maksimālais oksidācijas stāvoklis
13) augstākā oksīda formula un tā raksturs (skābā, amfotēriskā, bāziskā), raksturīgās reakcijas
14) augstākā hidroksīda formula un tā raksturs (skābā, amfotēriskā, bāziskā), raksturīgās reakcijas
15) minimālais oksidācijas stāvoklis
16) gaistoša ūdeņraža savienojuma formula

1. Kriptona-80 atoma kodols 80 Kr satur: a) 80p un 36n; b) 36p u 44e; c) 36p u 80n; d) 36p un 44n

2. Trīs daļiņas: Ne0, Na+ u F- ir vienādas:

A) protonu skaits;

B) neitronu skaits;

B) masas skaitlis;

D) elektronu skaits.

3. Jonam ir lielākais rādiuss:

4. No šādām elektroniskajām formulām izvēlieties to, kas atbilst 4. perioda d-elementam: a) ..3s23p64s23d5;

B)..3s23p64s2;

C) ... 3s23p64s23d104s2;

D)..3s23p64s23d104p65s24d1.

5. Atoma elektroniskā formula ir 5s24d105p3. Tā ūdeņraža savienojuma formula ir:

6. No tālāk norādītajām elektroniskajām formulām atlasiet to, kas atbilst elementam, kas veido lielāko sastāva R2O7 oksīdu:

B)..3s23p64s23d5;

D)..4s23d104p2.

7. Vairāki elementi, kas sakārtoti nemetālisko īpašību stiprināšanas secībā:

A) Mg, Si, Al;

8. Vislīdzīgākās fizikālās un ķīmiskās īpašības ir vienkāršas vielas, ko veido ķīmiskie elementi:

9. Izmainās oksīdu raksturs virknē P2O5 - SiO2 - Al2O3 - MgO:

A) no bāzes uz skābu;

B) no skābas uz bāzisku;

C) no pamata līdz amfotēriskam;

D) no amfotēra uz skābu.

10. Augstāko hidroksīdu raksturs, ko veido 2. grupas galvenās apakšgrupas elementi, mainās, palielinoties sērijas numuram:

A) no skābas uz amfoterisku;

B) no bāzes uz skābu;

C) no amfotēriskas līdz pamata;

D) no skābas uz bāzisku.

Mangāns ir ciets pelēks metāls. Tās atomiem ir ārējā apvalka elektronu konfigurācija

Metāla mangāns mijiedarbojas ar ūdeni un reaģē ar skābēm, veidojot mangāna (II) jonus:

Dažādos savienojumos mangāns nosaka oksidācijas pakāpes.Jo augstāks ir mangāna oksidācijas līmenis, jo lielāka ir tā atbilstošo savienojumu kovalentā daba. Palielinoties mangāna oksidācijas pakāpei, palielinās arī tā oksīdu skābums.

mangāns (II)

Šī mangāna forma ir visstabilākā. Tam ir ārēja elektroniska konfigurācija ar vienu elektronu katrā no piecām orbitālēm.

Ūdens šķīdumā mangāna (II) joni tiek hidratēti, veidojot gaiši rozā heksaakvamangāna (II) kompleksu jonu.Šis jons ir stabils skābā vidē, bet sārmainā vidē veido baltas mangāna hidroksīda nogulsnes. Mangāns (II) oksīdam ir pamata oksīdu īpašības.

Mangāns (III)

Mangāns (III) pastāv tikai sarežģītos savienojumos. Šī mangāna forma ir nestabila. Skābā vidē mangāns (III) nesamērīgi sadalās mangānā (II) un mangānā (IV).

Mangāns (IV)

Vissvarīgākais mangāna (IV) savienojums ir oksīds. Šis melnais savienojums nešķīst ūdenī. Tam ir jonu struktūra. Stabilitāte ir saistīta ar augstu režģa entalpiju.

