Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru/

ФЕДЕРАЛЬНА ДЕРЖАВНА

БЮДЖЕТНА ОСВІТАЛЬНА УСТАНОВА

ВИЩОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ

(ФДБОУ ВПО ім. М. П. ОГАРЄВА)

Інститут фізики та хімії

Кафедра загальної та неорганічної хімії

Курсова робота

Оксиди марганцю

Ольховська В.Е.

Керівник роботи: КХН, професор

Зюзіна Л.Ф.

Саранськ - 2014

Вступ

Ця робота присвячена вивченню оксидів марганцю: їх фізичним та хімічним властивостям, одержання діоксиду марганцю. Вирішення цієї проблеми має велике теоретичне та практичне значення.

Мета курсової роботи - виявлення найбільш перспективного та економічно доцільного способу отримання діоксиду марганцю.

Відповідно до поставленої мети у роботі вирішувалися такі:

· Провести аналіз літератури за фізичними та хімічними властивостями, методиками отримання, способами застосування марганцю та оксидів марганцю,

· Розкрити технології отримання доксиду марганцю та виявити найбільш ефективну;

· Провести розрахунки.

Інформаційною базою дослідження стали фондові матеріали бібліотек, професійні сайти, консультації викладачів.

У ході дослідження я користувалася загальнонауковим методом-аналізом.

Робота складається з вступу, основної частини, висновків, додатків, списку використаної літератури.

Аналітичний огляд

ОКСИДИ МАРГАНЦЮ

Кисневі сполуки марганцю такі численні й різноманітні за властивостями, як жодного іншого елемента; відомі такі - MnО, Mn3O4, Mn2O3, MnО2, MnО3, Mn2O7. Склад вищого оксиду визначає положення Марганця у 7-й групі періодичної системи. Нижчий окис є основою; солі, що відповідають MnО, закису, виходять при дії кислот і на металевий марганець, і на всі його оксиди, причому з вищих виділяється зайвий кисень

MnnОm + 2nHX = nМnХ2 + nН2O + (m?n)O;

при вживанні соляної кислоти виділяється хлор:

MnnОm + 2mHCl = nMnCl2 + mH2O + (m?n)Cl2.

При кімнатній температурі можуть бути всі оксиди, при нагріванні постійний один - Mn3O4; при нагріванні на паяльній лампі в тиглі при доступі повітря МnО поглинає кисень, а МnО2 втрачає його, також і Мn2О3 - в обох випадках утворюється Мn3О4, а тому при кількісному аналізі застосовується зважування у вигляді цього окис; вищі оксиди МnО3 і Мn2О7 у вільному вигляді дуже непостійні, навіть за звичайних. темп. Основні властивості МnО дуже значні; у міру накопичення кисню основні властивості слабшають, але можуть бути помічені навіть для Мn2О7; з іншого боку, МnО2, будучи основою вкрай слабким, виявляє властивості слабкого кислотного оксиду; ангідридні властивості МnО3 і особливо Мn2О7 цілком різко виражені.

Закис марганцю найзручніше виходить при нагріванні в струмені водню вищих оксидів або вуглекислого марганцю у вигляді зеленого порошку; вона перетворюється на прозорі, зелені, блискучі октаедри, якщо водень, в якому її нагрівають, містить кілька хлористого водню; ці кристали, не змінюючи форми, перетворюються на Мn3О4 при нагріванні повітря. Гідрат закису Мn(ОН)2 осаджується лугами з розчинів солей закису у вигляді білого осаду, що швидко буріє на повітрі внаслідок окислення. За хімічними властивостями МnО дуже схоже на MgO; основні властивості МnО різкіше; солі МnХ2 подібні то до солей MgX2, то до солей FeX2, NiX2, CuX2.

Таблиця 1. Оксиди марганцю.

Назва		Температура плавлення	Температура кипіння
Оксид марганцю(II)
Оксид марганцю(II,III)				коричневий
Оксид марганцю(II,IV)
Оксид марганцю(III)		940 °C (розл.)		темно коричневий
Оксид марганцю(IV)
Оксид марганцю(VI)
Оксид марганцю(VII)				темно-зелений

Оксид марганцю (II)

Таблиця 2. Оксид марганцю (ІІ).

Оксид марганцю(II)
Систематичне найменування	Оксид марганцю(II)
Хім. формула
Фізичні властивості
Стан	зелені кубічні або гексагональні кристали
Молярна маса	70,94 г/моль
густина
Термічні властивості
Температура плав.
Температура кіп.

Оксиід маарганцю (II) - MnO - нижчий оксид марганцю, монооксид.

Фізичні властивості

Температура плавлення становить 1569 °C. Температура кипіння 3127 °C* (*-виганяється з дисоціацією) Відомі дві сингонії кристалів оксиду марганцю(II):

· кубічна (а = 0,4448 нм);

· гексагональна модифікація (стійка до 155,3 ° C);

Антиферомагнетик з точкою Нееля 122 К, напівпровідник. Молярна вага 70,94 г/моль. Колір кристалів - зелений чи сіро-зелений. У кубічної сингонії густина 5,18 г/см3.

Хімічні властивості

Чи не розчинний у воді. Легко окислюється з утворенням тендітної оболонки MnO2. Відновлюється до марганцю під час нагрівання з воднем або активними металами.

Виявляє переважно основні властивості. З водою та розчинами лугів не взаємодіє, у кислотах розчиняється, утворюючи солі марганцю (II) та воду:

При сплавленні з лугами у надлишку кисню утворює гіпоманганати:

Виявляє відновлювальні властивості.

Геологічні властивості

У природі трапляється рідко. Входить до складу манганозиту.

Отримання

Оксид марганцю(II) можна отримати прожарюванням при температурі 300°C кисневмісних солей марганцю(II) в атмосфері інертного газу. З поширеного MnO2 його одержують через часткове відновлення при температурах 700-900 °C воднем або чадним газом.

Утворюється при термічному розкладанні гідроксиду марганцю (II) та солей в інертній атмосфері:

або відновленням МnО2:

Застосування

Застосовується як каталізатор придегідрогізації піперидину.

Використовується для десульфуризації металів.

Компонент багатьох керамічних матеріалів.

Солі марганцю(II) широко використовуються як каталізатори окисних процесів. Наприклад, додавання солей вливане масло прискорює окислення останнього киснем повітря, таким чином прискорюючи висихання фарби. Лляна олія, що містить солі марганцю(II),

Оксид марганцю(II,III)

Таблиця 3. Оксид марганцю (ІІ, ІІІ).

Оксид марганцю(II,III)
Систематичне найменування	Оксид марганцю(II,III)
Хім. формула
Фізичні властивості
Стан	коричнево-чорні кристали
Молярна маса	228,81 г/моль
густина	4,70; 4,856 г/смі
Термічні властивості
Температура. плав.	1560; 1564; 1705 °C
Молярна. теплоємні.	139,3 Дж/(моль К)
Ентальпія освіти	1387,6 ​​кДж/моль

Оксид марганцю (II, III) - неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою Mn3O4, коричнево-чорні кристали, що не розчиняється у воді.

Отримання

· У природі зустрічається мінералгаусманіт - Mn3O4 з домішками.

Фізичні властивості

Оксид марганцю(II,III) утворює коричнево-чорні кристали тетрагональної сингонії, просторова група I 41/amd, параметри комірки a = 0,575 нм, c = 0,942 нм, = 103,9°, Z = 4.

При 1160°З відбувається перехід у фазу кубічної сингонії.

Парамагнетик.

Оксид марганцю(II,IV)

Таблиця 4. Оксид марганцю (II, IV).

Оксид марганцю(II,IV) - неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою Mn5O8, може розглядатися як ортоманганіт марганцю Mn3(MnO4)2, тверда речовина, що не розчиняється у воді.

Отримання

· Окисленняоксиду марганцю(II) або оксиду марганцю(II,III):

Фізичні властивості

Оксид марганцю(II,IV)- тверда речовина, не розчинна у воді.

Хімічні властивості

При нагріванні розкладається:

Оксид марганцю(III)

Таблиця 5. Оксид марганцю (III).

Оксид марганцю(III)
Систематичне найменування	Оксид марганцю(III)
Хім. формула
Фізичні властивості
Стан	коричнево-чорні кристали
Молярна маса	157,87 г/моль
густина	4,50; 4,57-4,60 г/смі
Термічні властивості
Температура. плав.	разл. 1080 °C
Мовляв. теплоємні.	107,5 Дж/(моль К)
Ентальпія освіти	957,7 кДж/моль

Оксид марганцю (III) - неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою Mn2O3, коричнево-чорні кристали, які не розчиняються у воді.

Отримання

· У природі зустрічаються мінералибрауніт, курнакіт та біксбіїт - оксид марганцю з різними домішками.

