Stabilný oxidačný stav mangánu. Zliatiny
Mangán je chemický prvok nachádzajúci sa v periodickom systéme Mendelejeva na atómovom čísle 25. Jeho susedmi sú chróm a železo, čo určuje podobnosť fyzikálnych a chemických vlastností týchto troch kovov. Jeho jadro obsahuje 25 protónov a 30 neutrónov. Atómová hmotnosť prvku je 54,938.
vlastnosti mangánu
Mangán je prechodný kov z rodiny d. Jeho elektronický vzorec je nasledovný: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . Tvrdosť mangánu na Mohsovej stupnici sa odhaduje na 4. Kov je pomerne tvrdý, ale zároveň krehký. Jeho tepelná vodivosť je 0,0782 W / cm * K. Prvok sa vyznačuje strieborno-bielou farbou.
Existujú štyri modifikácie kovu známe človeku. Každý z nich sa vyznačuje termodynamickou stabilitou za určitých teplotných podmienok. Takže a-mangán má pomerne zložitú štruktúru a vykazuje svoju stabilitu pri teplotách pod 707 0 C, čo určuje jeho krehkosť. Táto modifikácia kovu v jeho elementárnej bunke obsahuje 58 atómov.
Mangán môže mať úplne odlišné oxidačné stavy - od 0 do +7, zatiaľ čo +1 a +5 sú extrémne zriedkavé. Keď kov interaguje so vzduchom, je pasivovaný. Práškový mangán horí v kyslíku:
Mn+02=Mn02
Ak je kov vystavený zvýšenej teplote, t.j. zahriaty, potom sa rozloží na vodu s vytesnením vodíka:
Mn+2H00=Mn(OH)2+H2
Treba poznamenať, že hydroxid mangánu, ktorého vrstva sa tvorí v dôsledku reakcie, spomaľuje reakčný proces.
Vodík je absorbovaný kovom. Čím vyššia teplota stúpa, tým vyššia je jeho rozpustnosť v mangáne. Ak je teplota prekročená o 12000C, potom mangán reaguje s dusíkom, v dôsledku čoho vznikajú dusitany, ktoré majú iné zloženie.
Kov tiež interaguje s uhlíkom. Výsledkom tejto reakcie je tvorba karbidov, ako aj silicídov, boridov, fosfidov.
Kov je odolný voči alkalickým roztokom.
Je schopný vytvárať tieto oxidy: MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, MnO 3, z ktorých posledný nebol izolovaný vo voľnom stave, ako aj anhydrid mangánu Mn 2 O 7. Za normálnych podmienok existencie je anhydrid mangánu tekutá olejovitá látka tmavozelenej farby, ktorá nemá veľkú stabilitu. Ak sa teplota zvýši na 90 0 C, potom je rozklad anhydridu sprevádzaný výbuchom. Medzi oxidmi, ktoré vykazujú najväčšiu stabilitu, sa rozlišujú Mn 2 O 3 a MnO 2, ako aj kombinovaný oxid Mn 3 O 4 (2MnO·MnO 2 alebo soľ Mn 2 MnO 4).
Oxidy mangánu:
Počas fúzie pyrolusitu a alkálií za prítomnosti kyslíka dochádza k reakcii s tvorbou manganistanu:
2MnO2 + 2KOH + O2 \u003d 2K 2 MnO4 + 2H20
Roztok manganistanu sa vyznačuje tmavozelenou farbou. Ak je okyslený, potom reakcia pokračuje tónovaním roztoku do karmínovej farby. Je to spôsobené tvorbou aniónu MnO 4 −, z ktorého sa vyzráža zrazenina oxid-hydroxid mangánu, ktorý má hnedú farbu.
Kyselina manganičitá je silná, ale nevykazuje zvláštnu stabilitu, a preto jej maximálna prípustná koncentrácia nie je väčšia ako 20%. Samotná kyselina, podobne ako jej soli, pôsobí ako silné oxidačné činidlo.
Soli mangánu nevykazujú stabilitu. Jeho hydroxidy majú charakteristický zásaditý charakter. Chlorid manganatý sa pri vysokých teplotách rozkladá. Práve táto schéma sa používa na získanie chlóru.
Aplikácia mangánu
O tento kov nie je núdza – patrí k bežným prvkom: jeho obsah v zemskej kôre je 0,03 % z celkového počtu atómov. Patrí mu tretie miesto v rebríčku medzi ťažkými kovmi, ktoré zahŕňajú všetky prvky prechodovej série, pričom predbieha železo a titán. Ťažké kovy sú tie, ktorých atómová hmotnosť presahuje 40.
V niektorých horninách sa mangán nachádza v malom množstve. V podstate dochádza k lokalizácii jeho kyslíkatých zlúčenín vo forme pyrolusitového minerálu - MnO 2 .
Mangán má mnohostranné využitie. Je nevyhnutný na výrobu mnohých zliatin a chemikálií. Bez mangánu je existencia živých organizmov nemožná, pretože pôsobí ako aktívny stopový prvok a je prítomný takmer vo všetkých živých a rastlinných organizmoch. Mangán priaznivo ovplyvňuje procesy krvotvorby v živých organizmoch. Nachádza sa aj v mnohých potravinách.
Kov je nepostrádateľným prvkom v metalurgii. Práve mangán sa používa na odstránenie síry a kyslíka z ocele pri jej výrobe. Tento proces vyžaduje veľké objemy kovu. Ale stojí za to povedať, že do taveniny sa nepridáva čistý mangán, ale jeho zliatina so železom, nazývaná feromangán. Získava sa v procese redukčnej reakcie pyrolusitu s uhlím. Mangán tiež pôsobí ako legujúci prvok pre ocele. Vďaka prídavku mangánu do ocelí sa výrazne zvyšuje ich odolnosť proti opotrebeniu a sú tiež menej náchylné na mechanické namáhanie. Prítomnosť mangánu v zložení neželezných kovov výrazne zvyšuje ich pevnosť a odolnosť proti korózii.
Oxid kovu našiel uplatnenie pri oxidácii amoniaku a je tiež účastníkom organických reakcií a rozkladných reakcií anorganických solí. V tomto prípade pôsobí ako katalyzátor oxid manganičitý.
Bez použitia mangánu sa nezaobíde ani keramický priemysel, kde sa MnO 2 používa ako čierne a tmavohnedé farbivo na emaily a glazúry. Oxid mangánu je vysoko disperzný. Má dobrú adsorpčnú kapacitu, vďaka ktorej je možné odstraňovať škodlivé nečistoty zo vzduchu.
Mangán sa zavádza do bronzu a mosadze. Niektoré zlúčeniny kovov sa používajú v jemnej organickej syntéze a priemyselnej organickej syntéze. Arzenid mangánu sa vyznačuje gigantickým magnetokalorickým efektom, ktorý sa stáva oveľa silnejším, keď je vystavený vysokému tlaku. Telurid mangánu pôsobí ako sľubný termoelektrický materiál.
V medicíne je vhodné využívať aj mangán, respektíve jeho soli. Takže vodný roztok manganistanu draselného sa používa ako antiseptikum a môže tiež umývať rany, kloktať, mazať vredy a popáleniny. Pri niektorých otravách alkaloidmi a kyanidmi je jeho roztok dokonca indikovaný na perorálne podanie.
