Odoslanie dobrej práce do databázy znalostí je jednoduché. Použite nižšie uvedený formulár

Študenti, postgraduálni študenti, mladí vedci, ktorí pri štúdiu a práci využívajú vedomostnú základňu, vám budú veľmi vďační.

Uverejnené na http://www.allbest.ru/

FEDERÁLNY ŠTÁT

ROZPOČTOVÁ VZDELÁVACIA INŠTITÚCIA

VYŠŠIE ODBORNÉ VZDELANIE

(FSBEI HPE pomenovaná po N. P. OGAREVOVI)

Ústav fyziky a chémie

Katedra všeobecnej a anorganickej chémie

Práca na kurze

Oxidy mangánu

Olkhovskaya V.E.

Vedúci práce: KHN, profesor

Zyuzina L.F.

Saransk - 2014

Úvod

Táto práca je venovaná štúdiu oxidov mangánu: ich fyzikálnym a chemickým vlastnostiam, výrobe oxidu manganičitého. Riešenie tohto problému má veľký teoretický a praktický význam.

Cieľom práce v kurze je identifikovať najsľubnejšiu a ekonomicky realizovateľnú metódu výroby oxidu manganičitého.

V súlade so stanoveným cieľom boli riešené nasledovné úlohy:

· vykonať analýzu literatúry o fyzikálnych a chemických vlastnostiach, výrobných metódach, spôsoboch použitia mangánu a oxidov mangánu,

· Odhaliť technológie výroby oxidu mangánu a identifikovať tie najúčinnejšie;

· Vykonajte výpočty.

Informačnou bázou pre štúdium boli knižničné zbierkové materiály, odborné webové stránky a konzultácie s učiteľmi.

Počas výskumu som použil všeobecnú vedeckú metódu analýzy.

Práca pozostáva z úvodu, hlavnej časti, záveru, prílohy a zoznamu literatúry.

Analytický prehľad

OXIDY MANGANU

Kyslíkové zlúčeniny mangánu sú také početné a majú rôzne vlastnosti ako žiadny iný prvok; sú známe: MnO, Mn3O4, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7. Zloženie vyššieho oxidu určuje pozíciu mangánu v 7. skupine periodickej tabuľky. Najnižší oxid je zásada; soli zodpovedajúce MnO, oxid dusný, sa získavajú pôsobením kyselín na kovový Mangán a všetky jeho oxidy a z vyšších sa uvoľňuje prebytočný kyslík.

Mnn0m + 2nHX = nМnХ2 + nN20 + (m?n)0;

Pri konzumácii kyseliny chlorovodíkovej sa uvoľňuje chlór:

Mnn0m + 2mHCl = nMnCl2 + mH20 + (m?n)Cl2.

Pri izbovej teplote môžu existovať všetky oxidy, pri zahrievaní je konštantný iba jeden - Mn3O4; pri zahrievaní na horáku v tégliku s prístupom vzduchu MnO absorbuje kyslík a MnO2 ho stráca, rovnako ako Mn2O3 - v oboch prípadoch vzniká Mn3O4, a preto sa pri kvantitatívnej analýze váži vo forme tohto oxidu. použité; vyššie oxidy MnO3 a Mn2O7 vo voľnej forme sú veľmi nestabilné, dokonca aj za bežných podmienok. tempo. Základné vlastnosti MnO sú veľmi významné; akumuláciou kyslíka sa základné vlastnosti oslabujú, ale možno ich pozorovať aj pri Mn2O7; na druhej strane Mn02, ktorý je extrémne slabou zásadou, už vykazuje vlastnosti slabého kyslého oxidu; anhydridové vlastnosti MnO3 a najmä Mn2O7 sú dosť výrazné.

Oxid mangánu sa najvýhodnejšie získa zahrievaním vyšších oxidov alebo uhličitanu mangánu vo forme zelenkavého prášku v prúde vodíka; zmení sa na priehľadné, zelené, lesklé osemsteny, ak vodík, v ktorom sa zahrieva, obsahuje trochu chlorovodíka; Tieto kryštály sa bez zmeny tvaru pri zahrievaní na vzduchu premieňajú na Mn3O4. Hydrát dusnatý Mn(OH)2 sa zráža alkáliami z roztokov dusných solí vo forme bielej zrazeniny, ktorá na vzduchu vplyvom oxidácie rýchlo hnedne. Chemické vlastnosti MnO sú veľmi podobné MgO; základné vlastnosti MnO sú ostrejšie; Soli MnX2 sú podobné buď soliam MgX2 alebo soliam FeX2, NiX2, CuX2.

Tabuľka 1. Oxidy mangánu.

názov		Teplota topenia	Teplota varu
Oxid manganatý (II).
Oxid manganatý (II, III).				hnedá
Oxid mangánu (II, IV).
Oxid manganatý (III).		940 °C (rozklad)		tmavohnedá
Oxid mangánu (IV).
Oxid mangánu (VI).
Oxid mangánu (VII).				tmavozelený

Oxid manganatý (II).

Tabuľka 2 Oxid manganatý (II).

Oxid manganatý (II).
Systematický názov	Oxid manganatý (II).
Chem. vzorec
Fyzikálne vlastnosti
Štát	zelené kubické alebo šesťhranné kryštály
Molárna hmota	70,94 g/mol
Hustota
Tepelné vlastnosti
Teplota topenia
Teplota varu

Oxid maarganatý -- MnO -- nižší oxid mangánu, oxid monoxid.

Fyzikálne vlastnosti

Teplota topenia 1569 °C. Teplota varu 3127 °C* (*-sublimuje s disociáciou) Sú známe dva systémy kryštálov oxidu manganitého:

· kubický (a = 0,4448 nm);

· šesťuholníková modifikácia (stabilná do 155,3 °C);

Antiferomagnet s bodom Néel 122 K, polovodič. Molová hmotnosť 70,94 g/mol. Farba kryštálov je zelená alebo šedozelená. Kubická sústava má hustotu 5,18 g/cm3.

Chemické vlastnosti

Nerozpustný vo vode. Ľahko oxiduje a vytvára krehkú škrupinu MnO2. Pri zahrievaní vodíkom alebo aktívnymi kovmi sa redukuje na mangán.

Vykazuje prevažne základné vlastnosti. Neinteraguje s vodou a alkalickými roztokmi; rozpúšťa sa v kyselinách, pričom vytvára mangánové soli a vodu:

Keď sa spája s alkáliami v prebytku kyslíka, vytvára hypomanganáty:

Ukazuje regeneračné vlastnosti.

Geologické vlastnosti

Zriedka sa vyskytuje v prírode. Zahrnuté v manganosite.

Potvrdenie

Oxid mangánu (II) možno získať kalcináciou pri teplote 300 °C°C mangánových solí obsahujúcich kyslík v atmosfére inertného plynu. Z bežného MnO2 sa získava čiastočnou redukciou pri teplotách 700-900 °C vodíkom alebo oxidom uhoľnatým.

Vzniká pri tepelnom rozklade hydroxidu mangánu (II) a solí v inertnej atmosfére:

alebo zníženie MnO2:

Aplikácia

Používa sa ako katalyzátor pre dehydrogenáciu piperidínu.

Používa sa na odsírenie kovov.

Zložka mnohých keramických materiálov.

Mangán (II) soli sa široko používajú ako katalyzátory oxidačných procesov. Napríklad pridanie solí ľanového oleja urýchľuje jeho oxidáciu vzdušným kyslíkom, čím urýchľuje schnutie farby. Ľanový olej obsahujúci soli mangánu (II).

Oxid manganatý (II, III).

Tabuľka 3. Oxid manganatý (II, III).

Oxid manganatý (II, III).
Systematický názov	Oxid manganatý (II, III).
Chem. vzorec
Fyzikálne vlastnosti
Štát	hnedo-čierne kryštály
Molárna hmota	228,81 g/mol
Hustota	4,70; 4,856 g/cm
Tepelné vlastnosti
Teplota. plavák	1560; 1564; 1705 °C
Molár. tepelná kapacita	139,3 J/(mol K)
Entalpia tvorby	1387,6 ​​kJ/mol

Oxid mangánu (II,III) je anorganická zlúčenina, oxid mangánu so vzorcom Mn3O4, hnedo-čierne kryštály, nerozpustné vo vode.

Potvrdenie

· Minerál sa vyskytuje v prírode hausmannit -- Mn3O4 s nečistotami.

Fyzikálne vlastnosti

Oxid manganatý tvorí hnedočierne kryštály tetragonálneho systému, priestorová skupina I 41/amd, parametre bunky a = 0,575 nm, c = 0,942 nm, b = 103,9°, Z = 4.

Pri 1160°C dochádza k prechodu do kubickej fázy.

Paramagnetické.

Oxid mangánu (II, IV).

Tabuľka 4. Oxid manganatý (II, IV).

Oxid mangánu (II,IV) je anorganická zlúčenina, oxid mangánu so vzorcom Mn5O8, možno považovať za ortomanganit mangánu Mn3(MnO4)2, pevnú látku, nerozpustnú vo vode.

Potvrdenie

· Oxidácia oxid manganatý (II) alebo oxid manganatý (II, III):

Fyzikálne vlastnosti

Oxid mangánu (II, IV).-- tuhá látka, ktorá je nerozpustná vo vode.

Chemické vlastnosti

Pri zahrievaní sa rozkladá:

Oxid manganatý (III).

Tabuľka 5. Oxid manganatý.

Oxid manganatý (III).
Systematický názov	Oxid manganatý (III).
Chem. vzorec
Fyzikálne vlastnosti
Štát	hnedo-čierne kryštály
Molárna hmota	157,87 g/mol
Hustota	4,50; 4,57-4,60 g/cm³
Tepelné vlastnosti
Teplota. plavák	dif. 1080 °C
Mol. tepelná kapacita	107,5 J/(mol K)
Entalpia tvorby	957,7 kJ/mol

Oxid mangánu (III) je anorganická zlúčenina, oxid kovového mangánu so vzorcom Mn2O3, hnedo-čierne kryštály, nerozpustné vo vode.

Potvrdenie

· Minerály nachádzajúce sa v prírode braunit, kurnakit a bixbyit - oxid mangánu s rôznymi prímesami.