· Окислення оксиду марганцю(II):

· Відновлення оксиду марганцю (IV):

Фізичні властивості

Оксид марганцю (III) утворює коричнево-чорні кристали кількох модифікацій:

· б-Mn2O3, ромбічна сингонія, мінерал курнакіт;

· В-Mn2O3, кубічна сингонія, просторова група I a3, параметри комірки a = 0,941 нм, Z = 16, мінералбіксбііт;

· г-Mn2O3, тетрагональна сингонія, параметри комірки a = 0,57 нм, c = 0,94 нм.

Чи не розчиняється у воді.

Парамагнетик.

Хімічні властивості

Розкладається при нагріванні:

· Відновлюється воднем:

· При розчиненні в кислотах - диспропорціонує:

· При сплавленні з оксидами металів утворює солі манганіти:

Оксид марганцю(IV)

Таблиця 6. Оксид марганцю (IV).

Оксид марганцю(IV)
Систематичне найменування	Діоксид марганцю
Хім. формула
Фізичні властивості
Стан	чорні тетрагональні кристали
Молярна маса	86,9368 г/моль
густина
Термічні властивості
Температура. разл.
Ентальпія освіти	521,5 кДж/моль

Хімічні властивості

За звичайних умов поводиться досить інертно. При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору:

З сірчаною та азотною кислотами MnO2 розкладається з виділенням кисню:

При взаємодії із сильними окислювачами діоксид марганцю окислюється до сполук Mn7+ та Mn6+:

Діоксид марганцю виявляє амфотерні властивості. Так, при окисленні сірчанокислого розчину солі MnSO4перманганатом калію у присутності сірчаної кислоти утворюється чорний осад солі Mn(SO4)2.

При сплавленні з лугами та основними оксидами MnO2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі манганіти:

Є каталізатором розкладання пероксиду водню:

Отримання

У лабораторних умовах одержують термічним розкладаннямперманганату калію:

Також можна отримати реакцію перманганату калію з пероксидом водню. На практиці MnO2, що утворився, каталітично розкладає пероксид водню, внаслідок чого реакція до кінця не протікає.

При температурі вище 100 °C відновлення перманганату калію воднем:

Оксид марганцю(VII)

· Оксид марганцю (VII) Mn2O7 - зеленувато-бура масляниста рідина (tпл = 5,9 ° C), нестійкий при кімнатній температурі; сильний окислювач, при зіткненні з горючими речовинами спалахує їх, можливо вибухом. Вибухає від поштовху, від яскравого спалаху світла, при взаємодії з органічними речовинами. Отримати оксид марганцю(VII) Mn2O7 можна дією концентрованої сірчаної кислоти на перманганат калію:

· Отриманий оксид марганцю(VII) нестійкий і розкладається на оксид марганцю(IV) та кисень:

· Одночасно виділяється озон:

· Оксид марганцю(VII) взаємодіє з водою, утворюючи марганцову кислоту:

Оксид марганцю(VI)

Таблиця 7. Оксид марганцю (VI).

Оксид марганцю (VI) - неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою MnO3, темно-червона аморфна речовина, що реагує з водою.

діоксид марганець одержання хімічний

Отримання

· Утворюється при конденсації фіолетових пар, що виділяються при нагріванні розчинуперманганату калію в сірчаній кислоті:

Фізичні властивості

Оксид марганцю (VI) утворює темно-червону аморфну ​​речовину.

Хімічні властивості

· Розкладається при нагріванні:

· Реагує з водою:

· З лугами утворює солі - манганати:

Закономірності зміни властивостей оксидів марганцю

Найбільш стійкими є MnO2, Mn2O3 та Мn3О4 (змішаний оксид - тримарганцю тетраоксид).

Властивості оксидів марганцю залежать від ступеня окиснення металу: зі збільшенням ступеня окиснення посилюються кислотні властивості:

MnO > Мn2О3 > MnO2 >Мn2О7

Оксиди марганцю виявляють окислювальні або відновлювальні властивості залежно від ступеня окислення металу: вищі оксиди – окислювачі та відновлюються до MnO2, нижчі оксиди – відновники, окислюючись, утворюють МnO2. Таким чином, МnО2 - найстійкіший оксид.

способи одержання діоксиду марганцю

Винахід відноситься до галузі металургії, конкретніше, отримання високоякісних оксидів марганцю, які можуть знайти широке застосування в хімічній і металургійній промисловості. Спосіб отримання діоксиду марганцю включає розчинення сировини, що містить марганець, в азотній кислоті з отриманням розчину нітратів марганцю і нітратів присутніх в руді домішок кальцію, калію, магнію, натрію. Потім проводять термічне розкладання нітратів автоклаві. Термічне розкладання ведуть при постійному зниженні тиску автоклаві, починаючи від тиску 0,6 МПа і знижуючи його до кінця процесу до 0,15 МПа. При цьому пульпу при термічному розкладанні безперервно перемішують мішалкою, що обертається зі швидкістю 1-15 об/хв і накладанням на неї вібрації з частотою 20-50 герц. Спосіб може бути впроваджений на підприємствах хімічного профілю, які мають у своєму складі автоклави, що працюють під тиском. Технічним результатом винаходу є одержання діоксиду марганцю підвищеної якості. 2 табл., 2 ін.

Винахід відноситься до галузі чорної металургії, конкретніше, отримання високоякісного діоксиду марганцю, який може знайти широке застосування в хімічній та металургійній промисловості, зокрема при виробництві електролітичного і електротермічного марганцю, середньовуглецевого феромарганця, низькофосфористих лігатур на його основі.

З технічної літератури відомо кілька способів одержання чистого діоксиду марганцю: хімічні, гідрометалургійні, пірогідрометалургійні та пірометалургійні.

Основними вимогами, які висуваються до хімічних методів одержання діоксиду марганцю, є:

Ефективність видалення фосфору та порожньої породи;

Простота апаратурного оформлення;

Висока продуктивність;

Доступність та дешевизна реагентів.

Відомий спосіб одержання чистого діоксиду марганцю сірчанокислотним методом. Сутність методу полягає в наступному: через приготовлену з руди та розчину дитіонату кальцію суспензію (Т:Ж=1:4) пропускається сірчистий газ, що містить сірчистий (SO2) та сірчаний (SO3) ангідриди. Розчинення цих газів у воді призводить до утворення сірчистої та сірчаної кислот. У сірчистій кислоті інтенсивно розчиняються оксиди марганцю з утворенням марганцевої солі дитіонатної кислоти та сульфату марганцю за реакціями: MnO2+2SO2 = MnS2O6; MnO2+SO2 = MnSO4.

У присутності надлишку дитіонату кальцію відбувається осадження сульфату кальцію та утворення дитіонату марганцю: MnSO4+CaS2O6=MnS 2O6+CaSO4

Вилужену пульпу нейтралізують вапняним молоком до рН 4-5, потім вона аерується для окислення закису заліза та видалення сірки діоксиду. В осад випадають тривалентне залізо, фосфор, алюміній, кремнезем. Осад відфільтровують, промивають гарячою водою і направляють у відвал. З очищеного розчину додаванням негашеного вапна беруть в облогу марганець у вигляді гідрооксиду, при цьому знову отримують дитіонат кальцію, який повертають у процес:

MnS2O6+Са(ОН)2=Мn(OH) 2+CaS2O6.

Осад гідрооксиду марганцю відфільтровують, промивають, сушать і прожарюють. Прожарений концентрат містить, %: 92 - MnO2, 1,5 - SiO2 , 4,0 - CaO, 0,02 - P2O5 та 0,5-3 - SO 2 (М.І.Гасік. Металургія марганцю. Київ: Техніка, 1979, стор.55-56).

Недоліками відомого способу отримання марганцю діоксиду є:

Складність апаратурного оформлення;

Продукт забруднений порожньою породою (SiO2, CaO та ін.);

Висока концентрація сірки у кінцевому продукті (від 0,5 до 3%).

Найбільш близьким до пропонованого по технічній сутності і досягається ефект є спосіб отримання діоксиду марганцю термічним розкладанням нітрату марганцю в присутності нітратів кальцію, магнію, калію і натрію, згідно з яким розкладання проводять при тиску 0,15-1,0 МПа (Авторське свідоцтво № 1102 кл. C22B 47/00; C01G 45/02;

Відповідно до способу-прототипу отримання діоксиду марганцю в присутності нітратів кальцію, магнію, калію та натрію, розкладання проводять при тиску 0,15-1,0 МПа.

Технологічні параметри та властивості способу-прототипу:

Температура розкладання, °С – 170-190;

Швидкість утворення діоксиду марганцю, кг/м3год – 500-700;

Ступінь розкладання Mn(NO3)2 % від вихідної кількості - 78-87;

Умови вивантаження пульпи з реактора – самопливом;

Енерговитрати, МДж/кг - 1,7-2,2;

Недоліками відомого способу є низька швидкість розкладання нітрату марганцю, великі енерговитрати, висока кількість води в окислах азоту.

Завданням цього винаходу є спрощення технології отримання діоксиду марганцю, підвищення швидкості розкладання та виходу продукту.

