Гидрид марганца. Летучие водородные соединения Другие бинарные соединения
Обстоятельные исследования в температурном интервале от 20 до 1300° выполнены Сивертсом и Морицем на дистилляте марганца, а также Поттером и Люкенсом на электролитическом дистиллированном марганце. В обоих случаях при различных температурах измерялось давление водорода, находящегося в равновесии с предварительно полностью дегазированным металлом.
В обеих работах были получены очень близкие результаты. На рис. 79 приведены данные Сивертса и Морица относительно объема водорода, адсорбированного 100 г марганца в температурном интервале от 20 до 1300° при нагреве и охлаждении двух образцов чистого марганца.
Растворимость водорода в α-модификации марганца вначале уменьшается, а затем увеличивается при повышении температуры. Растворимость водорода в β-марганце заметно выше, чем в α-марганце, следовательно, превращение β→α-сопровождается заметным увеличением адсорбции водорода. Растворимость в β-марганце растет с температурой.
β→γ-превращение также сопровождается увеличением растворимости водорода, которая в γ-марганце, так же как и в β-марганце, растет с температурой. Превращение сопровождается уменьшением растворимости. Растворимость водорода в δ-марганце растет до температуры плавления, а растворимость водорода в жидком марганце заметно выше его растворимости в любой из модификаций марганца в твердом состоянии.
Таким образом, изменение растворимости водорода в различных аллотропических модификациях марганца позволяет разработать простой и изящный метод исследований температур аллотропических превращений, а также их гистерезиса при различных скоростях нагрева и охлаждения.
Результаты Поттера и Люкенса, в общем, весьма близки к результатам Сивертса и Морица, в чем можно убедиться, рассматривая данные табл. 47. Сходимость результатов весьма хорошая, если не считать изменения растворимости в α-фазе в интервале температур от комнатной до 500°: Сивертс и Мориц нашли, что растворимость намного выше, чем следует из данных Поттера и Люкенса. Причина такого расхождения неясна.
Поттер и Люкенс нашли, что при постоянной температуре растворимость водорода (V) меняется с изменением давления (P) по зависимости:
где К - постоянная.
Ни один исследователь не нашел никаких гидридов марганца.
Содержание водорода в электролитическом марганце. Поскольку водород осаждается на катоде во время электрического осаждения, то неудивительно, что полученный таким образом металл должен содержать водород.
Содержание водорода в электролитическом марганце и вопросы, связанные с его удалением, изучали Поттер, Хэйз и Люкенс. Исследовали обычный электролитический марганец промышленной чистоты, который предварительно выдерживали в течение трех месяцев при комнатной температуре.
Измерения освобождаемого (выделяемого) объема водорода производили при температурах до 1300°; результаты приведены на рис. 80.
При нагреве до 200° выделяется очень мало газа, но уже при 300° освобождается весьма значительный объем. Немногим больше выделяется при 400°, однако при последующем нагреве количество освобождаемого водорода немного изменяется, за исключением тех случаев, когда растворимость меняется в связи с аллотропическими превращениями марганца.
Найдено, что марганец содержит приблизительно 250 см3 водорода на 100 г металла. При нагреве до 400° в течение 1 часа на воздухе при нормальном давлении удаляется 97% того количества, которое может быть удалено. Как и следовало ожидать, при уменьшении внешнего давления требуется меньшая продолжительность нагрева для удаления того же количества водорода.
Полагают, что водород, присутствующий в марганце, образует пересыщенный твердый раствор внедрения. Влияние водорода на параметры решетки α-марганца изучали Поттер и Губер; наблюдается определенное расширение (увеличение) решетки (табл. 48), составляющее 0,0003% при 1 см3 водорода на 100 г металла.
Нагрев для удаления водорода вызывает сжатие (уменьшение) решетки (табл. 49).
Точные измерения параметров решетки на образцах с высоким содержанием водорода весьма затруднительны, так как получается размытая дифракционная картина. Поттер и Губер связывают это с неоднородным распределением газа в металле. Эта размытость не растет с увеличением содержания водорода и даже несколько уменьшается при более высоких содержаниях водорода. Установлено, что электролитический марганец не может быть получен с содержанием водорода более чем 615 см3 на 100 г, что соответствует двум атомам водорода на элементарную ячейку α-марганца. При равномерном распределении водорода в металле можно ожидать равной степени искажения элементарных решеток и дифракционная картина должна содержать четкие линии.
Окси́д ма́рганца(II) - MnO - низший оксид марганца, монооксид.
Основный оксид. Не растворим в воде. Легко окисляется с образованием хрупкой оболочки MnO 2 . Восстанавливается до марганца при нагревании с водородом или активными металлами.
Оксид марганца(II) можно получить прокаливанием при температуре 300 °C кислородсодержащих солей марганца(II) в атмосфере инертного газа. Из распространённого MnO 2 его получают через частичное восстановление при температурах 700-900 °C водородом или угарным газом.
Гидроксид марганца(II) - неорганическое соединение, гидроокись металла марганца с формулой Mn(OH) 2 , светло-розовые кристаллы, не растворимые в воде. Проявляет слабо основные свойства. Окисляется на воздухе.
Образуется гидроксид марганца (II) при взаимодействии его солей со щелочами:
Химические свойства.
· Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV):
· Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами:
· Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата:
Оксид марганца(III) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой Mn 2 O 3 , коричнево-чёрные кристаллы, не растворимые в воде.
Получение.
· В природе встречаются минералы браунит, курнакит и биксбиит - оксид марганца с различными примесями.
· Окисление оксида марганца(II):
· Восстановление оксида марганца(IV):
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· При растворении в кислотах - диспропорционирует:
· При сплавлении с оксидами металлов образует соли манганиты:
Не растворяется в воде.
Гидроксид марганца (III) –Mn 2 O 3 ּН 2 О или MnО(OH) встречается в природе в виде минерала манганита (бурая марганцевая руда). Искусственно полученный гидроксид марганца (III) применяют в качестве чёрно-бурой краски.
При взаимодействии с кислотными окислителями образуется соли марганца .
Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn 3 (PO 4) 2 , MnS, MnCO 3 .
Сульфат марганца (II) MnSO 4 - соль белого цвета, одно из наиболее устойчивых соединений марганца (II). В виде кристаллогидрата MnSO 4 7Н 2 O встречается в природе. Он используется при крашении тканей, а также наряду с хлоридом марганца (II) MnСl 2 - для получения других соединений марганца.
