У этого термина существуют и другие значения, см. Марганец (значения). 25 Хром ← Марганец → Железо 25Mn Внешний вид простого вещества Твёрдый, хрупкий металл светло-серого цвета Свойства атома Имя, символ, номер Марганец / Manganum (Mn), 25 Атомная масса (молярная масса) 54,93805 а. е. м. (г/моль) Электронная конфигурация [Ar] 3d5 4s2 Радиус атома 135 пм Химические свойства Ковалентный радиус 117 пм Радиус иона (+7e) 46 (+2e) 80 пм Электроотрицательность 1,55 (шкала Полинга) Электродный потенциал 0 Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 2, 0, −1 Энергия ионизации (первый электрон) 716,8 (7,43) кДж/моль (эВ) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) 7,21 г/см³ Температура плавления 1 517 K Температура кипения 2 235 K Теплота плавления (13,4) кДж/моль Теплота испарения 221 кДж/моль Молярная теплоёмкость 26,3[1] Дж/(K·моль) Молярный объём 7,39 см³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки кубическая Параметры решётки 8,890 Å Температура Дебая 400 K Прочие характеристики Теплопроводность (300 K) (7,8) Вт/(м·К) 25 Марганец Mn 54,938 3d54s2 Ма́рганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 25. Обозначается символом Mn (лат. Manganum, ма́нганум, в составе формул по-русски читается как марганец, например, KMnO4 — калий марганец о четыре; но нередко читают и как манган). Простое вещество марганец (CAS-номер: 7439-96-5) — металл серебристо-белого цвета. Известны пять аллотропных модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой[1]. Содержание 1 История открытия 2 Распространённость в природе 2.1 Минералы марганца 3 Получение 4 Физические свойства 5 Химические свойства 6 Применение в промышленности 7 Определение методами химического анализа 8 Биологическая роль и содержание в живых организмах 9 Токсичность 10 Примечания 11 См. также 12 Ссылки править История открытия Один из основных минералов марганца — пиролюзит — был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским полом черной магнезии, к которому магнит «равнодушен». В 1774 г. шведский химик К. Шееле показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (от немецкого Manganerz — марганцевая руда). править Распространённость в природе Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Весовое количество марганца увеличивается от кислых (600 г/т) к основным породам (2,2 кг/т). Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. В чиатурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марганец, рассеянный в горных породах вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10−7—10−6%), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO2·xH2O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железо-марганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности. В России является остродефицитным сырьём, известны месторождения: «Усинское» в Кемеровской области, «Полуночное» в Свердловской, «Порожинское» в Красноярском крае, «Южно-Хинганское» в Еврейской автономной области, «Рогачёво-Тайнинская» площадь и «Северо-Тайнинское» поле на Новой Земле. См. также: Марганцевые руды. править Минералы марганца пиролюзит MnO2·xH2O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца); манганит (бурая манганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца); браунит 3Mn2O3·MnSiO3 (69,5 % марганца); гаусманит (MnIIMn2III)O4 родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO3 (47,8 % марганца); псиломелан mMnO • MnO2 • nH2O (45-60 % марганца); пурпурит (Mn3+[PO4), 36,65 % марганца. править Получение 1. Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита: 4MnO2 → 2Mn2O3 + О2 Mn2O3 + 2Al → 2Mn + Al2O3 2. Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (≅80 % Mn). 3. Чистый металлический марганец получают электролизом править Физические свойства Некоторые свойства приведены в таблице. Другие свойства марганца: Работа выхода электрона: 4,1 эВ Коэффициент линейного температурного расширения: 0,000022 см/см/°C (при 0 °C) Электропроводность: 0,00695×106 Ом−1·см−1 Теплопроводность: 0,0782 Вт/см·K Энтальпия атомизации: 280,3 кДж/моль при 25 °C Энтальпия плавления: 14,64 кДж/моль Энтальпия испарения: 219,7 кДж/моль Твёрдость по шкале Бринелля: Мн/м² по шкале Мооса: 6 Давление паров: 121 Па при 1244 °C Молярный объём: 7,35 см³/моль править Химические свойства Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы по отношению к водородному электроду Окисленная форма Восстановленная форма Среда E0, В Mn2+ Mn H+ −1,186 Mn3+ Mn2+ H+ +1,51 MnO2 Mn3+ H+ +0,95 MnO2 Mn2+ H+ +1,23 MnO2 Mn(OH)2 OH− −0,05 MnO42− MnO2 H+ +2,26 MnO42− MnO2 OH− +0,62 MnO4− MnO42− OH− +0,56 MnO4− H2MnO4 H+ +1,22 MnO4− MnO2 H+ +1,69 MnO4− MnO2 OH− +0,60 MnO4− Mn2+ H+ +1,51 Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны). При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 → MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn + 2H2O →(t) Mn(OH)2 + H2↑), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию. Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды. Углерод реагирует с расплавленным марганцем образуя карбиды Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды. C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению: Mn + 2H+ → Mn2+ + H2↑ С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению: Mn + 2H2SO4(конц.) → MnSO4 + SO2↑ + 2H2O С разбавленой азотной кислотой реакция идёт по уравнению: 3Mn + 8HNO3(разб.) → 3Mn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O В щелочном растворе марганец устойчив. Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7. Mn2O7 в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn2O7 разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn2O3 и MnO2, а также комбинированный оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, или соль Mn2MnO4). При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты: 2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + 2H2O Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция: 3K2MnO4 + 3H2SO4 → 3K2SO4 + 2HMnO4 + MnO(OH)2↓ + H2O Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO4− и из него выпадает коричневый осадок гидроксида марганца (IV). Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI). При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия): 2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2↑ Под действием сильных окислителей ион Mn2+ переходит в ион MnO4−: 2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 2PbSO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O Эта реакция используется для качественного определения Mn2+ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»). При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа». Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4 очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора: MnO2 + 4HCl →(t) MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O править Применение в промышленности Марганец в виде ферромарганца применяется для «раскисления» стали при её плавке, то есть для удаления из неё кислорода. Кроме того, он связывает серу, что также улучшает свойства сталей. Введение до 12-13 % Mn в сталь (так называемая Сталь Гадфильда), иногда в сочетании с другими легирующими металлами, сильно упрочняет сталь, делает её твердой и сопротивляющейся износу и ударам (эта сталь резко упрочняется и становится тверже при ударах). Такая сталь используется для изготовления шаровых мельниц, землеройных и камнедробильных машин, броневых элементов и т. д. В «зеркальный чугун» вводится до 20 % Mn. Сплав 83 % Cu, 13 % Mn и 4 % Ni (манганин) обладает высоким электросопротивлением, мало изменяющимся с изменением температуры. Поэтому его применяют для изготовления реостатов и пр. Марганец вводят в бронзы и латуни. Значительное количество диоксида марганца потребляется при производстве марганцево-цинковых гальванических элементов, MnO2 используется в таких элементах в качестве окислителя-деполяризатора. Соединения марганца также широко используются как в тонком органическом синтезе (MnO2 и KMnO4 в качестве окислителей), так и промышленном органическом синтезе (компоненты катализаторов окисления углеводородов, например, в производстве терефталевой кислоты окислением p-ксилола, окисление парафинов в высшие жирные кислоты). Цены на металлический марганец в слитках чистотой 95 % в 2006 году составили в среднем 2,5 долл/кг. Арсенид марганца обладает гигантским магнитокалорическим эффектом, усиливающимся под давлением. Теллурид марганца перспективный термоэлектрический материал(термо-э.д.с 500 мкВ/К). править Определение методами химического анализа Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов. Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn2+ следующие: 1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II): MnSO4+2KOH→Mn(OH)2↓+K2SO4 Mn2++2OH−→Mn(OH)2↓ Осадок на воздухе меняет цвет на бурый из-за окисления кислородом воздуха. Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка. 2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV): MnSO4+H2O2+2NaOH→MnO(OH)2↓+Na2SO4+H2O Mn2++H2O2+2OH−→MnO(OH)2 ↓+H2O Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют четыре капли раствора щёлочи и две капли раствора H2O2. 3. Диоксид свинца PbO2 в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn2+ до MnO4− с образованием марганцевой кислоты малинового цвета: 2MnSO4+5PbO2+6HNO3→2HMnO4+2PbSO4↓+3Pb(NO3)2+2H2O 2Mn2++5PbO2+4H+→2MnO4−+5Pb2++2H2O Эта реакция дает отрицательный результат в присутствии восстановителей, например хлороводородной кислоты и её солей, так как они взаимодействуют с диоксидом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой. При больших количествах марганца эта реакция не удаётся, так как избыток ионов Mn2+ восстанавливает образующуюся марганцевую кислоту HMnO4 до MnO(OH)2 и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Mn2+ в MnO4− могут быть использованы другие окислители, например персульфат аммония (NH4)2S2O8 в присутствии катализатора — ионов Ag+ или висмутата натрия NaBiO3: 2MnSO4+5NaBiO3+16HNO3→2HMnO4+5Bi(NO3)3+NaNO3+2Na2SO4+7H2O Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного PbO2, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HNO3 и нагревают смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца (II) MnSO4 и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая время от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окраску образовавшейся марганцевой кислоты. При окислении висмутатом натрия реакцию проводят следующим образом. В пробирку помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HNO3, добавляют несколько крупинок висмутата натрия и встряхивают. Наблюдают появление малиновой окраски раствора. 4. Сульфид аммония (NH4)2S осаждает из раствора солей марганца сульфид марганца (II), окрашенный в телесный цвет: MnSO4+(NH4)2S→MnS↓+(NH4)2SO4 Mn2++S2−→MnS↓ Осадок легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах и даже в уксусной кислоте. Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора соли марганца (II) и добавляют 2 капли раствора сульфида аммония. править Биологическая роль и содержание в живых организмах Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом. Марганец оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем листья свёклы — до 0,03 %, а также большие его количества содержатся в организмах рыжих муравьёв — до 0,05 %. Некоторые бактерии содержат до нескольких процентов марганца. править Токсичность Основная статья: Отравление марганцем Этот раздел статьи ещё не написан. Согласно замыслу одного из участников Википедии, на этом месте должен располагаться специальный раздел. Вы можете помочь проекту, написав этот раздел. править Примечания ↑ 1 2 Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 647. — 671 с. — 100 000 экз. править См. также Категория:Соединения марганца Отравление марганцем править Ссылки Марганец на Викискладе? Марганец на Webelements Марганец в Популярной библиотеке химических элементов Марганец в месторождениях Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 H   He 2 Li Be   B C N O F Ne 3 Na Mg   Al Si P S Cl Ar 4 K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Щелочные металлы  Щёлочноземельные металлы  Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы Другие металлы Металлоиды Другие неметаллы Галогены Инертные газы п·о·р Электрохимический ряд активности металлов Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tс, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au Элементы расположены в порядке возрастания стандартного электродного потенциала.