Поставлене завдання досягається тим, що процес термічного розкладання ведуть при поступовому зниженні тиску в автоклаві, починаючи від тиску 0,6 МПа і знижуючи його до кінця процесу до 0,15 МПа, при цьому пульпу безперервно обробляють мішалкою, що обертається зі швидкістю 1-15 об /хв; при цьому в процесі термічного розкладання на мішалку, що обертається, накладають вібрацію з частотою 20-50 герц.

Верхнє значення тиску для термічного розкладання нітратів визначається умовами переробки оксидів азоту в кислоту (воно проводиться при тиску, що не перевищує 0,6 МПа), а нижня межа – практичною доцільністю. Поступове зниження тиску до 0,15 МПа забезпечує повніше термічне розкладання нітратів марганцю.

Зменшення швидкості обертання мішалки нижче 1 об/хв не забезпечує отримання гомогенного розчину пульпи. Збільшення швидкості обертання вище 15 об/хв призводить до розшарування пульпи та появи ділянок з більш високою концентрацією води (через різницю в щільності).

Нижчі частоти вібрації - нижче 20 герц, накладені на мішалку, мало впливають показники термічного розкладання нітрату марганцю. Збільшення частоти вібрації вище 50 герц економічно невиправдане.

За дотримання цих умов підвищується як швидкість розкладання нітрату марганцю, а й процес у цілому стає більш технологічним. Встановлено, що в запропонованому процесі вихід пульпи не сильно залежить від її фізичних властивостей, що значно спрощує процес її вивантаження з реактора, при цьому оксиди азоту містять нижчі концентрації води і можуть бути легко перероблені в кислоту. У таблиці 1 представлені порівняльні дані технологічних параметрів отримання діоксиду марганцю за відомим і запропонованим способам. Показники (усереднені) за пропонованим способом отримання діоксиду марганцю, представлені в таблиці 8, взяті на підставі результатів проведених експериментів (приклад 1).

Таблиця 8

Технологічні параметри та властивості
Відомий	Пропонований
Температура розкладання, °C
Тиск, МПа		Поступове зниження тиску від 0,6 до 0,15
Швидкість утворення діоксиду марганцю, кг/м3г
Час, необхідний для утворення 200 кг діоксиду марганцю, год
Ступінь розкладання Mn(NO3)2, % від вихідної кількості
Умови вивантаження пульпи з реактора	Самопливом	Самопливом
Енерговитрати, МДж/кг MnO2
Швидкість обертання мішалки, об/хв.

При термічному розкладанні на мішалку, що обертається, накладалася вібрація частотою 30 герц - ступінь розкладання Mn(NO3)2 збільшується на 2-3,5%.

Фізико-хімічні властивості порошку:

Щільність – 5,10 г/см3;

Н 2O - не більше 3Ч10-2 вага.%.

Нижче наведені приклади, що не виключають інших, обсягом формули винаходу.

Приклад 1

В автоклав завантажили 1,5 кг розчину нітратів наступного складу, вага.%: 40,15 Mn(NO3)2; 25,7 Ca(NO3) 2; 7,3 Mg(NO3)2; 9,2 KNO3; 5,7 NaNO3; 15,0 Н2О.

Вагу віддаленої при термічному розкладанні води визначали по різниці її ваги у вихідному розчині та рідкій фазі пульпи. Кількість оксидів азоту, що виділилися, визначали за стехіометрією реакції термічного розкладання нітрату марганцю відповідно до отриманої кількості MnO2. Основні результати проведених експериментів представлені у таблиці 9.

Таблиця 9

Параметри	Приклади конкретного виконання
Відомий спосіб	Пропонований спосіб
Температура розкладання, C°
Тиск, МПа *
Швидкість обертання мішалки, об/хв
Частота вібрації, Гц
Час розкладання, хв
Швидкість освіти MnO2, кг/м3ч
Об'єм газів, що виділилися, м3 на 1 кг MnO2
Вихід сухого діоксиду марганцю, %
Верхня межа тиску для термічного розкладання нітратів визначається умовами переробки оксидів азоту на кислоту

Отриманий діоксид марганцю наступного складу, вага.%: MnO2 - 99,6; Р<0,005; S<0,05; SiO2<0,1; (К, Mg, Na, Ca)<0,1.

Таким чином, пропонований спосіб забезпечує не тільки швидке розкладання нітрату марганцю, але і значно спрощує технологію виробництва MnO2, як на стадії вивантаження, так і на стадії регенерації оксидів азоту; при цьому значно знижуються витрати на переділи. Вихід отриманого сухого діоксиду марганцю становить 84-92% проти 78% (відомим способом) від теоретично можливого.

Приклад 2

Отриманий діоксид марганцю використаний для виплавки металевого марганцю позапечним процесом.

Шихта мала склад, кг:

Усього 15,5 кг.

Шихту змішали, завантажили в плавильну шахту та за допомогою запалу підпалили. Тривалість плавки становила 2,4 хв. Отримали 5,25 кг металевого марганцю. % Мn 98,9; Аl 0,96; Р - сліди (менше 0,005%) та 9,3 кг шлаку складу, вага.%: МnО 14,6; Al2О3 68,3; СаО 18,0.

Вилучення марганцю в сплав склало - 85,0%.

Шлак від виплавки металевого марганцю можна використовувати як вихідну сировину (замість бокситів) при отриманні алюмінію.

Застосування пропонованого винаходу дозволить вирішити проблему використання значних запасів бідних марганцевих руд, зокрема карбонатних руд Усинського родовища або залізомарганцевих конкрецій, збагачення яких будь-якими іншими способами в даний час є нерентабельним.

Отримані марганцеві сплави відрізняються високою концентрацією провідного елемента (марганцю) та низьким вмістом шкідливих домішок (фосфору та вуглецю).

Застосування марганцевих феросплавів при виплавці якісних марок сталей призводить до зниження металомісткості конструкцій, спрощує процес легування та забезпечує значний економічний ефект.

Виробництво марганцевих концентратів хімічними методами значно знизить дефіцит країни у марганцевих феросплавах, яке виробництво може бути організоване на хімічних заводах.

Пропонований спосіб отримання діоксиду марганцю може бути організований на підприємствах, що мають можливість утилізувати оксиди азоту.

ФОРМУЛА ВИНАХОДУ

Спосіб отримання діоксиду марганцю термічним розкладанням, що включає розчинення марганецьвмісної сировини в азотній кислоті з отриманням розчину нітратів марганцю і нітратів, присутніх в руді домішок кальцію, калію, магнію, натрію, і подальше термічне розкладання нітратів в автоклаві, що відрізняється тим, що постійному зниженні тиску в автоклаві, починаючи від тиску 0,6 МПа і знижуючи його до кінця процесу до 0,15 МПа, при цьому пульпу безперервно обробляють мішалкою, що обертається зі швидкістю 1-15 об/хв і накладанням на неї вібрації з частотою 20 -50 Гц.

експериментальна частина

Вищеперелічені досліди застосовуються великих підприємствах.

Я хочу розглянути лабораторний спосіб отримання діоксиду марганцю в діоксиді олова.

Приладдя:

1. Порцеляновий тигель:

2. Скляний фільтр.

Суть способу: Отримання твердих оксидів шляхом термічного розкладання суміші SnC2O4*H2O та MnSO4*5H2O, прожарюванням на повітрі.

Попередній синтез SnC2O4*H2O.

Для одержання оксалату олова взяли 10 г сульфату олова, 4,975 г оксалату амонію. Приготували розчини обох речовин, для цього олова сульфат розчинили в 100 мл води, а оксалат амонію в 50 мл води. Потім до розчину сульфату олова прилили розчин оксалату амонію. Спостерігалося активне випадання білого тонкодисперсного осаду (SnC2O4*H2O). Отриману завись відфільтрували на щільному скляному фільтрі.

Рівняння реакції:

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

В результаті отримали 7,934 г оксалату олова, при розрахунковій масі 9,675. Вихід реакції становив 82,0 %.

За рівняннями реакції

MnSO4*5H2O >MnO + SO3 (г)+ 5 H2O(г) >MnO2.

SnC2O4*H2O >SnO + CO2 + H2O >SnO2

А) 7,5% MnO2/92,5% SnO2.

Для його одержання взяли: 0,75 р. SnC2O4*H2O, 0,07 р. MnSO4*5H2O. (Оскільки кількість сульфату марганцю було значно менше кількості оксалату амонію, для досягнення більшої однорідності суміші після приміщення її у порцеляновий тигель додали кілька крапель води. Потім суміш прожарили на пальнику.). Режим прожарювання 900 °С 2 години не дав результату (зберігся сірувато-кремовий колір суміші). Внаслідок прожарювання при режимі 1200 °С 2 години зразок набув яскраво-червоного кольору. Маса зразка 0,5г.

Б) 15% MnO2/85% SnO2. (0,761 р. SnC2O4*H2O, 0,088 р. MnSO4*5H2O) Маса зразка 0,53 р.