Dôležité: Napriek obrovskému počtu pozitívnych aspektov používania mangánu môžu jeho zlúčeniny v niektorých prípadoch nepriaznivo ovplyvniť ľudské telo a dokonca mať toxický účinok. Maximálna povolená koncentrácia mangánu vo vzduchu je teda 0,3 mg/m 3 . Pri vyslovenej otrave látkou je postihnutý nervový systém človeka, pre ktorý je charakteristický syndróm mangánového parkinsonizmu.
Získanie mangánu
Kov je možné získať niekoľkými spôsobmi. Medzi najobľúbenejšie metódy patria:
- aluminotermické. Mangán sa získava z jeho oxidu Mn 2 O 3 redukčnou reakciou. Oxid sa zase tvorí počas kalcinácie pyrolusitu:
4Mn02 \u003d 2Mn203 + O2
Mn 2 O 3 + 2 Al \u003d 2 Mn + Al 2 O 3
- obnovujúci. Mangán sa získava redukciou kovu koksom z mangánových rúd, výsledkom čoho je vznik feromangánu (zliatina mangánu a železa). Táto metóda je najbežnejšia, pretože prevažná časť celkovej produkcie kovov sa používa pri výrobe rôznych zliatin, ktorých hlavnou zložkou je železo, v súvislosti s tým sa mangán z rúd získava nie v čistej forme, ale v zliatina s ním;
- elektrolýza. Kov vo svojej čistej forme sa získava touto metódou z jeho solí.
Tento prvok vo forme pyrolusitu (oxid manganičitý, MnO 2 ) používali pravekí jaskyniari v jaskyniach Lascaux vo Francúzsku už pred 30 000 rokmi. V nedávnej dobe v starovekom Egypte sklári používali minerály obsahujúce tento kov na odstránenie bledozelenkastého odtieňa prírodného skla.
V kontakte s
Spolužiaci
Vynikajúce rudy sa našli v regióne Magnesia, čo je v severnom Grécku, južne od Macedónska, a vtedy sa začal zmätok s názvom. Rôzne rudy z oblasti, ktoré zahŕňali horčík aj mangán, sa jednoducho označovali ako magnézia. V 17. storočí sa pre minerály horčíka vžilo označenie magnesia alba alebo biela magnézia, pre tmavšie oxidy mangánu sa zaužíval názov čierna magnézia.
Mimochodom, známe magnetické minerály nachádzajúce sa v tejto oblasti sa nazývali magnéziový kameň, ktorý sa nakoniec stal dnešným magnetom. Zmätok pokračoval ešte nejaký čas, až na konci 18. storočia skupina švédskych chemikov dospela k záveru, že mangán je samostatný prvok. V roku 1774 člen skupiny predložil tieto poznatky Štokholmskej akadémii a v tom istom roku sa Johan Gottlieb Hahn stal prvým človekom, ktorý získal čistý mangán a dokázal že ide o samostatný prvok.
Mangán - chemický prvok, charakteristika mangánu
Je to ťažký, striebristo-biely kov, ktorý pod holým nebom pomaly tmavne. Je tvrdší a krehkejší ako železo, má špecifickú hmotnosť 7,21 a teplotu topenia 1244 °C. Chemický symbol Mn, atómová hmotnosť 54,938, atómové číslo 25. Vo vzorcochčítaj ako mangán, napríklad KMnO 4 - mangán draselný asi štyri. Ide o veľmi bežný prvok v horninách, jeho množstvo sa odhaduje na 0,085 % hmotnosti zemskej kôry.
Existuje viac ako 300 rôznych minerálov, obsahujúci tento prvok. Veľké suchozemské ložiská sa nachádzajú v Austrálii, Gabone, Južnej Afrike, Brazílii a Rusku. No ešte viac sa ich nachádza na dne oceánov, väčšinou v hĺbkach 4 až 6 kilometrov, takže ťažba tam nie je komerčne životaschopná.
Oxidované minerály železa (hematit, magnetit, limonit a siderit) obsahujú 30% tohto prvku. Ďalším potenciálnym zdrojom sú usadeniny hliny a červeného bahna, ktoré obsahujú uzliny až 25 %. Najčistejší mangán získané elektrolýzou vodných roztokov.
Mangán a chlór sú v skupine VII periodickej tabuľky, ale chlór je v hlavnej podskupine a mangán je vo vedľajšej skupine, ktorá zahŕňa aj technécium Tc a rénium Ke - úplné elektronické analógy. Mangán Mn, technécium Ts a rénium Ke sú úplné elektronické analógy s konfiguráciou valenčných elektrónov.
Tento prvok je prítomný v malom množstve a na poľnohospodárskych pôdach. V mnohých zliatinách medi, hliníka, horčíka, niklu im rôzne percentá dávajú špecifické fyzikálne a technologické vlastnosti:
- odolnosť proti opotrebovaniu;
- tepelná odolnosť;
- odolnosť proti korózii;
- taviteľnosť;
- elektrický odpor atď.
Valencie mangánu
Oxidačné stavy mangánu sú od 0 do +7. V dvojmocnom oxidačnom stave má mangán výrazne kovový charakter a vysokú tendenciu vytvárať zložité väzby. Pri štvormocnej oxidácii prevláda stredný charakter medzi kovovými a nekovovými vlastnosťami, zatiaľ čo šesťmocné a sedemmocné majú nekovové vlastnosti.
Oxidy:
Vzorec. Farba
Biochémia a farmakológia
Mangán je prvok široko rozšírený v prírode, je prítomný vo väčšine tkanív rastlín a živočíchov. Najvyššie koncentrácie sa nachádzajú:
- v pomarančovej kôre;
- v hrozne;
- v bobuliach;
- v špargli;
- u kôrovcov;
- u ulitníkov;
- v dvojkrídlových dverách.
Jedna z najdôležitejších reakcií v biológii, fotosyntéza, je úplne závislá od tohto prvku. Je to hviezdny hráč v reakčnom centre fotosystému II, kde sa molekuly vody premieňajú na kyslík. Bez nej je fotosyntéza nemožná..
Je základným prvkom všetkých známych živých organizmov. Napríklad enzým zodpovedný za premenu molekúl vody na kyslík počas fotosyntézy obsahuje štyri atómy mangánu.
Priemerné ľudské telo obsahuje asi 12 miligramov tohto kovu. Každý deň prijímame asi 4 miligramy z potravín, ako sú orechy, otruby, cereálie, čaj a petržlen. Tento prvok robí kosti kostry odolnejšími. Je tiež dôležitý pre vstrebávanie vitamínu B1.
Výhody a škodlivé vlastnosti
Tento stopový prvok, má veľký biologický význam: pôsobí ako katalyzátor pri biosyntéze porfyrínov a potom hemoglobínu u zvierat a chlorofylu v zelených rastlinách. Jeho prítomnosť je tiež nevyhnutnou podmienkou pre aktivitu rôznych mitochondriálnych enzýmových systémov, niektorých enzýmov metabolizmu lipidov a procesov oxidačnej fosforylácie.
