Lenduvad vesinikuühendid. Anorgaaniline keemia Lenduvad vesinikuühendid

Binaarsed ühendid.

"Bi" tähendab kahte. Binaarsed ühendid koosnevad kahe CE aatomitest.

Oksiidid.

Binaarsed ühendid, mis koosnevad kahest ChE-st, millest üks hapnikku oksüdatsiooni olekus - kutsutakse 2 ("miinus" kaks). oksiidid.

Oksiidid on väga levinud ühendite tüüp, mida leidub maakoor ja universumis.

Oksiidide nimed moodustatakse vastavalt skeemile:

Oksiidi nimi = “oksiid” + elemendi nimi genitiivkäändes + (oksüdatsiooniaste - rooma number), kui muutuv, kui konstantne, siis ära pane.

Näited oksiididest. Mõnel on triviaalne (ajalooline) Nimi.

1. H 2 O - vesinikoksiidi vesi

CO 2 - süsinikmonooksiid (IV) süsinikdioksiid (süsinikdioksiid)

CO – süsinikmonooksiid (II) süsinikmonooksiid (süsinikmonooksiid)

Na 2 O - naatriumoksiid

Al 2 O 3 - alumiiniumoksiid alumiiniumoksiid

CuO - vask(II)oksiid

FeO - raud(II)oksiid

Fe2O3 – raud(III)oksiidhematiit (punane rauamaak)

Cl 2 O 7 - klooroksiid (VII)

Cl 2 O 5 - kloor(V)oksiid

Cl 2 O - kloor(I)oksiid

SO 2 - vääveloksiid (IV) vääveldioksiid

SO 3 - vääveloksiid (VI)

CaO – kustutamata kaltsiumoksiidlubi

SiO 2 – ränioksiidliiv (ränidioksiid)

MnO - mangaan(II)oksiid

N2O - lämmastikoksiid (I) "naerugaas"

NO-lämmastikoksiid (II)

N2O3- lämmastikoksiid (III)

NO2-lämmastikoksiid (IV) "rebase saba"

N2O5- lämmastikoksiid (V)

Indeksid paigutame valemisse, võttes arvesse keemilise elemendi oksüdatsiooniastet:

Kirjutage oksiidid üles, korraldage CE oksüdatsiooniastmed. Oska koostada nime järgi oksiidi valem.

Muud binaarsed ühendid.

Lenduvad vesinikuühendid.

PS allosas on horisontaaljoon "Lenduvad vesinikuühendid".
Valemid on seal loetletud: RH4 RH3 RH2 RH
Iga valem kuulub oma rühma.

Näiteks kirjutage lenduva vesinikuühendi N (lämmastik) valem.

Leiame selle PS-st ja vaatame, mis valem on V rühma all kirjas.

Seal on RH3. Selgub, et R asemel asendame elemendi lämmastik ammoniaak NH3.

Kuna enne “8” vajab lämmastik 3 elektroni, tõmbab ta need eemale kolmest vesinikust; lämmastiku oksüdatsiooniaste on -3 ja vesiniku oma on +

SiH4 on ebameeldiva lõhnaga värvitu silaangaas.
PH3 – mädanenud kala lõhnaga mürgine fosfiingaas

AsH 3 – küüslaugulõhnaga mürgine arsiinigaas
H2S – vesiniksulfiid on mädamuna lõhnaga mürgine gaas
HCl – vesinikkloriid terava lõhnaga gaas, mis suitseb õhus; selle lahust vees nimetatakse vesinikkloriidhappeks. Seda leidub maomahlas väikestes kontsentratsioonides.

NH3 ammoniaak tugeva ärritava lõhnaga gaas.

Selle lahust vees nimetatakse ammoniaak.

Metallhüdriidid.

Kodus: lõige 19, nt. 3.4 kirjalikult. Teadke nootidest valemeid, nende moodustamist, kahendühendite nimetusi.