В) 22% MnO2/78% SnO2. (0,67 р. SnC2O4*H2O, 0,204 р. MnSO4*5H2O). Маса зразка 0,52г.

Г) 28% MnO2 / 72% SnO2 (0,67 р. SnC2O4*H2O, 0,2911 р. MnSO4*5H2O). Маса зразка 0,56г.

Висновок

Перед початком дослідження я поставила собі такі завдання:

· Провести аналіз літератури за фізичними та хімічними властивостями, методиками отримання, способами застосування марганцю та оксидів марганцю;

· Вивчити властивості оксидів марганцю;

· Розкрити технології отримання діоксиду марганцю та виявити найбільш ефективну;

· Провести розрахунки.

Під час моєї роботи:

1. Проведено аналіз літератури з фізичних та хімічних властивостей, методів отримання, способів застосування марганцю та оксидів марганцю;

2. Вивчено властивості оксидів марганцю;

3. Розкрито технології отримання діоксиду марганцю та виявлено найбільш ефективний;

4. Проведено розрахунки.

Було розглянуто багато способів отримання марганцю діоксиду з різних джерел, але я вирішила зупинитися на способі отримання марганцю діоксиду в діоксиді олова. Він показав високий ступінь кристалічності зразка та високий вихід. Його є сенс застосовувати (для високих концентрацій діоксиду марганцю).

додаток

Марганець

Поширеність у природі

Марганець - 14-й елемент за поширеністю на Землі, а після заліза - другий важкий метал, що міститься в земній корі (0,03% від загальної кількості атомів земної кори). Вагова кількість марганцю збільшується від кислих (600 г/т) до основних пород (2,2 кг/т). Супроводжує залозу у багатьох його рудах, проте трапляються й самостійні родовища марганцю. У чиатурському родовищі (район Кутаїсі) зосереджено до 40% марганцевих руд. Марганець, розсіяний у гірських породах, вимивається водою і відноситься в Світовий океан. При цьому його вміст у морській воді незначний (10?7-10?6%), а в глибоких місцях океану його концентрація зростає до 0,3 % внаслідок окислення розчиненим у воді киснем з утворенням нерозчинного у воді оксиду марганцю, який у гідратованій формі (MnO2 xH2O) і опускається в нижні шари океану, формуючи так звані залізо-марганцеві конкреції на дні, в яких кількість марганцю може досягати 45% (також у них є домішки міді, нікелю, кобальту). Такі конкреції можуть стати у майбутньому джерелом марганцю для промисловості.

Світові запаси марганцевих руд представлені на 90% оксидними (38%) та оксидно-карбонатними (52%) рудами.

У ПАР близько 95% запасів зосереджено в унікальній марганцево-залізорудній зоні Куруман. Найбільші родовища Маматван (середній вміст марганцю 38%), Весселс (47%) Міддельплаатц (36%)

У Китаї запаси марганцю представлені дрібними, але численними покладами оксидних руд. Середній вміст у рудах 20-40%. У країні постійно проводяться пошуки та розвідка нових родовищ марганцю з метою послабити залежність країни від імпорту високоякісних руд.

У Казахстані понад 90% знаходиться у Центрально-Казахстанському районі, у родовищах Каражал та Ушкатин. Запаси близько 85 млн. т (середній вміст марганцю 22%).

Родовища України знаходяться у Южно-Українському марганцеворудному басейні. Це родовища Нікопольської групи та Великотокмацьке, що містять 33 та 67 % підтверджених запасів України. Україна має також і один із найпотужніших у Європі комплексів з переробки руди та виробництва марганцевих феросплавів, що включає Нікопольський, Запорізький та Стаханівський заводи.

У Грузії основною сировинною базою є Чіатурське родовище. Оксидні руди становлять 28% (середній вміст марганцю 26%) підтверджених запасів, карбонатні (середній вміст марганцю 18%-72%).

У Росії марганець є гостродефіцитною сировиною, що має стратегічне значення. Окрім зазначених Усинського та Опівнічного родовищ також відомі Південно-Хінганські Малого Хінгана в Єврейській області, Порожненське на Єнісейському Кряжі, Рогачево-Тайнінська площа (260 млн т карбонатних руд, із вмістом 8-15 %) та недовивчене Північно-Тайнинське рудне млн т. окисних руд, із вмістом 16-24%) на Новій Землі.

Фізичні та хімічні властивості

Марганець твердий тендітний метал. Відомі чотири кубічні модифікації металевого марганцю. При температурах від кімнатної до 710°C стійкий a-Mn, параметр решітки а = 0,89125 нм, щільність 7,44 кг/дм3. В інтервалі температур 710-1090°C існує b-Mn параметр решітки а = 0,6300 нм; при температурах 1090-1137 ° C - g-Mn, параметр решітки а = 0,38550 нм. Нарешті, при температурі від 1137°C до температури плавлення (1244°C) стійкий d-Mn з параметром решітки а = 0,30750 нм. Модифікації a, b, і d тендітні, g-Mn пластичний. Температура кипіння марганцю становить близько 2080°C.

На повітрі марганець окислюється, внаслідок чого його поверхня покривається щільною оксидною плівкою, яка оберігає метал від подальшого окислення. При прожарюванні на повітрі вище 800°C марганець покривається окалиною, що складається із зовнішнього шару Mn3O4 та внутрішнього шару складу MnO.

Марганець утворює кілька оксидів: MnO, Mn3O4, Mn2O3, MnO2 та Mn2O7. Всі вони, крім Mn2O7, що є при кімнатній температурі маслянисту зелену рідину з температурою плавлення 5,9°C, тверді кристалічні речовини.

Монооксид марганцю MnO утворюється при розкладанні солей двовалентного марганцю (карбонату та інших) при температурі близько 300°C в інертній атмосфері:

MnCO3 = MnO + CO2

Цей оксид має напівпровідникові властивості. При розкладанні MnOОН можна отримати Mn2O3. Цей оксид марганцю утворюється при нагріванні MnO2 на повітрі при температурі приблизно 600°C:

4MnO2 = 2Mn2O3 + O2

Оксид Mn2O3 відновлюється воднем до MnO, а під дією розведених сірчаної та азотної кислот перетворюється на діоксид марганцю MnO2.

Якщо MnO2 прожарювати при температурі близько 950°C, спостерігається відщеплення кисню та утворення оксиду марганцю складу Mn3O4:

3MnO2 = Mn3O4 + O2

Цей оксид можна як MnO·Mn2О3, і за властивостями Mn3О4 відповідає суміші цих оксидів.

Діоксид марганцю MnO2 - найбільш поширена природна сполука марганцю в природі, що існує в декількох поліморфних формах. Так звана b-модифікація MnO2 - це вже згадуваний мінерал піролюзит. Ромбічна модифікація діоксиду марганцю g-MnO2 також зустрічається в природі. Це - мінерал рамсделіт (інша назва - поліаніт).

Діоксид марганцю нестехіометричний, у його ґратах завжди спостерігається дефіцит кисню. Якщо оксиди марганцю, що відповідають його нижчим ступеням окиснення, ніж +4, - основні, то діоксид марганцю має амфотерні властивості. При 170°C MnO2 можна відновити воднем до MnO.

Якщо до перманганату калію KMnO4 додати концентровану сірчану кислоту, то утворюється кислотний оксид Mn2O7, що має сильні окислювальні властивості:

2KMnO4 + 2H2SO4 = 2KHSO4 + Mn2O7 + H2O.

Mn2O7 - кислотний оксид, йому відповідає сильна марганцова кислота НMnO4, що не існує у вільному стані.

При взаємодії марганцю з галогенами утворюються дигалогеніди MnHal2. У разі фтору можливе також утворення фторидів складу MnF3 і MnF4, а у разі хлору - також трихлорид MnCl3. Реакції марганцю із сіркою призводять до утворення сульфідів складів MnS (існує у трьох поліморфних формах) та MnS2. Відома ціла група нітридів марганцю: MnN6, Mn5N2, Mn4N, MnN, Mn6N5, Mn3N2.

З фосфором марганець утворює фосфіди складів MnР, MnP3, Mn2P, Mn3P, Mn3P2 та Mn4P. Відомо кілька карбідів та силіцидів марганцю.

З холодною водою марганець реагує дуже повільно, але при нагріванні швидкість реакції значно зростає, утворюється Mn(OH)2 та виділяється водень. При взаємодії марганцю з кислотами утворюються солі марганцю (II):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2.

З розчинів солей Mn2+ можна осадити погано розчинну у воді основу середньої сили Mn(OH)2:

Mn(NO3)2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaNO3

Марганцю відповідає кілька кислот, з яких найбільш важливими є сильні нестійкі марганцева кислота H2MnO4 і марганцева кислота HMnO4, солі яких - відповідно, манганати (наприклад, манганат натрію Na2MnO4) і перманганати (наприклад, перманганат калію KMnO4).