Pary alebo pitná voda kontaminovaná soľami tohto kovu vedie k dráždivým zmenám v dýchacom trakte, chronickej intoxikácii s progresívnou a nezvratnou tendenciou, charakterizovanej poškodením bazálnych ganglií centrálneho nervového systému a následne k porušeniu extrapyramídového typu podobného na Parkinsonovu chorobu.
Takáto otrava je často profesionálny charakter. Postihuje pracovníkov zamestnaných pri spracovaní tohto kovu a jeho derivátov, ako aj pracovníkov v chemickom a hutníckom priemysle. V medicíne sa používa vo forme manganistanu draselného ako adstringentné, lokálne antiseptikum a tiež ako protijed na jedy alkaloidnej prírody (morfín, kodeín, atropín atď.).
Niektoré pôdy majú nízky obsah tohto prvku, preto sa pridáva do hnojív a podáva sa ako potravinový doplnok pre pasúce sa zvieratá.
Mangán: aplikácia
Ako čistý kov, s výnimkou obmedzeného použitia v oblasti elektrotechniky, nemá tento prvok žiadne iné praktické uplatnenie, zároveň je široko používaný na prípravu zliatin, výrobu ocele a pod.
Keď Henry Bessemer vynašiel proces výroby ocele v roku 1856, jeho oceľ bola zničená valcovaním za tepla. Problém bol vyriešený v tom istom roku, keď sa zistilo, že pridanie malého množstva tohto prvku do roztaveného železa problém vyriešilo. Dnes sa v skutočnosti asi 90 % všetkého mangánu používa na výrobu ocele.
MANGÁN (chemický prvok)
MANGÁN (lat. Manganum), Mn, chemický prvok s atómovým číslom 25, atómová hmotnosť 54,9380. Chemický symbol prvku Mn sa vyslovuje rovnako ako názov samotného prvku. Prírodný mangán pozostáva iba z nuklidu (cm. NUKLID) 55 Mn. Konfigurácia dvoch vonkajších elektrónových vrstiev atómu mangánu je 3s 2 p 6 d 5 4s 2 . V periodickom systéme D. I. Mendelejeva je mangán zaradený do skupiny VIIB, kam patrí aj technécium (cm. TECHNETIUM) a rénium (cm. RÉNIUM), a nachádza sa v 4. období. Tvorí zlúčeniny v oxidačných stupňoch od +2 (valencia II) do +7 (valencia VII), najstabilnejšie zlúčeniny, v ktorých mangán vykazuje oxidačné stavy +2 a +7. V mangáne, rovnako ako v mnohých iných prechodných kovoch, existujú aj zlúčeniny obsahujúce atómy mangánu v oxidačnom stave 0.
Polomer neutrálneho atómu mangánu je 0,130 nm, polomer iónu Mn2+ je 0,080-0,104 nm a polomer iónu Mn7+ je 0,039-0,060 nm. Energie postupnej ionizácie atómu mangánu sú 7,435, 15,64, 33,7, 51,2, 72,4 eV. Na Paulingovej stupnici je elektronegativita mangánu 1,55; mangán patrí do počtu prechodných kovov. Mangán v kompaktnej forme je tvrdý, strieborno-biely kov.
História objavov
Jedným z hlavných materiálov mangánu je pyrolusit (cm. PYROLUZITA)- bola v staroveku známa ako čierna magnézia a používala sa pri tavení skla na jeho zjasnenie. Bol považovaný za druh magnetickej železnej rudy a skutočnosť, že nie je priťahovaný magnetom, Plínius starší vysvetlil ženským pohlavím čiernej magnézie, ku ktorému je magnet „ľahostajný“. V roku 1774 švédsky chemik K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) ukázali, že ruda obsahuje neznámy kov. Vzorky rudy poslal svojmu priateľovi, chemikovi Yu.Ganovi (cm. GAN Johan Gottlieb), ktorý zahrievaním pyrolusitu s uhlím v peci získal kovový mangán. Začiatkom 19. stor vžil sa preň názov „manganum“ (z nemeckého Manganerz – mangánová ruda).
Byť v prírode
V zemskej kôre je obsah mangánu asi 0,1 % hmotnosti. Mangán sa nevyskytuje vo voľnej forme. Z rúd sú najrozšírenejšie pyrolusit MnO 2 (obsahuje 63,2 % mangánu), manganit (cm. MANGANIT) MnO 2 Mn (OH) 2 (62,5 % mangánu), brownit (cm. BROWNIT) Mn 2 O 3 (69,5 % mangánu), rodochrozit (cm. RHODOCHROZIT) MnCo 3 (47,8 % mangánu), psilomelán (cm. PSILOMELAN) mMnO Mn02 nH20 (45-60 % mangánu). Mangán je obsiahnutý v mangánových uzlinách, ktoré sa nachádzajú vo veľkých množstvách (stovky miliárd ton) na dne Tichého, Atlantického a Indického oceánu. Morská voda obsahuje asi 1,0 10 -8 % mangánu. Tieto zásoby mangánu zatiaľ nemajú priemyselný význam kvôli obtiažnosti zdvíhania uzlíkov na povrch.
Potvrdenie
Priemyselná výroba mangánu začína ťažbou a obohacovaním rúd. Ak sa používa uhličitanová ruda mangánu, potom sa predbežne praží. V niektorých prípadoch sa ruda ďalej podrobuje lúhovaniu kyselinou sírovou. Mangán vo výslednom koncentráte sa potom zvyčajne redukuje koksom (karbotermická redukcia). Niekedy sa ako redukčné činidlo používa hliník alebo kremík. Na praktické účely sa najčastejšie používa feromangán získaný vo vysokej peci (pozri čl. Železo (cm.ŽELEZO)) pri redukcii železných a mangánových rúd koksom (cm. KOKS). Vo feromangáne je obsah uhlíka 6-8% hmotnosti. Čistý mangán sa získava elektrolýzou vodných roztokov síranu manganatého MnSO 4, ktorá sa uskutočňuje v prítomnosti síranu amónneho (NH 4) 2 SO 4.
Fyzikálne a chemické vlastnosti
Mangán je tvrdý krehký kov. Sú známe štyri kubické modifikácie kovového mangánu. Pri teplotách od izbovej teploty do 710°C je alfa-Mn stabilný, mriežkový parameter a = 0,89125 nm, hustota 7,44 kg/dm 3 . V teplotnom rozsahu 710-1090°C existuje beta-Mn, mriežkový parameter a = 0,6300 nm; pri teplotách 1090-1137°C - gama-Mn, mriežkový parameter a =
0,38550 nm. Nakoniec pri teplotách od 1137 °C do bodu topenia (1244 °C) je delta-Mn stabilný s mriežkovým parametrom a = 0,30750 nm. Modifikácia alfa, beta a delta sú krehké, gama-Mn je tvárne. Teplota varu mangánu je asi 2080 °C.
