Манган

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
Манган, 25Mn
Manganese electrolytic and 1cm3 cube.jpg
Сребрист с метален блясък
Общи данни
ХромМанганЖелязо
-

Mn

Tc
Водород
Хелий
Литий
Берилий
Бор
Въглерод
Азот
Кислород
Флуор
Неон
Натрий
Магнезий
Алуминий
Силиций
Фосфор
Сяра
Хлор
Аргон
Калий
Калций
Скандий
Титан
Ванадий
Хром
Манган
Желязо
Кобалт
Никел
Мед
Цинк
Галий
Германий
Арсен
Селен
Бром
Криптон
Рубидий
Стронций
Итрий
Цирконий
Ниобий
Молибден
Технеций
Рутений
Родий
Паладий
Сребро
Кадмий
Индий
Калай
Антимон
Телур
Йод
Ксенон
Цезий
Барий
Лантан
Церий
Празеодим
Неодим
Прометий
Самарий
Европий
Гадолиний
Тербий
Диспросий
Холмий
Ербий
Тулий
Итербий
Лутеций
Хафний
Тантал
Волфрам
Рений
Осмий
Иридий
Платина
Злато
Живак
Талий
Олово
Бисмут
Полоний
Астат
Радон
Франций
Радий
Актиний
Торий
Протактиний
Уран
Нептуний
Плутоний
Америций
Кюрий
Берклий
Калифорний
Айнщайний
Фермий
Менделевий
Нобелий
Лоуренсий
Ръдърфордий
Дубний
Сиборгий
Борий
Хасий
Майтнерий
Дармщатий
Рьонтгений
Коперниций
Нихоний
Флеровий
Московий
Ливерморий
Тенесин
Оганесон
Име, символ, № Манган, Mn, 25
Група, период, блок 7, 4, d
Химическа серия Преходен метал
Електронна конфигурация [Ar] 4s2 3d5
e- на енергийно ниво 2, 8, 13, 2
Electron shell 025 Manganese - no label.svg
Свойства на атома
Атомна маса 54,938045 u
Атомен радиус 127 pm
Ковалентен радиус 139 или 161 pm
Степен на окисление 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2, -3
Оксид киселинен; основен; амфотерен
Електроотрицателност 1,55 (скала на Полинг)
Йонизационен потенциал I: 717,3 kJ/mol
Manganese spectrum visible.png
Физични свойства
Агрегатно състояние Твърдо вещество
Кристална структура Кубична обемноцентрирана
Cubic-body-centered.svg
Плътност 7210 kg/
Температура на топене 1519 K
(1246 °C)
Температура на кипене 2334 K
(2061 °C)
Специф. топлина на топене 12,91 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 221 kJ/mol
Скорост на звука 5150 m/s
Специф. ел. съпротивление 1,44 Ω.mm²/m
Топлопроводимост 7,81 W/(m·K)

Манганът заема 25 място в менделеевата таблица, преходен метал. Атомната му маса е 54,9380. Намира се в VII Б (7) група. Открит е от шведския химик Карл Вилхем Шееле. В чист вид е получен от шведския химик Ю.Хан през 1774 г. при редукция на манганов диоксид с въглерод. Разтворим при широки граници на pH. Всички манганови съединения, особено на Mn(II), са силно отровни[1]. Причинява различни заболявания – отслабване на зрението, слуха, треперене на крайниците, смърт. Манганът е тежкият метал, който най-трудно се премахва от замърсени води. Утаява се при химична неутрализация. Има микроорганизми, хемолитотрофни бактерии, които при pH около неутралното, окисляват 3 валентния манган до 4 валентен, чрез прекисен механизъм – генерират токсичните съединения.

При микробно дисимилативната сулфат-редукция част от мангана се утаява като магнезиев сулфид чрез сярна киселина. При високи концентрации на сярна киселина манганът се утаява по-трудно. Сорбцията е ефикасния механизъм за задържане на манган. При зимни условия растежът на микроорганизми е инхибирен, сорбцията чрез първата биомаса е ефикасен механизъм за отстраняване на разтворен манган от замърсени руди. Манганът е основен микроелемент в храната.

Просто вещество[редактиране | редактиране на кода]

Манганът е сребристосив метал, твърд и високо топим. По външен вид прилича на желязото, но е по-твърд, не е така ковък и е по-ниско топим. В зависимост от температурата съществува в 4 кристални модификации[2]: α-Mn под 720°C, β-Mn 740°C - 1060°C, γ-Mn 1060°C - 1140°C, δ-Mn над 1140°C.

Разпространение, получаване и употреба[редактиране | редактиране на кода]

Кристална друза от родохрозит(червен) и манганит(черен)

Манганът е между добре разпространените елементи, като съставя 0.09 масови (0.032 молни)[1] процента от земната кора. Най-голямо практичeско значение имат минералите Пиролузит (MnO2), Хаусманит (Mn3O4) и Родохрозит(MnCO3) [3]
Чист манган се получава при редукция на оксидите с въглерод, алуминий или силиций:

3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3; ΔH298 = -2519 kJ[2]

За нуждите на черната металургия е удобно да се получава направо сплавта фероманган (60-90% Mn и 40-10% Fe), като във високи пещи се редуцира смес от MnO2 и Fe2O3. Манганът, прибавен към желязото повишава неговата твърдост и устойчивост на корозия[2]. Сплав от 83% Cu, 13% Mn и 4 %Ni, наречена манганин, има високо електросъпротивление, което слабо се променя с повишаване на температурата и се използва в електротехниката за направа на реостати и др.