Манганати (відомі манганати тільки лужних металів та барію) можуть виявляти властивості як окислювачів (частіше)

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

так і відновників

2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl.

У водних розчинах манганати диспропорціонують на сполуки марганцю (+4) та марганцю (+7):

3K2MnO4 + 3Н2О = 2KMnO4 + MnO2 · Н2О + 4КОН.

При цьому фарбування розчину із зеленої переходить у синю, потім у фіолетову та малинову. За здатність змінювати фарбування своїх розчинів К. Шееле назвав манганат калію мінеральним хамелеоном.

Перманганати – сильні окислювачі. Наприклад, перманганат калію KMnO4 у кислому середовищі окислює сірчистий газ SO2 до сульфату:

2KMnO4 + 5SO2 +2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4.

При тиску близько 10 МПа безводний MnCl2 у присутності металоорганічних сполук реагує з оксидом вуглецю (II) CO з утворенням карбонілового біядерного Mn2(CO)10.

Література

1. Інтернет ресурси.

2. Практикум з неорганічної хімії: Навч. Посібник для студ. Вищ. Навч. Закладів/В.А. Альошин, А.І. Дунаєв, А. І. Жиров; за ред. Ю.Д. Третьякова - М.: Вид. Центр "Академія", 2004.

3. Глінка Н.Л. Загальна хімія//М: Інтеграл-прес,-2002.

4. Ахметов Н.С. загальна та неорганічна хімія. Навч. Для вузів.-4-те вид., испр.//М.: Вищ. Шк., Видавництво «Академія», 2001.

5. Неорганічна хімія. Хімія елементів: Підручник у 2 томах. Т.2/Ю.Д. Третьяков, Л.І. Мартиненко, А.Н.Григор'єв, А. Ю. Цивадзе. - 2-ге вид., перераб. та дод. - М: Вид-во МДУ; ІКЦ "Академкнига", 2007.

6. Хімічна енциклопедія/Редкол.: Кнунянц І.Л. та ін//М.: Радянська енциклопедія, 1992.

7. Угай Я.А. Загальна хімія: Підручник для студентів хім. спец. ун-тов//М.: Вищ. шк., -1984.

8. Загальна та неорганічна хімія. Курс лекцій. Частина II. Основні класи неорганічних сполук/ Корнєєв Ю.М., Овчаренко В.П., Єгоров Є.М.//М.: Школа імені О.М. Колмогорова, Видавництво Московського університету,2000.

9. Довідник хіміка / Редкол.: Микільський Б.П. та ін. - 2-ге вид., испр.//М.-Л.: Хімія,1966. - Т.1.

Розміщено на Allbest.ru

...

Подібні документи

Історична довідка. Застосування марганцю. Отримання марганцю. З'єднання марганцю у біологічних системах. Обсяг виробництва марганцевої руди на підприємствах. Марганцеві добрива. Захворювання, що викликаються токсином Марганця.

реферат, доданий 05.11.2004


Властивості осадових родовищ марганцевих руд. Властивості монооксиду марганцю. Розкладання солей двовалентного марганцю. Промислове отримання марганцю. Видобуток та збагачення руд. Електроліз водяних розчинів сульфату марганцю. Ресурси марганцевих руд.

реферат, доданий 01.03.2011


Шаруваті подвійні гідроксиди (СДГ), їх структура та методи синтезу. Вивчення сорбції марганцю (II) на зразках Mg, Al-CO3 СДГ у статичних умовах. Кінетика сорбції марганцю (ІІ). Залежність оптичної густини від часу сорбції марганцю (II) з розчину.

курсова робота , доданий 13.10.2017


Умови проведення металотермії. Розрахунок складу вихідної суміші та можливих реакцій. Властивості оксидів, що відновлюються. Отримання марганцю за допомогою алюмотермії. Хімічні властивості отриманих речовин та прекурсорів. Визначення продукту реакції.

курсова робота , доданий 16.12.2015


Очищення води від марганцю. Безреагентні та реагентні методи деманганації води. Глибока аерація із наступним фільтруванням. Використання каталізаторів окиснення марганцю. Видалення марганцю із підземних вод. Технологія застосування перманганату калію.

реферат, доданий 09.03.2011


Загальна характеристика, основні фізичні та хімічні властивості оксогідроксіду марганцю (III), триоксалатоманганату (III) калію, діоксалатодіакваманганату (III) калію, порядок їх утворення та сфери застосування. Синтез MnO(OH) та інших сполук.

практична робота , доданий 23.03.2011


Хімічні властивості марганцю та його сполук. Промислове отримання марганцю. Історія відкриття хрому, загальні відомості. Норми споживання марганцю та хрому, їх біологічна роль. Вплив нестачі чи надлишку мікроелементів на організм людини.

реферат, доданий 20.01.2015


Розгляд основних методів аналізу заліза та марганцю. Опис класичних та інструментальних методів. Аналіз складу солі. Мас-спектрометричне, титриметричне та гравіметричне визначення літію, заліза, марганцю у змішаному фосфаті.

курсова робота , доданий 24.01.2016


Гравіметричні методи визначення марганцю у вигляді окису, сульфіду, фосфату, пікролонату. Дослідження елемента за допомогою перманганатометрії, йодометрії, потенціометричного титрування. Аналіз розчинів фотометричними та люмінесцентними методами.

курсова робота , доданий 28.10.2012


Загальна характеристика марганцю, його основні фізичні та хімічні властивості, історія відкриття та сучасні досягнення у дослідженні. Поширеність у природі даного хімічного елемента, напрями його застосування у промисловості, одержання.

Двоокис марганцю - неорганічна сполука, оксид марганцю (IV) з формулою MnO2. Зустрічається у природному вигляді як поширений мінерал піролюзит. У промисловості двоокис марганцю отримують електролізом розчину марганцю сульфату, в лабораторіях - з перманганату калію нагріванням або взаємодією з пероксидом водню.

Властивості

Тонкодисперсійний або дрібнокристалічний порошок темно-коричневого або чорного кольору. Чи не розчиняється у воді. Розкладається при нагріванні понад +105 °С. Токсичний.

Хімічно реактив дуже стійкий, вважається найстабільнішим кисневмісним з'єднанням марганцю. У нормальних умовах входить у реакції слабо. Виявляє амфотерні властивості, тобто. утворює як кислоти, і луги. Може проявляти себе як відновник, але найчастіше як сильний окисник. Реагує з сильними неорганічними та органічними кислотами, такими як сірчана, соляна, азотна, щавлева з утворенням солей: сульфатів, хлоридів, нітратів, оксалатів. У реакції із соляною кислотою виділяється хлор. З азотною та сірчаною кислотами - кисень. Взаємодіє із сильними окислювачами. У реакціях з лугами утворює солі марганцовистої (Н2МпО3) кислоти – манганіти.

		Марганець двоокис 91% ЕДМ

Це цікаво

• Людство використовує речовину практично з самого зародження. Археологи встановили, що наскельні малюнки з печери Ласко (Франція) завдані саме двоокисом марганцю. Цим малюнкам, за даними радіовуглецевого аналізу, від 17 до 19 тисяч років.
• Є ще більш давні свідчення. У печері Пеш-де-Лазе (Франція) знайдено шматки чорного каменю, що є діоксидом марганцю. Ці камені, зважаючи на все, використовували неандертальці для розпалювання або підтримки вогню близько півмільйона років тому.

Запобіжні заходи

Належить до 2-го класу небезпеки для здоров'я людини. Може потрапити усередину при вдиханні пилового аерозолю. Викликає подразнення при контакті зі шкірою. При ковтанні або вдиханні накопичується в організмі. Висока доза реактиву, що потрапив в організм, негативно впливає на органи дихання, центральну нервову і серцево-судинну системи. За правилами техніки безпеки, встановленими ГОСТом, при роботі з діоксидом марганцю слід використовувати спецодяг, гумові рукавички та респіратори типу «Пелюстка» з протипиловим фільтром, захисні окуляри. У повітрі робочої зони слід регулярно перевіряти концентрацію реактиву. Саме приміщення має бути забезпечене примусовою вентиляцією.

Зберігають і транспортують двоокис марганцю у вологостійких мішках, паперових із просоченням або пластикових, а також у сталевих контейнерах та картонно-навивних барабанах. Зберігають на критих складах.

Застосування

Загальний огляд

Марганець – елемент VIIB підгрупи IV-го періоду. Електронна будова атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 найбільш характерні ступеня окислення в сполуках - від +2 до +7.

Марганець належить до досить поширених елементів, становлячи 0,1% (масова частка) земної кори. У природі зустрічається тільки у вигляді сполук, основні мінерали - піролюзит (діоксид марганцю MnO 2.), гаусканіт Mn 3 O 4та брауніт Mn 2 O 3.

Фізичні властивості

Марганець – сріблясто-білий твердий тендітний метал. Його щільність 7,44 г/см 3 температура плавлення 1245 o С. Відомі чотири кристалічні модифікації марганцю.

