რა ჟანგვის მდგომარეობას ავლენს მანგანუმი? მანგანუმი (ქიმიური ელემენტი): თვისებები, გამოყენება, აღნიშვნა, ჟანგვის მდგომარეობა, საინტერესო ფაქტები

მანგანუმის ყველაზე მაღალი დაჟანგვის მდგომარეობა +7 შეესაბამება მჟავა ოქსიდს Mn2O7, მანგანუმის მჟავას HMnO4 და მის მარილებს - პერმანგანატები

მანგანუმის (VII) ნაერთები - ძლიერი ჟანგვის აგენტები... Mn2O7 არის მომწვანო-მოყავისფრო ცხიმიანი სითხე, რომელთან კონტაქტისას ალკოჰოლები და ეთერები იწვის. მანგანუმის მჟავა HMnO4 შეესაბამება Mn (VII) ოქსიდს. ის არსებობს მხოლოდ ხსნარებში, მაგრამ ითვლება ერთ -ერთ ყველაზე ძლიერად (α - 100%). HMnO4- ის მაქსიმალური შესაძლო კონცენტრაცია ხსნარში არის 20%. მარილები HMnO4 - პერმანგანატები - ყველაზე ძლიერი ჟანგვის აგენტები; წყალხსნარებში, ისევე როგორც თავად მჟავა, მათ აქვთ ჟოლოს ფერი.

რედოქს რეაქციებშიპერმანგანატები ძლიერი ჟანგვის აგენტებია. საშუალო რეაქციის მიხედვით, ისინი მცირდება ან ორვალენტიანი მანგანუმის (მჟავე გარემოში), მანგანუმის (IV) ოქსიდის (ნეიტრალურ) ან მანგანუმის (VI) ნაერთების - მანგანატების - (ტუტეში) მარილებად. ცხადია, მჟავე გარემოში Mn + 7 დაჟანგვის უნარი ყველაზე მეტად არის გამოხატული.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

პერმანგანატები როგორც მჟავე, ასევე ტუტე საშუალებებში ჟანგავს ორგანულ ნივთიერებებს:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H5OH 2MnSO4 + K2SO4 + 5CH3COH + 8H2O

ალკოჰოლი ალდეჰიდი

4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH MnO2 ↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +

გაცხელებისას კალიუმის პერმანგანატის დაშლა (ეს რეაქცია გამოიყენება ჟანგბადის მისაღებად ლაბორატორიულ პირობებში):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

ამდენად, მანგანუმისთვის, იგივე დამოკიდებულებები დამახასიათებელია: ქვედა დაჟანგვის მდგომარეობიდან უფრო მაღალზე გადასვლისას ჟანგბადის ნაერთების მჟავე თვისებები იზრდება და OM რეაქციებში, შემცირების თვისებები იცვლება ჟანგვითი თვისებებით.

პერმანგანატები ორგანიზმისთვის შხამიანია მათი ძლიერი ჟანგვის თვისებების გამო.

პერმანგანატებით მოწამვლის შემთხვევაში წყალბადის ზეჟანგი ძმარმჟავას გარემოში გამოიყენება როგორც ანტიდოტი:

2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2 (CH3COO) 2Mn + 2CH3COOK + 5O2 + 8H2O

KMnO4 ხსნარი არის დამამცირებელი და ბაქტერიციდული საშუალება კანისა და ლორწოვანი გარსების ზედაპირის სამკურნალოდ. KMnO4– ის ძლიერი ჟანგვის თვისებები მჟავე გარემოში ემყარება პერმანგანათომეტრიის ანალიტიკურ მეთოდს, რომელიც გამოიყენება კლინიკურ ანალიზში შარდში წყლის, შარდმჟავას დაჟანგვისუნარიანობის დასადგენად.

ადამიანის სხეული შეიცავს დაახლოებით 12 მგ Mn სხვადასხვა ნაერთებში, 43% კონცენტრირებულია ძვლის ქსოვილში. ის გავლენას ახდენს სისხლის ფორმირებაზე, ძვლის ფორმირებაზე, ზრდაზე, რეპროდუქციაზე და სხეულის სხვა ფუნქციებზე.

მანგანუმის (II) ჰიდროქსიდიაქვს სუსტი ძირითადი თვისებები, იჟანგება ატმოსფერული ჟანგბადით და სხვა ჟანგვითი აგენტებით პერმანგანატის მჟავას ან მის მარილებს მანგანიტები:

Мn (ОН) 2 + Н2О2 → Н2МnО3 ↓ + Н2О პერმანგანუმის მჟავა

(ყავისფერი ნალექი) ტუტე გარემოში Mn2 + იჟანგება MnO42- და მჟავე გარემოში MnO4-:

МnSO4 + 2КNО3 + 4КОН → К2МnО4 + 2КNО2 + К2SO4 + 2Н2О

წარმოიქმნება მანგანუმის H2MnO4 და მანგანუმის HMnO4 მჟავების მარილები.

თუ ექსპერიმენტში Mn2 + ავლენს შემცირების თვისებებს, მაშინ Mn2 + - ის შემამცირებელი თვისებები სუსტად არის გამოხატული. ბიოლოგიურ პროცესებში ის არ ცვლის ჟანგვის მდგომარეობას. სტაბილური ბიოკომპლექსები Mn2 + ახდენს ამ ჟანგვის მდგომარეობის სტაბილიზაციას. სტაბილიზაციის ეფექტი ვლინდება ჰიდრატაციის გარსის შეკავების ხანგრძლივ პერიოდში. მანგანუმის (IV) ოქსიდი MnO2 არის სტაბილური ბუნებრივი მანგანუმის ნაერთი, რომელიც გვხვდება ოთხ მოდიფიკაციაში. ყველა მოდიფიკაცია ამფოტერულია და აქვს რედოქს ორმაგი. რედოქს ორმაგობის მაგალითები МnО2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6МnО2 + 2NH3 → 3Мn2О3 + N2 + 3Н2О

4МnО2 + 3О2 + 4КОН → 4КМnО4 + 2Н2О

Mn (VI) ნაერთები- არასტაბილური ხსნარებში ისინი შეიძლება გადაიქცეს ნაერთებად Mn (II), Mn (IV) და Mn (VII): მანგანუმის ოქსიდი (VI) MnO3 არის მუქი წითელი მასა, რომელიც იწვევს ხველას. МnО3- ის ჰიდრატირებული ფორმა არის სუსტი პერმანგანუმის მჟავა Н2МnO4, რომელიც არსებობს მხოლოდ წყალხსნარში. მისი მარილები (მანგანატები) ადვილად განადგურებულია ჰიდროლიზით და გათბობით. 50 ° С МnО3 იშლება:

2МnО3 → 2МnО2 + О2 და ჰიდროლიზდება წყალში გახსნისას: 3МnО3 + Н2О → МnО2 + 2НМnО4

Mn (VII) წარმოებულებია მანგანუმის (VII) ოქსიდი Mn2O7 და მისი ჰიდრატირებული ფორმა - მჟავა HMnO4, რომელიც ცნობილია მხოლოდ ხსნარში. Мn2О7 სტაბილურია 10 ° С– მდე, იშლება აფეთქებით: Мn2О7 → 2МnО2 + О3

ცივ წყალში გახსნისას წარმოიქმნება მჟავა Mn2O7 + H2O → 2HMnO4

მანგანუმის მჟავის მარილები НМnО4- პერმანგანატები. იონები პასუხისმგებელნი არიან ხსნარების იისფერ ფერს. შექმენით EMnO4 ∙ nH2O ტიპის ბროლის ჰიდრატები, სადაც n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

პერმანგანატის KMnO4 ძალიან ხსნადია წყალში ... პერმანგანატები - ძლიერი ოქსიდანტები. ეს თვისება გამოიყენება სამედიცინო პრაქტიკაში დეზინფექციისთვის, ფარმაკოპეულ ანალიზში H2O2- ის იდენტიფიკაციისათვის მჟავა გარემოში KMnO2– თან ურთიერთქმედებით.