· Oxidácia oxidu manganitého:

Redukcia oxidu mangánu (IV):

Fyzikálne vlastnosti

Oxid manganatý tvorí hnedo-čierne kryštály niekoľkých modifikácií:

· b-Mn2O3, ortorombický systém, minerál kurnakit;

· β-Mn2O3, kubická sústava, priestorová skupina I a3, parametre bunky a = 0,941 nm, Z = 16, minerál bixbytit;

· g-Mn2O3, tetragonálny systém, parametre bunky a = 0,57 nm, c = 0,94 nm.

Nerozpúšťa sa vo vode.

Paramagnetické.

Chemické vlastnosti

Pri zahrievaní sa rozkladá:

Redukované vodíkom:

· Po rozpustení v kyselinách disproporcionálne:

· Pri tavení s oxidmi kovov vytvára manganitové soli:

Oxid mangánu (IV).

Tabuľka 6. Oxid manganatý (IV).

Oxid mangánu (IV).
Systematický názov	Oxid manganičitý
Chem. vzorec
Fyzikálne vlastnosti
Štát	čierne tetragonálne kryštály
Molárna hmota	86,9368 g/mol
Hustota
Tepelné vlastnosti
Teplota. dif.
Entalpia tvorby	521,5 kJ/mol

Chemické vlastnosti

Za normálnych podmienok sa správa dosť inertne. Pri zahrievaní kyselinami vykazuje oxidačné vlastnosti, napríklad oxiduje koncentrovanú kyselinu chlorovodíkovú na chlór:

S kyselinami sírovou a dusičnou sa MnO2 rozkladá za uvoľňovania kyslíka:

Pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami sa oxid manganičitý oxiduje na zlúčeniny Mn7+ a Mn6+:

Oxid manganičitý má amfotérne vlastnosti. Keď sa teda roztok soli MnS04 v kyseline sírovej oxiduje manganistanom draselným v prítomnosti kyseliny sírovej, vytvorí sa čierna zrazenina soli Mn(S04)2.

Pri fúzii s alkáliami a zásaditými oxidmi pôsobí MnO2 ako kyslý oxid, pričom vytvára manganitové soli:

Je katalyzátorom rozkladu peroxidu vodíka:

Potvrdenie

V laboratórnych podmienkach sa získava tepelným rozkladom manganistan draselný:

Môže sa pripraviť aj reakciou manganistanu draselného s peroxidom vodíka. V praxi vznikajúci Mn02 katalyticky rozkladá peroxid vodíka, v dôsledku čoho reakcia neprebehne úplne.

Pri teplotách nad 100 °C redukcia manganistanu draselného vodíkom:

Oxid mangánu (VII).

· Oxid mangánu (VII) Mn2O7 - zelenohnedá olejovitá kvapalina (tmelt=5,9 °C), nestabilná pri izbovej teplote; silné okysličovadlo, pri kontakte s horľavými látkami ich zapáli, prípadne s výbuchom. Vybuchne pri zatlačení, pri jasnom záblesku svetla pri interakcii s organickými látkami. Oxid mangánu (VII) Mn2O7 možno získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na manganistan draselný:

· Výsledný oxid mangánu (VII) je nestabilný a rozkladá sa na oxid manganatý (IV) a kyslík:

Súčasne sa uvoľňuje ozón:

Oxid mangánu (VII) reaguje s vodou za vzniku kyseliny manganičitej:

Oxid mangánu (VI).

Tabuľka 7. Oxid manganatý (VI).

Oxid mangánu (VI) je anorganická zlúčenina, oxid kovového mangánu so vzorcom MnO3, tmavočervená amorfná látka, ktorá reaguje s vodou.

chemikália na výrobu oxidu manganičitého

Potvrdenie

· Vzniká kondenzáciou fialových pár uvoľnených pri zahrievaní roztoku manganistan draselný v kyseline sírovej:

Fyzikálne vlastnosti

Oxid mangánu (VI) tvorí tmavočervenú amorfnú látku.

Chemické vlastnosti

· Pri zahrievaní sa rozkladá:

Reaguje s vodou:

S alkáliami tvorí soli - manganáty:

Vzorce zmien vlastností oxidov mangánu

Najstabilnejšie sú MnO2, Mn2O3 a Mn3O4 (zmesný oxid - oxid trimangánový).

Vlastnosti oxidov mangánu závisia od stupňa oxidácie kovu: so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie sa zvyšujú kyslé vlastnosti:

MnO > Мn2О3 > MnO2 > Мn2О7

Oxidy mangánu vykazujú oxidačné alebo redukčné vlastnosti v závislosti od stupňa oxidácie kovu: vyššie oxidy sú oxidačné činidlá a redukujú sa na MnO2, nižšie oxidy sú redukčné činidlá a keď sú oxidované, tvoria MnO2. MnO2 je teda najstabilnejší oxid.

spôsoby výroby oxidu manganičitého

Vynález sa týka oblasti metalurgie, konkrétnejšie výroby vysokokvalitných oxidov mangánu, ktoré majú široké využitie v chemickom a hutníckom priemysle. Spôsob výroby oxidu manganičitého zahŕňa rozpustenie surovín obsahujúcich mangán v kyseline dusičnej, čím sa získa roztok dusičnanov mangánu a dusičnanov vápnika, draslíka, horčíka a sodíka prítomných v rude. Potom sa uskutoční tepelný rozklad dusičnanov v autokláve. Tepelný rozklad sa uskutočňuje pri konštantnom znižovaní tlaku v autokláve, pričom sa začína od tlaku 0,6 MPa a na konci procesu sa znižuje na 0,15 MPa. V tomto prípade sa buničina počas tepelného rozkladu kontinuálne mieša miešadlom otáčajúcim sa rýchlosťou 1-15 ot./min. a pôsobí sa na ňu vibrácia s frekvenciou 20-50 hertzov. Metóda môže byť implementovaná v chemických podnikoch, ktoré majú autoklávy pracujúce pod tlakom. Technickým výsledkom vynálezu je výroba oxidu manganičitého so zlepšenou kvalitou. 2 tab., 2 pr.

Vynález sa týka oblasti metalurgie železa, konkrétnejšie výroby vysokokvalitného oxidu manganičitého, ktorý má široké využitie v chemickom a hutníckom priemysle, najmä pri výrobe elektrolytického a elektrotermálneho mangánu, stredne uhlíkového feromangánu. a zliatiny s nízkym obsahom fosforu na jeho báze.

Z odbornej literatúry je známych niekoľko spôsobov výroby čistého oxidu manganičitého: chemický, hydrometalurgický, pyrohydrometalurgický a pyrometalurgický.

Hlavné požiadavky na chemické metódy výroby oxidu manganičitého sú:

Účinnosť odstraňovania fosforu a hlušiny;

Jednoduchosť dizajnu hardvéru;

Vysoký výkon;

Dostupnosť a nízke náklady na činidlá.

Je známy spôsob výroby čistého oxidu manganičitého použitím metódy kyseliny sírovej. Podstata metódy je nasledovná: oxid siričitý obsahujúci oxid siričitý (SO2) a anhydrid kyseliny sírovej (SO3) prechádza suspenziou (S:L = 1:4) pripravenou z rudy a roztoku ditionátu vápenatého. Rozpúšťanie týchto plynov vo vode vedie k tvorbe kyseliny sírovej a sírovej. Oxidy mangánu sa intenzívne rozpúšťajú v kyseline sírovej za vzniku mangánovej soli kyseliny ditionátovej a síranu mangánu podľa reakcií: MnO2+2SO2 = MnS2O6; Mn02+S02 = MnS04.

V prítomnosti nadbytku ditionátu vápenatého, síranu vápenatého sa vyzráža a ditionátu mangánu tvoria: MnSO4+CaS2O6=MnS2O6+CaSO4

Vylúhovaná drť sa neutralizuje vápenným mliekom na pH 4-5, potom sa prevzdušňuje, aby sa oxidoval oxid železitý a odstránil sa oxid siričitý. Nasledujúce zrazeniny: trojmocné železo, fosfor, hliník, oxid kremičitý. Zrazenina sa odfiltruje, premyje horúcou vodou a odošle na skládku. Z vyčisteného roztoku sa pridaním nehaseného vápna vyzráža mangán vo forme hydroxidu a opäť sa získa ditionát vápenatý, ktorý sa vráti do procesu:

MnS206+Ca(OH)2=Mn(OH)2+CaS206.

Zrazenina hydroxidu mangánu sa odfiltruje, premyje, suší a kalcinuje. Kalcinovaný koncentrát obsahuje %: 92 - Mn02, 1,5 - Si02, 4,0 - CaO, 0,02 - P205 a 0,5-3 - SO2 (M.I. Gasik. Metalurgia mangánu. Kyjev: Technológia, 1979, str. 55-56).

Nevýhody známeho spôsobu výroby oxidu manganičitého sú:

Zložitosť dizajnu hardvéru;

Produkt je kontaminovaný odpadovou horninou (SiO2, CaO atď.);

Vysoká koncentrácia síry v konečnom produkte (od 0,5 do 3 %).

Technickou podstatou a dosiahnutým účinkom je navrhovanému najbližší spôsob výroby oxidu manganičitého tepelným rozkladom dusičnanu mangánu za prítomnosti dusičnanov vápenatých, horečnatých, draselných a sodných, podľa ktorého sa rozklad uskutočňuje pri tlak 0,15-1,0 MPa (autorské osvedčenie č. 1102819, trieda C22B 47/00; C01G 45/02, priorita z 20.5.83, zverejnené 15.7.84, bulletin č. 26).

Podľa prototypovej metódy sa oxid manganičitý vyrába v prítomnosti dusičnanov vápnika, horčíka, draslíka a sodíka, rozklad sa uskutočňuje pri tlaku 0,15-1,0 MPa.

Technologické parametre a vlastnosti prototypovej metódy:

Teplota rozkladu, °C - 170-190;

Rýchlosť tvorby oxidu manganičitého, kg/m3h - 500-700;

Stupeň rozkladu Mn(NO3)2,% z pôvodného množstva - 78-87;

Podmienky pre vykladanie buničiny z reaktora - gravitáciou;

Spotreba energie, MJ/kg - 1,7-2,2;

Nevýhodou tohto známeho spôsobu je nízka rýchlosť rozkladu dusičnanu mangánu, vysoká spotreba energie a veľké množstvo vody vo výsledných oxidoch dusíka.

Cieľom tohto vynálezu je zjednodušiť technológiu výroby oxidu manganičitého, zvýšiť rýchlosť rozkladu a výťažok produktu.

