Марганцовая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Марганцо́вая кислота́ — сильная, нестабильная, неорганическая кислота фиолетово-красного цвета с химической формулой HMnO4{\displaystyle {\ce {HMnO4}}}. В чистом виде не выделена, существует в виде раствора. Соли марганцовой кислоты называются перманганатами. Анион MnO4−{\displaystyle {\ce {MnO4^-}}} окрашивает соли в малиново-фиолетовый цвет. Самым известным производным марганцовой кислоты является перманганат калия (марганцовка).

Марганцовая кислота в чашке Петри

Марганцовая кислота не выделена в свободном виде. Максимальная концентрация в водном растворе составляет 20 %. Растворы марганцовой кислоты имеют фиолетовую окраску. При температуре ниже 20 °C образует кристаллогидрат HMnO4⋅2h3O{\displaystyle {\ce {HMnO4 . 2h3O}}}, имеющий ионное строение (H5O2)+(MnO4)−{\displaystyle {\ce {(H5O2)+(MnO4)-}}}.^[1]

Марганцовая кислота в растворе медленно разлагается, при этом выделяется кислород и выпадает осадок диоксида марганца:

4HMnO4⟶4MnO2↓+3O2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {4HMnO4 -> 4MnO2 v + 3O2 ^ + 2h3O}}}.

Проявляет общие для сильных кислот свойства, например вступает в реакции нейтрализации с сильными и слабыми основаниями:

HMnO4+NaOH⟶NaMnO4+h3O{\displaystyle {\ce {HMnO4 + NaOH -> NaMnO4 + h3O}}},

HMnO4 +Nh4⋅h3O→<20 ∘CNh5MnO4 +h3O{\displaystyle {\ce {HMnO4\ +Nh4.H_{2}O->[<20~^{\circ }{\text{C}}]Nh5MnO4\ +h3O}}}.

Марганцовая кислота, как и её соли (перманганаты), является очень сильным окислителем, например в реакциях:

2HMnO4+14HCl⟶2MnCl2+5Cl2↑+8h3O{\displaystyle {\ce {2HMnO4 + 14HCl -> 2MnCl2 + 5Cl2 ^ + 8h3O}}},

2HMnO4 +2(Nh4⋅h3O) →>20∘C2MnO2↓ + N2↑+ 6h3O{\displaystyle {\ce {2HMnO4\ +2(NH_{3}.h3O)\ ->[>20^{\circ }{\text{C}}]2MnO_{2}\downarrow \ +\ N2\uparrow +\ 6h3O}}}.

Раствор марганцовой кислоты чаще всего получают путём реакции разбавленной серной кислоты с раствором перманганата бария, нерастворимый осадок сульфата бария удаляется путём фильтрации: Ba(MnO4)2+h3SO4⟶2HMnO4+BaSO4↓{\displaystyle {\ce {Ba(MnO4)2 + h3SO4 -> 2HMnO4 + BaSO4 v}}}.

Марганцовая кислота может быть получена взаимодействием оксида марганца(VII) с водой на холоде: Mn2O7+h3O⟶2HMnO4{\displaystyle {\ce {Mn2O7 + h3O -> 2HMnO4}}}.

1. ↑ Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — С. 303. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.

Манганаты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 июня 2018; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 июня 2018; проверки требует 1 правка. Манганат-анион MnO₄²⁻

Мангана́ты — соли нестойких, несуществующих в свободном состоянии кислородных кислот марганца в степенях окисления V, VI и VII и содержащие тетраэдрические анионы MnO₄³⁻ (гипоманганаты), MnO₄²⁻ (манганаты) и MnO₄⁻ (перманганаты) соответственно.

Перманганаты, манганаты(VII) — соли нестойкой марганцовой кислоты HMnO₄, известны для щелочных и щелочноземельных металлов. Кристаллы фиолетово-черного цвета, с зеленоватым блеском, растворимые в воде, растворы малиново-фиолетовые. Перманганаты лития, натрия и кальция образуют кристаллогидраты. Термически неустойчивы, разлагаются с выделением кислорода, образуя, в зависимости от условий, различные продукты. При умеренном нагревании разлагаются до манганатов(VI), например:

2KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2{\displaystyle {\mathsf {2KMnO_{4}\rightarrow K_{2}MnO_{4}+MnO_{2}+O_{2}}}}

В присутствии восстановителей могут разлагаться со взрывом.