პერმანგანატები შხამია სხეულისთვის., მათი განეიტრალება შეიძლება მოხდეს შემდეგნაირად: 2КМnO4 + 5Н2O2 + 6СН3СООН = 2Мn (СН3СОО) 2 + 2СН3СООК + 8Н2О + 5O2

პერმანგანატით მწვავე მოწამვლის სამკურნალოდგამოიყენება ძმარმჟავასთან გამჟავებული H2O2– ის 3% –იანი წყალხსნარი. კალიუმის პერმანგანატი ჟანგავს ქსოვილის უჯრედებისა და მიკრობების ორგანულ ნივთიერებებს. ამ შემთხვევაში, KMnO4 მცირდება MnO2. მანგანუმის (IV) ოქსიდს ასევე შეუძლია ურთიერთქმედება ცილებთან და შექმნას ყავისფერი კომპლექსი.

კალიუმის პერმანგანატის KMnO4 მოქმედების ქვეშ ცილები იჟანგება და კოაგულაცია ხდება. ამის საფუძველზე მისი გამოყენება როგორც გარეგანი პრეპარატი ანტიმიკრობული და დამამცირებელი თვისებებით. უფრო მეტიც, მისი მოქმედება ვლინდება მხოლოდ კანისა და ლორწოვანი გარსების ზედაპირზე. KMnO4 წყალხსნარის ჟანგვითი თვისებები გამოყენება ტოქსიკური ორგანული ნივთიერებების განეიტრალების მიზნით. დაჟანგვა წარმოქმნის ნაკლებად ტოქსიკურ პროდუქტებს. მაგალითად, პრეპარატი მორფინი გარდაიქმნება ბიოლოგიურად არააქტიურ ოქსიმორფინში. კალიუმის პერმანგანატის მიმართვა ტიტრიმეტრული ანალიზისას სხვადასხვა შემამცირებელი აგენტის შემცველობა (პერმანგანატომეტრია).

პერმანგანატის მაღალი ჟანგვის უნარი გამოყენება ეკოლოგიაში ჩამდინარე წყლების დაბინძურების შესაფასებლად (პერმანგანატის მეთოდი). დაჟანგული (გაუფერულებული) პერმანგანატის რაოდენობა გამოიყენება წყალში ორგანული მინარევების შემცველობის დასადგენად.

გამოიყენება პერმანგანატის მეთოდი (პერმანგანატომეტრია) ასევე კლინიკურ ლაბორატორიებში სისხლში შარდმჟავას შემცველობის დასადგენად.

პერმანგანუმის მჟავას მარილებს პერმანგანატები ეწოდება.ყველაზე ცნობილი მარილია კალიუმის პერმანგანატი KMnO4 - მუქი იისფერი კრისტალური ნივთიერება, ზომიერად წყალში ხსნადი. KMnO4 ხსნარებს აქვთ მუქი ჟოლოსფერი და მაღალი კონცენტრაციით - იისფერი, დამახასიათებელი MnO4-

პერმანგანატისგაცხელებისას კალიუმი იშლება

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

კალიუმის პერმანგანატის არის ძალიან ძლიერი ჟანგვის აგენტი, ადვილად ჟანგავს ბევრ არაორგანულ და ორგანულ ნივთიერებას. მანგანუმის შემცირების ხარისხი დიდად არის დამოკიდებული საშუალო pH- ზე.

აღდგენაე კალიუმის პერმანგანატი სხვადასხვა მჟავიანობის პირობებში მიმდინარეობს სქემის შესაბამისად:

მჟავა pH<7

მანგანუმი (II) (Mn2 +)

KMnO4 + შემცირების აგენტი ნეიტრალური pH = 7

მანგანუმი (IV) (MnO2)

ტუტე pH> 7

მანგანუმი (VI) (MnO42-)

Mn2 + KMnO4 ხსნარის გაუფერულება

MnO2 ყავისფერი ნალექი

MnO42 - ხსნარი მწვანე ხდება

რეაქციების მაგალითებიკალიუმის პერმანგანატის მონაწილეობით სხვადასხვა საშუალებებში (მჟავე, ნეიტრალური და ტუტე).

NS<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2МnSO4 + 6K2SO4 + 3Н2O

MnO4 - + 8H ++ 5℮ → Mn2 ++ 4H2O 5 2

SO32- + H2O- 2ē → SO42- + 2H + 2 5

2MnO4- + 16H ++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2 ++ 8H2O + 5SO42- + 10H +

2MnO4- + 6H ++ 5SO32- → 2Mn2 ++ 3H2O + 5SO42-

pH = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2МnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2О + 3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42- + 2H + - 2 3

2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 6H + 6H2O + 2OH-

2MnO4- + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42

pH> 7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

MnO4- +1 → MnO42- 1 2

SO32- + 2ОH-- 2ē → SO42- + H2О 2 1

2MnO4- + SO32- + 2OH- → 2MnO42- + SO42- + H2O

გამოიყენება კალიუმის პერმანგანატ KMnO4სამედიცინო პრაქტიკაში, როგორც სადეზინფექციო და ანტისეპტიკური საშუალება ჭრილობების დასაბანად, გამრეცხვის, დასაბანად და ა.შ. KMnO4- ის ღია ვარდისფერი ხსნარი გამოიყენება შინაგანად კუჭის ამორეცხვაზე მოწამვლისთვის.

კალიუმის პერმანგანატი ფართოდ გამოიყენება როგორც ჟანგვის აგენტი.

KMnO4– ის დახმარებით ხდება მრავალი წამლის ანალიზი (მაგალითად, H2O2 ხსნარის პროცენტული კონცენტრაცია (%)).

VIIIB ქვეჯგუფის d- ელემენტების ზოგადი მახასიათებლები. ატომების სტრუქტურა. რკინის ოჯახის ელემენტები. დაჟანგვის მდგომარეობა ნაერთებში. რკინის ფიზიკური და ქიმიური თვისებები. განაცხადი. ბუნებაში რკინის ოჯახის d- ელემენტების პოვნის გავრცელება და ფორმები. რკინის მარილები (II, III). რკინის (II) და რკინის (III) რთული ნაერთები.

VIIIB ქვეჯგუფის ელემენტების ზოგადი თვისებები:

1) ბოლო დონის ზოგადი ელექტრონული ფორმულა არის (n - 1) d (6-8) ns2.

2) თითოეულ პერიოდში, ეს ჯგუფი შეიცავს 3 ელემენტს, რომლებიც ქმნიან ტრიადებს (ოჯახებს):

ა) რკინის ოჯახი: რკინა, კობალტი, ნიკელი.

ბ) მსუბუქი პლატინის ლითონების ოჯახი (პალადიუმის ოჯახი): რუთენიუმი, როდიუმი, პალადიუმი.

გ) მძიმე პლატინის ლითონების ოჯახი (პლატინის ოჯახი): ოსმიუმი, ირიდიუმი, პლატინა.

3) ელემენტების მსგავსება თითოეულ ოჯახში აიხსნება ატომური რადიუსების სიახლოვით, ამიტომ სიმჭიდროვე ოჯახში ასევე ახლოსაა.

4) სიმჭიდროვე იზრდება პერიოდის რაოდენობის მატებასთან ერთად (ატომური მოცულობები მცირეა).

5) ეს არის ლითონები მაღალი დნობის და დუღილის წერტილებით.

6) ინდივიდუალური ელემენტებისთვის მაქსიმალური ჟანგვის მდგომარეობა იზრდება პერიოდის რიცხვთან ერთად (ოსმიუმისა და რუთენიუმისთვის ის აღწევს 8+).

7) ამ ლითონებს შეუძლიათ წყალბადის ატომების ჩართვა ბროლის ბადეში, მათი თანდასწრებით ჩნდება ატომური წყალბადი - აქტიური შემამცირებელი საშუალება. ამრიგად, ეს ლითონები არის წყალბადის დამატებების რეაქციების კატალიზატორი.

8) ამ ლითონების ნაერთები შეფერილია.

9) დამახასიათებელი რკინის დაჟანგვის მდგომარეობა +2, +3, არასტაბილურ ნაერთებში +6. ნიკელს აქვს +2, არასტაბილური +3. პლატინას აქვს +2, არასტაბილური +4.

რკინა. რკინის მიღება(ყველა ეს რეაქცია ხდება გაცხელებისას)

* 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. წინაპირობა: რკინის პირიტის გაცხელება.

* Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O. * Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

* FeO + C = Fe + CO

* Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (თერმიტის მეთოდი). მდგომარეობა: გათბობა.