Na vzduchu mangán oxiduje, v dôsledku čoho je jeho povrch pokrytý hustým oxidovým filmom, ktorý chráni kov pred ďalšou oxidáciou. Pri kalcinácii na vzduchu nad 800 °C je mangán pokrytý vodným kameňom, ktorý pozostáva z vonkajšej vrstvy Mn 3 O 4 a vnútornej vrstvy zloženia MnO. Mangán tvorí niekoľko oxidov: MnO, Mn 3 O 4, Mn 2 O 3, MnO 2 a Mn 2 O 7. Všetky z nich, okrem Mn207, čo je olejovitá zelená kvapalina pri teplote miestnosti s teplotou topenia 5,9 °C, sú kryštalické pevné látky. Oxid manganatý MnO vzniká rozkladom dvojmocných mangánových solí (uhličitanových a iných) pri teplote cca 300°C v inertnej atmosfére:
MnC03 \u003d MnO + CO2
Tento oxid má polovodičové vlastnosti. Keď sa MnOOH rozloží, možno získať Mn203. Rovnaký oxid mangánu vzniká, keď sa MnO 2 zahrieva na vzduchu pri teplote približne 600 ° C:
4Mn02 \u003d 2Mn203 + O2
Oxid Mn 2 O 3 sa vodíkom redukuje na MnO a pôsobením zriedenej kyseliny sírovej a dusičnej prechádza na oxid manganičitý MnO 2. Ak sa Mn02 kalcinuje pri teplote asi 950 °C, potom sa odštiepi kyslík a vytvorí sa oxid mangánu so zložením Mn304:
3Mn02 \u003d Mn304 + O2
Tento oxid môže byť reprezentovaný ako MnO·Mn 2 O 3 a podľa vlastností Mn 3 O 4 zodpovedá zmesi týchto oxidov. Oxid manganičitý MnO 2 je najbežnejšou prírodnou zlúčeninou mangánu v prírode, existuje v niekoľkých polymorfných formách. Takzvanou beta modifikáciou MnO 2 je už spomínaný minerál pyrolusit. V prírode sa nachádza aj kosoštvorcová modifikácia oxidu manganičitého, gama-MnO 2 . Ide o minerál ramsdelit (iný názov je polyanit).
Oxid manganičitý je nestechiometrický, v jeho mriežke je vždy nedostatok kyslíka. Ak sú oxidy mangánu, zodpovedajúce jeho nižším oxidačným stavom ako +4, zásadité, potom oxid manganičitý má amfotérne vlastnosti. Pri 170 °C môže byť Mn02 redukovaný vodíkom na MnO. Ak sa k manganistanu draselnému KMnO 4 pridá koncentrovaná kyselina sírová, vznikne kyslý oxid Mn 2 O 7, ktorý má silné oxidačné vlastnosti:
2KMn04 + 2H2S04 \u003d 2KHS04 + Mn207 + H20.
Mn 2 O 7 je kyslý oxid, odpovedá mu silná kyselina manganičitá HMnO 4, ktorá neexistuje vo voľnom stave. Pri interakcii mangánu s halogénmi vznikajú dihalogenidy MnHal2. V prípade fluóru je možná aj tvorba fluoridov zloženia MnF3 a MnF4 a v prípade chlóru aj trichloridu MnCl3. Reakcie mangánu so sírou vedú k tvorbe sulfidov zloženia MnS (existuje v troch polymorfných formách) a MnS 2 . Je známa celá skupina nitridov mangánu: MnN6, Mn5N2, Mn4N, MnN, Mn6N5, Mn3N2.
Mangán tvorí s fosforom fosfidy zložení MnP, MnP3, Mn2P, Mn3P, Mn3P2 a Mn4P. Je známych niekoľko karbidov mangánu a silicídov. So studenou vodou mangán reaguje veľmi pomaly, ale pri zahriatí sa rýchlosť reakcie výrazne zvyšuje, vzniká Mn (OH) 2 a uvoľňuje sa vodík. Keď mangán interaguje s kyselinami, tvoria sa mangánové soli:
Mn + 2HCl \u003d MnCl2 + H2.
Z roztokov solí Mn 2+ je možné vyzrážať vo vode slabo rozpustnú zásadu strednej sily Mn (OH) 2:
Mn(NO 3) 2 + 2NaOH \u003d Mn(OH) 2 + 2NaN03
Mangánu zodpovedá niekoľko kyselín, z ktorých najvýznamnejšie sú silná nestabilná kyselina manganistan H 2 MnO 4 a kyselina manganistan HMnO 4, ktorých soľami sú manganistan (napríklad manganistan sodný Na 2 MnO 4) a manganistan (napr. napríklad manganistan draselný KMnO 4). Manganitany (známe sú len manganitany alkalických kovov a bária) môžu vykazovať vlastnosti ako oxidačné činidlá (častejšie)
2NaI + Na2MnO4 + 2H20 \u003d Mn02 + I2 + 4NaOH,
a reštaurátorov
2K2Mn04 + Cl2 = 2KMn04 + 2KCl.
Vo vodných roztokoch sú mangány v nepomere k zlúčeninám mangánu (+4) a mangánu (+7):
3K2Mn04 + 3H20 \u003d 2KMn04 + Mn02H20 + 4 KOH.
V tomto prípade sa farba roztoku zmení zo zelenej na modrú, potom na fialovú a malinovú. Pre schopnosť meniť farbu svojich roztokov nazval K. Scheele manganistan draselný minerálnym chameleónom. Manganistan sú silné oxidačné činidlá. Napríklad manganistan draselný KMnO 4 v kyslom prostredí oxiduje oxid siričitý SO 2 na síran:
2KMn04 + 5S02 + 2H20 \u003d K2S04 + 2MnS04 + 2H2S04. Pri tlaku asi 10 MPa reaguje bezvodý MnCl2 v prítomnosti organokovových zlúčenín s oxidom uhoľnatým (II) CO za vzniku dvojjadrového karbonylu Mn2 (CO)10.
Aplikácia
Viac ako 90 % vyrobeného mangánu ide do metalurgie železa. Mangán sa používa ako prísada do ocelí na ich dezoxidáciu. (cm. DEOXIDÁCIA), odsírenie (cm. DESULFURATION)(tým sa z ocele odstránia nežiaduce nečistoty - kyslík, síra), ako aj na legovanie (cm. ZLEPOVANIE) ocele, t.j. zlepšenie ich mechanických a koróznych vlastností. Mangán sa používa aj v zliatinách medi, hliníka a horčíka. Mangánové povlaky na kovových povrchoch poskytujú antikoróznu ochranu. Na nanášanie tenkých mangánových povlakov sa používa ľahko prchavý a tepelne nestabilný dvojjadrový dekakarbonyl Mn 2 (CO) 10. Zlúčeniny mangánu (uhličitany, oxidy a iné) sa používajú pri výrobe feritických materiálov, slúžia ako katalyzátory (cm. KATALYZÁTORY) mnohé chemické reakcie sú súčasťou mikrohnojív.
Biologická úloha
Mangán - stopový prvok (cm. MIKROELEMENTY), neustále prítomné v živých organizmoch a nevyhnutné pre ich normálne fungovanie. Obsah mangánu v rastlinách je 10 -4 -10 -2%, u živočíchov 10 -3 -10 -5%, niektoré rastliny (pagaštan vodný, žaburinka, rozsievky) a živočíchy (mravce, ustrice, množstvo kôrovcov). schopný koncentrovať mangán. Telo priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) obsahuje 12 mg mangánu. Mangán je potrebný pre zvieratá a rastliny pre normálny rast a reprodukciu. Aktivuje množstvo enzýmov, podieľa sa na procesoch dýchania, fotosyntézy (cm. FOTOSYNTÉZA), ovplyvňuje ventiláciu a metabolizmus minerálov.