] tõlgendas seda kui 0-0 üleminekuriba, mis on seotud molekuli põhiolekuga. Ta omistas samale elektroonilisele üleminekule nõrgemad ribad lainepikkustel 620 nm (0-1) ja 520 nm (1-0). Nevin [42NEV, 45NEV] teostas ribade pöörlemis- ja peenstruktuuri analüüsi lainepikkustel 568 ja 620 nm (5677 ja 6237 Å) ning määras elektroonilise ülemineku tüübi 7 Π - 7 Σ. Järgnevates töödes [48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC] analüüsiti veel mitme MnH ja MnD 7 Π - 7 Σ (A 7 Π - X 7 Σ +) ülemineku riba pöörlemis- ja peenstruktuuri.

Laserspektroskoopia meetodid kõrgresolutsiooniga võimaldas meil analüüsida joonte ülipeent struktuuri 0-0 ribas A 7 Π - X 7 Σ +, mis on tingitud tuuma spinni olemasolust mangaani isotoobis 55 Mn (I = 2,5) ja 1 H prootonis (I = 1/2) [ 90VAR/FIE, 91VAR/FIE, 92VAR/GRA, 2007GEN/STE].

Mitmete MnH ja MnD ribade pöörlemis- ja peenstruktuuri IR-lähedastes ja violetsetes spektripiirkondades analüüsiti [88BAL, 90BAL/LAU, 92BAL/LIN]. Tehti kindlaks, et ribad kuuluvad nelja ühise madalama elektroonilise olekuga kvinteti üleminekusse: b 5 Π i - a 5 Σ + , c 5 Σ + - a 5 Σ + , d 5 Π i - a 5 Σ + ja e 5 Σ + - a 5 Σ + .

Töödes saadi MnH ja MnD võnke-pöörlemisspekter. Viidi läbi võnkeüleminekute (1-0), (2-1), (3-2) pöörlemis- ja peenstruktuuri analüüs X 7 Σ + põhielektroonilises olekus.

MnH ja MnD spektreid madala temperatuuriga maatriksis uuriti [78VAN/DEV, 86VAN/GAR, 86VAN/GAR2, 2003WAN/AND]. MnH ja MnD vibratsioonisagedused tahkes argoonis [78VAN/DEV, 2003WAN/AND], neoonis ja vesinikus [2003WAN/AND] on gaasifaasis lähedased väärtusele ΔG 1/2. Maatriksi nihke suurus (maksimaalne argoonis MnH puhul ~ 11 cm -1) on tüüpiline suhteliselt ioonse sidemega molekulidele.

[78VAN/DEV]-s saadud elektronide paramagnetilise resonantsi spekter kinnitas põhiseisundi sümmeetriat 7 Σ. [78VAN/DEV]-s saadud ülipeenstruktuuri parameetreid täpsustati [86VAN/GAR, 86VAN/GAR2] elektron-tuuma topeltresonantsspektri analüüsimisel.

MnH- ja MnD- anioonide fotoelektronspekter saadi [83STE/FEI]-s. Spekter tuvastab üleminekud nii neutraalse molekuli põhiolekusse kui ka need, mis on ergastatud energiaga T 0 = 1725±50 cm -1 ja 11320±220 cm -1. Esimese ergastatud oleku korral täheldati vibratsiooni progresseerumist väärtusest v = 0 kuni v = 3 ning määrati vibratsioonikonstandid w e = 1720±55 cm -1 ja w e x e = 70±25 cm -1. Ergastatud olekute sümmeetriat ei ole kindlaks tehtud, on tehtud vaid eeldused, mis põhinevad teoreetilistele kontseptsioonidele [83STE/FEI, 87MIL/FEI]. Hiljem elektroonilisest spektrist [88BAL, 90BAL/LAU] saadud andmed ja teoreetiliste arvutuste tulemused [89LAN/BAU] näitasid üheselt, et ergastatud olekud fotoelektronide spektris on a 5 Σ + ja b 5 Π i.

MnH ab initio arvutused viidi läbi erinevate meetoditega töödes [73BAG/SCH, 75BLI/KUN, 81DAS, 83WAL/BAU, 86CHO/LAN, 89LAN/BAU, 96FUJ/IWA, 2003WAN/AND, 2004RIN/TEL,2/2 PET, 2006FUR/ PER, 2006KOS/MAT]. Kõikides töödes saadi põhiseisundi parameetrid, mis autorite hinnangul ühtivad üsna hästi katseandmetega.