Mangāna (IV) oksīdam ir vāji amfoteriskas īpašības. Tas ir spēcīgs oksidētājs, piemēram, izspiež hloru no koncentrētas sālsskābes:

Šo reakciju var izmantot, lai ražotu hloru laboratorijā (skatīt 16.1. apakšpunktu).

Mangāns (VI)

Šis mangāna oksidācijas stāvoklis ir nestabils. Kālija manganātu (VI) var iegūt, sakausējot mangāna (IV) oksīdu ar kādu spēcīgu oksidētāju, piemēram, kālija hlorātu vai kālija nitrātu:

Manganāta (VI) kālijam ir zaļa krāsa. Tas ir stabils tikai sārmainā šķīdumā. Skābā šķīdumā tas nesamērīgi sadalās mangānā (IV) un mangānā (VII):

Mangāns (VII)

Mangānam ir šāds oksidācijas stāvoklis stipri skābā oksīdā. Tomēr vissvarīgākais mangāna (VII) savienojums ir kālija manganāts (VII) (kālija permanganāts). Šī cietā viela ļoti labi šķīst ūdenī, veidojot tumši purpursarkanu šķīdumu. Manganātam ir tetraedriska struktūra. Viegli skābā vidē tas pakāpeniski sadalās, veidojot mangāna (IV) oksīdu:

Sārmainā vidē kālija manganāts (VII) tiek reducēts, veidojot vispirms zaļo kālija manganātu (VI) un pēc tam mangāna (IV) oksīdu.

Kālija manganāts (VII) ir spēcīgs oksidētājs. Pietiekami skābā vidē tas tiek reducēts, veidojot mangāna(II) jonus. Šīs sistēmas standarta redokspotenciāls ir , kas pārsniedz sistēmas standarta potenciālu, un tāpēc manganāts oksidē hlorīda jonu par hlora gāzi:

Hlorīda jonu manganāta oksidēšana notiek saskaņā ar vienādojumu

Kālija manganātu (VII) plaši izmanto kā oksidētāju laboratorijas praksē, piemēram,

lai iegūtu skābekli un hloru (sk. 15. un 16. nodaļu);

sēra dioksīda un sērūdeņraža analītiskā testa veikšanai (sk. 15. nodaļu); preparatīvajā organiskajā ķīmijā (sk. 19. nod.);

kā tilpuma reaģents redoks titrimetrijā.

Kālija manganāta (VII) titrimetriskās lietošanas piemērs ir dzelzs (II) un etāndioātu (oksalātu) kvantitatīva noteikšana ar to:

Tomēr, tā kā kālija manganātu (VII) ir grūti iegūt augstā tīrībā, to nevar izmantot kā primāro titrimetrisko standartu.

] interpretēja to kā 0-0 pārejas joslu, kas saistīta ar molekulas pamatstāvokli. Viņš piedēvēja vājākās joslas 620 nm (0-1) un 520 nm (1-0) uz to pašu elektronisko pāreju. Nevins [42NEV, 45NEV] veica 568 un 620 nm (5677 un 6237 Å) joslu rotācijas un smalkās struktūras analīzi un noteica 7 Π - 7 Σ elektroniskās pārejas veidu. Vēlākajos darbos [48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC] tika analizēta vairāku MnH un MnD 7 Π - 7 Σ (A 7 Π - X 7 Σ +) pārejas joslu rotācijas un smalkā struktūra.

Augstas izšķirtspējas lāzera spektroskopijas metodes ļāva analizēt līniju hipersīko struktūru 0-0 joslā A 7 Π - X 7 Σ +, jo mangāna izotopā 55 Mn (I=2,5) bija kodola spins. ) un protonu 1 H (I=1/2) [ 90VAR/FIE, 91VAR/FIE, 92VAR/GRA, 2007GEN/STE].