Карбонат марганца (II) MnСO 3 встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии.
Нитрат марганца (II) Mn(NO 3) 2 получают только искусственным путем и используют для разделения редкоземельных металлов.
Соли марганца являются катализаторами окислительных процессов, происходящих с участием кислорода. Они применяются в сиккативах. Льняное масло с добавлением такого сиккатива именуется олифой.
Оксид марганца(IV) (диоксид марганца ) MnO 2 - порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).
Химические свойства.
При обычных условиях ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:
С серной и азотной кислотами MnO 2 разлагается с выделением кислорода:
При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn 7+ и Mn 6+ :
Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO 4 перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO 4) 2 .
А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO 2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли - манганиты:
Является катализатором разложения пероксида водорода:
Получение.
В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:
Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся MnO 2 каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.
При температуре выше 100 °C восстановлением перманганата калия водородом:
64. Соединения марганца (VI), способы получения и свойства. Оксид марганца (VII), марганцовая кислота и перманганаты – получение, свойства, применение.
Оксид марганца(VI) - неорганическое соединение, окисел металла марганца с формулой MnO 3 , тёмно-красное аморфное вещество, реагирует с водой.
Образуется при конденсации фиолетовых паров, выделяемых при нагревании раствора перманганата калия в серной кислоте:
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· Реагирует с водой:
· С щелочами образует соли - манганаты:
Гидроксид марганца (VI) проявляет кислотный характер. свободная марганцевая (VI) кислота неустойчива и диспропорционирует в водном растворе по схеме:
3H 2 MnO 4(в) → 2HMnO 4(в) + MnO 2(т) + 2H 2 O (ж) .
Манганаты (VI) образуются при сплавлении диоксида марганца со щёлочью в присутствии окислителей и имеют изумрудно-зелёную окраску. В сильно щелочной среде манганаты (VI) довольно устойчивы. При разбавлении щелочных растворов происходит гидролиз, сопровождающийся диспропорционированием:
3К 2 MnO 4(в) + 2H 2 O (ж) → 2КMnO 4(в) + MnO 2(т) + 4КOH (в) .
Манганаты (VI) – сильные окислители, восстанавливающиеся в кислой среде доMn(II), а в нейтральной и щелочной средах – доMnO 2 . Под действием сильных окислителей манганаты (VI) могут быть окислены до Mn(VII):
2К 2 MnO 4(в) + Cl 2(г) → 2КMnO 4(в) + 2КCl (в) .
При нагревании выше 500 о С манганат (VI) распадается на продукты:
манганат (IV) и кислород:
2К 2 MnO 4(т) → К 2 MnO 3(т) + О 2(г) .
Оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 - зеленовато-бурая маслянистая жидкость (t пл =5,9 °C), неустойчив при комнатной температуре; сильный окислитель, при соприкосновении с горючими веществами воспламеняет их, возможно со взрывом. Взрывается от толчка, от яркой вспышки света, при взаимодействии с органическими веществами. Получить оксид марганца(VII) Mn 2 O 7 можно действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:
Полученный оксид марганца(VII) неустойчив и разлагается на оксид марганца(IV) и кислород:
Одновременно выделяется озон:
Оксид марганца(VII) взаимодействует с водой, образуя марганцовую кислоту, которая имеет фиолетово-красную окраску:
Безводную марганцовую кислоту получить не удалось, в растворе она устойчива до концентрации 20 %. Это очень сильная кислота , кажущаяся степень диссоциации в растворе концентрации 0,1 моль/дм 3 равна 93 %.
Марганцовая кислота – сильный окислитель. Еще энергичнее взаимодействует Mn 2 O 7 , горючие вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.
Соли марганцовой кислоты называются перманганаты . Наиболее важным из них является перманганат калия, он является очень сильным окислителем. С его окислительными свойствами по отношению к органическим и неорганическим веществам часто приходится встречаться в химической практике.
Степень восстановления перманганат-ионазависит от характера среды:
1)кислая среда Mn (II) (соли Mn 2+)
MnO 4 - +8H + +5ē = Mn 2+ +4H 2 O, Е 0 = +1.51 B
2)нейтральная среда Mn (IV) (оксид марганца (IV))
MnO 4 - +2H 2 O+3ē=MnO 2 +4OH - ,Е 0 = +1.23 B
3)щелочная средаMn (VI) (манганаты M 2 MnO 4)
MnO 4 - +ē =MnO 4 2- , Е 0 = +0.56B
Как видно, наиболее сильные окислительные свойства перманганаты проявляют в кислой среде .
Образование манганатов происходит в сильнощелочном растворе, обеспечивающем подавление гидролиза K 2 MnO 4 . Так как реакция обычно проходит в достаточно разбавленных растворах, конечным продуктом восстановления перманганата в щелочной среде, как и в нейтральной, являетсяMnO 2 (см. диспропорционирование).
При температуре около 250 о С перманганат калия разлагается по схеме:
2KMnO 4(т) K 2 MnO 4(т) + MnO 2(т) + O 2(г)
Перманганат калия применяется как антисептическое средство. Водные растворы его различной концентрации от 0,01 до 0,5% применяются для дезинфекции ран, полоскания горла и других антивоспалительных процедурах. Успешно 2 – 5% растворы перманганата калия употребляются при ожогах кожи (кожа подсушивается, и пузырь не образуется). Для живых организмов перманганаты являются ядами (вызывают коагуляцию белков). Их обезвреживание производят 3 %-ным раствором Н 2 О 2 , подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 +5Н 2 О 2 +6СН 3 СООН→2Mn(СН 3 СОО) 2 +2СН 3 СООК +8Н 2 О+ 5O 2
65. Соединения рения (II), (III), (VI). Соединения рения (VII): оксид, рениевая кислота, перренаты.
Оксид рения(II) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой ReO, чёрные кристаллы, не растворимые в воде, образует гидраты.
Гидрат окиси рения ReO H 2 O образуется при восстановлении кадмием рениевой кислоты в кислой среде:
Оксид рения(III) - неорганическое соединение, окисел металла рения с формулой Re 2 O 3 , чёрный порошок, не растворимый в воде, образует гидраты.