Termodünaamiliste funktsioonide arvutamine hõlmas: a) põhiseisundit X 7 Σ + ; b) eksperimentaalselt vaadeldud ergastatud olekud; c) olekud d 5 Δ ja B 7 Σ +, arvutatuna [89LAN/BAU]; d) sünteetilised (hinnangulised) olekud, arvestades molekuli teisi seotud olekuid kuni 40000 cm -1.

MnH ja MnD põhiseisundi vibratsioonikonstandid saadi [52NEV/CON, 57HAY/MCC] ja väga suure täpsusega [89URB/JON, 91URB/JON, 2005GOR/APP]. Tabelis Mn.4 väärtused pärinevad [2005GOR/APP].

MnH ja MnD põhiseisundi pöörlemiskonstandid saadi [42NEV, 45NEV, 48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC, 74PAC, 75KOV/PAC, 89URB/JON, 91URB/JON, 92VAR/05G, 92VAR/05G /APP, 2007GEN /STE]. B0 väärtuste erinevus on 0,001 cm -1, B e - 0,002 cm -1 piires. Need on tingitud erinevast mõõtmistäpsusest ja erinevatest andmetöötlusmeetoditest. Tabelis Mn.4 väärtused pärinevad [2005GOR/APP].

Vaadeldud ergastatud olekute energiad saadi järgmiselt. Oleku a 5 Σ + jaoks võetakse väärtus T 0 väärtusest [ 83STE/FEI ] (vt teksti eespool). Teiste kvinteti olekute kohta tabelis. Mn.4 energiad, mis saadakse T 0 a 5 Σ + väärtuste T = 9429,973 cm -1 ja T = 11839,62 cm -1 liitmisel [ 90BAL/LAU ], T 0 = 20880,56 cm -1 ja T 0 = 22331,25 cm -1 on antud [92BAL/LIN]. Riigi jaoks A 7 Π näitab T e väärtust [84HU/GER]-st.

Riigi energia d 5 D, mis on arvutatud [89LAN/BAU], vähendatakse 2000 cm -1 võrra, mis vastab katselise ja arvutatud olekuenergia erinevusele b 5 Π i . B 7 Σ + energia hinnatakse katseenergiale liitmise teel A 7 Π nende olekute energiaerinevused potentsiaalikõverate graafikul [89LAN/BAU].

MnH ergastatud olekute vibratsiooni- ja pöörlemiskonstante termodünaamiliste funktsioonide arvutamisel ei kasutatud ja need on toodud tabelis Mn.4. Vibratsioonikonstandid on antud andmetel [83STE/FEI] (a 5 Σ+), [90BAL/LAU] ( c 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] ( d 5 Πi, e 5 Σ +), [ 84HUY/GER ] ( A 7 Π). Pöörlemiskonstandid on antud vastavalt [90BAL/LAU] andmetele ( b 5 Πi, c 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] (a 5 Σ +, d 5 Πi, e 5 Σ +), [ 92VAR/GRA ] ( B 0 ja D 0 A 7 Π) ja [ 84HUGH/GER ] (a 1 A 7 Π).

Täheldamata elektrooniliste olekute energiate hindamiseks kasutati Mn + H - ioonmudelit. Mudeli järgi alla 20000 cm -1 pole molekulil muid olekuid peale nende, mis on juba arvesse võetud, s.o. need olekud, mida katses täheldati ja/või arvutati [89LAN/BAU]. Üle 20000 cm -1 ennustab mudel suurt hulka täiendavaid elektroonilisi olekuid, mis kuuluvad kolme ioonkonfiguratsiooni: Mn + (3d 5 4s)H - , Mn + (3d 5 4p)H - ja Mn + (3d 6)H - . Need olekud on hästi võrreldavad [2006KOS/MAT] arvutatud olekutega. Mudeli järgi hinnatud olekute energiad on osaliselt täpsemad, kuna arvestavad katseandmeid. Üle 20000 cm -1 hinnatud olekute suure arvu tõttu kombineeritakse need sünteetilisteks olekuteks mitmel energiatasemel (vt märkuse tabel Mn.4).