Človek s jedlom prijíma 0,4-10 mg mangánu denne. Nedostatok mangánu v tele môže viesť k ochoreniu človeka. Na zabezpečenie normálneho vývoja rastlín sa do pôdy zavádzajú mangánové mikrohnojivá (zvyčajne vo forme zriedeného roztoku manganistanu draselného). Nadbytok mangánu je však pre ľudský organizmus škodlivý. Pri otravách zlúčeninami mangánu dochádza k poškodeniu nervového systému, vzniká takzvaný mangánový parkinsonizmus. (cm. PARKINSONIZMUS) MPC v prepočte na mangán pre vzduch 0,03 mg/m 3 . Toxická dávka (pre potkany) - 10-20 mg.
encyklopedický slovník. 2009 .
Pozrite sa, čo je „MANGÁN (chemický prvok)“ v iných slovníkoch:
- (Manganè se francúzština a angličtina; manganská nemčina; Mn = 55,09 [Priemer 55,16 (Dewar a Scott, 1883) a 55,02 (Marimac, 1884)] Už starovekí ľudia vedeli o existencii hlavnej rudy M., pyrolusitu, použil tento minerál pri príprave skla (Plínius ... ...
Mangán (lat. Manganum), Mn, chemický prvok skupiny VII Mendelejevovho periodického systému; atómové číslo 25, atómová hmotnosť 54,9380; ťažký strieborný biely kov. V prírode je prvok zastúpený jedným stabilným izotopom 55Mn. Historické…… Veľká sovietska encyklopédia
- (franc. Chlore, nem. Chlor, angl. Chlorine) prvok zo skupiny halogenidov; jeho znak je Cl; atómová hmotnosť 35,451 [Podľa Clarkovho výpočtu Stasových údajov.] pri O = 16; častica Cl 2, ktorá dobre zodpovedá jej hustotám, ktoré našli Bunsen a Regnault vzhľadom na ... ... Encyklopedický slovník F.A. Brockhaus a I.A. Efron
Chemický prvok mangán. Okrem toho slovo „mangán“ môže znamenať: Mangánové mesto v Dnepropetrovskej oblasti na Ukrajine. Manganistan draselný je všeobecný názov pre manganistan draselný (KMnO4) ... Wikipedia
- (nové lat.), margán, pokazené slovo, vyrobené. z magnegového magnetu, podobne ako jemu). Šedivý kov, ťažko taviteľný, krehký, ktorý sa nachádza v čiernej mangánovej rude. Slovník cudzích slov zahrnutých v ruskom jazyku. ... ... Slovník cudzích slov ruského jazyka
- (Mangán), Mn, chemický prvok skupiny VII periodickej sústavy, atómové číslo 25, atómová hmotnosť 54,9380; kov, teplota topenia 1244 shC. Mangán sa používa na legovanie ocelí a získavanie zliatin na jeho báze, pri výrobe mikrohnojív. Otvorené…… Moderná encyklopédia
- (lat. Mangán) Mn, chemický prvok skupiny VII periodickej sústavy, atómové číslo 25, atómová hmotnosť 54,9380. Názov je z nemeckej mangánovej rudy Manganerz. Strieborne biely kov; hustota 7,44 g/cm3, teplota topenia 1244 °C. Pyroluzitové minerály... Veľký encyklopedický slovník
mangán- (Mangán), Mn, chemický prvok skupiny VII periodickej sústavy, atómové číslo 25, atómová hmotnosť 54,9380; kov, teplota topenia 1244 °C. Mangán sa používa na legovanie ocelí a získavanie zliatin na jeho báze, pri výrobe mikrohnojív. Otvorené…… Ilustrovaný encyklopedický slovník
MANGÁN, ntsa, manžel. Chemický prvok, strieborno-biely kov. | adj. mangán, oh, oh a mangán, oh, oh. mangánová ruda. Vysvetľujúci slovník Ozhegov. S.I. Ozhegov, N.Yu. Švedova. 1949 1992 ... Vysvetľujúci slovník Ozhegov
Chemický prvok, ružovo-biely kov, ktorý na vzduchu ľahko oxiduje. Zavedenie solí M. do pôdy (vo vegetatívnych pokusoch), dokonca aj v malých množstvách, bolo sprevádzané zvýšením úrody určitých rastlín. Možnosť použitia M. na hnojivo ...... Poľnohospodársky slovník-príručka
(eV)
(podľa Paulinga)
| Mn | 25 |
| 54,93805 | |
| 3d 5 4 s 2 | |
| mangán | |
mangán- prvok vedľajšej podskupiny siedmej skupiny štvrtej periódy periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva, atómové číslo 25. Označuje sa symbolom Mn (lat. Manganum, manganum, v ruských vzorcoch sa číta ako mangán, napríklad KMnO4 - mangán draselný asi štyri; často sa však číta ako manga). Jednoduchá látka mangán (číslo CAS: 7439-96-5) je strieborno-biely kov. Je známych päť alotropných modifikácií mangánu – štyri s kubickou a jedna s tetragonálnou kryštálovou mriežkou.
História a r prevalencia v prírode
Mangán je 14. najrozšírenejší prvok na Zemi a po železe je to druhý ťažký kov obsiahnutý v zemskej kôre (0,03 % z celkového počtu atómov v zemskej kôre). Sprevádza železo v mnohých jeho rudách, existujú však aj samostatné ložiská mangánu. Až 40 % mangánových rúd je sústredených v ložisku Chiatura (oblasť Kutaisi). Mangán rozptýlený v horninách je vymývaný vodou a odnášaný do Svetového oceánu. Zároveň je jeho obsah v morskej vode zanedbateľný (10 -7 -10 -6%) a v hlbokých oblastiach oceánu sa jeho koncentrácia zvyšuje na 0,3% v dôsledku oxidácie kyslíkom rozpusteným vo vode s tvorbou vody. nerozpustný oxid mangánu, ktorý v hydratovanej forme (MnO 2 X H 2 O) a klesá do spodných vrstiev oceánu, pričom na dne vytvára takzvané železo-mangánové uzliny, v ktorých môže množstvo mangánu dosiahnuť 45 % (obsahujú aj nečistoty medi, niklu, kobaltu). Takéto konkrementy sa môžu v budúcnosti stať zdrojom mangánu pre priemysel.
V Rusku je to akútne vzácna surovina, sú známe ložiská: "Usinskoe" v regióne Kemerovo, "polnoc" v Sverdlovsku, "Porozhinskoe" na území Krasnojarsk, "Južný Khingan" v židovskej autonómnej oblasti, Oblasť "Rogachevo-Taininskaya". a Pole "North-Taininskoye". na Novej Zemi.
mangánové rudy
mangánové minerály
- pyrolusit MnO2 X H 2 O, najbežnejší minerál (obsahuje 63,2 % mangánu);
- manganit (hnedá mangánová ruda) MnO(OH) (62,5 % mangánu);
- brownit 3Mn 2 O 3 Mn O 3 (69,5 % mangánu);
- hausmanit (Mn II Mn 2 III) O 4
- rodochrozit (mangánový trn, malinový trn) MnCO 3 (47,8 % mangánu);
- psilomelan m MNO. MNO2. n H20 (45-60 % mangánu);
- purpurit (Mn3+), 36,65 % mangánu.