* = Fe + 5CO (რკინის პენტაკარბონილის დაშლა გამოიყენება ძალიან სუფთა რკინის მისაღებად).

რკინის ქიმიური თვისებებირეაქციები უბრალო ნივთიერებებთან

* Fe + S = FeS. მდგომარეობა: გათბობა. * 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

* Fe + I2 = FeI2 (იოდი არის ნაკლებად ძლიერი ჟანგვის აგენტი ვიდრე ქლორი; FeI3 არ არსებობს).

* 3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 არის რკინის ყველაზე სტაბილური ოქსიდი). ტენიან ჰაერში წარმოიქმნება Fe2O3 nH2O.

ᲜᲐᲬᲘᲚᲘ 1

1. ჟანგვის მდგომარეობა (ს. ო.) არისრთული ნივთიერების ქიმიური ელემენტის ატომების პირობითი მუხტი, გამოითვლება იმ ვარაუდის საფუძველზე, რომ ის შედგება მარტივი იონებისგან.

უნდა იცოდე!

1) კავშირებთან. ო. წყალბადი = +1, გარდა ჰიდრიდების.
2) კავშირებთან. ო. ჟანგბადი = -2, გარდა პეროქსიდები flu და ფტორიდები
3) ლითონების დაჟანგვის მდგომარეობა ყოველთვის დადებითია.

პირველი სამი ჯგუფის ძირითადი ქვეჯგუფების ლითონებისთვის, გვ. ო. მუდმივი:

ჯგუფი IA ლითონები - გვ. ო. = +1,
IIA ჯგუფის ლითონები - გვ. ო. = +2,
ჯგუფი IIIA ლითონები - გვ. ო. = +3. 4

თავისუფალ ატომებსა და უბრალო ნივთიერებებს აქვთ გ. ო. = 0.5

სულ ს. ო. ნაერთის ყველა ელემენტი = 0.

2. სახელების ფორმირების გზაორელემენტიანი (ორობითი) ნაერთები.

4. შეავსეთ ცხრილი "ორობითი ნაერთების სახელები და ფორმულები".

5. კომპლექსური ნაერთის ხაზგასმული ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობის განსაზღვრა.

ᲛᲔ -2 ᲜᲐᲬᲘᲚᲘ

1. ქიმიური ელემენტების დაჟანგვის მდგომარეობა ნაერთებში მათი ფორმულების მიხედვით. ჩამოწერეთ ამ ნივთიერებების სახელები.

2. გაყავით ნივთიერებები FeO, Fe2O3, CaCl2, AlBr3, CuO, K2O, BaCl2, SO3 ორ ჯგუფად. ჩამოწერეთ ნივთიერებების სახელები, ჟანგვის მდგომარეობების მითითებით.

3. დაადგინეთ შესაბამისობა ქიმიური ელემენტის ატომის სახელსა და დაჟანგვის მდგომარეობასა და ნაერთის ფორმულას შორის.

4. შეადგინეთ ნივთიერებების ფორმულები სახელწოდებით.

5. რამდენ მოლეკულას შეიცავს 48 გრ გოგირდის (IV) ოქსიდი?

6. ინტერნეტისა და ინფორმაციის სხვა წყაროების გამოყენებით მოამზადეთ შეტყობინება ნებისმიერი ორობითი კავშირის გამოყენების შესახებ შემდეგი გეგმის მიხედვით:

1) ფორმულა;
2) სახელი;
3) თვისებები;
4) განაცხადი.

H2O წყალი, წყალბადის ოქსიდი. წყალი ნორმალურ პირობებში არის თხევადი, უფერო, უსუნო, სქელ ფენაში - ლურჯი. დუღილის წერტილი არის დაახლოებით 100⁰С. ეს არის კარგი გამხსნელი. წყლის მოლეკულა შედგება ორი წყალბადის ატომისა და ერთი ჟანგბადის ატომისგან; ეს არის მისი თვისობრივი და რაოდენობრივი შემადგენლობა. ეს არის რთული ნივთიერება, იგი ხასიათდება შემდეგი ქიმიური თვისებებით: ურთიერთქმედება ტუტე ლითონებთან, ტუტე დედამიწის ლითონებთან.

წყალთან რეაქციებს ჰიდროლიზი ეწოდება. ამ რეაქციებს უდიდესი მნიშვნელობა აქვს ქიმიაში.

7. მანგანუმის დაჟანგვის მდგომარეობა K2MnO4 ნაერთში არის:

8. ქრომის ყველაზე დაბალი ჟანგვის მდგომარეობაა ნაერთში, რომლის ფორმულაა:

1) Cr2O3

9. ქლორში ნაჩვენებია მაქსიმალური დაჟანგვის მდგომარეობა ნაერთში, რომლის ფორმულაა:

დიდი ხნის განმავლობაში, ამ ელემენტის ერთ -ერთი ნაერთი, კერძოდ მისი დიოქსიდი (ცნობილია როგორც პიროლუზიტი), ითვლებოდა მინერალური, მაგნიტური რკინის საბადოების ტიპად. მხოლოდ 1774 წელს ერთმა შვედმა ქიმიკოსმა გაარკვია, რომ პიროლუზიტში არის გამოუკვლეველი ლითონი. ამ მინერალის ნახშირით გათბობის შედეგად, იგივე უცნობი ლითონი მიიღეს. თავდაპირველად მას ერქვა მანგანუმი, მოგვიანებით გამოჩნდა თანამედროვე სახელი - მანგანუმი. ქიმიურ ელემენტს აქვს ბევრი საინტერესო თვისება, რომელიც ქვემოთ იქნება განხილული.

მდებარეობს პერიოდული ცხრილის მეშვიდე ჯგუფის გვერდითი ქვეჯგუფში (მნიშვნელოვანია: გვერდითი ქვეჯგუფების ყველა ელემენტი ლითონია). ელექტრონული ფორმულა არის 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (ტიპიური d- ელემენტის ფორმულა). მანგანუმს, როგორც თავისუფალ ნივთიერებას, აქვს ვერცხლისფერი თეთრი ფერი. ქიმიური აქტივობის გამო, ის ბუნებაში გვხვდება მხოლოდ ისეთი ნაერთების სახით, როგორიცაა ოქსიდები, ფოსფატი და კარბონატი. ნივთიერება ცეცხლგამძლეა, დნობის წერტილი არის 1244 გრადუსი ცელსიუსი.

საინტერესოა!ბუნებაში, ქიმიური ელემენტის მხოლოდ ერთი იზოტოპია 55-ე ატომური მასით. დანარჩენი იზოტოპები მიიღება ხელოვნურად და ყველაზე სტაბილური რადიოაქტიური იზოტოპი 53-ე ატომური მასით (ნახევარგამოყოფის პერიოდი დაახლოებით იგივეა, რაც ურანის ).

მანგანუმის დაჟანგვის მდგომარეობა

მას აქვს ექვსი განსხვავებული ჟანგვის მდგომარეობა. ნულოვანი დაჟანგვის მდგომარეობაში, ელემენტს შეუძლია შექმნას რთული ნაერთები ორგანულ ლიგანდებთან (მაგალითად, P (C5H5) 3), ისევე როგორც არაორგანული ლიგანდები:

• ნახშირორჟანგი (დიმარგანუმის დეკარბონილი),
• აზოტი,
• ფოსფორის ტრიფლუორიდი,
• აზოტის ოქსიდი.

დაჟანგვის მდგომარეობა +2 ტიპიურია მანგანუმის მარილებისთვის. მნიშვნელოვანია: ამ ნაერთებს აქვთ წმინდად შემცირების თვისებები. ყველაზე სტაბილური ნაერთები დაჟანგვის მდგომარეობით +3 არის Mn2O3 ოქსიდი, ისევე როგორც ამ ოქსიდის Mn (OH) 3 ჰიდრატი. +4, MnO2 და ამფოტერული ოქსიდი-ჰიდროქსიდი MnO (OH) 2 ყველაზე სტაბილურია.