Перманганаты являются сильными окислителями, в щелочной среде восстанавливаются до манганатов MnO₄²⁻, в нейтральной — до диоксида марганца MnO₂, в кислой — до солей Mn²⁺. Используются в аналитической химии в качестве окислителей в редокс-титровании (перманганатометрия). Широко используются в качестве окислителей в органическом синтезе — при син-дигидроксилировании окислением алкенов, окисление боковых цепей ароматических соединений до карбоксильных групп и т. д.

Манганаты(VI) — соли нестойкой марганцоватой кислоты H₂MnO₄, в кристаллическом состоянии известны только для щелочных металлов и бария. Кристаллы темно-зелёного цвета, растворы также зелёные. Термически неустойчивы, при нагревании разлагаются с выделением кислорода до MnO

2 и манганатов(V).

Манганаты(VI) — являются окислителями, в нейтральной среде восстанавливаются до соединений Mn(IV), в кислой — до Mn²⁺. В нейтральных и кислых растворах возможно диспропорционирование до перманганатов и соединений Mn(IV):

3h3MnO4→2HMnO4+MnO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {3H_{2}MnO_{4}\rightarrow 2HMnO_{4}+MnO_{2}+2H_{2}O}}}

Сильными окислителями манганаты(VI) окисляются до перманганатов. Образуют двойные соли с сульфатами и хроматами.

Гипоманганаты, манганаты(V) — соли нестойкой марганцоватистой кислоты H₃MnO₄, в кристаллическом состоянии известны только гипоманганаты лития, натрия, калия и бария. Кристаллы зелёного цвета. В водных растворах диспропорционируют до манганатов(VI) и диоксида марганца:

2h4MnO4→h3MnO4+MnO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2H_{3}MnO_{4}\rightarrow H_{2}MnO_{4}+MnO_{2}+2H_{2}O}}}

Соединения типа марганца IV формул Me²⁺MnO₃ и Me²⁺₆MnO₈, (например, CaMnO₃ и Mg₆MnO₈) являются не манганатами IV, а двойными оксидами.

Наибольшее значение имеет перманганат калия, используемый как дезинфицирующее средство, при водоподготовке, в аналитической химии (редокс-титрование), органическом синтезе (окислитель). Манганаты бария используются в качестве пигментов (BaMnO₄ — касселева зелень, используемая в фресковой живописи, Ba(MnO₄)₂ — в качестве голубого пигмента).

Физические свойства некоторых манганатов (таблица в Химической энциклопедии)

Манганат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Манганат калия — сложное неорганическое вещество с химической формулой K

2MnO₄.

Манганат калия — соль темно-зеленого цвета. Плавится под избыточным давлением кислорода. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO₄²⁻. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро — при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

Сплавление MnO₂ с сильными окислителями:

MnO2+ 2KOH+ KNO3⟶ K2MnO4+ KNO2+ h3O{\displaystyle {\mathsf {MnO_{2}+\ 2KOH+\ KNO_{3}\longrightarrow \ K_{2}MnO_{4}+\ KNO_{2}+\ H_{2}O}}}

3MnO2+ 3K2CO3+ KClO3⟶ 3K2MnO4+ KCl+ 3CO2{\displaystyle {\mathsf {3MnO_{2}+\ 3K_{2}CO_{3}+\ KClO_{3}\longrightarrow \ 3K_{2}MnO_{4}+\ KCl+\ 3CO_{2}}}}

Путём нагревания перманганата калия:

2KMnO4→to K2MnO4+ MnO2+ O2{\displaystyle {\mathsf {2KMnO_{4}{\xrightarrow {t^{o}}}\ K_{2}MnO_{4}+\ MnO_{2}+\ O_{2}}}}

1. Взаимодействие с водой:

3K2MnO4+ 2h3O⟶ 2KMnO4+ MnO2+ 4KOH{\displaystyle {\mathsf {3K_{2}MnO_{4}+\ 2H_{2}O\longrightarrow \ 2KMnO_{4}+\ MnO_{2}+\ 4KOH}}}

2. Взаимодействие с разбавленной HCl:

