Манган

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Манган
Манган – сребрист с метален блясък
Сребрист с метален блясък
Спектрални линии на манган
ХромМанганЖелязо


Mn

Tc
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Манган, Mn, 25
Група, период, блок 74d
Химическа серия преходен метал
Електронна конфигурация [Ar] 3d5 4s2
e- на енергийно ниво 2, 8, 13, 2
CAS номер 7439-96-5
Свойства на атома
Атомна маса 54,938045 u
Ковалентен радиус 1: 139±5 pm
2: 161±8 pm
Степен на окисление 7, 6, 5, 4, 3,
2, 1, −1, −2, −3
Оксид Mn2O7 (киселинен)
MnO2 (амфотерен)
MnO (основен)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
1,55
Йонизационна енергия I: 717,3 kJ/mol
II: 150 kJ/mol
III: 3248 kJ/mol
IV: 4940 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояние твърдо вещество
Кристална структура кубична обемноцентрирана
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
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 1228 1347 1493 1691 1955 2333
Скорост на звука 5150 m/s при 20 °C
Специф. ел. съпротивление 1,44 Ω.mm2/m
Топлопроводимост 7,81 W/(m·K)
Магнетизъм парамагнитен
Модул на еластичност 198 GPa
Модул на свиваемост 120 GPa
Твърдост по Моос 6
Твърдост по Бринел 196 MPa
История
Откритие Карл Вилхелм Шееле (1774 г.)
Изолиране Йохан Готлиб Ган (1774 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
52Mn синт. 5,6 дни ε 52Cr
β+ 52Cr
γ
53Mn радио 3,74×106 г. ε 53Cr
54Mn синт. 312 дни ε 54Cr
γ
55Mn 100 % стабилен

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 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, 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]

Токсични свойства[редактиране | редактиране на кода]

Манган и неговите съединения са токсични.[4]. Прекомерното излагане или прием може да доведе до състояние, известно като манганизъм, невро-дегенеративно разстройство, което причинява допаминергична смърт на невроните и симптоми, подобни на болестта на Паркинсон. Манганът е по-скоро безопасен за повечето възрастни, когато се приема през устата в количества до 11 mg на ден. Въпреки това, хората, които имат проблеми с освобождаването на манган от тялото, като хора с чернодробно заболяване, могат да изпитат странични ефекти, когато приемат и по-малко от 11 mg на ден. Приемът на повече от 11 mg дневно през устата е опасно за повечето възрастни. Бременни и кърмещи жени под 19 години трябва да ограничават дозите до по-малко от 9 mg на ден. Хората с анемия с недостиг на желязо абсорбират повече манган, отколкото други хора. Хора, които получават хранене интравенозно (чрез IV), са изложени на повишен риск от странични ефекти при поемане над препоръчаната дневна доза манган. Приемът на манган заедно с някои антибиотици може да намали ефективността им.[източник? (Поискан преди 25 дни)]

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.
  4. Лопина О.Д., Г. А. Аврунина Г.А., Воронцова Е.И., Прядилова Н.В., Рыжкова М.Н., Хижнякова К.И.. Манган (Марганец). // Голямата медицинска енциклопедия (в 30 тома). 3 издание. Т. 13. Ленин и здравеопазването – Мединол (Ленин и здравоохранение – Мединал). Москва, Издателство „Съветска енциклопедия“, 1980. с. 552. Посетен на 1 юни 2018. (на руски) ((ru))