Potvrdenie
2Mn02 + 4KOH + O2 → 2K2Mn04 + 2H20Roztok manganistanu má tmavozelenú farbu. Po okyslení reakcia prebieha:
3K 2 MnO 4 + 3H 2 SO 4 → 3K 2 SO 4 + 2HMnO 4 + MnO(OH) 2 ↓ + H 2 O
Roztok sa zmení na karmínový v dôsledku výskytu aniónu MnO 4 - a vyzráža sa z neho hnedá zrazenina hydroxidu mangánu (IV).
Kyselina manganičitá je veľmi silná, ale nestabilná, nemôže byť koncentrovaná na viac ako 20%. Samotná kyselina a jej soli (manganistan) sú silné oxidačné činidlá. Napríklad manganistan draselný v závislosti od roztoku oxiduje rôzne látky a redukuje sa na zlúčeniny mangánu rôznych oxidačných stupňov. V kyslom prostredí - až zlúčeniny mangánu (II), v neutrálnom - až zlúčeniny mangánu (IV), v silne zásaditom prostredí - až zlúčeniny mangánu (VI).
Pri kalcinácii sa manganistan rozkladajú za uvoľňovania kyslíka (jedna z laboratórnych metód získavania čistého kyslíka). Reakcia prebieha podľa rovnice (napríklad manganistan draselný):
2KMn04 →(t) K2MnO4 + Mn02 + O2
Pôsobením silných oxidačných činidiel prechádza ión Mn 2+ na ión MnO 4 −:
2Mn2S04 + 5PbO2 + 6HN03 → 2HMn04 + 2PbSO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H20
Táto reakcia sa používa na kvalitatívne stanovenie Mn 2+ (pozri časť "Stanovenie metódami chemickej analýzy").
Pri alkalizácii roztokov solí Mn (II) sa z nich vyzráža zrazenina hydroxidu mangánatého, ktorý na vzduchu v dôsledku oxidácie rýchlo hnedne. Podrobný popis reakcie nájdete v časti "Stanovenie metódami chemickej analýzy".
Soli MnCl3, Mn2(S04)3 sú nestabilné. Hydroxidy Mn (OH) 2 a Mn (OH) 3 sú zásadité, MnO (OH) 2 - amfotérne. Chlorid manganatý MnCl 4 je veľmi nestabilný, pri zahrievaní sa rozkladá, z čoho sa získava chlór:
Mn02 + 4HCl ->(t) MnCl2 + Cl2 + 2H20
Aplikácia v priemysle
Mangán vo forme feromangánu sa používa na „deoxidáciu“ ocele pri jej tavení, teda na odstránenie kyslíka z nej. Okrem toho viaže síru, čo tiež zlepšuje vlastnosti ocelí. Zavedenie až 12-13% Mn do ocele (tzv. Hadfield Steel), niekedy v kombinácii s inými legujúcimi kovmi, oceľ silne spevňuje, robí ju tvrdou a odolnou voči opotrebovaniu a nárazu (táto oceľ je ostro kalená a pri náraze sa stáva tvrdším). Takáto oceľ sa používa na výrobu guľových mlynov, zemných a kamenných drvičov, pancierových prvkov atď. Do „zrkadlovej liatiny“ sa pridáva až 20 % Mn.
Mangán sa zavádza do bronzu a mosadze.
Pri výrobe mangánovo-zinkových galvanických článkov sa spotrebuje značné množstvo oxidu manganičitého, MnO 2 sa v takýchto článkoch používa ako oxidačné činidlo-depolarizátor.
Zlúčeniny mangánu sa tiež široko používajú v jemnej organickej syntéze (MnO 2 a KMnO 4 ako oxidačné činidlá), ako aj v priemyselnej organickej syntéze (súčasť katalyzátorov oxidácie uhľovodíkov, napr. pri výrobe kyseliny tereftalovej oxidáciou p-xylénu, oxidáciou parafíny na vyššie mastné kyseliny).
Ceny kovového mangánu v ingotoch s čistotou 95 % boli v roku 2006 v priemere 2,5 USD/kg.
Arzenid mangánu má gigantický magnetokalorický efekt (pod tlakom sa zvyšuje). Telurid mangánu je sľubný termoelektrický materiál (termoemf s 500 μV/K).
Stanovenie metódami chemickej analýzy
Mangán patrí do piatej analytickej skupiny katiónov.
Špecifické reakcie používané v analytickej chémii na detekciu katiónov Mn2+ sú nasledovné:
1. Žieravé alkálie so soľami mangánu (II) získate bielu zrazeninu hydroxidu mangánu (II):
MnSO4+2KOH→Mn(OH)2↓+K2SO4Mn2+ +2OH − →Mn(OH)2 ↓
Zrazenina na vzduchu mení farbu na hnedú v dôsledku oxidácie vzdušným kyslíkom.
Vykonanie reakcie. Dve kvapky alkalického roztoku sa pridajú do dvoch kvapiek roztoku mangánovej soli. Pozorujte zmenu farby zrazeniny.
2. Peroxid vodíka v prítomnosti alkálií oxiduje soli mangánu (II) na tmavohnedú zlúčeninu mangánu (IV):
MnSO 4 + H 2 O 2 + 2NaOH → MnO (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 + H 2 O Mn 2+ + H 2 O 2 + 2OH - → MnO (OH) 2 ↓ + H 2 O
Vykonanie reakcie.Štyri kvapky alkalického roztoku a dve kvapky roztoku H202 sa pridajú k dvom kvapkám roztoku mangánovej soli.
3. Oxid olovnatý PbO 2 v prítomnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej pri zahrievaní oxiduje Mn 2+ na MnO 4 - za vzniku malinovej kyseliny mangánovej:
2MnS04 +5PbO2 +6HNO3 →2HMnO4 +2PbSO4 ↓+3Pb(NO 3) 2 +2H20 2Mn2+ +5PbO2 +4H + →2MnO4 − +5Pb2+ +2H20
Táto reakcia poskytuje negatívny výsledok v prítomnosti redukčných činidiel, ako je kyselina chlorovodíková a jej soli, pretože interagujú s oxidom olovnatým, ako aj s vytvorenou kyselinou manganistanou. Pri veľkom množstve mangánu táto reakcia zlyháva, pretože nadbytok iónov Mn 2+ redukuje výslednú kyselinu manganistú HMnO 4 na MnO (OH) 2 a namiesto karmínovej farby sa objavuje hnedá zrazenina. Namiesto oxidu olovnatého možno na oxidáciu Mn 2+ na MnO 4 - použiť iné oxidačné činidlá, napríklad persíran amónny (NH 4) 2 S 2 O 8 v prítomnosti katalyzátora - Ag + ióny alebo sodík bizmutitan NaBiO3:
2MnS04 +5NaBiO3 +16HNO3 →2HMnO4 +5Bi(NO3)3 +NaNO3 +2Na2S04 +7H20
Vykonanie reakcie. Do skúmavky sa sklenenou špachtľou pridá trochu PbO 2 a potom 5 kvapiek koncentrovanej kyseliny dusičnej HNO 3 a zmes sa zahrieva vo vriacom vodnom kúpeli. Do zohriatej zmesi pridajte 1 kvapku roztoku síranu mangánatého MnS04 a znova zahrievajte 10-15 minút, pričom obsah skúmavky občas pretrepte. Prebytok oxidu olovnatého sa nechá usadiť a pozoruje sa karmínová farba výslednej kyseliny mangánovej.