Cieľ je dosiahnutý tým, že proces tepelného rozkladu prebieha pri postupnom znižovaní tlaku v autokláve, počínajúc tlakom 0,6 MPa a znížením na 0,15 MPa na konci procesu, pričom buničina je kontinuálne spracovávané miešadlom rotujúcim rýchlosťou 1-15 ot./min./min.; v tomto prípade sa počas procesu tepelného rozkladu na rotačné miešadlo aplikuje vibrácia s frekvenciou 20-50 hertzov.

Horná tlaková hodnota tepelného rozkladu dusičnanov je určená podmienkami spracovania oxidov dusíka na kyselinu (uskutočňuje sa pri tlaku nepresahujúcom 0,6 MPa) a dolná hranica je určená praktickou vhodnosťou. Postupné znižovanie tlaku na 0,15 MPa zabezpečuje úplnejší tepelný rozklad dusičnanov mangánu.

Zníženie rýchlosti otáčania mixéra pod 1 ot./min. neposkytuje homogénny roztok buničiny. Zvýšenie rýchlosti otáčania nad 15 ot./min. vedie k oddeleniu dužiny a vzniku oblastí s vyššou koncentráciou vody (v dôsledku rozdielov v hustotách).

Nižšie frekvencie vibrácií - pod 20 hertzov, uložené na mixéri, nemajú prakticky žiadny vplyv na tepelný rozklad dusičnanu mangánu. Zvýšenie frekvencie vibrácií nad 50 hertzov nie je ekonomicky opodstatnené.

Ak sú tieto podmienky splnené, zvyšuje sa nielen rýchlosť rozkladu dusičnanu mangánu, ale aj samotný proces ako celok sa stáva technologicky vyspelejším. Zistilo sa, že v navrhovanom procese výťažok buničiny veľmi nezávisí od jej fyzikálnych vlastností, čo značne zjednodušuje proces jej vyberania z reaktora, zatiaľ čo oxidy dusíka obsahujú nižšie koncentrácie vody a možno ich ľahko spracovať späť na kyselinu . Tabuľka 1 uvádza porovnávacie údaje o technologických parametroch výroby oxidu manganičitého pomocou známych a navrhnutých metód. Ukazovatele (spriemerované) pre navrhovaný spôsob výroby oxidu manganičitého, uvedené v tabuľke 8, sú založené na výsledkoch experimentov (príklad 1).

Tabuľka 8

Technologické parametre a vlastnosti
Slávny	Navrhnuté
Teplota rozkladu, °C
Tlak, MPa		Postupný pokles tlaku z 0,6 na 0,15
Rýchlosť tvorby oxidu manganičitého, kg/m3h
Čas potrebný na vytvorenie 200 kg oxidu manganičitého, h
Stupeň rozkladu Mn(NO3)2, % z pôvodného množstva
Podmienky pre vykladanie buničiny z reaktora	Podľa gravitácie	Podľa gravitácie
Spotreba energie, MJ/kg MnO2
Rýchlosť otáčania mixéra, ot./min.

Pri tepelnom rozklade bola na rotačné miešadlo aplikovaná vibrácia s frekvenciou 30 hertzov - stupeň rozkladu Mn(NO3)2 sa zvyšuje o 2-3,5%.

Fyzikálno-chemické vlastnosti prášku:

Hustota - 5,10 g / cm3;

H20 - nie viac ako 3H10-2 hmotn.%.

Nižšie sú uvedené príklady, nevylučujúce iné, v rámci rozsahu nárokov.

Príklad 1

1,5 kg roztoku dusičnanu nasledujúceho zloženia, hmotn. %: 40,15 Mn(NO3)2; 25,7 Ca (NO3) 2; 7,3 Mg(N03)2; 9,2 KN03; 5,7 NaN03; 15,0 H20.

Hmotnosť vody odstránenej pri tepelnom rozklade bola určená rozdielom jej hmotnosti vo východiskovom roztoku a v kvapalnej fáze buničiny. Množstvo uvoľnených oxidov dusíka bolo stanovené stechiometriou reakcie tepelného rozkladu dusičnanu mangánu v súlade so získaným množstvom MnO2. Hlavné výsledky experimentov sú uvedené v tabuľke 9.

Tabuľka 9

možnosti	Príklady konkrétnej realizácie
Známa metóda	Navrhovaná metóda
Teplota rozkladu, C°
Tlak, MPa*
Rýchlosť otáčania mixéra, ot./min
Frekvencia vibrácií, Hz
Doba rozkladu, min
Rýchlosť tvorby MnO2, kg/m3h
Objem uvoľnených plynov, m3 na 1 kg MnO2
Výťažok suchého oxidu manganičitého, %
Horná tlaková hranica tepelného rozkladu dusičnanov je určená podmienkami spracovania oxidov dusíka na kyselinu

Oxid manganičitý sa získal s nasledujúcim zložením, hmotn. %: Mn02 - 99,6; R<0,005; S<0,05; SiO2<0,1; (К, Mg, Na, Ca)<0,1.

Navrhovaný spôsob teda zabezpečuje nielen rýchlejší rozklad dusičnanu mangánu, ale aj výrazne zjednodušuje technológiu výroby MnO2, a to ako v štádiu vykladania, tak aj v štádiu regenerácie oxidov dusíka; zároveň sa výrazne znížia náklady na prerozdelenie. Výťažok výsledného suchého oxidu manganičitého je 84 až 92 % oproti 78 % (podľa známeho spôsobu) teoreticky možného.

Príklad 2

Výsledný oxid manganičitý sa používa na tavenie kovového mangánu mimopecným procesom.

Nálož mala nasledujúce zloženie, kg:

Len 15,5 kg.

Zmes sa premiešala, naložila do taviacej šachty a zapálila pomocou zápalnice. Čas topenia bol 2,4 minúty. Získali sme 5,25 kg kovového zloženia mangánu. % Mn 98,9; Al 0,96; P - stopy (menej ako 0,005 %) a 9,3 kg zloženia trosky, % hmotn.: MnO 14,6; A1203 68,3; CaO 18,0.

Extrakcia mangánu do zliatiny bola 85,0 %.

Troska z tavenia kovového mangánu sa môže použiť ako surovina (namiesto bauxitu) pri výrobe hliníka.

Aplikácia navrhovaného vynálezu vyrieši problém využitia významných zásob nízkohodnotných mangánových rúd, najmä uhličitanových rúd usinského ložiska alebo feromangánových uzlíkov, ktorých obohacovanie akýmkoľvek iným spôsobom je v súčasnosti nerentabilné.

Výsledné mangánové zliatiny sa vyznačujú vysokou koncentráciou vedúceho prvku (mangánu) a nízkym obsahom škodlivých nečistôt (fosfor a uhlík).

Použitie mangánových ferozliatin pri tavení vysokokvalitných ocelí vedie k zníženiu spotreby kovu konštrukcií, zjednodušuje proces legovania a poskytuje významný ekonomický efekt.

Výroba mangánových koncentrátov chemickými metódami výrazne zníži nedostatok mangánových ferozliatin v krajine a jeho výroba sa môže organizovať v chemických závodoch.

Navrhovaný spôsob výroby oxidu manganičitého je možné organizovať v podnikoch, ktoré majú schopnosť využívať oxidy dusíka.

NÁROK

Spôsob výroby oxidu manganičitého tepelným rozkladom, vrátane rozpúšťania surovín obsahujúcich mangán v kyseline dusičnej na získanie roztoku dusičnanov a dusičnanov mangánu, nečistôt vápnika, draslíka, horčíka, sodíka prítomných v rude a následného tepelného rozkladu dusičnanov v autokláve, vyznačujúci sa tým, že tepelný rozklad sa uskutočňuje pri konštantnom poklese tlaku v autokláve, počínajúc tlakom 0,6 MPa a znížením na konci procesu na 0,15 MPa, pričom buničina sa kontinuálne spracováva mixér otáčajúci sa rýchlosťou 1-15 ot./min. a vibrujúci ho frekvenciou 20 -50 Hz.

experimentálna časť

Vyššie uvedené skúsenosti sa aplikujú vo veľkých podnikoch.

Chcem zvážiť laboratórnu metódu na získanie oxidu manganičitého v oxide cíničitom.

Príslušenstvo:

1. Porcelánový téglik:

2. Sklenený filter.

Podstata metódy: Príprava tuhých oxidov tepelným rozkladom zmesi SnC2O4*H2O a MnSO4*5H2O, kalcinácia na vzduchu.

Predbežná syntéza SnC2O4*H2O.

Na získanie šťavelanu cínatého sme vzali 10 g síranu cínatého a 4,975 g šťavelanu amónneho. Pripravili sa roztoky oboch látok, na tento účel sa síran cínatý rozpustil v 100 ml vody a šťavelan amónny sa rozpustil v 50 ml vody. Potom sa k roztoku síranu cínatého pridal roztok šťavelanu amónneho. Pozorovalo sa aktívne zrážanie bieleho jemného sedimentu (SnC2O4*H2O). Výsledná suspenzia sa prefiltrovala cez hrubý sklenený filter.

Reakčná rovnica:

SnSO4* H2O +(NH4)2C2O4*H2O>SnC2O4*H2Ov+(NH4)2SO4 + H2O

Výsledkom bolo 7,934 g oxalátu cínu s odhadovanou hmotnosťou 9,675. Výťažok reakcie bol 82,0 %.

Podľa reakčných rovníc

MnS04*5H20 >MnO + S03 (g) + 5 H20 (g) > Mn02.

SnC204*H2O >SnO + CO2 + H2O >Sn02

A) 7,5 % Mn02 / 92,5 % Sn02.

Na jeho získanie sme vzali: 0,75 g SnC204 * H20, 0,07 g MnS04 * 5H20. (Keďže množstvo síranu mangánu bolo podstatne menšie ako množstvo šťavelanu amónneho, pre dosiahnutie väčšej homogenity zmesi sa po vložení do porcelánového téglika pridalo niekoľko kvapiek vody. Potom sa zmes kalcinovala na horáku. ). Kalcinačný režim pri 900 °C počas 2 hodín nepriniesol žiadny výsledok (zostala sivasto-krémová farba zmesi). V dôsledku kalcinácie pri 1200 °C počas 2 hodín získala vzorka jasne červenú farbu. Hmotnosť vzorky 0,5 g.

B) 15 % Mn02 / 85 % Sn02. (0,761 g SnC204*H20, 0,088 g MnS04*5H20) Hmotnosť vzorky 0,53 g.

B) 22 % Mn02 / 78 % Sn02. (0,67 g SnC204 x H20, 0,204 g MnS04 x 5 H20). Hmotnosť vzorky 0,52 g.