Получают гидролизом хлорида рения(III) в щелочной среде:
Легко окисляется в воде:
Оксид рения(VI) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой ReO 3 , тёмно-красные кристаллы, не растворимые в воде.
Получение.
· Конпропорционирование оксида рения(VII):
· Восстановление оксида рения(VII) монооксидом углерода:
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· Окисляется концентрированной азотной кислотой:
· С гидроксидами щелочных металлов образует рениты и перренаты:
· Окисляется кислородом воздуха:
· Восстанавливается водородом:
Оксид рения(VII) - неорганическое соединение, оксид металла рения с формулой Re 2 O 7 , светло-жёлтые гигроскопичные кристаллы, растворяется в холодной воде, реагирует с горячей.
Получение.
· Окисление металлического рения:
· Разложение при нагревании оксида рения(IV):
· Окисление оксида рения(IV):
· Разложение при нагревании рениевой кислоты:
Химические свойства.
· Разлагается при нагревании:
· Реагирует с горячей водой:
· Реагирует с щелочами с образованием перренатов:
· Является окислителем:
· Восстанавливается водородом:
· Конпропорционирует с рением:
· Реагирует с монооксидом углерода:
Рениевая кислота - неорганическое соединение, кислородсодержащая кислота с формулой HReO 4 , существует только в водных растворах, образует соли перренаты .
Перевод рения из малорастворимых соединений, таких, как ReO и ReS2, в раствор осуществляется кислотным разложением или щелочным сплавлением с образованием растворимых перренатов или рениевой кислоты. И наоборот, извлечение рения из растворов проводят осаждением его в виде малорастворимых перренатов калия, цезия, таллия и др. Большое промышленное значение имеет перренат аммония, из которого посредством восстановления водородом получают металлический рений.
Рениевая кислота получается при растворении Re2O7 в воде:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.
Растворы рениевой кислоты получены также растворением металлического рения в перекиси водорода, бромной воде и азотной кислоте. Избыток перекиси удаляют кипячением. Рениевая кислота получается при окислении низших оксидов и сульфидов, из перренатов с использованием ионного обмена и электродиализа. Для удобства в таблице 2 приведены значения плотностей растворов рениевой кислоты.
Рениевая кислота устойчива. В отличие от хлорной и марганцевой кислот обладает очень слабыми окислительными свойствами. Восстановление ее проходит обычно медленно. В качестве восстановителей используются амальгамы металлов, химические агенты.
Перренаты менее растворимы и термически более устойчивы, чем соответствующие перхлораты и перманганаты.
Наименьшей растворимостью обладают перренаты таллия, цезия, рубидия и калия.
Перренаты Tl, Rb, Cs, K, Ag – малорастворимые вещества, перренаты ,Ba, Pb (II) обладают средней растворимостью, перренаты Mg, Ca, Cu, Zn, Cd и т.п. очень хорошо растворяются в воде. В составе перренатов калия и аммония рений выделяется из промышленных растворов.
Перренат калия KReO4 – мелкие бесцветные гексагональные кристаллы. Плавится без разложения при 555°, при более высокой температуре улетучивается, частично диссоциируя. Растворимость соли в водном растворе рениевой кислоты выше, чем в воде, тогда как в присутствии H2SO4 она практически не меняется.
Перренат аммония NH4ReO4 получается при нейтрализации рениевой кислоты аммиаком. Сравнительно хорошо растворяется в воде. При кристаллизации из растворов образует с KReO4 непрерывные твердые растворы. При нагревании на воздухе разлагается, начиная с 200°, давая возгон, содержащий Re2O7 и черный остаток ReO2. При разложении в инертной атмосфере образуется только оксид рения (IV) по реакции:
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O.
При восстановлении соли водородом получается металл.
Из солей рениевой кислоты с органическими основаниями отметим перренат нитрона C20H17N4ReО4, обладающий очень малой растворимостью в ацетатных растворах, особенно в присутствии избытка ацетата нитрона. Образование этой соли используется для количественного определения рения.
Бинарные соединения.
«Би»- означает два. Бинарные соединения состоят из атомов двух ХЭ.
Оксиды.
Бинарные соединения, состоящие из двух ХЭ, один из которых кислород в степени окисления - 2 («минус» два) называются оксидами.
Оксиды -очень распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной.
Названия оксидов образуются по схеме:
Название оксида = "оксид" + название элемента в родительном падеже + (степень окисления- римская цифра), если переменная, если постоянная, то не ставим.
Примеры оксидов. У некоторых есть тривиальное (историческое) название.
1. H 2 O - оксид водорода вода
CO 2 - оксид углерода (IV) углекислый газ (диоксид углерода)
CO –оксид углерода(II) угарный газ (монооксид углерода)
Na 2 O - оксид натрия
Al 2 O 3 - оксид алюминия глинозём
CuO - оксид меди(II)
FeO - оксид железа(II)
Fe 2 О 3 - оксид железа(III) гематит (красный железняк)
Cl 2 O 7 - оксид хлора(VII)
Cl 2 O 5 - оксид хлора(V)
Cl 2 O- оксид хлора(I)
SO 2 - оксид серы (IV) сернистый газ
SO 3 - оксид серы(VI)
CaO - оксид кальция негашёная известь
SiO 2 - оксид кремния песок (кремнезём)
MnO - оксид марганца(II)
N2O- оксид азота (I) «веселящий газ»
NO- оксид азота (II)
N2O3- оксид азота (III)
NO2- оксид азота (IV) «лисий хвост»
N2O5- оксид азота (V)
Индексы в формуле расставляем с учётом степени окисления ХЭ:
Записать оксиды, расставить степени окисления ХЭ. Уметь по названию составлять формулу оксида .
Другие бинарные соединения.
Летучие водородные соединения.
В ПС внизу есть горизонтальная строка "Летучие водородные соединения".
Там перечислены формулы: RH4 RH3 RH2 RH
Каждая формула относится к своей группе.
Например, написать формулу летучего водородного соединения N(азот).
Находим его в ПС и смотрим, какая формула записана под V группой.
Там RH3. Вместо R подставляем элемент азот, получается аммиак NH3.