Хімічні властивості

Марганець - активний метал, ряду напруг він знаходиться між алюмінієм та цинком. На повітрі марганець покривається тонкою оксидною плівкою, що оберігає його від подальшого окиснення навіть при нагріванні. У дрібнороздробленому стані марганець легко окислюється.

3Mn + 2O 2 = Mn 3 O 4– при прожарюванні на повітрі

Вода за кімнатної температури діє на марганець дуже повільно, при нагріванні - швидше:

Mn + H 2 O = Mn(OH) 2 + H 2

Він розчиняється в розведених соляній та азотній кислотах, а також у гарячій сірчаній кислоті (у холодній H 2 SO 4він практично нерозчинний):

Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2

Отримання

Марганець одержують:

1. електроліз розчину MnSО 4. При електролітичному методі відновлюють руду, а потім розчиняють у суміші сірчаної кислоти з сульфатом амонію. Розчин, що виходить, піддають електролізу.

2. відновленням із його оксидів кремнієм в електричних печах.

Застосування

Марганець застосовується:

1. у виробництві легованих сталей. Марганцевиста сталь, що містить до 15% марганцю, має високу твердість і міцність.

2. марганець входить до складу низки сплавів з урахуванням магнію; він підвищує їхню стійкість проти корозії.

Оксиди магранцю

Марганець утворює чотири прості оксиди - MnO, Mn 2 O 3, MnO 2і Mn 2 O 7та змішаний оксид Mn 3 O 4. Перші два оксиди мають основні властивості, діоксид марганцю. MnO 2амфотерен, а вищий оксид Mn 2 O 7є ангідридом марганцової кислоти. HMnO 4. Відомі також похідні марганцю (IV), але відповідний оксид MnO 3не отриман.

З'єднання марганцю (II)

Ступені окиснення +2 відповідають оксид марганцю (II) MnO, гідроксид марганцю Mn(OH) 2 та солі марганцю (II).

Оксид марганцю(II) виходить у вигляді зеленого порошку при відновленні інших оксидів марганцю воднем:

MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 O

або при термічному розкладанні оксалату або карбонату марганцю без доступу повітря:

MnC 2 O 4 = MnO + CO + CO 2 MnCO 3 = MnO + CO 2

При дії лугів на розчини солей марганцю (II) випадає білий осад гідроксиду марганцю Mn(OH)2:

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

На повітрі він швидко темніє, окислюючись у бурий гідроксид марганцю(IV) Mn(OH)4:

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O =2 Mn(OH) 4

Оксид і гідроксид марганцю (II) виявляють основні властивості, легко розчиняються в кислотах:

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 O

Солі при марганцю (II) утворюються при розчиненні марганцю в розведених кислотах:

Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2- при нагріванні

або при дії кислот на різні природні сполуки марганцю, наприклад:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

У твердому вигляді солі марганцю (II) рожевого кольору, розчини цих солей майже безбарвні.

При взаємодії з окислювачами всі сполуки марганцю (ІІ) виявляють відновлювальні властивості.

З'єднання марганцю (IV)

Найстійкішим з'єднанням марганцю (IV) є темно-бурий діоксид марганцю. MnO 2. Він легко утворюється як із окисленні нижчих, і при відновленні вищих сполук марганцю.

MnO 2- Амфотерний оксид, але і кислотні, і основні властивості виражені у нього дуже слабо.

У кислому середовищі діоксид марганцю сильний окислювач. При нагріванні сконцентрованими кислотами йдуть реакції:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

причому на першій стадії у другій реакції спочатку утворюється нестійкий хлорид марганцю (IV), який потім розпадається:

MnCl 4 = MnCl 2 + Cl 2

При сплавленні MnO 2з лугами або основними оксидами одержують манганіти, наприклад:

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

При взаємодії MnO 2з концентрованою сірчаною кислотою утворюється сульфат марганцю MnSO 4і виділяється кисень:

2Mn(OH) 4 + 2H2SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + 6H 2 O

Взаємодія MnO 2з більш сильними окислювачами призводить до утворення сполук марганцю (VI) і (VII), наприклад, при сплавленні з хлоратом калію утворюється манганат калію:

3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K2MnO 4 + KCl + 3H 2 O

а при дії діоксиду полонія у присутності азотної кислоти – марганцева кислота:

2MnO 2 + 3PoO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3Po(NO 3) 2 + 2H 2 O

Застосування MnO 2

Як окислювач MnO 2застосовують при отриманні хлору із соляної кислоти та в сухих гальванічних елементах.

З'єднання марганцю(VI) та (VII)

При сплавленні діоксиду марганцю з карбонатом і нітратом калію утворюється зелений сплав, з якого можна виділити темно-зелені кристали манганату калію. K 2 MnO 4- солі дуже нестійкої марганцовистої кислоти H 2 MnO 4:

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

у водному розчині манганати мимоволі перетворюються на солі марганцової кислоти HMnO4 (перманганати) з одночасним утворенням діоксиду марганцю:

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

при цьому колір розчину змінюється із зеленого на малиновий і утворюється темно-бурий осад. У присутності лугу манганати стійкі, у кислому середовищі перехід манганату перманганат відбувається дуже швидко.

При дії сильних окислювачів (наприклад, хлору) на розчин манганату останній повністю перетворюється на перманганат:

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

Перманганат калію KMnO 4- Найвідоміша сіль марганцової кислоти. Є темно-фіолетовими кристалами, помірно розчинними у воді. Як і всі сполуки марганцю (VII), перманганат калію - сильний окислювач. Він легко окислює багато органічних речовин, перетворює солі заліза(II) на солі заліза (III), сірчисту кислоту окислює на сірчану, із соляної кислоти виділяє хлор тощо.

В окисно-відновних реакціях KMnO 4(іон MnO 4 -) може відновлюватися різною мірою. Залежно від рН середовища продукт відновлення може являти собою іон Mn 2+(У кислому середовищі), MnO 2(в нейтральному або слабо лужному середовищі) або іон MnO4 2-(в сильно лужному середовищі), наприклад:

KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O- у сильнолужному середовищі 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O = 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH– у нейтральній або слаболужній 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O– у кислому середовищі

При нагріванні в сухому вигляді перманганат калію вже за нормальної температури близько 200 o З розкладається відповідно до рівняння:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Відповідна перманганатам вільна марганцева кислота HMnO 4у безводному стані не отримана і відома лише у розчині. Концентрацію розчину можна довести до 20%. HMnO 4- Дуже сильна кислота, у водному розчині повністю дисоційована на іони.

Оксид марганцю (VII), або марганцовий ангідрид, Mn 2 O 7може бути отриманий дією концентрованої сірчаної кислоти на перманганат калію: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Марганцовий ангідрид – зеленувато-бура масляниста рідина. Дуже нестійкий: при нагріванні або при зіткненні з горючими речовинами він з вибухом розкладається на марганець і кисень.

Як енергійний окислювач перманганат калію широко застосовують у хімічних лабораторіях і виробництвах, він також служить дезінфікуючим засобом, Реакцією термічного розкладання перманганату калію користуються в лабораторії для отримання кисню.

Оксид марганцю(II)- MnO – нижчий оксид марганцю, монооксид.

Основний оксид. Чи не розчинний у воді. Легко окислюється з утворенням тендітної оболонки MnO2. Відновлюється до марганцю під час нагрівання з воднем або активними металами.

Оксид марганцю(II) можна отримати прожарюванням при температурі 300 °C кисневмісних солей марганцю(II) в атмосфері інертного газу. З поширеного MnO 2 його отримують через часткове відновлення при 700-900 °C воднем або чадним газом.

Гідроксид марганцю(II)- неорганічна сполука, гідроксид металу марганцю з формулою Mn(OH) 2 , світло-рожеві кристали, які не розчиняються у воді. Виявляє слабко основні властивості. Окиснюється на повітрі.

Утворюється гідроксид марганцю (II) при взаємодії його солей із лугами:

Хімічні властивості.

· Гідроксид марганцю (II) легко окислюється на повітрі до бурого оксогідроксіду марганцю, який далі розкладається на оксид марганцю (IV):

· Гідроксид марганцю (II) має основні властивості. Він реагує з кислотами та кислотними оксидами:

· Гідроксид марганцю (II) має відновлювальні властивості. У присутності сильних окислювачів він може окислюватися до перманганату:

Оксид марганцю(III)- неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою Mn 2 O 3 , коричнево-чорні кристали, які не розчиняються у воді.

Отримання.

· У природі зустрічаються мінерали брауніт, курнакіт та біксбіїт - оксид марганцю з різними домішками.

· Окислення оксиду марганцю(II):

· Відновлення оксиду марганцю (IV):

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· При розчиненні в кислотах – диспропорціонує:

· При сплавленні з оксидами металів утворює солі манганіти:

Чи не розчиняється у воді.