D) 28 % Mn02 / 72 % Sn02 (0,67 g. SnC204 * H20, 0,2911 g. MnS04 * 5 H20). Hmotnosť vzorky 0,56 g.

Záver

Pred začatím výskumu som si stanovil nasledujúce úlohy:

· vykonať analýzu literatúry o fyzikálnych a chemických vlastnostiach, výrobných metódach, spôsoboch použitia mangánu a oxidov mangánu;

· Študovať vlastnosti oxidov mangánu;

· Odhaliť technológie výroby oxidu manganičitého a identifikovať tie najúčinnejšie;

· Vykonajte výpočty.

Počas mojej práce:

1. Bola vykonaná analýza literatúry o fyzikálnych a chemických vlastnostiach, výrobných metódach a spôsoboch použitia mangánu a oxidov mangánu;

2. Boli študované vlastnosti oxidov mangánu;

3. Uvádzajú sa technológie na výrobu oxidu manganičitého a identifikuje sa najúčinnejšia;

4. Vykonali sa výpočty.

Uvažovalo sa o mnohých spôsoboch získania oxidu manganičitého z rôznych zdrojov, no ja som sa rozhodol zamerať na spôsob získavania oxidu manganičitého v oxide cíničitom. Vykazoval vysoký stupeň kryštalinity vzorky a vysoký výťažok. Má zmysel ho používať (pre vysoké koncentrácie oxidu manganičitého).

Aplikácia

mangán

Prevalencia v prírode

Mangán je 14. najrozšírenejší prvok na Zemi a po železe je to druhý ťažký kov nachádzajúci sa v zemskej kôre (0,03 % z celkového počtu atómov v zemskej kôre). Hmotnostné množstvo mangánu sa zvyšuje z kyslých (600 g/t) na zásadité horniny (2,2 kg/t). Sprevádza železo v mnohých jeho rudách, ale existujú aj samostatné ložiská mangánu. Až 40 % mangánových rúd je sústredených v ložisku Chiatura (oblasť Kutaisi). Mangán rozptýlený v horninách je vymývaný vodou a prenášaný do Svetového oceánu. Zároveň je jeho obsah v morskej vode nevýznamný (10? 7-10? 6 %) a v hlbokých oblastiach oceánu sa jeho koncentrácia zvyšuje na 0,3 % v dôsledku oxidácie kyslíkom rozpusteným vo vode za vzniku vod- nerozpustný oxid mangánu, ktorý je v hydratovanej forme (MnO2 xH2O) a klesá do spodných vrstiev oceánu a vytvára na dne takzvané železo-mangánové uzlíky, v ktorých môže množstvo mangánu dosahovať až 45 % (obsahujú aj nečistoty z medi, niklu, kobaltu). Takéto uzliny sa môžu v budúcnosti stať zdrojom mangánu pre priemysel.

Svetové zásoby mangánových rúd predstavujú 90 % oxidových (38 %) a oxido-karbonátových (52 %) rúd.

V Južnej Afrike je asi 95% zásob sústredených v unikátnej kurumanskej mangánovo-železnej zóne. Najväčšie ložiská sú Mamatvan (priemerný obsah mangánu 38 %), Wessels (47 %) Middelplaatz (36 %)

V Číne sú zásoby mangánu reprezentované malými, ale početnými ložiskami oxidových rúd. Priemerný obsah v rudách je 20-40%. Krajina neustále hľadá a skúma nové ložiská mangánu s cieľom znížiť závislosť krajiny od dovozu kvalitných rúd.

V Kazachstane sa viac ako 90 % nachádza v regióne stredného Kazachstanu, na poliach Karazhal a Ushkatyn. Zásoby sú asi 85 miliónov ton (priemerný obsah mangánu 22 %).

Ukrajinské ložiská sa nachádzajú v juhoukrajinskej panve mangánovej rudy. Ide o skupinu Nikopol a polia Bolshetokmakskoye, ktoré obsahujú 33 a 67 % overených zásob Ukrajiny. Ukrajina má aj jeden z najvýkonnejších komplexov v Európe na spracovanie rudy a výrobu mangánových ferozliatin, vrátane závodov Nikopol, Záporožie a Stachanov.

V Gruzínsku je hlavnou surovinovou základňou ložisko Chiatura. Oxidové rudy tvoria 28% (priemerný obsah mangánu 26%) potvrdených zásob, uhličitanové rudy (priemerný obsah mangánu 18%-72%).

V Rusku je mangán mimoriadne vzácnou surovinou strategického významu. Okrem uvedených ložísk Usinsky a Polunochny, ložiská Južný Khingan v Malom Khingane v židovskej oblasti, Porozhnenskoje na hrebeni Jeniseja, oblasť Rogačevo-Taininskaja (260 miliónov ton uhličitanových rúd, s obsahom 8 – 15 % ) a nedostatočne preskúmané rudné pole Severný Tainskij (5 miliónov ton oxidových rúd, s obsahom 16-24 %) na Novej Zemi.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Mangán je tvrdý, krehký kov. Sú známe štyri kubické modifikácie kovového mangánu. Pri teplotách od izbovej teploty do 710°C je a-Mn stabilný, mriežkový parameter a = 0,89125 nm, hustota 7,44 kg/dm3. V teplotnom rozsahu 710-1090°C je b-Mn, mriežkový parameter a = 0,6300 nm; pri teplotách 1090-1137°C - g-Mn, mriežkový parameter a = 0,38550 nm. Nakoniec pri teplotách od 1137 °C do teploty topenia (1244 °C) je d-Mn s mriežkovým parametrom a = 0,30750 nm stabilný. Modifikácie a, b a d sú krehké, g-Mn je ťažný. Teplota varu mangánu je asi 2080 °C.

Na vzduchu mangán oxiduje, v dôsledku čoho je jeho povrch pokrytý hustým oxidovým filmom, ktorý chráni kov pred ďalšou oxidáciou. Pri kalcinácii na vzduchu nad 800 °C sa mangán pokryje vodným kameňom, ktorý pozostáva z vonkajšej vrstvy z Mn3O4 a vnútornej vrstvy zo zloženia MnO.

Mangán tvorí niekoľko oxidov: MnO, Mn3O4, Mn2O3, MnO2 a Mn2O7. Všetky z nich, okrem Mn2O7, čo je olejovitá zelená kvapalina pri izbovej teplote s teplotou topenia 5,9 °C, sú kryštalické pevné látky.

Oxid manganatý MnO vzniká pri rozklade dvojmocných mangánových solí (uhličitanových a iných) pri teplote okolo 300°C v inertnej atmosfére:

MnC03 = MnO + C02

Tento oxid má polovodičové vlastnosti. Rozkladom MnOOH môže vzniknúť Mn2O3. Rovnaký oxid mangánu vzniká pri zahrievaní MnO2 na vzduchu pri teplote približne 600 °C:

4Mn02 = 2Mn203 + O2

Oxid Mn2O3 sa vodíkom redukuje na MnO a pôsobením zriedenej kyseliny sírovej a dusičnej sa mení na oxid manganičitý MnO2.

Ak sa MnO2 kalcinuje pri teplote asi 950 °C, potom sa pozoruje eliminácia kyslíka a tvorba oxidu mangánu v zložení Mn3O4:

3Mn02 = Mn304 + O2

Tento oxid môže byť reprezentovaný ako MnO·Mn2O3 a z hľadiska vlastností zodpovedá Mn3O4 zmesi týchto oxidov.

Oxid manganičitý MnO2 je najbežnejšou prírodnou zlúčeninou mangánu v prírode, existuje v niekoľkých polymorfných formách. Takzvanou b-modifikáciou MnO2 je už spomínaný minerál pyrolusit. V prírode sa vyskytuje aj ortorombická modifikácia oxidu manganičitého g-MnO2. Ide o minerál ramsdelit (iný názov je polyanit).

Oxid manganičitý je nestechiometrický, v jeho mriežke je vždy nedostatok kyslíka. Ak oxidy mangánu zodpovedajúce nižším oxidačným stavom ako +4 sú zásadité, potom oxid manganičitý má amfotérne vlastnosti. Pri 170 °C sa Mn02 môže redukovať vodíkom na MnO.

Ak sa k manganistanu draselnému KMnO4 pridá koncentrovaná kyselina sírová, vznikne kyslý oxid Mn2O7, ktorý má silné oxidačné vlastnosti:

2KMn04 + 2H2SO4 = 2KHS04 + Mn207 + H20.

Mn2O7 je kyslý oxid, predstavuje ho silná kyselina manganičitá НMnO4, ktorá neexistuje vo voľnom stave.

Pri interakcii mangánu s halogénmi vznikajú dihalogenidy MnHal2. V prípade fluóru je možná aj tvorba fluoridov zloženia MnF3 a MnF4 a v prípade chlóru aj trichloridu MnCl3. Reakcie mangánu so sírou vedú k tvorbe sulfidov zlúčenín MnS (existuje v troch polymorfných formách) a MnS2. Je známa celá skupina nitridov mangánu: MnN6, Mn5N2, Mn4N, MnN, Mn6N5, Mn3N2.

S fosforom mangán tvorí fosfidy zloženia MnP, MnP3, Mn2P, Mn3P, Mn3P2 a Mn4P. Je známych niekoľko karbidov a silicídov mangánu.

Mangán reaguje so studenou vodou veľmi pomaly, ale pri zahriatí sa rýchlosť reakcie výrazne zvyšuje, vzniká Mn(OH)2 a uvoľňuje sa vodík. Keď mangán interaguje s kyselinami, tvoria sa soli mangánu (II):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2.

Z roztokov solí Mn2+ je možné vyzrážať zásadu Mn(OH)2, ktorá je slabo rozpustná vo vode:

Mn(N03)2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaN03

Mangánu zodpovedá niekoľko kyselín, z ktorých najdôležitejšie sú silná nestabilná kyselina manganistan H2MnO4 a kyselina manganičitá HMnO4, ktorých soli sú manganistan (napríklad manganistan sodný Na2MnO4) a manganistan (napríklad manganistan draselný KMnO4). .

Manganitany (známe sú len manganitany alkalických kovov a bária) môžu vykazovať vlastnosti ako oxidačné činidlá (častejšie)

2NaI + Na2MnO4 + 2H2O = MnO2 + I2 + 4NaOH,

a redukčné činidlá

2K2Mn04 + Cl2 = 2KMn04 + 2KCl.