Так как до «8» азоту нужно 3 электрона он оттягивает их у трёх водородов степень окисления у азота -3 , а у водорода +
SiH4 – силан бесцветный газ с неприятным запахом
PH3 – фосфин ядовитый газ с запахом гнилой рыбы
AsH 3 – арсин ядовитый газ с чесночным запахом
H2S - сероводород ядовитый газ с запахом тухлых яиц
HCl – хлороводород
газ с резким запахом, дымящий в воздухе, его раствор в воде называют соляной кислотой. В малых концентрациях содержится в желудочном соке.
NH3 аммиак газ с резким раздражающим запахом.
Его раствор в воде называется нашатырным спиртом .
Гидриды металлов.
Дома: параграф 19 , упр. 3,4 письменно. Формулы, как они образуются, названия бинарных соединений из конспекта знать.
В1. Установите соответствие между формулой вещества и значением степени окисления серы в нём:
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
A) NaHSO3 1) -2
Б) SO3 2) -1
B) MgS 3) 0
Г) CaSO3 4) +4 5) +6
В2. Установите соответствие между названием вещества и видом связи между атомами в нём: НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА ВИД СВЯЗИ
А) фторид кальция 1) ковалентная неполярная
Б) серебро 2) ковалентная полярная
В) оксид углерода (IV) 3) ионная
Г) хлор 4) металлическая
В3. Установите соответствие между электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня атомов химического элемента и формулой его летучего водородного соединения:
ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ФОРМУЛА ЛЕТУЧЕГО ВОДОРОДНОГО СОЕДИНЕНИЯ
А) ns2np2 1) HR
Б) ns2np3 2) RH3
В) ns2np4 3) H2R
Г) ns2np5 4) RH4
С1. Какая масса осадка образуется при пропускании 448л углекислого газа (н.у.) через избыток раствора гидроксида кальция?
1) ЭО3
2) Э2О7
3) Э2О3
4)ЭО2
2. Валентность мышьяка в летучем водородном соединении:
1) II
2) III
3) V
4) I
3. Наиболее ярко металлические свойства выражены у элемента:
1) II группы, побочной подгруппы, 5 периода.
2) II группы, главной подгруппы, 2 периода
2) I группы, главной подгруппы, 2 периода
4) I группы, главной подгруппы, 3 периода.
4. Ряд, в котором элементы расположены в порядке возрастания электроотрицательности это:
1) AS,N,P
2) P,Si.Al
3)Te, Sc, S
4) F, Cl,Br
водородного соединения и гидроксида.какими свойствами(основными,кислотными или амфотерными)они обладают?составьте его графическую формулу и определите валентные возможности атома этого химического элемента
Помогите пожалуйста расписать элемент,по плану:) Sr1)название химического элемента,его символ
2)Относительная атомная масса(округлите до целого числа)
3)порядковый номер
4)заряд ядра атома
5)число протонов и нейтронов в ядре атома
6)общее число электронов
7)номер периода, в котором расположен элемент
8)номер группы и подгруппа(главная и побочная),в которой расположен элемент
9)схема строения атома(распределение электронов по электронным слоям)
10) электронная конфигурация атома
11)химические свойства простого вещества(металл или неметалл),сравнение характера свойств с соседями по подгруппе и периоду
12)максимальная степень окисления
13)формула высшего оксида и его характер(кислотный,амфотерный,основной),характерные реакции
14) формула высшего гидроксида и его характер (кислотный,амфотерный,основной),характерные реакции
15)минимальная степень окисления
16)формула летучего водородного соединения
2. Три частицы: Ne0, Na+ u F- - имеют одинаковое:
А) число протонов;
Б) число нейтронов;
В) массовое число;
Г) число электронов.
3. Наибольший радиус имеет ион:
4. Из приведенных ниже электронных формул выберите ту, которая соответствует d-элементу 4-го периода: а) ..3s23p64s23d5;
Б)..3s23p64s2;
В)...3s23p64s23d104s2;
Г)..3s23p64s23d104p65s24d1.
5. Электронная формула атома 5s24d105p3. Формула его водородного соединения:
6. Из приведенных ниже электронных формул выберите ту, которая соответствует элементу, образующему высший оксид состава R2O7:
В)..3s23p64s23d5;
Г)..4s23d104p2.
7. Ряд элементов, расположенных в порядке усиления неметаллических свойств:
А) Mg, Si, Al;
8. Наибольшим сходством физических и химических свойств обладают простые вещества, образованные химическими элементами:
9. Характер оксидов в ряду P2O5 – SiO2 – Al2O3 – MgO изменяется:
А) от основного к кислотному;
Б) от кислотного к основному;
В) от основного к амфотерному;
Г) от амфотерного к кислотному.
10. Характер высших гидроксидов, образованных элементами главной подгруппы 2 группы, с увеличением порядкового номера изменяется:
А) от кислотного к амфотерному;
Б) от основного к кислотному;
В) от амфотерного к основному;
Г) от кислотного к основному.
Важнейшие соединения марганца - это производные двух-, четырех- и семивалентного марганца. Из производных одновалентного марганца известны только цианосоли M 5 (где М - катион щелочного металла). Получают эти соли восстановлением цианидного комплекса Мп(П) электрохимическим способом или амальгамой натрия . В жидком аммиаке возможно дальнейшее восстановление цианидного комплекса Мп(I), приводящее к образованию соединения M 6 , где марганец имеет нулевую валентность. Получены комплексы Мп(I) при взаимодействии Mn(CO) 5 SCN с нейтральными лигандами - аминами, фосфинами, арсинами.
Соли Мп(П) окрашены в розовый цвет и большей частью хорошо растворимы в воде, особенно хлорид, нитрат, сульфат, ацетат и роданид. Из малорастворимых соединений следует назвать сульфид, фосфат и карбонат. В нейтральных или слабокислых водных растворах Мп(П) образует комплексный ион [Мп(Н 2 0) в ] 2 + , а в более кислых растворах - [Мп(Н 2 0) 4 ] 2+ . Соли Mn(III) интенсивно окрашены и весьма склонны к образованию комплексных соединений. Они малоустойчивы и легко подвергаются гидролизу. Соединения Mn(IV) неустойчивы. Можно привести лишь несколько примеров устойчивых соединений Mn(IV), в числе которых Mn02, MnF 4 и Mn(SO 4) 2 . В кислых растворах ион Mn(IV) восстанавливается, в присутствии же сильных окислителей - окисляется до перманганат-иона. Из производных Mn(V) известны лишь соли - гипоманганаты некоторых наиболее активных металлов - Li, Na, К, Sr и Ва. Na 3 Mn0 4 получают выдерживанием при 800° С смеси Мп0 2 и NaOH (1: 3) в атмосфере кислорода или взаимодействием Мп 2 0 3 с NaOH в токе кислорода. Безводная соль имеет темно-зеленую окраску, кристаллогидраты Na 3 Mn0 4 *7H 2 0 - синюю, a Na 3 Mn0 4 *10H 2 0 - небесно-голубую. Соль LiMn0 3 нерастворима в воде, а соли NaMn0 3 и КМп0 3 хорошо растворимы, но частично гидролизуются.