მანგანუმის დაჟანგვის მდგომარეობა +6 ტიპიურია პერმანგანატის მჟავისა და მისი მარილებისთვის, რომლებიც მხოლოდ წყალხსნარშია. დაჟანგვის მდგომარეობა +7 დამახასიათებელია მანგანუმის მჟავისთვის, მისი ანჰიდრიდისთვის, რომელიც არსებობს მხოლოდ წყალხსნარში და ასევე მარილებს - პერმანგანატებს (ანალოგია პერქლორატებთან) - ძლიერ დამჟანგავებს. საინტერესოა, რომ კალიუმის პერმანგანატის შემცირებისას (ყოველდღიურ ცხოვრებაში მას უწოდებენ კალიუმის პერმანგანატს), შესაძლებელია სამი განსხვავებული რეაქცია:

• გოგირდმჟავას არსებობისას MnO4- ანიონი მცირდება Mn2 +- მდე.
• თუ საშუალო ნეიტრალურია, MnO4- იონი მცირდება MnO (OH) 2 ან MnO2.
• ტუტეების არსებობისას MnO4- ანიონი მცირდება მანგანატის იონამდე MnO42-.

მანგანუმი, როგორც ქიმიური ელემენტი

ქიმიური თვისებები

ნორმალურ პირობებში ის არააქტიურია. მიზეზი არის ოქსიდის ფილმი, რომელიც ჩნდება ჰაერში ჟანგბადის ზემოქმედებისას. თუ ლითონის ფხვნილი ოდნავ თბება, ის იწვის, გადაიქცევა MnO2.

როდესაც თბება, ის ურთიერთქმედებს წყალთან, ცვლის წყალბადს. რეაქციის შედეგად მიიღება პრაქტიკულად უხსნადი აზოტის ოქსიდის ჰიდრატი Mn (OH) 2. ეს ნივთიერება ხელს უშლის შემდგომ ურთიერთქმედებას წყალთან.

საინტერესოა!წყალბადი ხსნადია მანგანუმში და ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება ხსნადობა (მიიღება გაზის ხსნარი ლითონში).

ძალიან ძლიერი გათბობით (ტემპერატურა 1200 გრადუსზე მეტი), ის ურთიერთქმედებს აზოტთან და მიიღება ნიტრიდები. ამ ნაერთებს შეიძლება ჰქონდეთ განსხვავებული შემადგენლობა, რაც ტიპიურია ეგრეთ წოდებული ბერტოლიდებისათვის. ურთიერთქმედებს ბორთან, ფოსფორთან, სილიციუმთან და გამდნარი ფორმით - ნახშირბადთან. ეს უკანასკნელი რეაქცია მიმდინარეობს მანგანუმის კოქსით შემცირების დროს.

განზავებულ გოგირდოვან და მარილმჟავებთან ურთიერთქმედებისას მიიღება მარილი და გამოიყოფა წყალბადი. მაგრამ ძლიერი გოგირდის მჟავასთან ურთიერთქმედება განსხვავებულია: რეაქციის პროდუქტებია მარილი, წყალი და გოგირდის დიოქსიდი (თავდაპირველად გოგირდმჟავა მცირდება გოგირდმჟავამდე; მაგრამ არასტაბილურობის გამო გოგირდის მჟავა იშლება გოგირდის დიოქსიდსა და წყალში).

განზავებულ აზოტმჟავასთან რეაქციისას მიიღება ნიტრატი, წყალი და აზოტის ოქსიდი.

ქმნის ექვს ოქსიდს:

• აზოტის ოქსიდი, ან MnO,
• ოქსიდი, ან Mn2O3,
• აზოტის ოქსიდი Mn3O4,
• დიოქსიდი, ან MnO2,
• პერმანგანატის ანჰიდრიდი MnO3,
• მანგანუმის ანჰიდრიდი Mn2O7.

საინტერესოა!აზოტის ოქსიდი ატმოსფერული ჟანგბადის ზემოქმედებით თანდათან იქცევა ოქსიდად. პერმანგანატის ანჰიდრიდი არ არის იზოლირებული.

აზოტის ოქსიდი არის ნაერთი ეგრეთ წოდებული ფრაქციული დაჟანგვის მდგომარეობით. მჟავებში გახსნისას წარმოიქმნება ორვალენტიანი მანგანუმის მარილები (მარილები Mn3 + კატიონით არასტაბილურია და მცირდება Mn2 + კატიონის ნაერთებად).

დიოქსიდი, ოქსიდი, აზოტის ოქსიდი ყველაზე სტაბილური ოქსიდებია. მანგანუმის ანჰიდრიდი არასტაბილურია. არსებობს ანალოგიები სხვა ქიმიურ ელემენტებთან:

• Mn2O3 და Mn3O4 არის ძირითადი ოქსიდები და მსგავსი თვისებები აქვთ რკინის ანალოგიურ ნაერთებს;
• MnO2 - ამფოტერული ოქსიდი, მსგავსი თვისებებით ალუმინის და ტროვალენტური ქრომის ოქსიდები;
• Mn2O7 არის მჟავე ოქსიდი, რომელსაც აქვს ძალიან მაღალი ქლორის ოქსიდის თვისებები.

ქლორატებთან და პერქლორატებთან ანალოგიის დანახვა ადვილია. მანგანატები, ისევე როგორც ქლორატები, მიიღება არაპირდაპირ. მაგრამ პერმანგანატების მიღება შესაძლებელია როგორც პირდაპირ, ანუ ანჰიდრიდისა და ლითონის ოქსიდის / ჰიდროქსიდის ურთიერთქმედებით წყლის თანდასწრებით და არაპირდაპირ.

ანალიტიკურ ქიმიაში Mn2 + კათიონი მეხუთე ანალიტიკურ ჯგუფში მოხვდა. არსებობს რამდენიმე რეაქცია, რომელსაც შეუძლია გამოავლინოს ეს კატიონი:

• ამონიუმის სულფიდთან ურთიერთქმედებისას ილექება MnS ნალექი, მისი ფერი არის ხორცი; მინერალური მჟავების დამატებისას ნალექი იშლება.
• ტუტეებთან რეაქციისას მიიღება Mn (OH) 2 თეთრი ნალექი; თუმცა, ატმოსფერულ ჟანგბადთან ურთიერთობისას, ნალექის ფერი იცვლება თეთრიდან ყავისფერში - მიიღება Mn (OH) 3.
• თუ წყალბადის ზეჟანგი და ტუტე ხსნარი დაემატება მარილებს Mn2 + კატიონით, MnO (OH) 2 მუქი ყავისფერი ნალექი ილექება.
• როდესაც დაჟანგვის აგენტი (ტყვიის დიოქსიდი, ნატრიუმის ბისმუტატი) და აზოტმჟავას ძლიერი ხსნარი ემატება მარილებს Mn2 + კატიონთან ერთად, ხსნარი ჟოლოსფერდება - ეს ნიშნავს, რომ Mn2 + დაჟანგული იქნა HMnO4- მდე.

ქიმიური თვისებები

მანგანუმის ვალენტინები

ელემენტი მეშვიდე ჯგუფშია. ტიპიური მანგანუმი - II, III, IV, VI, VII.

ნულოვანი ვალენტობა დამახასიათებელია თავისუფალი ნივთიერებისათვის. დივალენტური ნაერთები - მარილები Mn2 + კატიონით, სამვალენტიანი - ოქსიდი და ჰიდროქსიდი, ტეტრავალენტური - დიოქსიდი, ასევე ოქსიდი -ჰიდროქსიდი. ექვსვალენტიანი და ექვსვალენტიანი ნაერთებია მარილები MnO42- და MnO4- ანიონებით.

როგორ მივიღოთ და რისგან მივიღოთ მანგანუმი? მანგანუმის და რკინა-მანგანუმის საბადოებიდან, ასევე მარილის ხსნარებიდან. მანგანუმის მოპოვების სამი განსხვავებული გზა არსებობს:

• კოკა -კოლით აღდგენა,
• ალუმოთერმია,
• ელექტროლიზი

პირველ შემთხვევაში, კოკა და ნახშირბადის მონოქსიდი გამოიყენება როგორც შემცირების აგენტი. ლითონი მცირდება საბადოდან, სადაც არის რკინის ოქსიდების ნარევი. შედეგი არის ფერომანგანუმი (შენადნობი რკინით) და კარბიდი (რა არის კარბიდი არის ნახშირბადის ლითონის ნაერთი).