Vairāku MnH un MnD joslu rotācijas un smalkā struktūra tuvajā IR un violetajā spektrālajā apgabalā tika analizēta [88BAL, 90BAL/LAU, 92BAL/LIN]. Konstatēts, ka joslas pieder četrām kvintetu pārejām ar kopīgu zemāko elektronisko stāvokli: b 5 Π i - a 5 Σ + , c 5 Σ + - a 5 Σ + , d 5 Π i - a 5 Σ + un e 5 Σ + - a 5 Σ + .

Darbos iegūts MnH un MnD vibrāciju-rotācijas spektrs. Veikta vibrāciju pāreju (1-0), (2-1), (3-2) rotācijas un smalkās struktūras analīze pamata elektroniskajā stāvoklī X 7 Σ +.

MnH un MnD spektri zemas temperatūras matricā tika pētīti [78VAN/DEV, 86VAN/GAR, 86VAN/GAR2, 2003WAN/AND]. MnH un MnD vibrāciju frekvences cietā argonā [78VAN/DEV, 2003WAN/AND], neonā un ūdeņražā [2003WAN/AND] gāzes fāzē ir tuvas ΔG 1/2. Matricas nobīdes vērtība (maksimums argonā MnH ~ 11 cm–1) ir raksturīga molekulām ar relatīvi jonu saites raksturu.

Elektronu paramagnētiskās rezonanses spektrs, kas iegūts [78VAN/DEV], apstiprināja 7 Σ pamata stāvokļa simetriju. Hipersīkās struktūras parametri, kas iegūti [78VAN/DEV], tika precizēti [86VAN/GAR, 86VAN/GAR2], analizējot elektronu un kodola dubultās rezonanses spektru.

MnH - un MnD - anjonu fotoelektronu spektrs tika iegūts [83STE/FEI]. Spektrs identificēja pārejas gan uz neitrālas molekulas pamatstāvokli, gan tās, kas ierosinātas ar enerģijām T 0 = 1725±50 cm -1 un 11320±220 cm -1. Pirmajā ierosinātajā stāvoklī tika novērota vibrāciju progresija no v = 0 līdz v = 3, vibrāciju konstantes w e = 1720±55 cm -1 un w e x e = 70±25 cm -1. Ierosināto stāvokļu simetrija nav noteikta, ir izdarīti tikai pieņēmumi, kas balstīti uz teorētiskām koncepcijām [83STE/FEI, 87MIL/FEI]. Vēlāk no elektroniskā spektra iegūtie dati [88BAL, 90BAL/LAU] un teorētiskā aprēķina rezultāti [89LAN/BAU] nepārprotami parādīja, ka ierosinātie stāvokļi fotoelektronu spektrā ir a 5 Σ + un b 5 Π i .

Ab initio MnH aprēķini tika veikti ar dažādām metodēm [ 73BAG/SCH, 75BLI/KUN, 81DAS, 83WAL/BAU, 86CHO/LAN, 89LAN/BAU, 96FUJ/IWA, 2003WAN/AND, 2004RIN,/5BAL, 20PET 2006FUR/ PER, 2006KOS/MAT]. Visos darbos tika iegūti pamatstāvokļa parametri, kas, pēc autoru domām, labi saskan ar eksperimentālajiem datiem.

Termodinamisko funkciju aprēķinā tika iekļauti: a) pamatstāvoklis X 7 Σ + ; b) eksperimentāli novēroti ierosinātie stāvokļi; c) stāvokļi d 5 Δ un B 7 Σ +, kas aprēķināti [89LAN/BAU]; d) sintētiskie (aprēķinātie) stāvokļi, ņemot vērā citus molekulas saistītos stāvokļus līdz 40000 cm -1.

MnH un MnD vibrāciju pamatstāvokļa konstantes tika iegūtas [52NEV/CON, 57HAY/MCC] un ar ļoti augstu precizitāti [89URB/JON, 91URB/JON, 2005GOR/APP]. Tabulā. Mn.4 vērtības ir no [2005GOR/APP].