Pri oxidácii sodíkom bizmutom sa reakcia uskutočňuje nasledovne. Do skúmavky dajte 1-2 kvapky roztoku síranu mangánatého a 4 kvapky 6N hydroxidu sodného. HNO 3, pridajte niekoľko zrniek bizmutitanu sodného a pretrepte. Pozorujte vzhľad karmínovej farby roztoku.
4. Sulfid amónny (NH 4) 2 S zrazeniny z roztoku mangánových solí sulfid manganatý (II) natretý mäsovou farbou:
MnSO4 + (NH 4) 2 S → MnS ↓ + (NH 4) 2 SO 4 Mn 2+ + S 2- → MnS ↓
Zrazenina sa ľahko rozpúšťa v zriedených minerálnych kyselinách a dokonca aj v kyseline octovej.
Vykonanie reakcie. Do skúmavky vložte 2 kvapky roztoku soli mangánu (II) a pridajte 2 kvapky roztoku sulfidu amónneho.
Biologická úloha a obsah v živých organizmoch
Mangán sa nachádza v organizmoch všetkých rastlín a živočíchov, hoci jeho obsah je zvyčajne veľmi nízky, rádovo v tisícinách percenta, má významný vplyv na životnú činnosť, čiže je to stopový prvok. Mangán ovplyvňuje rast, krvotvorbu a funkciu gonád. Listy repy sú obzvlášť bohaté na mangán - až 0,03% a veľké množstvo sa nachádza v organizmoch červených mravcov - až 0,05%. Niektoré baktérie obsahujú až niekoľko percent mangánu.
Zlúčeniny mangánu
otrava mangánom
mangán(lat. manganum), mn, chemický prvok skupiny vii Mendelejevovej periodickej sústavy; atómové číslo 25, atómová hmotnosť 54,9380; ťažký strieborný biely kov. V prírode je prvok zastúpený jedným stabilným izotopom 55 mn.
Odkaz na históriu. Minerály M. sú známe už dlho. Staroveký rímsky prírodovedec Plínius spomína čierny kameň, ktorý sa používal na odfarbovanie tekutej sklenenej hmoty; Išlo o minerál pyrolusit mno 2. V Gruzínsku slúžil pyrolusit z dávnych čias ako výplňový materiál pri výrobe železa. Po dlhú dobu sa pyroluzit nazýval čierna magnézia a bol považovaný za typ magnetickej železnej rudy ( magnetit). V roku 1774 K. Scheele ukázali, že ide o zlúčeninu neznámeho kovu a ďalší švédsky vedec Yu.Gan silným zahriatím zmesi pyrolusitu s uhlím získal minerál kontaminovaný uhlíkom. Meno M. je tradične odvodené od nemeckého manganerz – mangánová ruda.
distribúcia v prírode. Priemerný obsah M. v zemskej kôre je 0,1 %, vo väčšine magmatických hornín 0,06-0,2 % hm., kde je v rozptýlenom stave vo forme mn 2+ (analóg fe 2+). Na zemskom povrchu mn 2+ ľahko oxiduje, známe sú tu aj minerály mn 3+ a mn 4+. V biosfére M. energicky migruje za redukčných podmienok a je neaktívny v oxidačnom prostredí. M. je najmobilnejší v kyslých vodách tundry a lesnej krajiny, kde sa nachádza vo forme mn 2+ . Často je tu zvýšený obsah M. a kultúrne rastliny miestami trpia nadbytkom M.; v pôdach, jazerách, močiaroch vznikajú železito-mangánové uzliny, jazerné a močiarne rudy. V suchých stepiach a púšťach, v alkalickom oxidačnom prostredí je mangán neaktívny, organizmy sú na mangán chudobné a kultúrne rastliny často potrebujú mangánové mikrohnojivá. Riečne vody sú chudobné M. (10 -6 -10 -5 g/l), celkové odstraňovanie tohto prvku riekami je však obrovské a väčšina sa ukladá v pobrežnej zóne. Ešte menej je M. vo vode jazier, morí a oceánov; na mnohých miestach oceánskeho dna sú bežné feromangánové uzliny, ktoré vznikli v minulých geologických obdobiach.
Fyzikálne a chemické vlastnosti. Hustota M. 7,2-7,4 g/cm3, t pl 1245 °С; t 2150 °C. M. má 4 polymorfné modifikácie: α-mn (telo centrovaná kubická mriežka s 58 atómami v jednotkovej bunke), β-mn (telo centrovaná kubická mriežka s 20 atómami v bunke), γ-mn (tetragonálna so 4 atómami v bunke) a δ-mn (kubické telo-centrované). Transformačná teplota:
ap 705 °C; pγ 1090 °C; y5 1133 °C;
a-modifikácia je krehká; γ (a čiastočne β) je plast, ktorý je dôležitý pri vytváraní zliatin.
Atómový polomer M. 1,30 å. Iónové polomery (v å): mn 2+ 0,91, mn 4+ 0,52, mn 7+ 0,46. Ďalšie fyzikálne vlastnosti α-mn: špecifické teplo (pri 25 °C) 0,478 kJ/(kg · K) [t.j. 0,114 cal/(G ·°C)]; teplotný koeficient lineárnej rozťažnosti (pri 20 °C) 22,3? 10-6 krupobitie-1 tepelná vodivosť (pri 25 °C) 66,57 W / (m? K) [t.j. 0,159 cal/(cm sek°C)]; merný objemový elektrický odpor 1,5-2,6 μm m(t.j. 150-260 μΩ cm) ; teplotný koeficient elektrického odporu (2-3) ? 10-4 stupeň -1 M. je paramagnetický.
Chemicky je M. dosť aktívny, pri zahriatí energicky interaguje s nekovmi - kyslíkom (vzniká zmes oxidov M. rôznych valencií), dusíkom (mn 4 n, mn 2 n 1, mn 3 n 2) , síra (mns, mns 2), uhlík (mn 3 c, mn 23 c 6, mn 7 c 3, mn 5 c 6), fosfor (mn 2 p, mnp) atď. Pri izbovej teplote sa M. zmena vzduchu; s vodou reaguje veľmi pomaly. Ľahko sa rozpúšťa v kyselinách (chlorovodíková, zriedená sírová), vytvára soli dvojmocného minerálu.Pri zahriatí vo vákuu sa minerál ľahko odparuje aj zo zliatin.
M. tvorí zliatiny s mnohými chemickými prvkami; väčšina kovov sa v jeho jednotlivých modifikáciách rozpúšťa a stabilizuje ich. Cu, fe, Co, ni a iné teda stabilizujú γ-modifikáciu. al, ag a iné rozširujú oblasti β- a σ-mn v binárnych zliatinách. To má veľký význam pre výrobu zliatin na báze kovu, ktoré sú náchylné na plastickú deformáciu (kovanie, valcovanie, razenie).