უფრო სუფთა ნივთიერების მისაღებად გამოიყენება მეტალოთერმიის ერთ -ერთი მეთოდი - ალუმოთერმია. პირველი, პიროლუზიტი კალცინირებულია Mn2O3 წარმოქმნის. შემდეგ მიღებული ოქსიდი შერეულია ალუმინის ფხვნილთან. რეაქციის დროს ბევრი სითბო გამოიყოფა, შედეგად, მიღებული ლითონი დნება და ალუმინის ოქსიდი მას ფარავს წიდის "თავსახურით".

მანგანუმი არის საშუალო აქტივობის მეტალი და არის ბეკეტოვის სერიაში წყალბადის მარცხნივ და ალუმინის მარჯვნივ. ეს ნიშნავს, რომ Mn2 + კატიონთან მარილების წყალხსნარების ელექტროლიზის დროს ლითონის კათიონი მცირდება კათოდზე (ძალიან განზავებული ხსნარის ელექტროლიზის დროს, წყალი ასევე მცირდება კათოდზე). MnCl2– ის წყალხსნარის ელექტროლიზის დროს ხდება შემდეგი რეაქციები:

MnCl2 Mn2 + + 2Cl-

კათოდი (უარყოფითად დამუხტული ელექტროდი): Mn2 + + 2e Mn0

ანოდი (დადებითად დამუხტული ელექტროდი): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

რეაქციის საბოლოო განტოლება:

MnCl2 (e-s) Mn + Cl2

ელექტროლიზი წარმოქმნის ყველაზე სუფთა მეტალის მანგანუმს.

სასარგებლო ვიდეო: მანგანუმი და მისი ნაერთები

განაცხადი

მანგანუმი ფართოდ გამოიყენება. გამოიყენება როგორც ლითონი, ასევე მისი სხვადასხვა ნაერთები. იგი თავისუფლად გამოიყენება მეტალურგიაში სხვადასხვა მიზნებისათვის:

• როგორც "დეოქსიდიზატორი" ფოლადის დნობისას (ჟანგბადი აკავშირებს და წარმოიქმნება Mn2O3);
• როგორც შენადნობის ელემენტი: მიიღება ძლიერი ფოლადი მაღალი ცვეთის წინააღმდეგობით და ზემოქმედების წინააღმდეგობით;
• ე.წ ჯავშანტექნიკის კლასის დნობისათვის;
• როგორც ბრინჯაოს და სპილენძის კომპონენტი;
• მანგანინის, სპილენძისა და ნიკელის შენადნობის შესაქმნელად. ამ შენადნობისგან მზადდება სხვადასხვა ელექტრო მოწყობილობები, მაგალითად, რეოსტატები.

Zn-Mn ელექტროქიმიური უჯრედების წარმოებისთვის გამოიყენება MnO2. MnTe და MnAs გამოიყენება ელექტროტექნიკაში.

მანგანუმის გამოყენება

კალიუმის პერმანგანატს, რომელსაც ხშირად კალიუმის პერმანგანატს უწოდებენ, ფართოდ გამოიყენება როგორც ყოველდღიურ ცხოვრებაში (სამკურნალო აბაზანებისთვის), ასევე ინდუსტრიასა და ლაბორატორიებში. პერმანგანატის ჟოლოს ფერი გაუფერულდება, როდესაც ხსნარში გადის უჯერი ნახშირწყალბადები ორმაგი და სამმაგი ბმებით. ძლიერი გათბობისას პერმანგანატები იშლება. ეს აწარმოებს მანგანატებს, MnO2 და ჟანგბადს. ეს არის ლაბორატორიაში ქიმიურად სუფთა ჟანგბადის მოპოვების ერთ -ერთი გზა.

პერმანგანატის მჟავის მარილების მიღება შესაძლებელია მხოლოდ არაპირდაპირ. ამისათვის MnO2 შერეულია მყარ ტუტეში და თბება ჟანგბადის თანდასწრებით. მყარი მანგანატების მოპოვების კიდევ ერთი გზა არის კალციუმის პერმანგანატების კალცინირება.

მანგანატის ხსნარებს აქვთ ლამაზი მუქი მწვანე ფერი. თუმცა, ეს ხსნარები არასტაბილურია და განიცდიან არაპროპორციულ რეაქციას: მუქი მწვანე ფერი იცვლება ჟოლოსფერში და ყავისფერი ნალექიც ამოვარდება. რეაქცია წარმოქმნის პერმანგანატს და MnO2.

მანგანუმის დიოქსიდი გამოიყენება ლაბორატორიაში, როგორც კატალიზატორი კალიუმის ქლორატის (ბერტოლეტის მარილის) დაშლის, ასევე სუფთა ქლორის წარმოებისათვის. საინტერესოა, რომ MnO2 წყალბადის ქლორიდთან ურთიერთქმედების შედეგად მიიღება შუალედური პროდუქტი - უკიდურესად არასტაბილური ნაერთი MnCl4, რომელიც იშლება MnCl2 და ქლორი. მარილების ნეიტრალურ ან დამჟავებულ ხსნარებს Mn2 + კატიონთან აქვს ღია ვარდისფერი ფერი (Mn2 + ქმნის კომპლექსს წყლის 6 მოლეკულთან ერთად).

სასარგებლო ვიდეო: მანგანუმი არის სიცოცხლის ელემენტი

დასკვნა

ეს არის მანგანუმის მოკლე აღწერა და მისი ქიმიური თვისებები. ეს არის საშუალო აქტივობის მოვერცხლისფრო-თეთრი მეტალი, წყალთან ურთიერთქმედებს მხოლოდ გაცხელებისას, ჟანგვის მდგომარეობიდან გამომდინარე, იგი ავლენს როგორც მეტალურ, ასევე არამეტალურ თვისებებს. მისი ნაერთები გამოიყენება ინდუსტრიაში, ყოველდღიურ ცხოვრებაში და ლაბორატორიებში სუფთა ჟანგბადის და ქლორის მისაღებად.

მანგანუმი მეტალურგიისთვის ერთ -ერთი უმნიშვნელოვანესი ლითონია. გარდა ამისა, ის ზოგადად საკმაოდ უჩვეულო ელემენტია, რომელთანაც საინტერესო ფაქტებია დაკავშირებული. მნიშვნელოვანია ცოცხალი ორგანიზმებისთვის, აუცილებელია მრავალი შენადნობის, ქიმიკატების წარმოებაში. მანგანუმი - რომლის ფოტოც შეგიძლიათ იხილოთ ქვემოთ. ეს არის მისი თვისებები და მახასიათებლები, რომელსაც განვიხილავთ ამ სტატიაში.

ქიმიური ელემენტის მახასიათებლები

თუ ჩვენ ვსაუბრობთ მანგანუმზე, როგორც ელემენტზე, მაშინ, უპირველეს ყოვლისა, უნდა დახასიათდეს მისი პოზიცია მასში.

1. მდებარეობს მეოთხე დიდ პერიოდში, მეშვიდე ჯგუფი, გვერდითი ქვეჯგუფი.
2. სერიული ნომერია 25. მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის ატომები არის +25. ელექტრონების რაოდენობა იგივეა, ნეიტრონები - 30.
3. ატომური მასის ღირებულებაა 54.938.
4. ქიმიური ელემენტის მანგანუმის აღნიშვნა არის Mn.
5. ლათინური სახელია მანგანუმი.

ის მდებარეობს ქრომსა და რკინას შორის, რაც განმარტავს მის მსგავსებას მათთან ფიზიკურ და ქიმიურ მახასიათებლებში.

მანგანუმი - ქიმიური ელემენტი: გარდამავალი ლითონი

თუ გავითვალისწინებთ შემცირებული ატომის ელექტრონულ კონფიგურაციას, მაშინ მის ფორმულას ექნება ფორმა: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5. აშკარა ხდება, რომ განსახილველი ელემენტი არის გარდამავალი ლითონი d- ოჯახიდან. 5 ქვეგანყოფილების ხუთი ელექტრონი მიუთითებს ატომის სტაბილურობაზე, რაც გამოიხატება მის ქიმიურ თვისებებში.

როგორც ლითონი, მანგანუმი არის შემამცირებელი აგენტი, მაგრამ მისი ნაერთების უმეტესობას შეუძლია გამოხატოს საკმაოდ ძლიერი ჟანგვის უნარი. ეს განპირობებულია ამ ელემენტის სხვადასხვა ჟანგვის მდგომარეობითა და ვალენტობით. ეს არის ამ ოჯახის ყველა ლითონის თავისებურება.