В твердом состоянии известны манганаты(VI) щелочных металлов, которые образуют темно-зеленые, почти черные кристаллы. Манганат калия К 2 Мп0 4 кристаллизуется без воды, а для манганата натрия известны кристаллогидраты с 4, 6, 10 молекулами воды. Манганаты щелочных металлов легко растворяются в разбавленных растворах щелочей, такие растворы окрашены в зеленый цвет. Чистая вода и слабые кислоты разлагают их по реакции:
3MnO 4 2- +4Н + ↔ 2 MnO 4 - +Мп0 2 + 2Н 2 0.
По-видимому этот процесс обусловлен тем, что свободная марганцовистая кислота Н 2 Мп0 4 неустойчива, однако есть указание на устойчивость ее в диэтиловом эфире. Наиболее важные соединения Mn(VII) - перманганаты ММп0 4 (где М - катион щелочного металла). КМп0 4 получают электролитическим окислением К 2 Мп0 4 . В табл. 8 приведена растворимость перманганатов щелочных металлов в воде.
Таблица 8
Растворимость перманганатов щелочных металлов в воде
Перманганат Са(Мn0 4) 2 * 5Н 2 0 легко растворим в воде и применяется для стерилизации питьевой воды.
Окислы. Известны следующие окислы марганца: МпО - моноокись или закись марганца; Мп 2 0 3 - полуторная окись марганца; Мп0 2 - двуокись марганца; Мп0 3 - трехокись марганца или марганцовистый ангидрид; Мп 2 0 7 - семиокись марганца или марганцовый ангидрид; Мп 3 0 4 - промежуточный окисел марганца, называемый красной окисью марганца. Все окислы марганца за исключением МпО при действии НСl выделяют хлор. Конц. H 2 S0 4 при нагревании растворяет окислы марганца с выделением кислорода и образованием MnS0 4 .
Окись Мп(П) - зеленый порошок с оттенками от серо-зеленого до темно-зеленого. Получают МпО при прокаливании карбоната или оксалата марганца в атмосфере водорода или азота, а также при восстановлении высших окислов гидразином, водородом или окисью углерода . Гидроокись Мп(II) выделяется из растворов Мп(II) в виде студенистого белого осадка при действии гидроокисей щелочных металлов. Мп(ОН) 2 устойчива на воздухе.
Черная Мп 2 0 3 образуется при нагревании Мп0 2 на воздухе до 550-900° С или при прокаливании солей Мп(II) в токе кислорода или воздуха. При нагревании Мп 2 0 3 в токе водорода при температуре около 230° С происходит сначала переход в Мп 3 0 4 , а при температуре выше 300° С - восстановление до моноокиси зеленого цвета. При растворении Мп 2 0 3 в кислотах образуются либо соли Мп(Ш), либо соли Мп(П) и Мп0 2 (в зависимости от природы кислоты и температуры).
Гидрат окиси Мп(III)-Мп 2 0 3* Н 2 0 или метагидроокись марганца МпО(ОН) встречается в природе в виде манганита. Мп0 2 - твердое вещество темно-серого или почти черного цвета-получают осторожным прокаливанием Mn(N0 3) 2 на воздухе или восстановлением перманганата калия в щелочной среде. В воде Мп0 2 нерастворима. При прокаливании выше 530° С она переходит в Мn 3 0 4 ; Мп0 2 легко вступает в реакции с сернистой кислотой с образованием дитионата марганца.
МпО 2 + 2H 2 S0 3 = MnS 2 O 6 + 2Н 2 0.
Холодная конц. H 2 S0 4 не действует на Мп0 2 ; при нагревании до 110° С образуется Mn 2 (S0 4) 3 , а при более высокой температуре Mn 2 (S0 4) 3 переходит в MnS0 4 . Гидрат двуокиси марганца получают окислением солей Мп(П) или восстановлением в щелочных растворах манганатов или перманганатов. МпО(ОН) 2 или Н 2 Мп0 3 - черный или черно-коричневый порошок, практически нерастворимый в воде. MпО из смеси МпО, Мп 2 0 3 и Мп0 2 может быть отделена селективным растворением 6N раствором (NH 4) 2 S0 4 . МпО хорошо растворяется также в растворе NH 4 C1. Мп 2 0 3 может быть отделена от Мп0 2 с помощью раствора метафосфорной кислоты в конц. H 2 S0 4 . Mn0 2 в данном растворе не растворяется даже при длительном нагревании. При сплавлении Мп0 2 со щелочами в присутствии окислителей образуются соли марганцовистой кислоты Н 2 Мп0 4 -манганаты. Выделяющаяся при подкислении растворов манганатов свободная Н 2 Мп0 4 крайне неустойчива и распадается по схеме
ЗН 2 Мп0 4 = 2НМп0 4 + Мп0 2 + 2Н 2 0.
Мп 2 0 7 получают действием конц. H 2 S0 4 на КМп0 4 . Это тяжелое, блестящее, зеленовато-бурое маслянистое вещество, устойчивое при обыкновенной температуре, а при нагревании разлагающееся со взрывом. В большом количестве холодной воды Мп 2 0 7 растворяется с образованием НМп0 4 (до 20%-ной ее концентрации). Темно-фиолетовые гигроскопические кристаллы НМп0 4 , а также НМп0 4* 2Н 2 0 получают добавлением 0,3 М H 2 S0 4 к 0,3 М раствору Ва(Мп0 4) 2 при температуре <1° С с последующим удалением избытка воды и охлаждением смеси до - 75° С . При этой температуре НМп0 4 устойчива, выше +3° С она быстро разлагается. Кристаллическая НМп0 4 *2Н 2 0 устойчива при комнатной температуре в течение 10-30 мин.