Termodünaamilised funktsioonid MnH(g) arvutati võrrandite (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95) abil. Väärtused Q int ja selle tuletised arvutati võrrandite (1.90) - (1.92) abil, võttes arvesse neliteist ergastatud olekut eeldusel, et K kol.vr ( i) = (p i /p X)Q kol.vr ( X) . Oleku X 7 Σ + vibratsiooni-pöörlemisjaotusfunktsioon ja selle tuletised arvutati võrrandite (1.70) - (1.75) abil otsese liitmise teel üle energiatasemete. Arvutustes võeti arvesse kõiki energiatasemeid koos väärtustega J< J max ,v , kus J max ,v leiti tingimustest (1,81). X 7 Σ + oleku vibratsiooni-pöörlemise tasemed arvutati võrrandite (1,65) abil, koefitsientide väärtused Y Nendes võrrandites olevad kl arvutati vesiniku isotoopide looduslikule segule vastava isotoobi modifikatsiooni seoste (1,66) abil tabelis toodud molekulaarkonstanditest 55 Mn 1 H. Mn.4. Koefitsiendi väärtused Y kl , samuti kogused v max ja J lim on toodud tabelis. Mn.5.

Arvutatud termodünaamiliste funktsioonide MnH(g) peamised vead tulenevad arvutusmeetodist. Vead Φº( T) kell T= 298,15, 1000, 3000 ja 6000 K on hinnanguliselt vastavalt 0,16, 0,4, 1,1 ja 2,3 J × K-1 × mol-1.

Termodünaamilised funktsioonid MnH(g) arvutati varem, võtmata arvesse ergastatud olekuid kuni 5000 K [74SCH]-s ja ergastatud olekuid kuni 6000 K [74SCH]-s.

D° 0 (MnH) = 140 ± 15 kJ × mol-1 = 11700 ± 1250 cm-1.

üldine ülevaade

Mangaan on IV perioodi alarühma VIIB element. Elektrooniline struktuur aatom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2, on ühenditele iseloomulikumad oksüdatsiooniastmed +2 kuni +7.

Mangaan on üsna tavaline element, moodustades 0,1% (massiosa) maakoorest. Looduses leidub ainult ühenditena, peamised mineraalid on pürolusiit (mangaandioksiid MnO2.), gauskaniit Mn3O4 ja browniit Mn2O3.

Füüsikalised omadused

Mangaan on hõbevalge, kõva, rabe metall. Selle tihedus on 7,44 g/cm 3, sulamistemperatuur 1245 o C. Teada on neli mangaani kristalset modifikatsiooni.

Keemilised omadused

mangaan - aktiivne metall, mitmes pinges on see alumiiniumi ja tsingi vahel. Õhus on mangaan kaetud õhukese oksiidkilega, mis kaitseb seda edasise oksüdeerumise eest isegi kuumutamisel. Peeneks purustatud olekus mangaan oksüdeerub kergesti.

3Mn + 2O2 = Mn3O4– õhu käes kaltsineerimisel

Toatemperatuuril vesi mõjutab mangaani väga aeglaselt, kuid kuumutamisel toimib see kiiremini:

Mn + H2O = Mn(OH)2 + H2

See lahustub lahjendatud vesinikkloriid- ja lämmastikhappes, samuti kuumas väävelhappes (külmas H2SO4 see on praktiliselt lahustumatu):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2

Kviitung

Mangaani saadakse:

1. lahuse elektrolüüs MnSO4. Elektrolüütilise meetodi korral maak redutseeritakse ja seejärel lahustatakse väävelhappe ja ammooniumsulfaadi segus. Saadud lahus allutatakse elektrolüüsile.

2. redutseerimine selle oksiididest räniga elektriahjudes.

Rakendus

Mangaani kasutatakse:

1. legeerteraste tootmisel. Mangaanterasel, mis sisaldab kuni 15% mangaani, on kõrge kõvadus ja tugevus.

2. mangaan on osa paljudest magneesiumipõhistest sulamitest; see suurendab nende vastupidavust korrosioonile.

Magrane oksiidid

Mangaan moodustab neli lihtsat oksiidi - MnO, Mn2O3, MnO2 Ja Mn2O7 ja segatud oksiid Mn3O4. Esimesel kahel oksiidil on põhiomadused, mangaandioksiid MnO2 on amfoteerne ja kõrgem oksiid Mn2O7 on permangaanhappe anhüdriid HMnO4. Tuntud on ka mangaani(IV) derivaadid, kuid vastav oksiid MnO3 ei saanud.