ამრიგად, მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომელიც მდებარეობს სხვა ატომებს შორის და აქვს თავისი განსაკუთრებული მახასიათებლები. განვიხილოთ რა არის ეს თვისებები უფრო დეტალურად.

მანგანუმი ქიმიური ელემენტია. ჟანგვის მდგომარეობა

ჩვენ უკვე მივეცით ატომის ელექტრონული ფორმულა. მისი თქმით, ამ ელემენტს შეუძლია გამოავლინოს რამდენიმე დადებითი ჟანგვის მდგომარეობა. Ეს არის:

ატომის ვალენტობა არის IV. ყველაზე სტაბილურია ის ნაერთები, რომლებშიც +2, +4, +6 მნიშვნელობები გამოჩნდება მანგანუმში. უმაღლესი ჟანგვის მდგომარეობა საშუალებას აძლევს ნაერთებს იმოქმედონ როგორც ყველაზე ძლიერი ჟანგვის აგენტები. მაგალითად: KMnO 4, Mn 2 O 7.

ნაერთები +2 არის შემამცირებელი აგენტები, მანგანუმის (II) ჰიდროქსიდს აქვს ამფოტერული თვისებები, ძირითადი უპირატესობების უპირატესობით. შუალედური დაჟანგვის მდგომარეობები ქმნიან ამფოტერულ ნაერთებს.

აღმოჩენის ისტორია

მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომელიც არ იქნა აღმოჩენილი დაუყოვნებლივ, მაგრამ თანდათანობით და სხვადასხვა მეცნიერების მიერ. თუმცა, ადამიანები უძველესი დროიდან იყენებდნენ მის ნაერთებს. მანგანუმის (IV) ოქსიდი გამოიყენებოდა მინის დნობისათვის. ერთმა იტალიელმა თქვა, რომ ამ ნაერთის დამატება სათვალეების ქიმიურ წარმოებაში მათ მეწამულ ფერს ღებავს. ამასთან ერთად, იგივე ნივთიერება ხელს უწყობს ფერადი სათვალეების დაბინდვის აღმოფხვრას.

მოგვიანებით ავსტრიაში, მეცნიერმა კაიმმა მოახერხა მეტალის მანგანუმის ნაჭრის მოპოვება მაღალი ტემპერატურის გამოყენებით პიროლიზიტზე (მანგანუმის (IV) ოქსიდი), კალიუმსა და ნახშირზე. თუმცა, ამ ნიმუშს ბევრი მინარევი ჰქონდა, რომლის აღმოფხვრაც მან ვერ შეძლო, ამიტომ აღმოჩენა არ მომხდარა.

მოგვიანებით, სხვა მეცნიერმა ასევე მოახდინა სინთეზის ნარევი, რომელშიც მნიშვნელოვანი ნაწილი იყო სუფთა ლითონი. ეს იყო ბერგმანი, რომელმაც ადრე აღმოაჩინა ელემენტი ნიკელი. თუმცა, მას არ ჰქონდა განზრახული ამ საქმის დასრულება.

მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომელიც პირველად იქნა მიღებული და იზოლირებული მარტივი ნივთიერების სახით კარლ შეელის მიერ 1774 წელს. თუმცა, მან ეს გააკეთა ი.განთან ერთად, რომელმაც დაასრულა ლითონის ნაჭრის დნობის პროცესი. მაგრამ მათ ასევე ვერ შეძლეს მთლიანად გათავისუფლდნენ მინარევებისაგან და მიიღონ პროდუქტის 100% სარგებელი.

მიუხედავად ამისა, სწორედ ამ დროს გახდა ამ ატომის აღმოჩენა. იგივე მეცნიერები ცდილობდნენ სახელის მიცემას, როგორც აღმომჩენები. მათ აირჩიეს ტერმინი მანგანეზიუმი. თუმცა, მაგნიუმის აღმოჩენის შემდეგ დაიწყო დაბნეულობა და მანგანუმის სახელი შეიცვალა თანამედროვე (ჰ. დავითი, 1908).

ვინაიდან მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის თვისებები ძალიან ღირებულია მრავალი მეტალურგიული პროცესისთვის, დროთა განმავლობაში საჭირო გახდა მისი მოპოვების გზის პოვნა რაც შეიძლება სუფთა სახით. ეს პრობლემა გადაჭრეს მეცნიერებმა მთელი მსოფლიოდან, მაგრამ მოახერხეს მისი მოგვარება მხოლოდ 1919 წელს საბჭოთა ქიმიკოსის რ. აგლაძის ნამუშევრების წყალობით. სწორედ მან აღმოაჩინა გზა სუფთა ლითონის შემცველობით 99,98% მანგანუმის სულფატებისა და ქლორიდებისგან ელექტროლიზის გზით. ახლა ეს მეთოდი გამოიყენება მთელ მსოფლიოში.

ბუნებაში ყოფნა

მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის უბრალო ნივთიერების ფოტო შეგიძლიათ იხილოთ ქვემოთ. ბუნებაში, ამ ატომის უამრავი იზოტოპია, ნეიტრონების რაოდენობა, რომელშიც ძლიერ ცვალებადია. ამრიგად, მასის რიცხვი მერყეობს 44-დან 69-მდე. თუმცა, ერთადერთი სტაბილური იზოტოპი არის ელემენტი, რომლის ღირებულებაა 55 Mn, ყველა დანარჩენს აქვს უმნიშვნელოდ ნახევარგამოყოფის პერიოდი, ან არსებობს ძალიან მცირე რაოდენობით.

მას შემდეგ, რაც მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის დაჟანგვის მდგომარეობა ძალიან განსხვავებულია, ის ასევე ქმნის ბევრ ნაერთს ბუნებაში. მისი სუფთა სახით, ეს ელემენტი საერთოდ არ გვხვდება. მინერალებსა და საბადოებში, მისი მუდმივი მეზობელი არის რკინა. საერთო ჯამში, რამდენიმე ყველაზე მნიშვნელოვანი კლდე შეიძლება გამოვლინდეს, რომელიც მოიცავს მანგანუმს.

1. პიროლუზიტი. რთული ფორმულა: MnO 2 * nH 2 O.
2. ფსილომელანი, MnO2 * mMnO * nH2O მოლეკულა.
3. მანგანიტი, ფორმულა MnO * OH.
4. ბრაუნიტი უფრო იშვიათია ვიდრე დანარჩენი. ფორმულა Mn 2 O 3.
5. გაუსმანიტი, ფორმულა Mn * Mn 2 O 4.
6. როდონიტი Mn 2 (SiO 3) 2.
7. მანგანუმის კარბონატული საბადოები.
8. ჟოლოს სპარდი ან როდოქროზიტი - MnCO 3.
9. პურპურიტი - Mn 3 PO 4.

გარდა ამისა, შეიძლება დაინიშნოს კიდევ რამდენიმე მინერალი, რომელიც ასევე შეიცავს მოცემულ ელემენტს. Ეს არის:

• კალციტი;
• სიდერიტი;
• თიხის მინერალები;
• ქალკედონი;
• ოპალი;
• ქვიშიანი-სილის ნაერთები.

ქანებისა და დანალექი ქანების, მინერალების გარდა, მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომელიც არის შემდეგი ობიექტების ნაწილი:

1. მცენარეული ორგანიზმები. ამ ელემენტის უდიდესი აკუმულატორები არიან: წყლის კაკალი, იხვი, დიათომები.
2. ჟანგიანი სოკო.
3. ზოგიერთი სახის ბაქტერია.
4. შემდეგი ცხოველები: წითელი ჭიანჭველები, კიბოსნაირები, მოლუსკები.
5. ადამიანები - ყოველდღიური მოთხოვნილებაა დაახლოებით 3-5 მგ.
6. მსოფლიო ოკეანის წყლები შეიცავს ამ ელემენტის 0.3% -ს.
7. დედამიწის ქერქში მთლიანი შემცველობაა 0,1%.

ზოგადად, ეს არის მე -14 ყველაზე გავრცელებული ელემენტი ჩვენს პლანეტაზე. მძიმე მეტალებს შორის, ის მეორეა რკინის შემდეგ.