3K2MnO4+ 4HCl⟶ 2KMnO4+ MnO2+ 2h3O+ 4KCl{\displaystyle {\mathsf {3K_{2}MnO_{4}+\ 4HCl\longrightarrow \ 2KMnO_{4}+\ MnO_{2}+\ 2H_{2}O+\ 4KCl}}}

3. Взаимодействие с хлором:

2K2MnO4+ Cl2⟶ 2KMnO4+ 2KCl{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}MnO_{4}+\ Cl_{2}\longrightarrow \ 2KMnO_{4}+\ 2KCl}}}

• Лидин Р. А. «Справочник школьника. Химия» М.: Астерель, 2003.

Марганец — Википедия

Марганец
← Хром | Железо →
Твёрдый, хрупкий металл серебристо-белого цвета
Электролитический марганец
Название, символ, номер	Марганец / Manganum (Mn), 25
Атомная масса (молярная масса)	54,938045 (5)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 3d5 4s2
Радиус атома	127 пм
Ковалентный радиус	117 пм
Радиус иона	(+7e) 46 (+2e) 80 пм
Электроотрицательность	1,55 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	−1,180 В
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0
Энергия ионизации (первый электрон)	716,8 (7,43) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.)	7,21 г/см³
Температура плавления	1 517 K
Температура кипения	2 235 K
Уд. теплота плавления	13,4 кДж/моль
Уд. теплота испарения	221 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	26,3[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	7,35 см³/моль
Структура решётки	кубическая
Параметры решётки	8,890 Å
Температура Дебая	400 K
Теплопроводность	(300 K) 6,87[3] Вт/(м·К)
Номер CAS	7439-96-5

25	Марганец
3d54s2

Ма́рганец — элемент 7-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы седьмой группы) четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 25. Обозначается символом Mn (лат. Manganum, ма́нганум, в составе формул по-русски читается как марганец, например, KMnO₄ — калий марганец о четыре). Простое вещество марганец — металл серебристо-белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам. Известны пять аллотропных модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой^[2].

Один из основных минералов марганца — пиролюзит — был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским полом чёрной магнезии, к которому магнит «равнодушен». В 1774 году шведский химик К. Шееле показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (от нем. Manganerz — марганцевая руда).

Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Массовая доля марганца увеличивается от кислых (600 г/т) к основным породам (2,2 кг/т). Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. В чиатурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марганец, рассеянный в горных породах, вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10⁻⁷—10⁻⁶ %), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO₂·xH₂O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железомарганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности.

В России является остродефицитным сырьём, известны месторождения: «Усинское» в Кемеровской области, «Полуночное» в Свердловской, «Порожинское» в Красноярском крае, «Южно-Хинганское» в Еврейской автономной области, «Рогачёво-Тайнинская» площадь и «Северо-Тайнинское» поле на Новой Земле.

Минералы марганца[править | править код]

• Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn₂O₃, образующийся при прокаливании пиролюзита:

  4MnO2⟶2Mn2O3+O2{\displaystyle {\ce {4 MnO2 -> 2 Mn2O3 + O2}}}

  Mn2O3+2Al⟶2Mn+Al2O3{\displaystyle {\ce {Mn2O3 + 2 Al -> 2 Mn + Al2O3}}}

• Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (~80 % Mn).
• Чистый металлический марганец получают электролизом.

Некоторые свойства приведены в таблице. Другие свойства марганца:

• Работа выхода электрона: 4,1 эВ
• Коэффициент теплового расширения: 0,000022 K⁻¹ (при 0 °C)
• Электропроводность: 0,00695⋅10⁶ Ом⁻¹·см⁻¹
• Теплопроводность: 0,0782 Вт/(см·K)
• Энтальпия атомизации: 280,3 кДж/моль при 25 °C
• Энтальпия плавления: 14,64 кДж/моль
• Энтальпия испарения: 219,7 кДж/моль
• Твёрдость:
  • по шкале Бринелля: Мн/м²
  • по шкале Мооса: 4^[4]
• Давление паров: 121 Па при 1244 °C
• Молярный объём: 7,35 см³/моль

Стандартный окислительно-восстановительные потенциалы по отношению к водородному электроду