Vo vodných roztokoch sa manganitany neúmerne delia na zlúčeniny mangánu (+4) a mangánu (+7):

3K2MnO4 + 3H20 = 2KMnO4 + Mn02·H20 + 4KOH.

V tomto prípade sa farba roztoku zmení zo zelenej na modrú, potom na fialovú a karmínovú. Pre jeho schopnosť meniť farbu svojich roztokov nazval K. Scheele manganistan draselný minerálnym chameleónom.

Manganistan sú silné oxidačné činidlá. Napríklad manganistan draselný KMnO4 v kyslom prostredí oxiduje oxid siričitý SO2 na síran:

2KMn04 + 5S02 + 2H20 = K2S04 + 2MnS04 + 2H2S04.

Pri tlaku asi 10 MPa reaguje bezvodý MnCl2 v prítomnosti organokovových zlúčenín s oxidom uhoľnatým (II) CO za vzniku dvojjadrového karbonylu Mn2(CO)10.

Literatúra

1. Internetové zdroje.

2. Workshop z anorganickej chémie: Proc. Manuál pre študentov. Vyššie Učebnica Prevádzkarne/V.A. Aleshin, A.I. Dunaev, A. I. Žirov; upravil Yu.D. Treťjakov - M.: Vydavateľstvo. Centrum "Akadémia", 2004.

3. Glinka N.L. Všeobecná chémia//M.: Integral-press, 2002.

4. Achmetov N.S. všeobecná a anorganická chémia. Učebnica Pre univerzity - 4. vyd., prepracované // M.: Vyššie. Škola, vydavateľské centrum "Akadémia", 2001.

5. Anorganická chémia. Chémia prvkov: Učebnica v 2 zväzkoch. T.2/Yu.D. Treťjakov, L.I. Martynenko, A. N. Grigoriev, A. Yu, Tsivadze. - 2. vyd., prepracované. a dodatočné - M.: Vydavateľstvo Moskovskej štátnej univerzity; ICC "Akademkniga", 2007.

6. Chemická encyklopédia / Redakčná rada: Knunyants I.L. a ďalšie // M.: Sovietska encyklopédia, 1992.

7. Ugai Y.A. Všeobecná chémia: Učebnica pre študentov chémie. špecialista. un-tov//M.: Vyššie. škola, -1984.

8. Všeobecná a anorganická chémia. Prednáškový kurz. Časť II. hlavné triedy anorganických zlúčenín/ Korneev Yu.M., Ovcharenko V.P., Egorov E.N.//M.: Škola pomenovaná po A.N. Kolmogorov, Vydavateľstvo Moskovskej univerzity, 2000.

9. Chemist’s Handbook / Redakčná rada: Nikolsky B.P. a ďalšie - 2. vydanie, revidované//M.-L.: Chemistry, 1966. - T.1.

Uverejnené na Allbest.ru

...

Podobné dokumenty

Historický odkaz. Aplikácia mangánu. Získanie mangánu. Zlúčeniny mangánu v biologických systémoch. Objem výroby mangánovej rudy podľa podnikov. Mangánové hnojivá. Ochorenie spôsobené toxínom mangánu.

abstrakt, pridaný 11.5.2004


Vlastnosti sedimentárnych ložísk mangánových rúd. Vlastnosti oxidu mangánu. Rozklad dvojmocných mangánových solí. Priemyselná výroba mangánu. Ťažba a úprava rúd. Elektrolýza vodných roztokov síranu mangánu. Zásoby mangánových rúd.

abstrakt, pridaný 03.01.2011


Vrstvené podvojné hydroxidy (LDH), ich štruktúra a spôsoby syntézy. Štúdium sorpcie mangánu (II) na vzorkách Mg,Al-CO3 LDH za statických podmienok. Kinetika sorpcie mangánu(II). Závislosť optickej hustoty od času sorpcie mangánu(II) z roztoku.

kurzová práca, pridané 13.10.2017


Podmienky pre metalotermiu. Výpočet zloženia východiskovej zmesi a možných reakcií. Vlastnosti redukovateľných oxidov. Výroba mangánu pomocou aluminotermie. Chemické vlastnosti získaných látok a prekurzorov. Stanovenie reakčného produktu.

kurzová práca, pridané 16.12.2015


Čistenie vody od mangánu. Bezreagenčné a reagenčné metódy na demanganizáciu vody. Hlboké prevzdušnenie, po ktorom nasleduje filtrácia. Použitie katalyzátorov oxidácie mangánu. Odstraňovanie mangánu z podzemných vôd. Technológia použitia manganistanu draselného.

abstrakt, pridaný 03.09.2011


Všeobecná charakteristika, základné fyzikálne a chemické vlastnosti oxohydroxidu mangánu (III), trioxalatomanganátu draselného (III), dioxalatodiaquamanganátu draselného (III), poradie ich vzniku a rozsah použitia. Syntéza MnO(OH) a iných zlúčenín.

praktické práce, pridané 23.03.2011


Chemické vlastnosti mangánu a jeho zlúčenín. Priemyselná výroba mangánu. História objavu chrómu, všeobecné informácie. Miera spotreby mangánu a chrómu, ich biologická úloha. Vplyv nedostatku alebo prebytku mikroelementov na ľudské telo.

abstrakt, pridaný 20.01.2015


Zváženie hlavných metód analýzy železa a mangánu. Popis klasických a inštrumentálnych metód. Analýza zloženia soli. Hmotnostné spektrometrické, titrimetrické a gravimetrické stanovenie lítia, železa, mangánu v zmiešanom fosfáte.

kurzová práca, pridané 24.01.2016


Gravimetrické metódy na stanovenie mangánu vo forme oxidu, sulfidu, fosforečnanu, pikrolonátu. Štúdium prvku pomocou manganatometrie, jodometrie, potenciometrickej titrácie. Analýza roztokov fotometrickými a luminiscenčnými metódami.

kurzová práca, pridané 28.10.2012


Všeobecná charakteristika mangánu, jeho základné fyzikálne a chemické vlastnosti, história objavov a moderné úspechy vo výskume. Výskyt tohto chemického prvku v prírode, smery jeho aplikácie v priemysle, výrobe.

Oxid manganičitý je anorganická zlúčenina, oxid manganičitý so vzorcom MnO2. Prirodzene sa vyskytuje ako rozšírený minerál pyrolusit. V priemysle sa oxid manganičitý získava elektrolýzou roztoku síranu mangánu, v laboratóriách - z manganistanu draselného zahrievaním alebo interakciou s peroxidom vodíka.

Vlastnosti

Jemný alebo jemne kryštalický prášok tmavohnedej alebo čiernej farby. Nerozpúšťa sa vo vode. Pri zahrievaní nad +105 °C sa rozkladá. Jedovatý.

Chemicky je činidlo veľmi stabilné a považuje sa za najstabilnejšiu zlúčeninu mangánu obsahujúcu kyslík. Za normálnych podmienok reaguje slabo. Vykazuje amfotérne vlastnosti, t.j. tvorí kyseliny aj zásady. Môže pôsobiť ako redukčné činidlo, ale častejšie ako silné oxidačné činidlo. Reaguje so silnými anorganickými a organickými kyselinami, ako je sírová, chlorovodíková, dusičná, šťaveľová za vzniku solí: sírany, chloridy, dusičnany, šťavelany. Pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou sa uvoľňuje chlór. S kyselinami dusičnou a sírovou - kyslíkom. Interaguje so silnými oxidačnými činidlami. Pri reakciách s alkáliami vytvára soli kyseliny mangánovej (H2MnO3) - manganitany.

		Oxid manganičitý 91% EDM

Toto je zaujímavé

• Ľudstvo používa látku takmer od svojho vzniku. Archeológovia zistili, že jaskynné maľby z jaskyne Lascaux (Francúzsko) boli vytvorené presne pomocou oxidu manganičitého. Tieto kresby sú podľa rádiokarbónového datovania staré 17 až 19 tisíc rokov.
• Existujú ešte starodávnejšie dôkazy. V jaskyni Pech-de-Laze (Francúzsko) sa našli kúsky čierneho kameňa, ktorým je oxid manganičitý. Zdá sa, že tieto kamene používali neandertálci na zakladanie alebo udržiavanie požiarov asi pred pol miliónom rokov.

Preventívne opatrenia

Vzťahuje sa na triedu 2 nebezpečnosti pre ľudské zdravie. Môže sa prehltnúť vdýchnutím prachového aerosólu. Pri kontakte s pokožkou spôsobuje podráždenie. Pri požití alebo vdýchnutí sa hromadí v tele. Vysoká dávka činidla vstupujúceho do tela má negatívny vplyv na dýchací systém, centrálny nervový a kardiovaskulárny systém. Podľa bezpečnostných pravidiel stanovených GOST by ste pri práci s oxidom manganičitým mali používať špeciálne oblečenie, gumené rukavice a respirátory typu „Petal“ s prachovým filtrom a ochranné okuliare. Koncentrácia činidla vo vzduchu na pracovisku by sa mala pravidelne kontrolovať. Samotná miestnosť musí byť vybavená núteným vetraním.

Oxid manganičitý sa skladuje a prepravuje vo vreciach odolných voči vlhkosti, impregnovanom papieri alebo plastoch, ako aj v oceľových nádobách a kartónových vinutých sudoch. Skladované v krytých skladoch.

Aplikácia

všeobecný prehľad

Mangán je prvok VIIB podskupiny IV obdobia. Elektrónová štruktúra atómu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2, najcharakteristickejšie oxidačné stavy v zlúčeninách sú od +2 do +7.

Mangán je pomerne bežný prvok, ktorý tvorí 0,1 % (hmotnostný zlomok) zemskej kôry. V prírode sa vyskytujú iba vo forme zlúčenín, hlavnými minerálmi sú pyrolusit (oxid manganičitý). MnO2.), gauskanit Mn304 a brownite Mn203.

Fyzikálne vlastnosti

Mangán je striebristo biely, tvrdý, krehký kov. Jeho hustota je 7,44 g/cm 3, teplota topenia je 1245 o C. Známe sú štyri kryštalické modifikácie mangánu.

Chemické vlastnosti

Mangán je aktívny kov, v mnohých napätiach je medzi hliníkom a zinkom. Na vzduchu je mangán pokrytý tenkým oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou aj pri zahriatí. V jemne rozdrvenom stave mangán ľahko oxiduje.