Гідроксид марганцю (III) –Mn 2 O 3ּ Н 2 Проабо MnО(OH)зустрічається у природі у вигляді мінералу манганіта(Бура марганцева руда). Штучно отриманий гідроксид марганцю (III) застосовують як чорно-буру фарбу.

При взаємодії з кислотними окисниками утворюється солі марганцю.

Солі марганцю (II), як правило, добре розчиняються у воді, крім Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .

Сульфат марганцю(II) MnSO 4 - сіль білого кольору, одна з найбільш стійких сполук марганцю (II). У вигляді кристалогідрату MnSO 4 7Н 2 O зустрічається в природі. Він використовується при фарбуванні тканин, а також поряд з хлоридом марганцю (II) MnСl 2 – для отримання інших сполук марганцю.

Карбонат марганцю(II) MnCO 3 зустрічається в природі у вигляді марганцевого пшата і використовується в металургії.

Нітрат марганцю(II) Mn(NO 3) 2 отримують лише штучним шляхом і використовують для поділу рідкісноземельних металів.

Солі марганцю є каталізаторами окисних процесів, що відбуваються за участю кисню. Вони застосовуються в сикативах. Лляна олія з додаванням такого сикативу називається оліфою.

Оксид марганцю(IV) (діоксид марганцю) MnO 2 - порошок темно-коричневого кольору, нерозчинний у воді. Найбільш стійке з'єднання марганцю, широко поширене у земній корі (мінерал піролюзит).

Хімічні властивості.

За звичайних умов поводиться досить інертно. При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору:

З сірчаною та азотною кислотами MnO 2 розкладається з виділенням кисню:

При взаємодії із сильними окислювачами діоксид марганцю окислюється до сполук Mn 7+ і Mn 6+ :

Діоксид марганцю виявляє амфотерні властивості. Так, при окисленні сірчанокислого розчину солі MnSO 4 перманганатом калію у присутності сірчаної кислоти утворюється чорний осад солі Mn(SO 4) 2 .

А при сплавленні з лугами та основними оксидами MnO 2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі - манганіти:

Є каталізатором розкладання пероксиду водню:

Отримання.

У лабораторних умовах одержують термічним розкладанням перманганату калію:

Також можна отримати реакцію перманганату калію з пероксидом водню. На практиці MnO 2, що утворився, каталітично розкладає пероксид водню, внаслідок чого реакція до кінця не протікає.

При температурі вище 100 °C відновлення перманганату калію воднем:

64. З'єднання марганцю (VI), способи одержання та властивості. Оксид марганцю (VII), марганцова кислота та перманганати – отримання, властивості, застосування.

Оксид марганцю(VI)- неорганічна сполука, оксид металу марганцю з формулою MnO 3 , темно-червона аморфна речовина, що реагує з водою.

Утворюється при конденсації фіолетових пар, що виділяються при нагріванні розчину перманганату калію в сірчаній кислоті:

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· Реагує з водою:

· З лугами утворює солі – манганати:

Гідроксид марганцю (VI)виявляє кислотний характер. вільна марганцева (VI) кислота нестійка та диспропорціонує у водному розчині за схемою:

3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .

Манганати (VI)утворюються при сплавленні діоксиду марганцю з лугом у присутності окислювачів і мають смарагдово-зелене забарвлення. У лужному середовищі манганати (VI) досить стійкі. При розведенні лужних розчинів відбувається гідроліз, що супроводжується диспропорціюванням:

3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O(ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .

Манганати (VI) - сильні окислювачі, що відновлюються в кислому середовищі до Mn(II),а в нейтральному та лужному середовищах – до MnO 2 .Під дією сильних окислювачів манганати (VI) можуть бути окислені до Mn(VII):

2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .

При нагріванні вище 500 о С манганат (VI) розпадається на продукти:

манганат (IV) та кисень:

2К 2 MnO 4(т) → До 2 MnO 3(т) + О 2(г) .

Оксид марганцю(VII) Mn 2 O 7- зеленувато-бура масляниста рідина (t пл = 5,9 ° C), нестійкий при кімнатній температурі; сильний окислювач, при зіткненні з горючими речовинами спалахує їх, можливо вибухом. Вибухає від поштовху, від яскравого спалаху світла, при взаємодії з органічними речовинами. Отримати оксид марганцю(VII) Mn 2 O 7 можна дією концентрованої сірчаної кислоти на перманганат калію:

Отриманий оксид марганцю(VII) нестійкий і розкладається на оксид марганцю(IV) та кисень:

Одночасно виділяється озон:

Оксид марганцю(VII) взаємодіє з водою, утворюючи марганцову кислоту, яка має фіолетово-червоне забарвлення:

Безводну марганцову кислоту отримати не вдалося, у розчині вона стійка до концентрації 20%. Це дуже сильна кислота, Здається ступінь дисоціації в розчині концентрації 0,1 моль/дм 3 дорівнює 93%.

Марганцева кислота – сильний окислювач . Ще енергійніше взаємодіє Mn 2 O 7, горючі речовини при зіткненні з ним спалахують.

Солі марганцової кислоти називаються перманганати . Найбільш важливим є перманганат калію, він є дуже сильним окислювачем. З його окисними властивостями по відношенню до органічних та неорганічних речовин часто доводиться зустрічатися у хімічній практиці.

Ступінь відновлення перманганат-іона залежить від характеру середовища:

1) кисле середовище Mn (II) (солі Mn 2+)

MnO 4 - +8H + +5? = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B

2) нейтральне середовище Mn (IV) (оксид марганцю (IV))

MnO 4 - +2H 2 O+3?=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B

3) лужне середовище Mn (VI) (манганати M 2 MnO 4)

MnO 4 - +ē = MnO 4 2-, Е 0 = +0.56B

Як видно, найбільш сильні окисні властивості перманганати виявляють у кислому середовищі.

Утворення манганатів відбувається в сильнолужному розчині, що забезпечує пригнічення гідролізу K 2 MnO 4. Оскільки реакція зазвичай проходить у досить розведених розчинах, кінцевим продуктом відновлення перманганату в лужному середовищі, як і в нейтральному, є MnO 2 (див. диспропорціонування).

При температурі близько 250 о С перманганат калію розкладається за схемою:

2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(г)

Перманганат калію застосовується як антисептичний засіб. Водні розчини його різної концентрації від 0,01 до 0,5% застосовуються для дезінфекції ран, полоскання горла та інших антизапальних процедур. Успішно 2 - 5% розчини перманганату калію використовуються при опіках шкіри (шкіра підсушується, і міхур не утворюється). Для живих організмів перманганати є отрутою (викликають коагуляцію білків). Їх знешкодження виробляють 3%-ним розчином Н 2 Про 2, підкисленою оцтовою кислотою:

2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2

65. Сполуки ренію (II), (III), (VI). Сполуки ренію (VII): оксид, ренієва кислота, перренати.

Оксид ренію(II)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою ReO, чорні кристали, які не розчиняються у воді, утворює гідрати.

Гідрат окису ренію ReO H 2 O утворюється при відновленні кадмієм ренієвої кислоти в кислому середовищі:

Оксид ренію(III)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою Re 2 O 3 , чорний порошок, не розчинний у воді, утворює гідрати.

Отримують гідролізом хлориду ренію(III) у лужному середовищі:

Легко окислюється у воді:

Оксид ренію(VI)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою ReO 3 темно-червоні кристали, не розчинні у воді.

Отримання.

· Конпропорціювання оксиду ренію (VII):

· Відновлення оксиду ренію(VII) монооксидом вуглецю:

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· Окислюється концентрованою азотною кислотою:

· З гідроксидами лужних металів утворює ренити та перренати:

· Окислюється киснем повітря:

· Відновлюється воднем:

Оксид ренію(VII)- неорганічна сполука, оксид металу ренію з формулою Re 2 O 7 світло-жовті гігроскопічні кристали, розчиняється в холодній воді, реагує з гарячою.

Отримання.

· Окислення металевого ренію:

· Розкладання при нагріванні оксиду ренію (IV):

· Окислення оксиду ренію(IV):

· Розкладання при нагріванні ренієвої кислоти:

Хімічні властивості.

· Розкладається при нагріванні:

· Реагує з гарячою водою:

· Реагує з лугами з утворенням перренатів:

· Є окислювачем:

· Відновлюється воднем:

· Конпропорціонує з ренією:

· Реагує з монооксидом вуглецю:

Ренієва кислота- неорганічна сполука, кисневмісна кислота з формулою HReO 4 існує тільки у водних розчинах, утворює солі перренати.

Переведення ренію з малорозчинних сполук, таких як ReO і ReS2, розчин здійснюється кислотним розкладанням або лужним сплавленням з утворенням розчинних перренатів або ренієвої кислоти. І навпаки, вилучення ренію з розчинів проводять осадженням його у вигляді малорозчинних перренатів калію, цезію, талію та ін.

Ренієва кислота виходить при розчиненні Re2O7 у воді:

Re2O7 + H2O = 2HReO4.