ფიზიკური თვისებები

მანგანუმის თვისებების თვალსაზრისით, როგორც უბრალო ნივთიერებისათვის, შეიძლება გამოირჩეოდეს რამდენიმე ძირითადი ფიზიკური მახასიათებელი.

1. მარტივი ნივთიერების სახით, ეს არის საკმაოდ მძიმე მეტალი (მოჰსის მასშტაბით, მაჩვენებელი 4). ფერი - ვერცხლისფერი თეთრი, ჰაერში იგი დაფარულია დამცავი ოქსიდის ფილმით, ბრწყინავს ჭრილში.
2. დნობის წერტილი არის 1246 0 С.
3. დუღილი - 2061 0 C.
4. მას აქვს კარგი გამტარუნარიანობა და არის პარამაგნიტური.
5. ლითონის სიმკვრივეა 7.44 გ / სმ 3.
6. ის არსებობს ოთხი პოლიმორფული მოდიფიკაციის სახით (α, β, γ, σ), განსხვავდება ბროლის ბადის სტრუქტურასა და ფორმაში და ატომების შეფუთვის სიმკვრივეში. მათი დნობის წერტილი ასევე განსხვავდება.

მეტალურგიაში გამოიყენება მანგანუმის სამი ძირითადი ფორმა: β, γ, σ. ალფა ნაკლებად გავრცელებულია, რადგან ის ძალიან მყიფეა თავისი თვისებებით.

ქიმიური თვისებები

ქიმიის თვალსაზრისით, მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის იონური მუხტი დიდად მერყეობს +2 - დან +7 - მდე. ეს კვალს ტოვებს მის საქმიანობაზე. ჰაერში თავისუფალი ფორმით, მანგანუმი ძალიან სუსტად რეაგირებს წყალთან და იხსნება განზავებულ მჟავებში. თუმცა, როგორც კი ტემპერატურა მოიმატებს, ლითონის აქტივობა მკვეთრად იზრდება.

ამრიგად, მას შეუძლია ურთიერთობა:

• აზოტი;
• ნახშირბადის;
• ჰალოგენები;
• სილიციუმი;
• ფოსფორი;
• ნაცრისფერი და სხვა არამეტალები.

როდესაც თბება ჰაერის წვდომის გარეშე, ლითონი ადვილად იქცევა ორთქლის მდგომარეობაში. მანგანუმის დაჟანგვის მდგომარეობიდან გამომდინარე, მისი ნაერთები შეიძლება იყოს როგორც შემცირების, ასევე ჟანგვის აგენტები. ზოგი გამოირჩევა ამფოტერული თვისებებით. ამრიგად, მთავარი ტიპიურია ნაერთებისთვის, რომლებშიც არის +2. ამფოტერიული - +4, და მჟავე და ძლიერი ჟანგვის უმაღლესი მნიშვნელობით +7.

იმისდა მიუხედავად, რომ მანგანუმი რთული ნაერთია, მისთვის ცოტაა. ეს განპირობებულია ატომის სტაბილური ელექტრონული კონფიგურაციით, რადგან მისი 3D ქვედონე შეიცავს 5 ელექტრონს.

მოპოვების მეთოდები

არსებობს სამი ძირითადი გზა, რომლითაც მანგანუმი (ქიმიური ელემენტი) მიიღება მრეწველობაში. როგორც სახელი ლათინურად იკითხება, ჩვენ უკვე დავასახელეთ - მანგანუმი. თუ თქვენ თარგმნით მას რუსულად, ეს იქნება "დიახ, მე ნამდვილად განვმარტავ, გაუფერულებ". მანგანუმს ეს სახელი ეკუთვნის უძველესი დროიდან ცნობილი მანიფესტირებული თვისებების გამო.

თუმცა, დიდების მიუხედავად, მათ მოახერხეს მისი სუფთა სახით გამოყენება მხოლოდ 1919 წელს. ეს კეთდება შემდეგი მეთოდებით.

1. ელექტროლიზი, პროდუქტის სარგებელი არის 99.98%. ამ გზით მანგანუმი მიიღება ქიმიურ მრეწველობაში.
2. სილიკოთერმული, ანუ შემცირება სილიკონით. ეს მეთოდი აერთიანებს სილიციუმის და მანგანუმის (IV) ოქსიდს, რის შედეგადაც წარმოიქმნება სუფთა ლითონი. მოსავლიანობა დაახლოებით 68%-ს შეადგენს, ვინაიდან მანგანუმის ნაერთი სილიციუმთან ერთად სილიციდის წარმოქმნის გვერდითი პროცესია. ეს მეთოდი გამოიყენება მეტალურგიულ ინდუსტრიაში.
3. ალუმინოთერმული მეთოდი - აღდგენა ალუმინით. ასევე არ იძლევა პროდუქტის ძალიან მაღალ მოსავალს, მანგანუმი წარმოიქმნება მინარევებით დაბინძურებული.

ამ ლითონის წარმოება აუცილებელია მეტალურგიის მრავალი პროცესისთვის. მანგანუმის მცირე დამატებამაც კი შეიძლება დიდად იმოქმედოს შენადნობების თვისებებზე. დადასტურებულია, რომ ბევრი ლითონი იხსნება მასში, ავსებს მის კრისტალურ გისოსებს.

ამ ელემენტის მოპოვებისა და წარმოებისთვის რუსეთი მსოფლიოში პირველ ადგილზეა. ასევე, ეს პროცესი ტარდება ისეთ ქვეყნებში, როგორიცაა:

• ჩინეთი.
• ყაზახეთი.
• საქართველო.
• უკრაინა.

სამრეწველო გამოყენება

მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის გამოყენება მნიშვნელოვანია არა მხოლოდ მეტალურგიაში. არამედ სხვა სფეროებში. სუფთა ლითონის გარდა, მოცემული ატომის სხვადასხვა ნაერთს ასევე დიდი მნიშვნელობა აქვს. მოდით დავნიშნოთ ძირითადი.

1. არსებობს რამდენიმე სახის შენადნობი, რომელსაც მანგანუმის წყალობით აქვს უნიკალური თვისებები. მაგალითად, ის იმდენად ძლიერი და ცვეთამედეგია, რომ გამოიყენება ექსკავატორების, ქვის გადამამუშავებელი მანქანების, გამანადგურებლების, ბურთის ქარხნებისა და ჯავშნის ნაწილების დასალევად.
2. მანგანუმის დიოქსიდი არის ელექტროპლატაციის შეუცვლელი ჟანგვითი ელემენტი; იგი გამოიყენება დეპოლარიზატორების შესაქმნელად.
3. მანგანუმის მრავალი ნაერთი საჭიროა სხვადასხვა ნივთიერებების ორგანული სინთეზისთვის.
4. კალიუმის პერმანგანატი (ან კალიუმის პერმანგანატი) გამოიყენება მედიცინაში, როგორც ძლიერი სადეზინფექციო საშუალება.
5. ეს ელემენტი ბრინჯაოს, სპილენძის ნაწილია, ქმნის თავის შენადნობს სპილენძით, რომელიც გამოიყენება თვითმფრინავების ტურბინების, პირების და სხვა ნაწილების დასამზადებლად.

ბიოლოგიური როლი

მანგანუმის ყოველდღიური მოთხოვნილება ადამიანისთვის არის 3-5 მგ. ამ ელემენტის დეფიციტი იწვევს ნერვული სისტემის დეპრესიას, ძილის დარღვევას და შფოთვას, თავბრუსხვევას. მისი როლი ჯერ კიდევ არ არის ბოლომდე შესწავლილი, მაგრამ ნათელია, რომ, უპირველეს ყოვლისა, ის გავლენას ახდენს:

• ზრდა;
• სასქესო ჯირკვლების აქტივობა;
• ჰორმონების მუშაობა;
• სისხლის ფორმირება.

ეს ელემენტი არის ყველა მცენარეში, ცხოველებში, ადამიანებში, რაც ადასტურებს მის მნიშვნელოვან ბიოლოგიურ როლს.

მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, საინტერესო ფაქტები, რომელთა შესახებაც შეუძლია ნებისმიერ ადამიანზე მოახდინოს შთაბეჭდილება, ასევე გააცნობიეროს რამდენად მნიშვნელოვანია ის. აქ არის ყველაზე ძირითადი პირობა, რომელმაც იპოვა თავისი კვალი ამ ლითონის ისტორიაში.