Фториды. MnF 2 получают взаимодействием МпС0 3 с фтористоводородной кислотой, фторид растворим в разбавленной HF, конц. HCl и HN0 3 . Растворимость его в воде при 20° С равна 1,06 г/100 г. MnF 2 образует малоустойчивый тетрагидрат MnF 2* 4Н 2 0, легко разлагающийся аммиакат 3MnF 2* 2NH 3 , а с фторидами щелочных металлов - двойные соли MF*MnF 2 (где М -катион щелочного металла).
MnJ 3 - единственный известный галогенид Мп(Ш) - твердое вещество винно-красного цвета, образуется при действии фтора на MnJ 2 при 250° С, при растворении Мп 2 0 3 в HF или при взаимодействии КМн0 4 с солью Мп(П) в присутствии HF. Кристаллизуется в виде MnF 3 * 2H 2 0. Водой MnF 3 разлагается по реакции
2MnF 3 + 2Н 2 0 = Mn0 2 +MnF 2 + 4HF.
С фторидами щелочных металлов MnF 3 образует двойные соли MF*MnF 3 и 2MF*MnF 3 (где М - катион щелочного металла). Из фторидных соединений Mn(IV) известны лишь двойные соли 2MF*MnF 4 и MF*MnF 4 , представляющие собой золотисто-желтые прозрачные табличатые кристаллы. Вода разлагает 2KF*MnF 4 с выделением Mn0 2* aq.
Хлориды. Безводный МпС1 2 получают действием сухого НСl на окись, карбонат или металлический марганец, а также при горении металлического марганца в токе хлора. Хлорид Мп(II) кристаллизуется в виде МпС1 2* 4Н 2 0, существующего в двух модификациях. Известны также кристаллогидраты МпС1 2* 2Н 2 0, МпС1 2* 5Н 2 0, ЗМпС1 2 *5Н 2 О, МпС1 2* 6Н 2 0. МпС1 2 хорошо растворим в воде (72,3 г/100 г при 25° С) и в абсолютном спирте. В токе кислорода МпС1 2 переходит в Мп 2 0 3 , а в токе НС1 при 1190° С улетучивается. С хлоридами щелочных металлов МпС1 2
образует двойные соли МСl*МпС1 2 . Получены следующие основные соли: MnOHCl, Mn 2 (OH) 3 Cl, Мп 3 (ОН) 6 Сl. Установлено существование хлоридных комплексов [Мп(Н 2 0) 5 Сl] + , [Мп(Н 2 0) 2 С1 4 ] 2- и других. Состав комплексов зависит от концентрации Сl - в растворе, так при [Сl - ]>0,3 М образуется комплекс [Мп(Н 2 0) 9 С1]+, при [Сl - ]>5 М ─ [Мп(Н 2 0) 2 С1 4 ] 2- . Константы устойчивости [МпС1] + , [МпС1 2 ] и [МпС1 3 ] - соответственно равны 3,85 0,15; 1,80 0,1 и 0,44 0,08. МпС1 3 неизвестен, но получены двойные соли М 2 МпС1 6 .
К 2 МпС1 5 получают по реакции:
КМп0 4 + 8НС1 + КС1 = К 2 МпСl 5 + 2С1 2 + 4Н 2 0.
МпС1 4 , по-видимому, образуется сначала при растворении пиролюзита в конц. НСl, однако он тотчас же разлагается с отщеплением хлора. Более устойчивы соединения М 2 МпС1 6 .
К 2 МпС1 6 получают добавлением растворов перманганата кальция и хлорида калия к сильно охлажденной 40%-ной НС1.
Са (Мn0 4) 2 + 16НС1 + 4КС1 = 2К 2 МпС1 5 + СаС1 2 + 8Н 2 0 + ЗСl 2 .
Это же соединение получают восстановлением КМп0 4 диэтиловым эфиром в конц. НС1. Известны хлорокиси МпОС1 3 , Мп0 2 С1 2 ,
Бромиды. МпВг 2 по внешнему виду и свойствам очень похож на МпС1 2 . Однако способность к образованию двойных солей у бромидов значительно ниже, чем у хлоридов. МпВг 2 образует кристаллогидраты с одной, двумя, четырьмя или шестью молекулами воды. Растворимость МnВг 2* 4Н 2 0 в воде при 0° С равна 127 г/100 г . МпВг 3 и его двойные соли неизвестны.
Иодиды. MnJ 2 также похож на МпС1 2 , только способность к образованию двойных солей у него совсем отсутствует, MnJ 2 образует кристаллогидрат с одной, двумя, четырьмя, шестью, восемью или девятью молекулами воды. При взаимодействии MnJ 2 с цианидами щелочных металлов образуются двойные соли MnJ 2 *3MCN. MnJ 3 и его двойные соли не получены.
Нитраты. Mn(N0 3) 2 получают действием HN0 3 на МпС0 3 . Кристаллизуется Mn(N0 3) 2 с одной, тремя или шестью молекулами воды. Mn(N0 3) 2* 6H 2 0 - слабо-розовые игольчатые призмы, легко растворимые в воде и спирте. При 160-200° С разлагается с образованием Мп0 2 . Растворимость Mn(N0 3) 2 в воде при 18° С равна 134 г/100 г. Безводная соль может присоединять до 9 молекул аммиака. Mn(N0 3) 2 легко образует двойные соли с нитратами РЗЭ путем фракционированной кристаллизации.