Pamatstāvokļa rotācijas konstantes MnH un MnD tika iegūtas [ 42NEV, 45NEV, 48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC, 74PAC, 75KOV/PAC, 89URB/JON, 91URB/JON, 92VAR,/APP05OR, 2007GEN /STE]. B0 vērtību atšķirības ir 0,001 cm -1 robežās, jābūt 0,002 cm -1 robežās. Tās ir saistītas ar atšķirīgu mērījumu precizitāti un dažādām datu apstrādes metodēm. Tabulā. Mn.4 vērtības ir no [2005GOR/APP].

Novēroto ierosināto stāvokļu enerģijas iegūst šādi. Stāvoklim a 5 Σ + tiek pieņemta vērtība T 0 no [ 83STE/FEI ] (skatīt iepriekš). Par citiem kvinteta stāvokļiem tabulā. Mn.4 ir enerģijas, kas iegūtas, pieskaitot T 0 a 5 Σ + vērtības T = 9429,973 cm -1 un T = 11839,62 cm -1 [ 90BAL/LAU ], T 0 = 20880,56 cm -1 un T 0 = 22331,25 cm -1 [ 92BAL/LIN ]. Valstij A 7 Π parāda Te vērtību no [84HUG/GER].

Valsts enerģija d 5 D, kas aprēķināts [89LAN/BAU], tiek samazināts par 2000 cm -1, kas atbilst starpībai starp stāvokļa eksperimentālo un aprēķināto enerģiju b 5 Π i . Enerģiju B 7 Σ + aprēķina, pieskaitot eksperimentālajai enerģijai A 7 Π šo stāvokļu enerģijas atšķirības potenciālu līkņu grafikā [89LAN/BAU].

MnH ierosināto stāvokļu vibrācijas un rotācijas konstantes netika izmantotas termodinamisko funkciju aprēķinos un ir dotas Mn.4 tabulā atsaucei. Vibrācijas konstantes ir norādītas saskaņā ar [ 83STE/FEI ] (a 5 Σ +), [ 90BAL/LAU ] ( c 5 Σ+), [92BAL/LIN] ( d 5 Π i , e 5 Σ +), [84HUG/HER] ( A 7a). Rotācijas konstantes ir norādītas saskaņā ar [90BAL/LAU] ( b 5 Π i , c 5 Σ+), [92BAL/LIN] (a 5 Σ+, d 5 Π i , e 5 Σ+), [92VAR/GRA] ( B 0 un D 0 A 7 Π) un [84HUG/GER] (a 1 A 7a).

Jonu modelis Mn + H - tika izmantots, lai novērtētu nenovēroto elektronisko stāvokļu enerģijas. Saskaņā ar modeli zem 20 000 cm -1 molekulai nav citu stāvokļu kā tie, kas jau ir ņemti vērā, t.i. tie stāvokļi, kas tika novēroti eksperimentā un/vai iegūti aprēķinā [89LAN/BAU]. Virs 20000 cm -1 modelis paredz lielu skaitu papildu elektronisko stāvokļu, kas pieder pie trim jonu konfigurācijām: Mn + (3d 5 4s)H - , Mn + (3d 5 4p)H - un Mn + (3d 6)H - . Šie stāvokļi ir labi salīdzināmi ar stāvokļiem, kas aprēķināti [2006KOS/MAT]. No modeļa aprēķinātās stāvokļa enerģijas ir nedaudz precīzākas, jo tajās ņemti vērā eksperimentālie dati. Tā kā ir liels skaits aptuveno stāvokļu virs 20000 cm -1, tie tiek apvienoti sintētiskajos stāvokļos vairākos enerģijas līmeņos (skatīt piezīmi Mn.4 tabulā).

