Соединения Mn(III)

Получение:

MnO₂  Mn₂O₃ + O₂

MnO₂

MnСO₃ (800°C)

M

тёмно- коричневый

nС₂O₄ + O₂  Mn₂O₃ + CO₂

Mn(NO₃)₂ + NO₂

Cl₂

KMnO₄

MnCl₂

KOH

M

водная взвесь

серый

nСO₃ + + H₂O  MnOOH + + CO₂

Mn + F₂  MnF₃ (красный)

M

коричневый

nCl₄  MnCl₃ + Cl₂ (доведение MnCl₄ до -40°С)

M

зелёный

nO₂ + H₂SO₄(конц)  Mn₂(SO₄)₃ + H₂O + O₂

M

коричневый

n(CH₃COO)₂ + KMnO₄ + CH₃COOH  Mn(CH₃COO)₃ + CH₃COOK + H₂O

MnСO₃ + KCN + H₂O₂  K₃Mn(CN)₆ + K₂СO₃ + KOH

Физические свойства:

Твёрдые, окрашенные вещества.

Химические свойства:

1. Обменные реакции малохарактерны, они протекают при сплавлении реагентов.

MnOOH  Mn₂O₃ + H₂O

ZnO

M

тип шпинели

n₂O₃ + CoO  M⁺²Mn₂⁺³O₄

CdO

NiO

M

тип перовскита Ca⁺²Ti⁺⁴O₃

n₂O₃ + Ln₂O₃  Ln⁺³Mn⁺³O₃

(Ti – в вершинах куба, O – в центре граней куба, Са – в центре куба)

Mn₂(SO₄)₃ образует квасцы (красные)

2. Окислительно-восстановительные реакции

2а. Диспропорционирование в кислых средах в отсутствии восстановителей

M

+



Mn⁺⁴O₂ +

+ H₂O

n₂⁺³O₃ H₂SO₄ MnSO₄

M

разб. кислоты

nOOH HNO₃ Mn(NO₃)₂

2б. Окислитель в кислой среде в присутствии восстановителей;  Mn⁺²

KI K₂SO₄ + I₂

Mn₂(SO₄)₃ + FeSO₄  MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃

N₂H₄ N₂ + H₂SO₄

Окислительные свойства перманганатов в кислой среде связывают с промежуточным образованием Mn⁺³;

2 в. В щелочной среде окисляются до соединений Mn (+4) и (+6)

M

водный раствор

nOOH + Br₂ + NaOH  MnO(OH)₂ + NaBr + H₂O

KClO₃

Cl₂

KNO₃

KCl

KCl

KNO₂

MnOOH + + K₂CO₃  K₂MnO₄ + CO₂ +

Mn₂O₃

2 г. Цианидные комплексы восстанавливаются

K

красный

синий

(на катоде)

(на аноде)

₃Mn(CN)₆ + KOH  K₄Mn⁺²(CN)₆ + O₂ + H₂O

K₃Mn(CN)₆ + K  K₅Mn⁺¹(CN)₆ (бесцветный)

K₆Mn⁰(CN)₆ (жёлтый)

амальгама K, жидкий аммиак

Комплексы неустойчивы к диссоциации, но устойчивы к восстановлению, необходимы сильные восстановители.

Применение: не находят.

Соединения Mn(2)

Многочисленны и устойчивы

Получение:

M

 MnO

зелёный

nO - восстановление H₂ (300°C) MnO₂, Mn₃O₄, MnOOH; термораспад в токе H₂:

MnСO₃ + CO₂

MnС₂O₄ +CO + CO₂

Соли Mn(+2) образуются:

Mn + 2H⁺ (разб. кислоты)  Mn²⁺ + H₂

MnO₄^-

M

в кисл. среде

бесцв., бледно- розов.

nO₄^2- + H⁺  Mn²⁺ + H₂O

MnO₂

M

белый

n²⁺ + 2OH^-  Mn(OH)₂ (щелочь или аммиак)

Физические свойства:

Твёрдые вещества; соли Mn с сильными кислотами растворимы в воде.

Химические свойства:

1. Обменные реакции

Соединения основной природы.

MnO – основный оксид, Mn(OH)₂ – основание, Mn²⁺– проявляет все свойства солей. Осадок Mn(OH)₂ не растворим в избытке щелочи аммиака, но растворим в кислотах и NH₄Cl.

Совместным осаждением из водного раствора получены соли типа K₄MnCl₆. Из водного раствора по обменной реакции осаждается сульфид, карбонат (розовый), гидрофосфат MnHPO₄ (белый).

В бескислородной среде образуются синие цианидные комплексы:

M

не удалось выделить

синий

nCl₂ + KCN  Mn(CN)₂  K₄Mn(CN)₆

2. Окислительно-восстановительные реакции характерны

2

PbO₂

Na₂BiO₃

K₂S₂O₈

PbSO₄

Bi₂(SO₄)₃

K₂SO₄

а. В кислой среде требуются очень сильные окислители,  Mn⁺⁷

M

розовый

nSO₄ + + H₂SO₄ HMnO₄ + + H₂O

НО: MnSO₄ + KMnO₄ + H₂O  K₂SO₄ + MnO₂↓ + H₂SO₄

2б. В нейтральной среде окисляется до Mn(3) и Mn(4)

O₂ + H₂O

M

белый

коричневый

коричневый

n(OH)₂  Mn⁺³OOH  Mn⁺⁴O(OH)₂

2 в. В щелочной среде превращаются в Mn (+4) и (+6)

M

водный раствор

бурый ос

nSO₄ + Br₂ + NaOH  MnO(OH)₂ + NaBr + Na₂SO₄

KClO₃

KNO₃

KCl

KNO₂

M

зелёный

nCl₂ + + KOH  K₂MnO₄ + + H₂O

2 г. Можно вытеснить металлический Mn алюминием или магнием

MnSO₄ + Mg  MgSO₄ + Mn

Применение: Ацетат Mn – сиккатив, способствует высыханию масляных красок, катализатор окисления ацетальдегида в уксусную кислоту;

безводные галогениды – получение чистого Mn.