Сульфаты. MnS0 4 , одно из наиболее устойчивых соединений Mn(II),образуется при упаривании с серной кислотой почти всех соединений Мп(П). Кристаллизуется MnS0 4 в зависимости от условий с одной, четырьмя, пятью или семью молекулами воды. MnS0 4* 5H 2 0 - красноватые кристаллы, довольно легко растворимые в воде и нерастворимые в спирте. Безводная MnS0 4 - белая рассыпчатая хрупкая кристаллическая масса. С сульфатами одновалентных металлов и аммония MnS0 4 легко образует двойные соли M 2 S0 4 *MnSO 4 . Установлено образование комплексов Мп(II) с S0 4 2 - состава , 2 - и 4 -, константы устойчивости которых соответственно равны 8,5; 9; 9,3 . Mn 2 (S0 4) 3 получают при взаимодействии окиси или гидроокиси Мп(III) с разбавленной H 2 S0 4 . Кристаллизуется в виде Mn 2 (S0 4) 3 H 2 S0 4 4H 2 0. При сильном нагревании она переходит в Mn 2 (S0 4) 3 , которая в высшей степени гигроскопична и растворяется в H 2 S0 4 . С сульфатами щелочных металлов Mn 2 (S0 4) 3 образует два ряда двойных солей: M 2 S0 4 *Mn 2 (S0 4) 3 и M, а также соли типа квасцов. Наиболее устойчивы цезиевые квасцы CsMn(S0 4) 2 *12H 2 0. Существуют также двойные соли Мn 2 (S0 4) 3 с сульфатами.Fe(III), Cr(III), Al(III).
Mn(S0 4) 2 получают при окислении MnS0 4 перманганатом калия при 50-60° С. Mn(S0 4) 2 растворяется в H 2 S0 4 (50-80%), образуя темно-коричневый раствор. В разбавленной серной кислоте и воде гидролизуется с выделением МnО(ОН) 2 .
Сульфиты . MnSO 3 получают взаимодействием МпС0 3 с водой, содержащей S0 2 . Мало растворим в воде. Ниже 70° С MnS0 3 кристаллизуется в виде тригидрата, а при более высокой температуре - в виде моногидрата. С сульфитами щелочных металлов MnS0 3 образует двойные соли M 2 S0 3 MnS0 3 .
Сульфиды . MnS получают действием сернистого аммония или растворов сульфидов щелочных металлов на соли Мп(II). При длительном стоянии или нагревании осадок темного цвета переходит в более устойчивую модификацию зеленого цвета. Известны три модификации MnS. -MnS - зеленые кристаллы кубической сингонии (алабандин), -MnS - красные кристаллы кубической сингонии, -MnS - красные кристаллы гексагональной сингонии. MnS относится к наиболее растворимым сульфидам, ибо с изменением электронной структуры катионов изменяется растворимость их сульфидов в воде:
Фосфаты . Из нейтральных растворов солей Мп(II) при избытке фосфата натрия выпадает кристаллогидрат ортофосфата марганца Мп 3 (Р0 4) 2* 7Н 2 0 в виде рыхлого белого осадка. В других условиях можно получить другие фосфаты: ди- и метафосфаты, а также кислые фосфаты. При добавлении хлорида и фосфата аммония и небольшого количества аммиака к раствору солей Мп(П) образуется прекрасно кристаллизующаяся двойная соль - марганец - аммоний-фосфат NH 4 MnP0 4 *H 2 0. Эту реакцию используют в гравиметрическом анализе для определения марганца. Известно несколько фосфатов Мп(III) и среди них ортофосфат МпР0 4* Н 2 0 серо-зеленого цвета, метафосфат Мп(Р0 3) 8 - красного цвета. Описано получение марганцевой фиолетовой - порошкообразного пигмента с эмпирической формулой NH 4 MnP 2 0 7 . Это вещество разлагается при 120-340° С с образованием голубого неустойчивого продукта , который в свою очередь разлагается при 340-460° С на [Мп 2 (Р 4 0 12)] и [Мп 3 (Р 3 0 9) 2 ]. При взаимодействии свежеосажденной Мп(ОН) 3 с раствором Н 3 Р0 3 образуется осадок красно-фиолетового цвета Н[Мп(НР0 3) 2 ]*ЗН 2 0 . Фосфаты марганца нерастворимы в воде.
Фосфиды . Свойства фосфидов марганца приведены в табл. 9. Монофосфид марганца получают нагреванием смеси красного фосфора и возогнанного в вакууме электролитического марганца, а Мп 2 Р и МпР - электролизом расплавов, содержащих Мп 2 0 3 и фосфат натрия. Фосфиды марганца растворяются в азотной кислоте и царской водке, причем растворимость увеличивается с уменьшением содержания в них фосфора.
Таблица 9
Свойства фосфидов марганца
|
Кристаллическая структура |
Т. пл., °С |
||
|
Тетрагональная | |||
|
Ромбическая | |||
|
Кубическая | |||
|
Ромбическая |
Силициды . Недавно уточнен состав силицида марганца MnSi 1,72 , который обладает полупроводниковыми свойствами.
Арсенаты . Известны простые арсенаты марганца Mn 3 (As0 4) 2 Н 2 0, MnHAs0 4* H 2 0 и Mn(H 2 As0 4) 2 , а также двойные соли
NH 4 MnAs0 4 *6H 2 0.
Гидриды . Есть указание на образование неустойчивого гидрида МпН в условиях электрического разряда в водороде между марганцевыми электродами. Получен легколетучий пента-карбонилгидрид марганца МпН(СО) 5 , в котором водород, по данным изучения инфракрасных спектров, связан непосредственно с марганцем. Соединение бесцветное, т. пл. -24,6°С.
Нитриды . Физические и химические свойства нитридов марганца исследованы мало. Это нестойкие соединения (см. табл. 7), при нагревании легко отдают азот. При нагревании Mn 2 N и Mn 3 N 2 с водородом образуется аммиак. Mn 4 N обладает сильно выраженными ферромагнитными свойствами. Mn 3 N 2 получают при нагревании амальгамы марганца в среде сухого азота.
Бориды. Установлено существование боридов марганца МпВ, МпВ 2 , МпВ 4 , Мп 2 В, Мп 3 В 4 и Мп 4 В. Химическая стойкость и температура плавления повышаются с увеличением содержания в них бора. Получены бориды марганца путем спекания сбрикетированных смесей порошков электролитического марганца с рафинированным бором в среде очищенного аргона при температуре 900-1350° С. Все бориды марганца легко растворяются в соляной кислоте, скорость растворения уменьшается по мере повышения в них содержания бора.
Карбонаты. Моногидрат МпС0 3 *Н 2 0 получают осаждением из насыщенного С0 2 раствора соли Мп(П) кислым карбонатом натрия; обезвоживается нагреванием под давлением в отсутствие кислорода воздуха. Растворимость МпС0 3 в воде мала (ПР = 9* 10- 11). В сухом состоянии устойчив на воздухе, влажный -легко окисляется и темнеет вследствие образования Мп 2 0 3 . При взаимодействии солей Мп(П) и растворимых карбонатов других металлов обычно получают основные карбонаты марганца.