3Mn + 202 = Mn304– pri kalcinácii na vzduchu

Voda pri izbovej teplote pôsobí na mangán veľmi pomaly, ale pri zahriatí pôsobí rýchlejšie:

Mn + H20 = Mn(OH)2 + H2

Rozpúšťa sa v zriedenej kyseline chlorovodíkovej a dusičnej, ako aj v horúcej kyseline sírovej (za studena H2SO4 je prakticky nerozpustný):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 Mn + H2S04 = MnS04 + H2

Potvrdenie

Mangán sa získava z:

1. elektrolýza roztoku MnSO 4. Pri elektrolytickej metóde sa ruda redukuje a potom rozpustí v zmesi kyseliny sírovej a síranu amónneho. Výsledný roztok sa podrobí elektrolýze.

2. redukcia z jeho oxidov kremíkom v elektrických peciach.

Aplikácia

Mangán sa používa:

1. pri výrobe legovaných ocelí. Mangánová oceľ, obsahujúca až 15% mangánu, má vysokú tvrdosť a pevnosť.

2. mangán je súčasťou množstva zliatin na báze horčíka; zvyšuje ich odolnosť proti korózii.

Oxidy magrany

Mangán tvorí štyri jednoduché oxidy - MnO, Mn203, MnO2 A Mn207 a zmiešaný oxid Mn304. Prvé dva oxidy majú základné vlastnosti, oxid manganičitý MnO2 je amfotérny a vyšší oxid Mn207 je anhydrid kyseliny manganičitej HMn04. Známe sú aj deriváty mangánu (IV), ale zodpovedajúci oxid Mn03 nedostal.

Zlúčeniny mangánu (II).

Oxidačný stav +2 zodpovedá oxidu mangánu (II). MnO, hydroxid mangánu Mn(OH) 2 a mangánité soli.

Oxid mangánu (II) sa získava vo forme zeleného prášku redukciou iných oxidov mangánu vodíkom:

Mn02 + H2 = MnO + H20

alebo počas tepelného rozkladu šťavelanu alebo uhličitanu mangánu bez prístupu vzduchu:

MnC204 = MnO + CO + C02 MnC03 = MnO + C02

Pri pôsobení alkálií na roztoky solí mangánu (II) sa vyzráža biela zrazenina hydroxidu mangánu Mn(OH)2:

MnCl2 + NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl

Na vzduchu rýchlo tmavne, oxiduje na hnedý hydroxid manganatý (IV) Mn(OH)4:

2Mn(OH)2 + 02 + 2H20 = 2 Mn(OH)4

Oxid a hydroxid manganatý (II) majú zásadité vlastnosti a sú ľahko rozpustné v kyselinách:

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H20

Soli mangánu (II) sa tvoria, keď sa mangán rozpustí v zriedených kyselinách:

Mn + H2S04 = MnS04 + H2- pri zahrievaní

alebo pôsobením kyselín na rôzne prírodné zlúčeniny mangánu, napr.

Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20

V pevnej forme sú mangánové (II) soli ružovej farby, roztoky týchto solí sú takmer bezfarebné.

Pri interakcii s oxidačnými činidlami majú všetky zlúčeniny mangánu (II) redukčné vlastnosti.

Zlúčeniny mangánu (IV).

Najstabilnejšou zlúčeninou mangánu (IV) je tmavohnedý oxid manganičitý. MnO2. Ľahko vzniká ako pri oxidácii nižších, tak aj pri redukcii vyšších zlúčenín mangánu.

MnO2- amfotérny oxid, ale kyslé aj zásadité vlastnosti sa prejavujú veľmi slabo.

V kyslom prostredí je oxid manganičitý silné oxidačné činidlo. Pri zahrievaní s koncentrovanými kyselinami dochádza k nasledujúcim reakciám:

2Mn02 + 2H2S04 = 2MnS04 + 02 + 2H20 Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20

Okrem toho sa v prvom stupni v druhej reakcii najprv vytvorí nestabilný chlorid mangánu (IV), ktorý sa potom rozkladá:

MnCl4 = MnCl2 + Cl2

Pri fúzii MnO2 Manganity sa získavajú s alkáliami alebo zásaditými oxidmi, napríklad:

Mn02 + 2KOH = K2Mn03 + H20

Pri interakcii MnO2 s koncentrovanou kyselinou sírovou vzniká síran manganatý MnS04 a uvoľňuje sa kyslík:

2Mn(OH)4 + 2H2S04 = 2MnS04 + 02 + 6H20

Interakcia MnO2 so silnejšími oxidačnými činidlami vedie k tvorbe zlúčenín mangánu (VI) a (VII), napríklad pri fúzii s chlorečnanom draselným vzniká manganistan draselný:

3Mn02 + KCl03 + 6KOH = 3K2Mn04 + KCl + 3H20

a pri vystavení oxidu polónimu v prítomnosti kyseliny dusičnej - kyseliny mangánovej:

2Mn02 + 3Po02 + 6HN03 = 2HMn04 + 3Po(N03)2 + 2H20

Aplikácia MnO2

Ako oxidačné činidlo MnO2 používa sa pri výrobe chlóru z kyseliny chlorovodíkovej a v suchých galvanických článkoch.

Zlúčeniny mangánu (VI) a (VII).

Keď sa oxid manganičitý taví s uhličitanom draselným a dusičnanom, získa sa zelená zliatina, z ktorej možno izolovať tmavozelené kryštály manganistanu draselného. K2MnO4- soli veľmi nestabilnej kyseliny manganičitej H2MnO4:

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

vo vodnom roztoku sa manganitany spontánne premieňajú na soli kyseliny mangánovej HMnO4 (manganistan) za súčasného vzniku oxidu manganičitého:

3K2MnO4 + H20 = 2KMnO4 + Mn02 + 4KOH

v tomto prípade sa farba roztoku zmení zo zelenej na karmínovú a vytvorí sa tmavohnedá zrazenina. V prítomnosti alkálií sú manganistan stabilné, v kyslom prostredí dochádza k prechodu manganistanu na manganistan veľmi rýchlo.

Keď silné oxidačné činidlá (napríklad chlór) pôsobia na roztok manganistanu, ten sa úplne premení na manganistan:

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

Manganistan draselný KMnO4- najznámejšia soľ kyseliny manganičitej. Vyzerá ako tmavofialové kryštály, mierne rozpustné vo vode.Ako všetky zlúčeniny mangánu (VII) aj manganistan draselný je silné oxidačné činidlo. Ľahko oxiduje mnohé organické látky, premieňa železité soli na železité soli, oxiduje kyselinu sírovú na kyselinu sírovú, uvoľňuje chlór z kyseliny chlorovodíkovej atď.

Pri redoxných reakciách KMnO4(a on MnO4-) možno v rôznej miere obnoviť. V závislosti od pH média môže byť produktom redukcie ión Mn 2+(v kyslom prostredí), MnO2(v neutrálnom alebo mierne alkalickom prostredí) alebo ión MnO4 2-(vo vysoko alkalickom prostredí), napríklad:

KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O- vo vysoko alkalickom prostredí 2KMnO4 + 3KNO2 + H20 = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH– neutrálne alebo mierne zásadité 2KMnO4 + 5KN02 + 3H2S04 = 2MnS04 + K2S04 + 5KN03 + 3H20– v kyslom prostredí

Pri zahrievaní v suchej forme sa manganistan draselný už pri teplote asi 200 ° C rozkladá podľa rovnice:

2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2

Voľná ​​kyselina manganistanu zodpovedajúca manganistanu HMn04 sa nezískal v bezvodom stave a je známy iba v roztoku. Koncentrácia jeho roztoku sa môže zvýšiť na 20%. HMn04- veľmi silná kyselina, úplne disociovaná na ióny vo vodnom roztoku.

Oxid mangánu (VII) alebo anhydrid mangánu, Mn207 možno pripraviť pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na manganistan draselný: 2KMnO4 + H2S04 = Mn207 + K2S04 + H20

Anhydrid mangánu je zeleno-hnedá olejovitá kvapalina. Je veľmi nestabilný: pri zahriatí alebo pri kontakte s horľavými látkami exploduje na oxid manganičitý a kyslík.

Ako energetické oxidačné činidlo má manganistan draselný široké využitie v chemických laboratóriách a priemysle, slúži aj ako dezinfekčný prostriedok.Reakcia tepelného rozkladu manganistanu draselného sa v laboratóriu využíva na výrobu kyslíka.

Oxid manganatý (II).- MnO - nižší oxid mangánu, oxid monoxid.

Zásaditý oxid. Nerozpustný vo vode. Ľahko oxiduje a vytvára krehkú škrupinu MnO2. Pri zahrievaní vodíkom alebo aktívnymi kovmi sa redukuje na mangán.

Oxid mangánu (II) možno získať kalcináciou mangánnatých solí obsahujúcich kyslík pri teplote 300 °C v atmosfére inertného plynu. Z bežného MnO 2 sa získava čiastočnou redukciou pri teplotách 700-900 °C vodíkom alebo oxidom uhoľnatým.

Hydroxid manganatý (II).- anorganická zlúčenina, hydroxid kovový mangán so vzorcom Mn(OH) 2, svetloružové kryštály, nerozpustné vo vode. Vykazuje slabé základné vlastnosti. Na vzduchu oxiduje.

Hydroxid manganatý (II) vzniká interakciou jeho solí s alkáliami:

Chemické vlastnosti.

· Hydroxid mangánu (II) sa na vzduchu ľahko oxiduje na hnedý oxohydroxid mangánu, ktorý sa ďalej rozkladá na oxid manganatý:

· Hydroxid manganatý (II) má zásadité vlastnosti. Reaguje s kyselinami a kyslými oxidmi:

· Hydroxid manganatý (II) má redukčné vlastnosti. V prítomnosti silných oxidačných činidiel môže oxidovať na manganistan:

Oxid manganatý (III).- anorganická zlúčenina, oxid kovu mangánu so vzorcom Mn 2 O 3, hnedočierne kryštály, nerozpustné vo vode.

Potvrdenie.

· V prírode sa nachádzajú minerály braunit, kurnakit a bixbyit - oxid mangánu s rôznymi prímesami.

· Oxidácia oxidu manganitého:

Redukcia oxidu mangánu (IV):

Chemické vlastnosti.

· Pri zahrievaní sa rozkladá:

· Po rozpustení v kyselinách disproporcionálne:

· Pri tavení s oxidmi kovov vytvára manganitové soli:

Nerozpúšťa sa vo vode.

Hydroxid manganatý (III). –Mn203ּ H20 alebo MnО(OH) sa vyskytuje prirodzene ako minerál manganita(hnedá mangánová ruda). Ako čierno-hnedá farba sa používa umelo vyrobený hydroxid manganatý (III).

