Манган

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
25 хромманганжелязо
-

Mn

Tc
Външен вид

Сребрист с метален блясък

Сребрист с метален блясък
Общи данни
Име, символ, № манган, Mn, 25
Химическа серия Преходен метал
Група, период, блок 7, 4, d
Свойства на атома
Атомна маса 54,938045 u
Атомен радиус 127 pm
Ковалентен радиус 139 или 161 pm
Радиус на ван дер Ваалс pm
Електронна конфигурация [Ar] 4s2 3d5
e- на енергийно ниво 2, 8, 13, 2
Оксидационни с-ния (оксид) 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2, -3 (киселинен, основен или амфотерен)
Кристална структура Кубична обемноцентрирана
Физични свойства
Агрегатно състояние Твърдо вещество
Плътност 7210 kg/m³
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 при 293 K
Други
Електроотрицателност 1,55 (скала на Полинг)
Специф. ел. съпротивление 1,44 Ω.mm²/m
Топлопроводимост 7,81 W/(m·K)
Йонизационен потенциал 717,3 kJ/mol

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 1774г. 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 практическо 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 мангана 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

Мангановия 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 хидроксида се получава при утаяване на Mn2+ в алкална среда:

Mn(NO3)2 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + 2NaNO3

Мангановия 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 мангановия 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 за 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.