Химични свойства[редактиране | редактиране на кода]

В създаване на химични връзки могат да участват всички 4s и 3d електрони, за това са възможни всички степени на окисление от 0 до VII[3], но характерни са II, IV, VI и VII[2]. Най-стабилни са съединенията на Mn(II), а тези с по-висока степен на окисление са силни окислители. Всички манганови съединения са интензивно оцветени, с изключение на Mn2+ съединенията, който са бледо розови[1].

Електродни потенциали при мангана в кисела среда[1]
Окислена
форма
Редуцирана
форма
E°, [V]
MnO4- MnO42- +0.56
MnO4- MnO2 +1.69
MnO4- Mn2+ +1.32
MnO42- MnO2 +2.26
MnO2 Mn3+ +0.95
MnO2 Mn2+ +1.29
Mn3+ Mn2+ +1.51
Mn2+ Mn -1.185

На въздух се покрива с оксидна корица, която лесно се разрушава при нагряване. Реагира лесно с кислород и сяра, като се получават смесени оксиди и сулфиди. Реагира бурно (гори) с флуор и хлор до MnF2 и MnCl2 съответно. При висока температура (1200°C[1]) реагира с азота до Mn3N2 и въглерода до Mn3C. Не са познати хидриди.[2][1] В реда на относителна активност, манганът е преди водорода (E°M2+/M = -1,185V) и реагира с разредени киселини, като дава соли на Mn2+

Mn + 2HCl → MnCl2 + H2

На студено конц. HNO3 го пасивира. Във воден разтвор Mn2+ е под формата на аквакомплекса [Mn(H2O)6]2+, при който оцветяването се дължи на малко вяроятен d-d преход. Поради това, съединенията на Mn(II) слабо абсорбират светлината и имат бледо оцветяване.

Оксиди и хидроксиди[редактиране | редактиране на кода]

Степен на
окисление
Оксид Хидроксид
+2 MnO Mn(OH)2
смесен Mn3O4 *
+3 Mn2O3 MnO(OH)
+4 MnO2 Mn(OH)4 или H2MnO3
+7 Mn2O7 HMnO4

Мангановият оксид е сиво-зелен, с нестехиометричен състав MnO1.00 до MnO1.05. Получава се при редукция на MnO2 с водород или при термична дисоциация на манганов карбонат. Има основни отнасяния, разтваря се в киселини и дава съответните соли на Mn(II)

MnO + 2H3O+ + 3H2O → [Mn(H2O)6]2+

Не се разтваря във вода, а хидроксидът се получава при утаяване на Mn2+ в алкална среда:

Mn(NO3)2 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + 2NaNO3

Мангановият хидроксид е бяла, неразтворима във вода утайка (pKs=17.4[1]), която постепенно потъмнява от въздуха:

Mn(OH)2 + 1/2O2 → 2MnO(OH) + H2O
2MnO(OH) + 1/2O2 + 3H2O → 2Mn(OH)4

Проявява предимно основни свойства, реагира с киселини и дава соли на Mn(II), но при нагряване до висока температура реагира и с основи:

Mn(OH)2 + 4OH- → [Mn(OH)6]4-

Халогениди и оксохалогениди[редактиране | редактиране на кода]

Степен на
окисление
Флуорид Хлорид Бромид Йодид
+2 MnF2, бледо розов MnCl2, розов MnBr2, розов MnI2, розов
+3 MnF3, червеновиолетов - - -
+4 MnF4, син MnCl4 - -

Халогенидите на Mn(II) са твърди, кристални вещества с йонна структура, много разтворими във вода, с изключение на MnF2, който е по-слабо разтворим. Получават се при реакция на манган, манганов диоксид или карбонат със съответната халогеноводородна киселина:

MnCO3 + 2HX → MnX2 + CO2 + H2O; (X = F, Cl, Br, I)

Кристализират като кристалохидрати с 2 или 4 молекули вода - MnCl2.2H2O или MnCl2.4H2O. При реакция с алкални халогениди се получават комплекси, с коорединационно число 4 или 6:

MnCl2 + 2KCl → K2[MnCl4] и
MnF2 + 4KF → K4[MnF6]

В трета степен на окисление е получен само мангановият трифлуорид (MnF3), чрез флуориране на Mn(II) халогениди. Има структура на деформиран октаедър, разлага се при 600°C:

2MnF3 → 2MnF2 + F2

За Mn(IV) са известни MnF4 и MnCl4, получават се при реакция на манган със съответния халогенид.

Халогениди в по-високите степени на окисление не са получени.

От оксохалогенидите на мангана са получени MnOCl3, MnO2Cl2, MnO3F и MnO3Cl. Те са нестабилни течности, със зелен до кафяв цвят[1]. Във вода хидролизират до съответните осокиселини:

MnO3F + H2O → HMnO4 + HF

Соли[редактиране | редактиране на кода]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. а б в г д е ж з Е. Киркова. Химия на елементите итехните съединения. София, Университетско издателство "Св. Климент Охридски", 2013.
  2. а б в г д Л. Генов, М. Манева-Петрова. Неорганична химия II част. София, Наука и изкуство, 1990.
  3. а б Д. Лазаров. Неорганична химия. София, Университетско издателство "Св. Климент Охридски", 1993.