V zlúčeninách M. zvyčajne vykazuje valenciu 2 až 7 (najstabilnejšie oxidačné stavy sú +2, +4 a +7). So zvyšovaním stupňa oxidácie sa zvyšujú oxidačné a kyslé vlastnosti zlúčenín M.
Zlúčeniny mn(+2) sú redukčné činidlá. oxid mno - šedozelený prášok; má zásadité vlastnosti, nerozpustný vo vode a zásadách, rozpustný v kyselinách. Hydroxid mn(oh) 2 je biela látka, nerozpustná vo vode. Zlúčeniny mn(+4) môžu pôsobiť ako oxidačné činidlá (a) aj ako redukčné činidlá (b):
mno 2 + 4hcl = mncl 2 + cl 2 + 2h 2 o (a)
(podľa tejto reakcie v laboratóriách dostať chlór)
mno 2 + kclo 3 + 6koh = ZK 2 Mno 4 + kcl + ZN 2 O (b)
(reakcia prebieha počas fúzie).
Dioxid mno 2 - čiernohnedý, zodpovedajúci hydroxid mn(oh) 4 - tmavohnedý. Obidve zlúčeniny sú nerozpustné vo vode, obe sú amfotérne s miernou prevahou kyslej funkcie. Soli typu k 4 mno 4 sa nazývajú manganity.
Zo zlúčenín mn(+6) najcharakteristickejšia kyselina manganičitá a jeho manganičité soli. Veľmi dôležité sú zlúčeniny mn(+7) - kyselina manganičitá, anhydrid mangánu a manganistanu.
Potvrdenie. Najčistejšie M. sa v priemysle získava podľa metódy sovietskeho elektrochemika R. I. Agladzeho (1939) elektrolýzou vodných roztokov mnso 4 s prídavkom (nh 4) 2 so 4 pri ph = 8,0-8,5. Proces sa uskutočňuje s olovenými anódami a katódami vyrobenými z titánovej zliatiny AT-3 alebo nehrdzavejúcej ocele. M. šupiny sa odstránia z katód a v prípade potreby sa pretavia. Halogénový proces, napríklad chlorácia rudy a redukcia halogenidov, produkujú M. s množstvom nečistôt asi 0,1 %. Menej čisté M. prijímať aluminotermia podľa reakcie:
3Mn 3 o 4 + 8al \u003d 9mn + 4al 2 o 3,
ako aj elektrotermia.
Aplikácia. Hlavným spotrebiteľom kovu je hutníctvo železa, ktoré spotrebuje v priemere asi 8–9 kg M. za 1 t tavená oceľ. Na zavedenie M. do ocele sa najčastejšie používajú jeho zliatiny so železom - feromangán (70-80% M., 0,5-7,0% uhlík, zvyšok tvorí železo a nečistoty). Taví sa vo vysokých a elektrických peciach. Na dezoxidáciu a odsírenie ocele sa používa feromangán s vysokým obsahom uhlíka; stredný a nízky uhlík - na legovanie ocele. Nízkolegovaná konštrukčná a koľajová oceľ obsahuje 0,9-1,6 % mil. vysokolegovaná oceľ veľmi odolná voči opotrebovaniu s 15 % mn a 1,25 % c (vynájdená anglickým metalurgom R. Geirildom v roku 1883) bola jednou z prvých legovaných ocelí. Nerezová oceľ bez obsahu niklu sa vyrába v ZSSR s obsahom 14 % cr a 15 % mn.
M. sa používa aj v zliatinách, ktoré nie sú na báze železa. Zliatiny medi s M. sa používajú na výrobu lopatiek turbín; mangánové bronzy - pri výrobe vrtúľ a iných dielov, kde je nevyhnutná kombinácia pevnosti a odolnosti proti korózii. Takmer všetky priemyselné hliníkových zliatin a horčíkové zliatiny obsahujú M. Boli vyvinuté deformovateľné zliatiny na báze M. legované meďou, niklom a inými prvkami. Galvanický povlak M. sa používa na ochranu kovových výrobkov pred koróziou.
M. zlúčeniny sa používajú aj pri výrobe galvanických článkov; vo výrobe skla a v keramickom priemysle; vo farbiarskom a polygrafickom priemysle, v poľnohospodárstve atď.
F. N. TAVADZE.
mangán v tele. M. je v prírode široko rozšírený, je stálou súčasťou rastlinných a živočíšnych organizmov. Obsah M. v rastlinách sú desaťtisíciny - stotiny a u živočíchov - stotisíciny - tisíciny percenta. Bezstavovce sú bohatšie na minerály ako stavovce. Z rastlín významné množstvo M. akumulujú niektoré hrdzavé huby, pagaštan vodný, žaburinka, baktérie rodov leptothrix, crenothrix a niektoré rozsievky (cocconeis) (až niekoľko percent v jaseni), zo živočíchov červené mravce, niektoré mäkkýše a kôrovce (až stotiny percenta). M. - aktivátor množstva enzýmov, podieľa sa na procesoch dýchania, fotosyntézy, biosyntézy nukleových kyselín atď., Zvyšuje pôsobenie inzulínu a iných hormónov, ovplyvňuje krvotvorbu a metabolizmus minerálov. Nedostatok M. v rastlinách spôsobuje nekróza, chloróza jabloní a citrusových plodov, škvrnitosť obilnín, popáleniny zemiakov, jačmeňa a pod. M. sa nachádza vo všetkých orgánoch a tkanivách človeka (najbohatšie sú na ne pečeň, kostra a štítna žľaza). Denná potreba zvierat a ľudí pre M. je niekoľko mg(denne s jedlom človek prijme 3-8 mg M.). Potreba M. sa zvyšuje s fyzickou aktivitou, s nedostatkom slnečného žiarenia; deti potrebujú viac M., ako dospelí. Ukazuje sa, že nedostatok M. v potrave zvierat negatívne ovplyvňuje ich rast a vývoj, spôsobuje anémiu, tzv. laktačnú tetániu, narušenie minerálneho metabolizmu kostného tkaniva. Aby sa predišlo týmto ochoreniam, soli M.
G. Ya Zhiznevskaya.
V lekárstve sa niektoré soli M. (napríklad kmno 4) používajú ako dezinfekčné prostriedky. M. zlúčeniny používané v mnohých priemyselných odvetviach môžu mať toxický účinok na organizmus. Do tela sa M. dostáva hlavne cez dýchacie cesty, hromadí sa v parenchýmových orgánoch (pečeň, slezina), kostiach a svaloch a pomaly sa vylučuje mnoho rokov. Najvyššia prípustná koncentrácia zlúčenín M. v ovzduší je 0,3 mg/m3. V prípade ťažkej otravy sa pozoruje poškodenie nervového systému s charakteristickým syndrómom mangánu parkinsonizmus.
Liečba: vitamínová terapia, anticholinergiká atď. Prevencia: dodržiavanie pravidiel hygieny práce.
Lit.: Sally A. H., Mangán, preložené z angličtiny, M., 1959; Výroba ferozliatin, 2. vydanie, M., 1957; Pearson A., Mangán a jeho úloha vo fotosyntéze, v zbierke: Stopové prvky, preložené z angličtiny, M., 1962.
stiahnuť abstrakt