MnH(g) termodinamiskās funkcijas tika aprēķinātas, izmantojot vienādojumus (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.93) - (1.95) . Vērtības Q ext un tā atvasinājumi tika aprēķināti ar vienādojumu (1.90) - (1.92), ņemot vērā četrpadsmit ierosinātos stāvokļus, pieņemot, ka J no.vr ( i) = (p i /p X)Q no.vr ( X) . X 7 Σ + stāvokļa vibrācijas-rotācijas sadalījuma funkcija un tās atvasinājumi tika aprēķināti, izmantojot vienādojumus (1.70) - (1.75), tieši summējot pa enerģijas līmeņiem. Aprēķinos tika ņemti vērā visi enerģijas līmeņi ar vērtībām Dž< J max ,v , kur Dž max ,v tika atrasts no nosacījumiem (1.81) . Stāvokļa X 7 Σ + vibrācijas-rotācijas līmeņi tika aprēķināti, izmantojot vienādojumus (1.65) , koeficientu vērtības Y kl šajos vienādojumos tika aprēķinātas, izmantojot sakarības (1.66) izotopu modifikācijai, kas atbilst dabiskajam ūdeņraža izotopu maisījumam no 55 Mn 1 H molekulārajām konstantēm, kas norādītas tabulā. Mn.4 . Koeficientu vērtības Y kl , kā arī daudzumus v max un Dž lim ir norādīti tabulā. Mn.5 .

Galvenās kļūdas aprēķinātajās termodinamiskajās funkcijās MnH(g) ir saistītas ar aprēķina metodi. Kļūdas Φº( T) plkst T= 298,15, 1000, 3000 un 6000 K tiek lēsts attiecīgi 0,16, 0,4, 1,1 un 2,3 J × K -1 × mol -1.

MnH(r) termodinamiskās funkcijas iepriekš tika aprēķinātas, neņemot vērā ierosinātos stāvokļus līdz 5000 K [74SCH] un ierosinātos stāvokļus līdz 6000 K [74SCH].

D° 0 (MnH) = 140 ± 15 kJ × mol -1 = 11700 ± 1250 cm -1.

vispārējs apskats

Mangāns ir IV perioda VIIB apakšgrupas elements. Atoma elektroniskā struktūra ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2, savienojumiem raksturīgākie oksidācijas stāvokļi ir no +2 līdz +7.

Mangāns pieder pie diezgan izplatītiem elementiem, veidojot 0,1% (masas daļa) no zemes garozas. Dabā tas sastopams tikai savienojumu veidā, galvenie minerāli ir piroluzīts (mangāna dioksīds MnO2.), gauskanīts Mn3O4 un braunīts Mn2O3.

Fizikālās īpašības

Mangāns ir sudrabaini balts ciets trausls metāls. Tā blīvums ir 7,44 g/cm 3, kušanas temperatūra 1245 o C. Ir zināmas četras mangāna kristāliskās modifikācijas.

Ķīmiskās īpašības

Mangāns ir aktīvs metāls, vairākos spriegumos tas atrodas starp alumīniju un cinku. Gaisā mangāns ir pārklāts ar plānu oksīda plēvi, kas pasargā to no tālākas oksidēšanās pat karsējot. Smalki sadalītā stāvoklī mangāns viegli oksidējas.

3Mn + 2O 2 \u003d Mn 3 O 4- kalcinējot gaisā

Ūdens istabas temperatūrā uz mangānu iedarbojas ļoti lēni, sildot - ātrāk:

Mn + H 2 O \u003d Mn (OH) 2 + H 2

Tas šķīst atšķaidītā sālsskābē un slāpekļskābē, kā arī karstā sērskābē (aukstā H2SO4 tas praktiski nešķīst)

Mn + 2HCl \u003d MnCl 2 + H 2 Mn + H2SO4 \u003d MnSO4 + H2

Kvīts

Mangānu iegūst:

1. šķīduma elektrolīze MnSO 4. Elektrolītiskajā metodē rūdu reducē un pēc tam izšķīdina sērskābes un amonija sulfāta maisījumā. Iegūtais šķīdums tiek pakļauts elektrolīzei.