Pri interakcii s kyslými oxidačnými činidlami sa tvorí mangánové soli.

Soli mangánu (II) sú spravidla vysoko rozpustné vo vode, s výnimkou Mn 3 (PO 4) 2, MnS, MnCO 3.

Síran mangánu(II) MnS04 je biela soľ, jedna z najstabilnejších zlúčenín mangánu (II). V prírode sa vyskytuje vo forme kryštalického hydrátu MnSO 4 7H 2 O. Používa sa pri farbení tkanín a tiež spolu s chloridom mangánu MnCl2 na výrobu iných zlúčenín mangánu.

Uhličitan mangánu(II) MnCO 3 sa v prírode vyskytuje vo forme mangánového pšatu a používa sa v metalurgii.

Dusičnan mangánu(II) Mn(NO 3) 2 sa získava iba umelo a používa sa na separáciu kovov vzácnych zemín.

Soli mangánu sú katalyzátory oxidačných procesov zahŕňajúcich kyslík. Používajú sa v sušičkách. Ľanový olej s prídavkom takéhoto sušiaceho činidla sa nazýva sušiaci olej.

Oxid mangánu (IV). (oxid manganičitý) MnO 2 je tmavohnedý prášok, nerozpustný vo vode. Najstabilnejšia zlúčenina mangánu, rozšírená v zemskej kôre (minerálny pyroluzit).

Chemické vlastnosti.

Za normálnych podmienok sa správa dosť inertne. Pri zahrievaní kyselinami vykazuje oxidačné vlastnosti, napríklad oxiduje koncentrovanú kyselinu chlorovodíkovú na chlór:

S kyselinami sírovou a dusičnou sa MnO 2 rozkladá za uvoľňovania kyslíka:

Pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami sa oxid manganičitý oxiduje na zlúčeniny Mn 7+ a Mn 6+:

Oxid manganičitý má amfotérne vlastnosti. Keď sa teda roztok soli MnS04 v kyseline sírovej oxiduje manganistanom draselným v prítomnosti kyseliny sírovej, vytvorí sa čierna zrazenina soli Mn(S04)2.

A keď sa spája s alkáliami a zásaditými oxidmi, MnO 2 pôsobí ako kyslý oxid a vytvára soli - manganitany:

Je katalyzátorom rozkladu peroxidu vodíka:

Potvrdenie.

V laboratórnych podmienkach sa získava tepelným rozkladom manganistanu draselného:

Môže sa pripraviť aj reakciou manganistanu draselného s peroxidom vodíka. V praxi výsledný Mn02 katalyticky rozkladá peroxid vodíka, v dôsledku čoho reakcia neprebehne úplne.

Pri teplotách nad 100 °C redukcia manganistanu draselného vodíkom:

64. Zlúčeniny mangánu (VI), spôsoby prípravy a vlastnosti. Oxid mangánu (VII), kyselina manganistan a manganistan - príprava, vlastnosti, použitie.

Oxid mangánu (VI).- anorganická zlúčenina, oxid kovu mangánu so vzorcom MnO 3, tmavočervená amorfná látka, reaguje s vodou.

Vzniká kondenzáciou fialových pár uvoľnených pri zahrievaní roztoku manganistanu draselného v kyseline sírovej:

Chemické vlastnosti.

· Pri zahrievaní sa rozkladá:

Reaguje s vodou:

S alkáliami tvorí soli - manganáty:

Hydroxid manganatý (VI). má kyslý charakter. Voľná ​​kyselina mangánová (VI) je nestabilná a disproporcionálna vo vodnom roztoku podľa nasledujúcej schémy:

3H2Mn04 (c) -> 2HMn04 (c) + Mn02 (s) + 2H20 (1).

Manganáty (VI) vznikajú fúziou oxidu manganičitého s alkáliou v prítomnosti oxidačných činidiel a majú smaragdovo zelenú farbu. V silne alkalickom prostredí sú manganitany (VI) celkom stabilné. Pri riedení alkalických roztokov dochádza k hydrolýze sprevádzanej disproporcionáciou:

3K2Mn04 (c) + 2H20 (1) -> 2KMn04 (c) + Mn02 (s) + 4KOH (c).

Manganany (VI) sú silné oxidačné činidlá, ktoré sa v kyslom prostredí redukujú na Mn(II), a v neutrálnom a alkalickom prostredí – až MnO2. Vplyvom silných oxidačných činidiel môžu byť manganitany (VI) oxidované na Mn(VII):

2K2Mn04 (c) + Cl2 (g) -> 2 KMn04 (c) + 2 KCI (c).

Pri zahrievaní nad 500 o C sa manganistan (VI) rozkladá na produkty:

manganistan (IV) a kyslík:

2K2Mn04(t) -» K2Mn03(t) + 02(g).

Oxid mangánu (VII) Mn207- zelenohnedá olejovitá kvapalina (t pl =5,9 °C), nestabilná pri izbovej teplote; silné okysličovadlo, pri kontakte s horľavými látkami ich zapáli, prípadne s výbuchom. Vybuchne pri zatlačení, pri jasnom záblesku svetla pri interakcii s organickými látkami. Oxid mangánu (VII) Mn 2 O 7 možno získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na manganistan draselný:

Výsledný oxid mangánu (VII) je nestabilný a rozkladá sa na oxid manganatý (IV) a kyslík:

Súčasne sa uvoľňuje ozón:

Oxid mangánu (VII) reaguje s vodou za vzniku kyseliny manganičitej, ktorá má fialovočervenú farbu:

Bezvodú kyselinu manganičitú nebolo možné získať, v roztoku je stabilná do koncentrácie 20 %. Toto veľmi silná kyselina zdanlivý stupeň disociácie v roztoku s koncentráciou 0,1 mol/dm 3 je 93 %.

Kyselina manganičitá – silné oxidačné činidlo . Interaguje ešte energickejšie Mn207, horľavé látky sa pri kontakte s ním vznietia.

Soli kyseliny manganičitej sú tzv manganistanu . Najdôležitejším z nich je manganistan draselný, ktorý je veľmi silným oxidačným činidlom. S jeho oxidačnými vlastnosťami voči organickým a anorganickým látkam sa často stretávame v chemickej praxi.

Stupeň redukcie manganistanu závisí od povahy média:

1) kyslé prostredie Mn(II) (Mn2+ soli)

Mn04 - +8H + +5ē = Mn2+ +4H20, Eo = +1,51 B

2) neutrálne prostredie Mn(IV) (oxid mangánu(IV))

Mn04 - +2H20+3ē=Mn02+4OH-,Eo = +1,23 B

3) alkalické prostredie Mn(VI) (manganáty M2MnO4)

Mn04 - +ē =Mn042-, Eo = +0,56B

Ako je možné vidieť, manganistan vykazujú najsilnejšie oxidačné vlastnosti v kyslom prostredí.

K tvorbe manganistanu dochádza v silne alkalickom roztoku, ktorý potláča hydrolýzu K2MnO4. Keďže reakcia zvyčajne prebieha v dosť zriedených roztokoch, konečným produktom redukcie manganistanu v alkalickom prostredí, ako aj v neutrálnom prostredí, je MnO 2 (pozri disproporcionácia).

Pri teplote asi 250 o C sa manganistan draselný rozkladá podľa nasledujúcej schémy:

2KMn04(t) K2Mn04(t) + Mn02(t) + O2(g)

Manganistan draselný sa používa ako antiseptikum. Vodné roztoky rôznych koncentrácií od 0,01 do 0,5 % sa používajú na dezinfekciu rán, kloktanie a iné protizápalové procedúry. Na popáleniny kože sa úspešne používajú 2 - 5% roztoky manganistanu draselného (koža sa vysuší a nevytvorí sa bublina). Pre živé organizmy sú manganistan jedom (spôsobujú zrážanie bielkovín). Ich neutralizácia sa uskutočňuje 3% roztokom H202 okyslený kyselinou octovou:

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH→2Mn(CH 3COO) 2 +2CH 3 COOK +8H20+ 5O2

65. Zlúčeniny rénia (II), (III), (VI). Zlúčeniny rénia (VII): oxid, kyselina réniová, rhenáty.

Oxid rénitý (II).- anorganická zlúčenina, oxid kovu rénia so vzorcom ReO, čierne kryštály, nerozpustné vo vode, tvoria hydráty.

Hydrát oxidu rénia ReO H 2 O vzniká, keď sa kyselina rénia redukuje kadmiom v kyslom prostredí:

Oxid rénitý (III).- anorganická zlúčenina, oxid kovu rénia so vzorcom Re 2 O 3, čierny prášok, nerozpustný vo vode, tvorí hydráty.

Získava sa hydrolýzou chloridu rénitého v alkalickom prostredí:

Ľahko oxiduje vo vode:

Oxid rénium(VI).- anorganická zlúčenina, oxid kovu rénia so vzorcom ReO 3, tmavočervené kryštály, nerozpustné vo vode.

Potvrdenie.

· Podiel oxidu rénia (VII):

Redukcia oxidu rénia (VII) oxidom uhoľnatým:

Chemické vlastnosti.

· Pri zahrievaní sa rozkladá:

· Oxidované koncentrovanou kyselinou dusičnou:

S hydroxidmi alkalických kovov vytvára rhenity a perrenáty:

· Oxidované vzdušným kyslíkom:

Redukované vodíkom:

Oxid rénitý (VII).- anorganická zlúčenina, oxid kovu rénia so vzorcom Re 2 O 7, svetložlté hygroskopické kryštály, rozpúšťa sa v studenej vode, reaguje s horúcou vodou.

Potvrdenie.

Oxidácia kovového rénia:

· Rozklad pri zahrievaní oxidu réniového:

Oxidácia oxidu rénia (IV):

· Rozklad pri zahrievaní kyseliny rénium:

Chemické vlastnosti.

· Pri zahrievaní sa rozkladá:

· Reaguje s horúcou vodou:

Reaguje s alkáliami za vzniku perrhenátov:

· Je oxidačným činidlom:

Redukované vodíkom:

· Kompatibilné s réniom:

Reaguje s oxidom uhoľnatým:

Kyselina rénová- anorganická zlúčenina, kyselina obsahujúca kyslík so vzorcom HReO 4, existuje len vo vodných roztokoch, tvorí soli perrhenates.