Окисленная форма	Восстановленная форма	Среда	E0, В
Mn2+	Mn	H+	−1,186
Mn3+	Mn2+	H+	+1,51
MnO2	Mn3+	H+	+0,95
MnO2	Mn2+	H+	+1,23
MnO2	Mn(OH)2	OH−	−0,05
MnO42−	MnO2	H+	+2,26
MnO42−	MnO2	OH−	+0,62
MnO4−	MnO42−	OH−	+0,56
MnO4−	H2MnO4	H+	+1,22
MnO4−	MnO2	H+	+1,69
MnO4−	MnO2	OH−	+0,60
MnO4−	Mn2+	H+	+1,51

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:

Mn+O2⟶MnO2{\displaystyle {\ce {Mn + O2 -> MnO2}}}

Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:

Mn+2h3O→∘tMn(OH)2+h3↑{\displaystyle {\ce {Mn{}+2h3O->[^{\circ }t]Mn(OH)2{}+h3\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

Mn+2H+⟶Mn2++h3↑{\displaystyle {\ce {Mn{}+2H^{+}->Mn^{2}+{}+h3\uparrow }}}

С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению

Mn+2h3SO4⟶MnSO4+SO2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {Mn{}+2h3SO4->MnSO4{}+SO2\uparrow +2h3O}}}

С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению

3Mn+8HNO3⟶3Mn(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle {\ce {3Mn{}+8HNO3->3Mn(NO3)2{}+2NO\uparrow +4h3O}}}

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:

2MnO2+4KOH+O2⟶2K2MnO4+2h3O{\displaystyle {\ce {2 MnO2{}+ 4 KOH{}+ O2 -> 2 K2MnO4{}+ 2 h3O}}}

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

3K2MnO4+3h3SO4⟶3K2SO4+2HMnO4+MnO(OH)2↓+h3O{\displaystyle {\ce {3 K2MnO4{}+ 3 h3SO4 -> 3 K2SO4{}+ 2 HMnO4{}+ MnO(OH)2 v + h3O}}}

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)

2KMnO4→∘tK2MnO4+MnO2+O2{\displaystyle {\ce {2KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4{}+MnO2{}+O2}}}

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

2MnSO4+5PbO2+6HNO3⟶2HMnO4+2PbSO4+3Pb(NO3)2+2h3O{\displaystyle {\ce {2 MnSO4{}+ 5 PbO2{}+ 6 HNO3 -> 2 HMnO4{}+ 2 PbSO4{}+ 3 Pb(NO3)2{}+ 2 h3O}}}

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:

MnO2+4HCl⟶MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {MnO2{}+4HCl->MnCl2{}+Cl2\uparrow +2h3O}}}

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).

Марганец является моноизотопным элементом — в природе существует только один устойчивый изотоп ⁵⁵Mn. Все другие изотопы марганца нестабильны и радиоактивны, они получены искусственно. Известны 25 радиоактивных изотопов марганца, имеющие массовое число А в диапазоне от 44 до 70. Наиболее стабильными из них являются ⁵³Mn (период полураспада T_1/2 = 3,7 млн лет), ⁵⁴Mn (T_1/2 = 312,3 суток) и ⁵²Mn (T_1/2 = 5,591 суток). Преобладающим каналом распада лёгких изотопов марганца (А < 55) является электронный захват (и иногда конкурирующий с ним позитронный распад) в соответствующие изотопы хрома. У тяжёлых изотопов (А > 55) основным каналом распада является β⁻-распад в соответствующие изотопы железа. Известны также 7 изомеров (метастабильных возбуждённых состояний) с периодами полураспада более 100 нс.

Применение в металлургии[править | править код]

Марганец в виде ферромарганца применяется для раскисления стали при её плавке, то есть для удаления из неё кислорода. Кроме того, он связывает серу, что также улучшает свойства сталей. Введение до 12—13 % Mn в сталь (так называемая сталь Гадфильда), иногда в сочетании с другими легирующими металлами, сильно упрочняет сталь, делает её твёрдой и сопротивляющейся износу и ударам (т. н. «наклёп»). Такая сталь используется для изготовления шаровых мельниц, землеройных и камнедробильных машин, броневых элементов и т. д. В «зеркальный чугун» вводится до 20 % Mn.