2. reģenerācija no tā oksīdiem ar silīciju elektriskās krāsnīs.

Pieteikums

Mangānu izmanto:

1. leģēto tēraudu ražošanā. Mangāna tēraudam, kas satur līdz 15% mangāna, ir augsta cietība un izturība.

2. mangāns ir daļa no vairākiem sakausējumiem, kuru pamatā ir magnijs; tas palielina to izturību pret koroziju.

Magranca oksīdi

Mangāns veido četrus vienkāršus oksīdus - MNO, Mn2O3, MnO2 Un Mn2O7 un jaukts oksīds Mn3O4. Pirmajiem diviem oksīdiem ir pamata īpašības, mangāna dioksīds MnO2 amfotērisks un augstāks oksīds Mn2O7 ir permangānskābes anhidrīds HMnO 4. Ir zināmi arī mangāna (IV) atvasinājumi, bet attiecīgais oksīds MnO3 nav saņemts.

Mangāna(II) savienojumi

+2 oksidācijas pakāpes atbilst mangāna (II) oksīdam MNO, mangāna hidroksīds Mn(OH) 2 un mangāna(II) sāļi.

Mangāna(II) oksīdu iegūst zaļa pulvera veidā, reducējot citus mangāna oksīdus ar ūdeņradi:

MnO 2 + H 2 \u003d MnO + H 2 O

vai mangāna oksalāta vai karbonāta termiskās sadalīšanās laikā bez gaisa piekļuves:

MnC 2 O 4 \u003d MnO + CO + CO 2 MnCO 3 \u003d MnO + CO 2

Sārmu iedarbībā uz mangāna (II) sāļu šķīdumiem izgulsnējas baltas mangāna hidroksīda Mn (OH) 2 nogulsnes:

MnCl 2 + NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl

Gaisā tas ātri kļūst tumšāks, oksidējoties līdz brūnam mangāna (IV) hidroksīdam Mn (OH) 4:

2Mn (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 2 Mn (OH) 4

Mangāna (II) oksīdam un hidroksīdam ir pamata īpašības, viegli šķīst skābēs:

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

Sāļi ar mangānu (II) veidojas, izšķīdinot mangānu atšķaidītās skābēs:

Mn + H2SO4 \u003d MnSO4 + H2- sildot

vai skābju iedarbībā uz dažādiem dabīgiem mangāna savienojumiem, piemēram:

MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Cietā veidā mangāna (II) sāļi ir rozā krāsā, šo sāļu šķīdumi ir gandrīz bezkrāsaini.

Mijiedarbojoties ar oksidētājiem, visiem mangāna (II) savienojumiem ir reducējošas īpašības.

Mangāna(IV) savienojumi

Visstabilākais mangāna (IV) savienojums ir tumši brūns mangāna dioksīds MnO2. Tas viegli veidojas gan zemāko, gan augstāko mangāna savienojumu oksidēšanā.

MnO2- amfoteriskais oksīds, bet gan skābās, gan bāziskās īpašības tajā izpaužas ļoti vāji.

Skābā vidē mangāna dioksīds ir spēcīgs oksidētājs. Karsējot ar koncentrētām skābēm, notiek šādas reakcijas:

2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

turklāt pirmajā posmā, otrajā reakcijā, vispirms veidojas nestabils mangāna (IV) hlorīds, kas pēc tam sadalās:

MnCl 4 \u003d MnCl 2 + Cl 2

Kad sakausēta MnO2 ar sārmiem vai bāziskiem oksīdiem iegūst manganītus, piemēram:

MnO 2 + 2KOH \u003d K 2 MnO 3 + H 2 O

Mijiedarbojoties MnO2 ar koncentrētu sērskābi veidojas mangāna sulfāts MnSO 4 un izdalās skābeklis

2Mn(OH)4 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 6H2O

Mijiedarbība MnO2 ar spēcīgākiem oksidētājiem izraisa mangāna (VI) un (VII) savienojumu veidošanos, piemēram, sakausējot ar kālija hlorātu, veidojas kālija manganāts:

3MnO2 + KClO 3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

un polonija dioksīda iedarbībā slāpekļskābes - mangānskābes klātbūtnē:

2MnO2 + 3PoO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Po(NO3)2 + 2H2O

MnO 2 pielietojums

Kā oksidētājs MnO2 izmanto hlora ražošanā no sālsskābes un sausos galvaniskos elementos.

