В кислых растворах образуется бесцветный катион Mn2+.

В кислых растворах образуется бесцветный катион Mn2+.

MnO₄^– + 8H⁺ +5e^–" Mn²⁺+ 4H₂O; (E⁰= +1,53 В).

Из нейтральных растворов выпадает бурый осадок MnO2.

MnO₄^– +2H₂O +3e^–" MnO₂ + 4OH^–.

В щелочных растворах образуется зеленый анион MnO42–.

MnO₄^– + e^–" MnO₄^2– ; (E⁰= +0,56В).


MnO4– + восстановитель

Кислая среда	Нейтральная	Щелочная среда

Соединения марганца (+6)

Манганаты – соли с анионом MnO₄^2– , имеют яркий зеленый цвет. Анион MnO₄^2─ устойчив только в сильнощелочной среде. Под действием воды и, особенно, кислоты манганаты диспропорционируют с образованием соединений Mn в степени окисления 4 и 7.

3MnO₄^2– + 2H₂O = MnO₂ + 2MnO₄^–+ 4OH^–

По этой причине кислота Н₂MnO₄ не существует.

Манганаты можно получить, сплавляя MnO₂ с щелочами или карбонатами в присутствии окислителя.

2MnO₂(к) + 4KOH (ж) + О₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O

Манганаты являются сильными окислителями, но если на них подействовать еще более сильным окислителем, то они переходят в перманганаты.

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

Окислительно–восстановительные свойства аниона MnO₄^2– можно передать схемой:

MnO₂	восстановитель +	MnO₄^2–	+ окислитель	MnO₄^–

Диспропорционирование

Соединения марганца (+4)

Оксид MnO₂ – наиболее устойчивое соединение Mn. Этот оксид встречается в природе (минерал пиролюзит). Оксид MnO₂ – черно-коричневое вещество с очень прочной кристаллической решеткой. По этой причине, несмотря на то, что оксид MnO₂ является амфотерным, он не реагирует с растворами щелочей и с разбавленными. Он растворяется в концентрированных кислотах.

MnO₂+ 4HCl (конц) = MnCl₂ +Cl₂ + 2H₂O

Реакцию используют в лаборатории для получения Cl₂.

При растворении MnO₂в концентрированной серной и азотной кислоте образуются Mn²⁺ и О₂.

Таким образом, в очень кислой среде MnO₂ стремится перейти в катион Mn²⁺.

С щелочами MnO₂ реагирует только в расплавах с образованием смешанных оксидов. В присутствии окислителя в щелочных расплавах образуются манганаты.

Окислительные свойства диоксида лучше проявляются в кислой среде, в этом случае MnO₂ восстанавливается до Mn²⁺.
E⁰ (Mn²⁺/MnO₂)= +1,23 В.

Гидроксид Mn(+4) не выделен, при восстановлении перманганата и манганата в нейтральных или слабощелочных средах, а также при окислении Mn(OH)₂ и MnOOH из растворов выпадает темно-бурый осадок гидратированного MnO₂.

Оксид и гидроксид Mn(+3) имеют основной характер. Это твердые, бурого цвета, нерастворимые в воде и неустойчивые вещества.

При взаимодействии с разбавленными кислотами они диспропорционируют, образуя соединения Mn в степенях окисления 4 и 2.

2MnOOH + H₂SO₄ = MnSO₄ + MnO₂ + 2H₂O

С концентрированными кислотами они взаимодействуют также как и MnO₂, т.е. в кислой среде переходят в катион Mn²⁺. В щелочной среде легко окисляются на воздухе до MnO₂.

Соединения марганца (+2)

⇐ Предыдущая 1 234 Следующая ⇒