Розчини ренієвої кислоти отримані також розчиненням металевого ренію в перекисі водню, бромної води та азотної кислоти. Надлишок перекису видаляють кип'ятінням. Ренієва кислота виходить при окисленні нижчих оксидів і сульфідів з перренатів з використанням іонного обміну та електродіалізу. Для зручності таблиці 2 наведено значення щільностей розчинів ренієвої кислоти.

Ренієва кислота стійка. На відміну від хлорної та марганцевої кислот має дуже слабкі окислювальні властивості. Відновлення її відбувається зазвичай повільно. Як відновники використовуються амальгами металів, хімічні агенти.

Перренати менш розчинні та термічно стійкіші, ніж відповідні перхлорати та перманганати.

Найменшу розчинність мають перренати талію, цезію, рубідії та калію.

Перренати Tl, Rb, Cs, K, Ag – малорозчинні речовини, перренати ,Ba, Pb (II) мають середню розчинність, перренати Mg, Ca, Cu, Zn, Cd і т.п. дуже добре розчиняються у воді. У складі перренатів калію та амонію реній виділяється з промислових розчинів.

Перренат калію KReO4 – дрібні безбарвні гексагональні кристали. Плавиться без розкладання при 555°, при вищій температурі випаровується, частково дисоціюючи. Розчинність солі у водному розчині ренієвої кислоти вища, ніж у воді, тоді як у присутності H2SO4 вона практично не змінюється.

Перренат амонію NH4ReO4 виходить при нейтралізації ренієвої кислоти аміаком. Порівняно добре розчиняється у воді. При кристалізації розчинів утворює з KReO4 безперервні тверді розчини. При нагріванні на повітрі розкладається, починаючи з 200°, даючи сублімацію, що містить Re2O7 і чорний залишок ReO2. При розкладанні в інертній атмосфері утворюється тільки оксид ренію (IV) за реакцією:

2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.

При відновленні солі воднем виходить метал.

З солей ренієвої кислоти з органічними основами відзначимо перренат нітрону C20H17N4ReО4, що має дуже малу розчинність в ацетатних розчинах, особливо в присутності надлишку ацетату нітрону. Утворення цієї солі використовується для кількісного визначення ренію.

Автор Хімічна енциклопедія р.н. І.Л.Кнунянц

МАРГАНЦЯ ОКСИДИ: MnО, Mn 2 Про 3 , MnО 2 , Mn 3 Про 4 , Mn 2 Про 7 , Mn 5 Про 8 . Крім Mn 2 Про 7 всі оксиди - кристали, не розчинний у воді. При нагріванні вищих оксидів відщеплюється 2 і утворюються нижчі оксиди:

При витримуванні на повітрі або в атмосфері О2 вище 300 ° С MnО і Mn2О3 окислюються до MnО2.

Безводні та гідратир. оксиди Mn входять до складу марганцевих та залізо-марганцевих руд у вигляді мінералів піролюзиту b -MnО 2 , псиломелану mМО* nMnО 2 * хН 2 О [М = Ва, Са, К, Mn(Н)], манганіту b -MnOOH (Mn 2 Про 3 * Н 2 О), гроутиту g -MnOOH, брауніту 3Mn 2 O 3 * MnSiO 3 та ін. З вмістом MnО 2 60-70%. Переробка марганцевих руд включає мокре збагачення та подальше хімічне виділення оксидів MnО 2 або Mn 2 Про 3 методами сульфітизації та сульфатизації, карбонізації, відновить. випалу та ін.

Монооксид MnО (мінерал манганозит). До - 155,3 ° С стійка гексагон. модифікація, вище – кубічна (див. табл.). Напівпровідник. Антиферомагнетик з точкою Нееля 122 К; магн. сприйнятливість + 4,85 * 10 - 3 (293 К). Має слабоосновні властивості; відновлюється до Mn воднем та активними металами при нагріванні. При взаємодії MnО з кислотами утворюються солі Mn(II), з розплавом NaOH при 700-800°З надлишку O 2 - Na 3 MnO 4 при дії (NH 4) 2 S - сульфід MnS. Отримують розкладанням Mn(OH) 2 , Mn(C 2 O 4), Mn(NO 3) 2 або MnСО 3 в інертній атмосфері при 300 °С, контрольованим відновленням MnО 2 або Mn 2 Про 3 воднем або СО при 700-900 ° З. Компонент феритів та ін. Кераміч. матеріалів, шлаку для десульфуризації металів, мікродобрив, каталізатор дегідрогізації піперидину, антиферомагн. матеріал.

Сесквіоксид Mn 2 Про 3 існує у двох модифікаціях - ромбіч. a (мінерал курнакіт) та кубич. b (мінерал біксбіїт), температура переходу a : b 670 ° С; парамагнетик, магн. сприйнятливість +1,41 10 - 5 (293 К); відновлюється Н 2 при 300°З MnО, алюмінієм при нагріванні - до Mn.

Під дією розведений H 2 SO 4 і HNO 3 переходить у MnО 2 і сіль Mn(II). Отримують Mn 2 Про 3 термодинамічно розкладання MnООН.

Оксид марганцю (II, III) Mn 3 Про 4 (мінерал гаусманіт); a -Mn 3 Про 4 при 1160°З переходить в b -Mn 3 Про 4 з кубічною кристаліч. ґратами; D H 0 переходу a : b 20,9 кДж/моль; парамагнетик, магн. сприйнятливість + 1,24 * 10 - 5 (298 К). Виявляє хімічні властивості, властиві MnО та Mn 2 Про 3 .

Діоксид MnО 2 - найпоширеніша сполука Mn у природі; найбільш стійка b-модифікація (мінерал піролюзит). Відомі ромбічі. g -MnО 2 (мінерал рамсделіт, або поліаніт), а також a , d і e розглядаються як тверді розчини різних форм MnО 2 . Парамагнетик, магн. сприйнятливість + 2,28 * 10 - 3 (293 К). Діоксид Mn – нестехіометрич. з'єднання, у його ґратах завжди спостерігається нестача кисню. Амфотерен. Відновлюється Н 2 до MnО за 170°С. При взаємодії з NH 3 утворюються Н 2 Про, N 2 і Mn 2 Про 3 . Під дією О 2 в розплаві NaOH дає Na 2 MnO 4 середовищі конц. кислот - відповідні солі Mn(IV), H 2 O та Про 2 (або Cl 2 у разі соляної кислоти). Одержують MnО 2 розкладанням Mn(NO 3) 2 або Mn(ОН) 2 при 200°З повітрі, відновленням КMnО 4 в нейтральному середовищі, електролізом солей Mn(II). Застосовують для отримання Mn і його з'єднання, сикативів, як деполяризатор в сухих елементах, компонент коричневого пігменту (умбри) для фарб, для освітлення скла, як реагент для виявлення Cl - , окислювач гідрометалургії Zn, Cu, U, компонент каталізатора в гопкалітових патронах та ін Активний MnО 2 , одержуваний взаємодія водних розчинів MnSO 4 і КMnО 4 -окислювач в органічне хімії.

Оксид марганцю (VII) Mn 2 Про 7 (гептаоксид димарганцю, марганцевий ангідрид) - масляниста зелена рідина; температура плавлення 5,9 ° С; щільність 2,40 г/см 3 ; D H 0 обр -726,3 кДж/моль. Вище 50 °С при повільному нагріванні починає розкладатися з виділенням 2 і утворенням нижчих оксидів, а при більш високих температурах або високих швидкостях нагрівання вибухає; вкрай чутливий до механічних та теплових впливів. Сильний окисник; при контакті з Mn 2 Про 7 горючі речовини займаються. МАРГАНЦЯ ОКСИДИб. отримано при взаємодії КMnО 4 з H Z SO 4 на холоді.

Оксид Mn 5 Про 8 або Mn 2 II (Mn IV Про 4) 3 - тверда речовина; не розчинний у воді; може бути отриманий окисленням MnО або Mn 3 Про 4 ; легко розкладається на MnО 2 і О 2 .

З гідроксидів Mn стехіометрич. з'єднання є тільки Mn(ОН) 2 , MnО(ОН) і НMnО 4 інші являють собою гідратир. оксиди змінного складу, близькі за хімічними властивостями відповідним оксидам. Кислотні властивості гідроксидів збільшуються зі зростанням ступеня окиснення Mn: Mn(ОН) 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.

Гідроксиоксид Mn(III) MnO(OH) відомий у двох модифікаціях; при 250 ° С у вакуумі зневоднюється до g -Mn 2 Про 3 ; у воді не розтв. Прир. манганіт не розкладається HNO 3 і розведений H 2 SO 4 але повільно реагує з H 2 SO 3 штучно отриманий легко розкладається мінеральними кислотами; окислюється О 2 до b -MnО 2 . також Манганати.

МАРГАНЦЯ ОКСИДИО. токсичні; ГДК див. у ст. Марганець.

Хімічна енциклопедія. Том 2 >>