Mangāna(VI) un (VII) savienojumi

Mangāna dioksīdu sakausējot ar kālija karbonātu un nitrātu, tiek iegūts zaļš sakausējums, no kura var izdalīt tumši zaļus kālija manganāta kristālus. K2MnO4- ļoti nestabilas permangānskābes sāļi H2MnO4:

MnO 2 + KNO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2

ūdens šķīdumā manganāti spontāni pārvēršas permangānskābes HMnO4 sāļos (permanganātos), vienlaikus veidojot mangāna dioksīdu:

3K 2 MnO 4 + H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH

šajā gadījumā šķīduma krāsa mainās no zaļas uz tumšsarkanu un veidojas tumši brūnas nogulsnes. Sārmu klātbūtnē manganāti ir stabili, skābā vidē manganāta pāreja uz permanganātu notiek ļoti ātri.

Spēcīgu oksidētāju (piemēram, hlora) iedarbībā uz manganāta šķīdumu, pēdējais tiek pilnībā pārveidots par permanganātu:

2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2 KMnO 4 + 2 KCl

Kālija permanganāts KMnO 4- slavenākais permangānskābes sāls. Tas ir tumši purpursarkani kristāli, vidēji šķīst ūdenī.Kā visi mangāna (VII) savienojumi, arī kālija permanganāts ir spēcīgs oksidētājs. Tas viegli oksidē daudzas organiskās vielas, pārvērš dzelzs (II) sāļus dzelzs (III) sāļos, oksidē sērskābi par sērskābi, atbrīvo no sālsskābes hloru utt.

Redoksreakcijās KMnO 4(un viņš MnO4-) var atjaunoties dažādās pakāpēs. Atkarībā no vides pH reducēšanās produkts var būt jons Mn2+(skābā vidē), MnO2(neitrālā vai viegli sārmainā vidē) vai jonu MnO4 2-(stipri sārmainā vidē), piemēram:

KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O- ļoti sārmainā vidē 2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH– neitrālā vai viegli sārmainā 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O- skābā vidē

Karsējot sausā veidā, kālija permanganāts jau aptuveni 200 o C temperatūrā sadalās saskaņā ar vienādojumu:

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Atbilst permanganātiem, brīvai permangānskābei HMnO 4 bezūdens stāvoklī nav iegūts un ir zināms tikai šķīdumā. Tā šķīduma koncentrāciju var palielināt līdz 20%. HMnO 4- ļoti spēcīga skābe, kas ūdens šķīdumā pilnībā sadalās jonos.

mangāna oksīds (VII) vai mangāna anhidrīds, Mn2O7 var iegūt, iedarbojoties ar koncentrētu sērskābi uz kālija permanganātu: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 \u003d Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mangāna anhidrīds ir zaļgani brūns eļļains šķidrums. Tas ir ļoti nestabils: karsējot vai saskaroties ar degošām vielām, eksplozijā sadalās mangāna dioksīdā un skābeklī.

Kā enerģētisku oksidētāju kālija permanganātu plaši izmanto ķīmijas laboratorijās un rūpniecībā, tas kalpo arī kā dezinfekcijas līdzeklis.Kālija permanganāta termiskās sadalīšanās reakciju laboratorijā izmanto skābekļa ražošanai.

binārie savienojumi.

"Bi" nozīmē divi. Binārie savienojumi sastāv no diviem CE atomiem.

Oksīdi.