В 1920—1940-х годах применение марганца позволяло выплавлять броневую сталь. В начале 1950-х годов в журнале «Сталь» возникла дискуссия по вопросу о возможности снижения содержания марганца в чугуне, и тем самым отказа от поддержки определённого содержания марганца в процессе мартеновской плавки, в которой вместе с В. И. Явойским и В. И. Баптизманским принял участие Е. И. Зарвин, который на основе производственных экспериментов показал нецелесообразность существовавшей технологии. Позже он показал возможность ведения мартеновского процесса на маломарганцовистом чугуне. С пуском ЗСМК началась разработка передела низкомарганцовистых чугунов в конвертерах.^[5]

Сплав 83 % Cu, 13 % Mn и 4 % Ni (манганин) обладает высоким электросопротивлением, мало изменяющимся с изменением температуры. Поэтому его применяют для изготовления реостатов и пр.

Марганец вводят в бронзы и латуни.

Применение в химии[править | править код]

Значительное количество диоксида марганца потребляется при производстве марганцево-цинковых гальванических элементов, MnO₂ используется в таких элементах в качестве окислителя-деполяризатора.

Соединения марганца также широко используются как в тонком органическом синтезе (MnO₂ и KMnO₄ в качестве окислителей), так и промышленном органическом синтезе (компоненты катализаторов окисления углеводородов, например, в производстве терефталевой кислоты окислением p-ксилола, окисление парафинов в высшие жирные кислоты).

Арсенид марганца обладает гигантским магнитокалорическим эффектом, усиливающимся под давлением.

Теллурид марганца — перспективный термоэлектрический материал (термо-ЭДС 500 мкВ/К).

Определение методами химического анализа[править | править код]

Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов.

Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn²⁺, следующие:

1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II):

MnSO4+2KOH→Mn(OH)2↓+K2SO4{\displaystyle {\mathsf {MnSO_{4}+2KOH\rightarrow Mn(OH)_{2}\downarrow +K_{2}SO_{4}}}}

Mn2++2OH−→Mn(OH)2↓{\displaystyle {\mathsf {Mn^{2+}+2OH^{-}\rightarrow Mn(OH)_{2}\downarrow }}}

Осадок на воздухе меняет цвет на бурый из-за окисления кислородом воздуха.

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка.

2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV):

MnSO4+h3O2+2NaOH→MnO(OH)2↓+Na2SO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {MnSO_{4}+H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow MnO(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}

Mn2++h3O2+2OH−→MnO(OH)2↓+h3O{\displaystyle {\mathsf {Mn^{2+}+H_{2}O_{2}+2OH^{-}\rightarrow MnO(OH)_{2}\downarrow +H_{2}O}}}

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют четыре капли раствора щёлочи и две капли раствора H₂O₂.

3. Диоксид свинца PbO₂ в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn²⁺ до MnO₄⁻ с образованием марганцевой кислоты малинового цвета:

2MnSO4+5PbO2+6HNO3→2HMnO4+2PbSO4↓+3Pb(NO3)2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2MnSO_{4}+5PbO_{2}+6HNO_{3}\rightarrow 2HMnO_{4}+2PbSO_{4}\downarrow +3Pb(NO_{3})_{2}+2H_{2}O}}}

Перманганат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Перманганат натрия — неорганическое соединение, соль металла натрия и марганцовой кислоты с формулой NaMnO₄, тёмно-красные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

2MnO2+3NaClO+2NaOH → 2NaMnO4+3NaCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {2MnO_{2}+3NaClO+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ 2NaMnO_{4}+3NaCl+H_{2}O}}}

Перманганат натрия образует тёмно-красные гигроскопичные кристаллы.

Очень хорошо растворимы в воде (примерно в 15 раз лучше перманганата калия).

Образует кристаллогидраты состава NaMnO₄•n H₂O, где n = 1, 3.

• Разлагается при нагревании:

2NaMnO4 →170oC Na2MnO4+MnO2+O2{\displaystyle {\mathsf {2NaMnO_{4}\ {\xrightarrow {170^{o}C}}\ Na_{2}MnO_{4}+MnO_{2}+O_{2}}}}

• Применение ограничено вследствие сильной гигроскопичности. Использовался в составе жидкого катализатора для разложения перекиси водорода в двигательной установке ракеты Фау-2.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.