Prenos rénia zo slabo rozpustných zlúčenín, ako je ReO a ReS2, do roztoku sa uskutočňuje kyslým rozkladom alebo alkalickou fúziou za vzniku rozpustných perrenátov alebo kyseliny réniovej. Naopak, extrakcia rénia z roztokov sa uskutočňuje vyzrážaním vo forme slabo rozpustných rhenátov draselných, céznych, táliových atď. Veľký priemyselný význam má rhenát amónny, z ktorého sa redukciou vodíkom získava kovové rénium.

Kyselina rénová sa získava rozpustením Re2O7 vo vode:

Re207 + H20 = 2HRe04.

Roztoky kyseliny rénium sa získavajú aj rozpustením kovového rénia v peroxide vodíka, brómovej vode a kyseline dusičnej. Prebytočný peroxid sa odstráni varom. Kyselina rénová sa získava oxidáciou nižších oxidov a sulfidov z perrenátov pomocou iónovej výmeny a elektrodialýzy. Pre pohodlie sú v tabuľke 2 uvedené hustoty roztokov kyseliny rénium.

Kyselina rénová je stabilná. Na rozdiel od kyseliny chloristej a mangánu má veľmi slabé oxidačné vlastnosti. Jeho zotavenie je zvyčajne pomalé. Ako redukčné činidlá sa používajú kovové amalgámy a chemické činidlá.

Perrenáty sú menej rozpustné a tepelne stabilnejšie ako zodpovedajúce chloristany a manganistan.

Najnižšiu rozpustnosť má tálium, cézium, rubídium a draslík.

Reninany Tl, Rb, Cs, K, Ag sú slabo rozpustné látky, perreničnany, Ba, Pb (II) majú priemernú rozpustnosť, perreničnany Mg, Ca, Cu, Zn, Cd atď. veľmi rozpustný vo vode. Ako súčasť draselného a amónneho perhenátu sa rénium izoluje z priemyselných roztokov.

Renát draselný KReO4 – drobné bezfarebné šesťhranné kryštály. Topí sa bez rozkladu pri 555°, pri vyšších teplotách sa vyparuje, čiastočne disociuje. Rozpustnosť soli vo vodnom roztoku kyseliny réniovej je vyššia ako vo vode, zatiaľ čo v prítomnosti H2SO4 zostáva prakticky nezmenená.

Renát amónny NH4ReO4 sa získava neutralizáciou kyseliny réniovej pomocou amoniaku. Pomerne dobre rozpustný vo vode. Pri kryštalizácii z roztokov tvorí s KReO4 súvislé tuhé roztoky. Pri zahrievaní na vzduchu sa rozkladá počnúc 200 °, čím vzniká sublimát obsahujúci Re2O7 a čierny zvyšok ReO2. Pri rozklade v inertnej atmosfére vzniká iba oxid rénium (IV) podľa reakcie:

2NH4Re04 = 2Re02 + N2 + 4H20.

Keď sa soľ redukuje vodíkom, získa sa kov.

Medzi soľami kyseliny réniovej s organickými zásadami si všimneme nitrónironistan C20H17N4ReO4, ktorý má veľmi nízku rozpustnosť v acetátových roztokoch, najmä v prítomnosti nadbytku nitrónacetátu. Tvorba tejto soli sa používa na kvantifikáciu rénia.

Autor: Chemická encyklopédia I.L. Knunyants

OXIDY MANGANU: MnO, Mn203, Mn02, Mn304, Mn207, Mn508. Okrem Mn 2 O 7 sú všetky oxidy kryštály a sú nerozpustné vo vode. Pri zahrievaní vyšších oxidov dochádza k odštiepeniu O2 a vznikajú nižšie oxidy:

Pri vystavení vzduchu alebo v atmosfére O2 nad 300 °C sa MnO a Mn2O3 oxidujú na MnO2.

Bezvodý a hydratovaný. Oxidy Mn sú súčasťou zloženia rúd mangánu a feromangánu vo forme minerálov pyrolusit b -MnO 2, psilomelan mMO* nMnO 2 * xH 2 O [M = Ba, Ca, K, Mn(H)], manganit b -MnOOH (Mn 2 O 3 * H 2 O), injektáž g-MnOOH, braunit 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3 atď. s obsahom MnO 2 60-70 %. Spracovanie mangánových rúd zahŕňa mokré obohacovanie a následnú chemickú separáciu oxidov MnO 2 alebo Mn 2 O 3 metódami sulfitizácie a sulfatizácie, karbonizácie a redukcie. praženie atď.

Monoxid MnO (minerálny manganozit). Hexagon je stabilný až do -155,3 °C. modifikácia, nad - kubická (pozri tabuľku). Polovodič. Antiferomagnet s bodom Néel 122 K; mag. susceptibilita + 4,85* 10 - 3 (293 K). Má slabo zásadité vlastnosti; sa pri zahrievaní redukuje vodíkom a aktívnymi kovmi na Mn. Keď MnO interaguje s kyselinami, tvoria sa Mn(II) soli s taveninou NaOH pri 700-800 °C a prebytkom O2 - Na3MnO4, keď sú vystavené pôsobeniu (NH4)2S - sulfidu MnS. Získava sa rozkladom Mn(OH)2, Mn(C204), Mn(N03)2 alebo MnC03 v inertnej atmosfére pri 300 °C, riadenej redukciou Mn02 alebo Mn203 s vodík alebo CO pri 700-900 ° S. Zložka feritov a inej keramiky. materiály, troska na odsírenie kovov, mikrohnojivá, katalyzátor dehydrogenácie piperidínu, antiferomagnet. materiál.

Seskvioxid Mn 2 O 3 existuje v dvoch modifikáciách – kosoštvorcový. a (minerálny kurnakit) a kubický. b (minerál bixbyit), teplota prechodu a : b 670 °C; paramagnetické, magnetické susceptibilita +1,41 10 - 5 (293 K); sa redukuje H2 pri 300 °C na MnO a hliníkom pri zahriatí na Mn.

Vplyvom zriedenej H 2 SO 4 a HNO 3 sa mení na MnO 2 a Mn(II) soľ. Mn203 sa získava termodynamicky rozkladom MnOOH.

Oxid mangánu (II, III) Mn 3 O 4 (nerál hausmannit); a -Mn304 sa pri 1160 °C premení na b -Mn304 s kubickým kryštalickým. rošt; D H 0 prechod a : b 20,9 kJ/mol; paramagnetické, magnetické susceptibilita + 1,24* 10 - 5 (298 K). Vykazuje chemické vlastnosti vlastné MnO a Mn203.

Oxid Mn02 je najbežnejšou zlúčeninou Mn v prírode; Najstabilnejšia je b-modifikácia (minerálny pyroluzit). Známy kosoštvorec. g -MnO 2 (minerálny ramsdelit alebo polyanit), ako aj a, d a e, považované za tuhé roztoky rôznych foriem MnO 2. Paramagnetické, magnetické susceptibilita + 2,28* 10 - 3 (293 K). Oxid Mn - nestechiometrický. zlúčeniny, v jej mriežke je vždy nedostatok kyslíka. Amfoterné. H2 sa redukuje na MnO pri 170 °C. Pri interakcii s NH3 vznikajú H20, N2 a Mn203. Vplyvom O 2 v tavenine NaOH dáva Na 2 MnO 4, v konc. kyseliny - zodpovedajúce soli Mn(IV), H 2 O a O 2 (alebo Cl 2 v prípade kyseliny chlorovodíkovej). MnO 2 sa získava rozkladom Mn(NO 3) 2 alebo Mn(OH) 2 pri 200 °C na vzduchu, redukciou KMnO 4 v neutrálnom prostredí a elektrolýzou Mn(II) solí. Používa sa na výrobu Mn a jeho zlúčenín, sušidlá, ako depolarizátor v suchých prvkoch, zložka hnedého pigmentu (umbra) do farieb, na zjasnenie skla, ako činidlo na detekciu Cl -, oxidačné činidlo v hydrometalurgii Zn, Cu, U, katalytická zložka v hopkalitových patrónach atď. Aktívny MnO 2, získaný interakciou vodných roztokov MnSO 4 a KMnO 4, je v organickej chémii oxidačným činidlom.

Oxid mangánu (VII) Mn 2 O 7 (heptaoxid dimangánu, anhydrid mangánu) - olejovitá zelená kvapalina; teplota topenia 5,9 °C; hustota 2,40 g/cm3; Vzorka D H0 -726,3 kJ/mol. Nad 50 °C sa pri pomalom zahrievaní začína rozkladať s uvoľňovaním O 2 a tvorbou nižších oxidov a pri vyšších teplotách alebo vysokých rýchlostiach zahrievania exploduje; mimoriadne citlivé na mechanické a tepelné vplyvy. Silné oxidačné činidlo; pri kontakte s Mn 2 O 7 sa vznietia horľavé látky. OXIDY MANGÁNU b. získaný reakciou KMnO 4 s H Z SO 4 za studena.

Oxid Mn508 alebo Mn2II (MnIV04)3 je pevná látka; nerozpustný vo vode; možno získať oxidáciou MnO alebo Mn304; ľahko sa rozkladá na Mn02 a O2.

Z hydroxidov Mn stechiometrické. zlúčeninami sú len Mn(OH) 2, MnO(OH) a HMnO 4, ostatné sú hydráty. oxidy rôzneho zloženia, podobné chemickými vlastnosťami ako zodpovedajúce oxidy. Kyslé vlastnosti hydroxidov sa zvyšujú so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie Mn:Mn(OH)2< MnО(ОН) (или Mn 2 O 3 * xH 2 O) < MnO 2 * xН 2 О < Mn 3 О 4 * xН 2 О < Н 2 MnО 4 < НMnО 4 . Гидроксид Мn(II) практически не растворим в воде (0,0002 г в 100 г при 18 °С); основание средней силы; растворим в растворах солей NH 4 ; на воздухе постепенно буреет в результате окисления до MnО 2 * xН 2 О.

Hydroxid Mn(III) MnO(OH) je známy v dvoch modifikáciách; pri 250 °C vo vákuu sa dehydratuje na g-Mn203; nerozpustný vo vode Príroda manganit sa nerozkladá s HNO 3 a zriedenou H 2 SO 4, ale pomaly reaguje s H 2 SO 3, umelo získaný je ľahko rozložiteľný minerálnymi kyselinami; O2 sa oxiduje na b-Mn02. Pozri tiež Manganáty.

OXID MANGÁNU. toxické; MPC pozri čl. mangán.

Chemická encyklopédia. Zväzok 2 >>