Bināri savienojumi, kas sastāv no diviem ķīmiskiem elementiem, no kuriem viens skābeklis oksidācijas stāvoklī - tiek saukti 2 ("mīnus" divi). oksīdi.

Oksīdi ir ļoti izplatīts savienojumu veids, kas atrodams zemes garozā un visā Visumā.

Oksīdu nosaukumi tiek veidoti saskaņā ar shēmu:

Oksīda nosaukums = "oksīds" + elementa nosaukums ģenitīvā gadījumā + (oksidācijas pakāpe ir romiešu cipars), ja mainīgs, ja konstants, tad neiestatiet.

Oksīdu piemēri. Dažiem ir triviāls (vēsturisks) virsraksts.

1. H 2 O - ūdeņraža oksīda ūdens

CO 2 - oglekļa monoksīds (IV) oglekļa dioksīds (oglekļa dioksīds)

CO - oglekļa monoksīds (II) oglekļa monoksīds (oglekļa monoksīds)

Na 2 O - nātrija oksīds

Al 2 O 3 - alumīnija oksīda alumīnija oksīds

CuO - vara(II) oksīds

FeO - dzelzs(II) oksīds

Fe 2 O 3 - dzelzs oksīda (III) hematīts (sarkanā dzelzs rūda)

Cl 2 O 7 - hlora oksīds (VII)

Cl 2 O 5 — hlora oksīds (V)

Cl 2 O- hlora(I) oksīds

SO 2 - sēra oksīds (IV) sēra dioksīds

SO 3 - sēra oksīds (VI)

CaO – kalcija oksīda dzēstie kaļķi

SiO 2 - silīcija oksīda smiltis (silīcija dioksīds)

MnO - mangāna(II) oksīds

N2O - slāpekļa oksīds (I) "smieklu gāze"

NO- slāpekļa oksīds (II)

N2O3- slāpekļa oksīds (III)

NO2 - slāpekļa oksīds (IV) "lapsas aste"

N2O5- slāpekļa oksīds (V)

Indeksi formulā ir izvietoti, ņemot vērā CE oksidācijas pakāpi:

Pierakstiet oksīdus, sakārtojiet ChE oksidācijas stāvokļus. Zināt, kā rakstīt pēc vārda oksīda formula.

Citi bināri savienojumi.

Gaistošie ūdeņraža savienojumi.

PS apakšā ir horizontāla līnija "Gaistošie ūdeņraža savienojumi".
Tur ir norādītas formulas: RH4 RH3 RH2 RH
Katra formula pieder savai grupai.

Piemēram, uzrakstiet gaistošā ūdeņraža savienojuma N (slāpeklis) formulu.

Mēs to atrodam PS un redzam, kura formula ir rakstīta zem V grupas.

Tas ir RH3. Izrādās, mēs aizstājam R elementu slāpeklis amonjaks NH3.

Tā kā līdz "8" slāpeklim ir nepieciešami 3 elektroni, tas atvelk tos no trim ūdeņražiem, slāpekļa oksidācijas pakāpe ir -3, bet ūdeņradim +

SiH4 - silāna bezkrāsaina gāze ar nepatīkamu smaku
PH3 - fosfīna indīga gāze ar sapuvušu zivju smaku

AsH 3 - arsīna indīga gāze ar ķiploku smaržu
H2S - sērūdeņraža indīga gāze ar sapuvušu olu smaku
HCl - hlorūdeņradis gāze ar asu smaku, kas kūp gaisā; tās šķīdumu ūdenī sauc par sālsskābi. Mazās koncentrācijās, kas atrodamas kuņģa sulā.

NH3 amonjaks gāze ar asu, kairinošu smaku.

Tā šķīdumu ūdenī sauc amonjaks.

metālu hidrīdi.

Mājas: 19. punkts, bij. 3.4 rakstīšana. Formulas, kā tās veidojas, bināro savienojumu nosaukumi no abstraktā zināt.