1. სსრკ -ში სამოქალაქო ომის რთულ პერიოდში, ერთ -ერთი პირველი საექსპორტო პროდუქტი იყო დიდი რაოდენობით მანგანუმის შემცველი საბადო.
2. თუ მანგანუმის დიოქსიდი შერწყმულია მარილწყალთან და შემდეგ პროდუქტი წყალში დაიშალა, საოცარი გარდაქმნები დაიწყება. პირველი, გამოსავალი გახდება მწვანე, შემდეგ ფერი შეიცვლება ლურჯად, შემდეგ მეწამულად. საბოლოოდ, ის გახდება ჟოლოსფერი და თანდათანობით ყავისფერი ნალექი ამოვარდება. თუ ნარევი შეირყა, მაშინ მწვანე ფერი კვლავ აღდგება და ყველაფერი ისევ მოხდება. სწორედ ამიტომ მიიღო კალიუმის პერმანგანატმა სახელი, რომელიც ითარგმნება როგორც "მინერალური ქამელეონი".
3. თუ ნიადაგში შეიტანენ მანგანუმის შემცველ სასუქებს, მაშინ მცენარეების პროდუქტიულობა გაიზრდება და ფოტოსინთეზის მაჩვენებელი გაიზრდება. ზამთრის ხორბალი უკეთეს მარცვლებს შექმნის.
4. მანგანუმის მინერალური როდონიტის უდიდესი ბლოკი იწონიდა 47 ტონას და აღმოჩნდა ურალში.
5. არსებობს სამჯერადი შენადნობი, რომელსაც ეწოდება მანგანინი. იგი შედგება ისეთი ელემენტებისგან, როგორიცაა სპილენძი, მანგანუმი და ნიკელი. მისი უნიკალურობა იმაში მდგომარეობს, რომ მას აქვს მაღალი ელექტრული წინააღმდეგობა, რომელიც არ არის დამოკიდებული ტემპერატურაზე, მაგრამ გავლენას ახდენს ზეწოლაზე.

რა თქმა უნდა, ეს არ არის ყველაფერი, რისი თქმაც შეიძლება ამ ლითონზე. მანგანუმი არის ქიმიური ელემენტი, რომლის შესახებ საინტერესო ფაქტები საკმაოდ მრავალფეროვანია. მით უმეტეს, თუ ვსაუბრობთ იმ თვისებებზე, რომელსაც იგი აძლევს სხვადასხვა შენადნობებს.

მანგანუმი არის ნაცრისფერი მყარი ლითონი. მის ატომებს აქვთ გარე გარსის ელექტრონული კონფიგურაცია.

მეტალის მანგანუმი ურთიერთქმედებს წყალთან და რეაგირებს მჟავებთან და ქმნის მანგანუმის (II) იონებს:

სხვადასხვა ნაერთებში მანგანუმი ავლენს ჟანგვის მდგომარეობას, რაც უფრო მაღალია მანგანუმის ჟანგვის მდგომარეობა, მით უფრო მეტია მისი შესაბამისი ნაერთების კოვალენტური ხასიათი. მანგანუმის დაჟანგვის მდგომარეობის მატებასთან ერთად იზრდება მისი ოქსიდების მჟავიანობაც.

მანგანუმი (II)

მანგანუმის ეს ფორმა ყველაზე მდგრადია. მას აქვს გარე ელექტრონული კონფიგურაცია, თითო ელექტრონი ხუთ ორბიტაზე.

წყალხსნარში მანგანუმის (II) იონები ჰიდრატირდება და ქმნის ღია ვარდისფერ კომპლექსურ იონს ჰექსააკვამანგანის (II) ეს იონი სტაბილურია მჟავე გარემოში, მაგრამ ტუტე გარემოში ქმნის მანგანუმის ჰიდროქსიდის თეთრი ნალექი მანგანუმის (II) ოქსიდი აქვს ძირითადი ოქსიდების თვისებები.

მანგანუმი (III)

მანგანუმი (III) არსებობს მხოლოდ რთულ ნაერთებში. მანგანუმის ეს ფორმა არასტაბილურია. მჟავე გარემოში მანგანუმი (III) არაპროპორციულია მანგანუმთან (II) და მანგანუმთან (IV).

მანგანუმი (IV)

მანგანუმის (IV) ყველაზე მნიშვნელოვანი ნაერთი არის ოქსიდი. ეს შავი ნაერთი წყალში არ იხსნება. მას მიეკუთვნება იონური სტრუქტურა. სტაბილურობა განპირობებულია გისოსის მაღალი ენთალპიით.

მანგანუმის (IV) ოქსიდს აქვს სუსტი ამფოტერული თვისებები. ეს არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი, მაგალითად, ის ცვლის ქლორს კონცენტრირებული მარილმჟავასგან:

ეს რეაქცია შეიძლება გამოყენებულ იქნას ლაბორატორიაში ქლორის წარმოებისთვის (იხ. ნაწილი 16.1).

მანგანუმი (VI)

მანგანუმის ეს ჟანგვის მდგომარეობა არასტაბილურია. კალიუმის მანგანატის (VI) მიღება შესაძლებელია მანგანუმის (IV) ოქსიდის რაიმე ძლიერ ჟანგვის აგენტთან, მაგალითად კალიუმის ქლორატის) ან კალიუმის ნიტრატის შეზავებით:

კალიუმის მანგანატს (VI) მწვანე ფერი აქვს. ის სტაბილურია მხოლოდ ტუტე ხსნარში. მჟავე ხსნარში ის არაპროპორციულია მანგანუმთან (IV) და მანგანუმთან (VII):

მანგანუმი (VII)

მანგანუმს აქვს ეს ჟანგვის მდგომარეობა ძლიერ მჟავე ოქსიდში. თუმცა, ყველაზე მნიშვნელოვანი მანგანუმის (VII) ნაერთი არის კალიუმის მანგანატის (VII) (კალიუმის პერმანგანატის). ეს მყარი ძალიან კარგად იხსნება წყალში, ქმნის მუქი მეწამულ ხსნარს. მანგანატს აქვს ოთხკუთხა სტრუქტურა. სუსტად მჟავე გარემოში ის თანდათანობით იშლება და ქმნის მანგანუმის (IV) ოქსიდს:

ტუტე გარემოში კალიუმის მანგანატს (VII) ამცირებენ და ქმნიან ჯერ მწვანე კალიუმის მანგანატს (VI), შემდეგ კი მანგანუმის (IV) ოქსიდს.

კალიუმის მანგანატის (VII) არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი. საკმარისად მჟავე გარემოში იგი მცირდება, ქმნის მანგანუმის (II) იონებს. ამ სისტემის სტანდარტული რედოქს პოტენციალი უდრის იმას, რაც აღემატება სისტემის სტანდარტულ პოტენციალს და, შესაბამისად, მანგანეტი ჟანგავს ქლორიდის იონს ქლორის გაზში:

ქლორიდის იონ მანგანატის დაჟანგვა ხდება განტოლების მიხედვით

მაგალითად, კალიუმის მანგანატს (VII) ფართოდ იყენებენ როგორც ჟანგვის აგენტს ლაბორატორიულ პრაქტიკაში

ჟანგბადის და ქლორის წარმოებისათვის (იხ. თავი 15 და 16);

გოგირდის დიოქსიდისა და გოგირდწყალბადის ანალიტიკური ნიმუშის ჩასატარებლად (იხ. ჩ. 15); მოსამზადებელ ორგანულ ქიმიაში (იხ. ჩრ. 19);

როგორც მოცულობითი რეაგენტი რედოქს ტიტრიმეტრიაში.

კალიუმის მანგანატის ტიტრიმეტრული გამოყენების მაგალითი (VII) არის რაოდენობრივი განსაზღვრა რკინის (II) და ეთანედიოატების (ოქსალატების) დახმარებით:

თუმცა, ვინაიდან კალიუმის მანგანატს (VII) ძნელია მაღალი სიწმინდის მოპოვება, ის არ შეიძლება გამოყენებულ იქნას როგორც პირველადი ტიტრიმეტრული სტანდარტი.