Перекисные производные. Mn(IV) известны в виде коричнево-черных солей надкислоты Н 4 Мп0 7 [НОМп(ООН) 3 ]. Они могут быть получены действием Н 2 0 2 на сильно охлажденный щелочной раствор КМп0 4 . При низких концентрациях КОН образуется К 2 Н 2 Мп0 7 , в более концентрированных его растворах -К 3 НМп0 7 . Оба соединения неустойчивы.
Гетерополисоединения. Мп(П) с Мо0 3 образует гетерополисоединение (NH 4) 3 H 7 *3H 2 0, Mn(IV) с W0 3 - соединение Na 2 H 6 .
Ацетаты. Из раствора МпСО 3 в уксусной кислоте кристаллизуется Мn(С 2 Н 3 О 2) 2* 4Н 2 0 в виде устойчивых на воздухе бледно-красных игл. Из водного раствора Мп(С 2 Н 3 0 2) 2 кристаллизуется с двумя молекулами воды. В сухом воздухе последнее соединение устойчиво, при действии воды подвергается гидролизу. Мп(С 2 Н 3 0 2) 3 получают окислением Мп(С 2 Н 3 0 2) 2 перманганатом калия или хлором. Известен лишь безводный ацетат Мп(С 2 Н 3 0 2) 3 , легко подвергающийся гидролизу.
Оксалаты. МпС 2 0 4 получают при взаимодействии горячих растворов щавелевой кислоты и солей Мп(П). На холоду кристаллизуется с тремя молекулами воды. На воздухе МпС 2 0 4 ЗН 2 0 неустойчив и переходит в МпС 2 0 4 -2Н 2 0. Оксалат марганца мало растворим в воде, с оксалатами щелочных металлов он образует двойные соли М 2 С 2 0 4 -МпС 2 0 4 . Установлено ступенчатое образование комплексов МпС 2 0 4 , [Мп(С 2 0 4) 2 ] 2- и [Мп(С 2 0 4) 3 ] 4 - с константами нестойкости соответственно 7*10- 3 , 1,26*10 -2 и 1,77*10- 2 Оксалаты марганца (Ш) известны только в виде комплексных соединений с щелочными металлами. Триоксалатоманганат калия К 3 [Мн(С 2 0 4) 3 ]*3Н 2 0 кристаллизуется в виде темно-красных призм. Это соединение разлагается на свету или при нагревании. Константы нестойкости комплексов [Мп(С 2 0 4)] + , [Мп(С 2 0 4) 2 ]- и [Мп(С 2 0 4) 3 ] 3- соответственно равны 1,05*10- 10 ; 2,72*10- 17 ; 3,82*10- 20 .
Формиаты. Установлено образование комплексов Мп(П) с НСОО- состава [Мп(НСОО)] + и [Мп(НСОО) 2 ] с константами устойчивости 3 и 15 соответственно.
Мп(П) с винной, лимонной, салициловой, яблочной и другими кислотами образует в водном растворе комплексы с соотношением Мп к аниону 1: 1, в этиловом спирте, ацетоне и диоксане - с соотношением 1: 2 . Исследовано комплексообразование Мп(П) с аскорбиновой кислотой. Образуемые в щелочной среде комплексы имеют общую формулу n - , где А - анион аскорбиновой кислоты. С койевой кислотой Мп(П) образует комплексные соединения [МпА(Н 2 0) 2 ] + и МпА 2 (где А -анион койевой кислоты), устойчивость которых характеризуется величинами lg K l = 3,95 и lg K 2 = 2,83 соответственно.
Купферон с марганцем образует малорастворимое соединение Mn(C 6 H 5 0 2 N 2) 2 . Растворимость осадка повышается при избытке соли марганца и купферона.
Формальдоксим при взаимодействии с Мп(П) в щелочной среде дает бесцветное комплексное соединение, быстро окисляющееся на воздухе в красно-коричневый, очень устойчивый комплекс 2 -.
Диэтилдитиокарбаминат натрия (ДДТКNа) с Мп(П) образует светло-желтый осадок, на воздухе при избытке реагента переходящий в коричнево-фиолетовый комплекс Мп(ДДТК) 3 . Константа нестойкости комплекса
2,8*10- 5 . Растворимость диэтилдитиокарбамината марганца в различных растворителях дана в табл. 10.
Таблица 10
Растворимость диэтилдитиокарбамината марганца в различных растворителях
|
Раствори- |
Растворимость |
Растворитель |
Растворимость |
||
|
г/100 мл растворителя |
г*моль/1000 мл растворителя |
г/100 мл растворителя |
г*моль/1000 мл растворителя |
||
|
Вода Хлороформ Четыреххлористый углерод |
3,3*10- 4 0,364 0,202 |
Бензол Бутилацетат | |||
Комплексон III образует с марганцем (II) комплекс Na 2 *6H 2 0 - белое с розоватым оттенком кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.
Выделены также комдлексонаты марганца - H 2 MnY*4H 2 0; (NH 4) 2 MnY*4H 2 O; Mn 2 Y*9H 2 0, где Y 4- - анион этилендиаминтетрауксусной кислоты.
Прочие органические соединения марганца. Константы нестойкости комплексов марганца с метилтимоловым синим и ксиленоловым оранжевым соответственно равны 0,089*10- 6 и 1,29*10- 6 . Марганец реагирует с дитизоном только при рН > 7. Состав дитизоната марганца отвечает отношению металла к дитизону, равному 1: 2. Марганец образует окрашенные комплексные соединения с 1-(2-пиридилазо)-нафтолом-2 (ПАН), 4-(2-пиридилазо)-резорщшом (ПАР), 8-оксихинолином, которые плохо растворимы в воде (за исключением комплекса с ПАР), хорошо растворимы в органических растворителях и используются для фотометрического определения марганца. Для фотометрического определения марганца используют также его комплексы с бензолгидроксамовой кислотой, антранилгидроксамовой кислотой, теноилтрифторацетоном, тиооксином и другими органическими реагентами. С ПАР и 9-салицилфлуороном марганец образует комплексы с соотношением Мп к аниону, равным 1: 2, с константами нестойкости 3,9*10- 12 и 5,5*10- 14 соответственно.