Mangaan(II) ühendid

Oksüdatsiooniaste +2 vastab mangaan(II)oksiidile MnO, mangaanhüdroksiid Mn(OH) 2 ja mangaan(II) soolad.

Mangaan(II)oksiid saadakse rohelise pulbri kujul teiste mangaanoksiidide redutseerimisel vesinikuga:

MnO2 + H2 = MnO + H2O

või mangaanoksalaadi või -karbonaadi termilisel lagunemisel ilma õhu juurdepääsuta:

MnC 2 O 4 = MnO + CO + CO 2 MnCO 3 = MnO + CO 2

Kui leelised mõjutavad mangaani (II) soolade lahuseid, sadestub valge mangaanhüdroksiidi Mn(OH)2 sade:

MnCl2 + NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl

Õhus tumeneb see kiiresti, oksüdeerudes pruuniks mangaan(IV)hüdroksiidiks Mn(OH)4:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O =2 Mn(OH)4

Mangaan(II)oksiidil ja -hüdroksiidil on aluselised omadused ja need lahustuvad kergesti hapetes:

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O

Mangaani (II) soolad tekivad mangaani lahustamisel lahjendatud hapetes:

Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2- kuumutamisel

või hapete toimel erinevatele looduslikele mangaaniühenditele, näiteks:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Tahkel kujul on mangaani (II) soolad roosat värvi; nende soolade lahused on peaaegu värvitud.

Oksüdeerivate ainetega suhtlemisel on kõigil mangaani (II) ühenditel redutseerivad omadused.

Mangaani(IV) ühendid

Kõige stabiilsem mangaani(IV) ühend on tumepruun mangaandioksiid. MnO2. Tekib kergesti nii madalamate kui ka kõrgemate mangaaniühendite oksüdatsiooni käigus.

MnO2- amfoteerne oksiid, kuid nii happelised kui aluselised omadused on väga nõrgalt väljendunud.

Happelises keskkonnas on mangaandioksiid tugev oksüdeerija. Kontsentreeritud hapetega kuumutamisel tekivad järgmised reaktsioonid:

2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Veelgi enam, teise reaktsiooni esimeses etapis moodustub esmalt ebastabiilne mangaan (IV) kloriid, mis seejärel laguneb:

MnCl4 = MnCl2 + Cl2

Kui sulandumine MnO2 Manganiite saadakse leeliste või aluseliste oksiididega, näiteks:

MnO 2 + 2KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O

Suhtlemisel MnO2 kontsentreeritud väävelhappega moodustub mangaansulfaat MnSO4 ja hapnik vabaneb:

2Mn(OH)4 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 6H2O

Interaktsioon MnO2 tugevamate oksüdeerivate ainetega põhjustab mangaani (VI) ja (VII) ühendite moodustumist, näiteks kaaliumkloraadiga sulatamisel moodustub kaaliummanganaat:

3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

ja kui puututakse kokku polooniumdioksiidiga lämmastikhappe – mangaanhappe juuresolekul:

2MnO2 + 3PoO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Po(NO3)2 + 2H2O

MnO 2 rakendused

Oksüdeeriva ainena MnO2 kasutatakse kloori tootmisel vesinikkloriidhappest ja kuivades galvaanilistes elementides.

Mangaani(VI) ja (VII) ühendid

Mangaandioksiidi sulatamisel kaaliumkarbonaadi ja nitraadiga saadakse roheline sulam, millest saab eraldada tumerohelisi kaaliummanganaadi kristalle K2MnO4- väga ebastabiilse permangaanhappe soolad H2MnO4:

MnO 2 + KNO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2

vesilahuses muutuvad manganaadid spontaanselt mangaanhappe HMnO4 sooladeks (permanganaatideks) koos mangaandioksiidi moodustumisega:

3K2MnO4 + H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

sel juhul muutub lahuse värvus rohelisest karmiinpunaseks ja moodustub tumepruun sade. Leelise juuresolekul on manganaadid stabiilsed, happelises keskkonnas toimub manganaadi üleminek permanganaadiks väga kiiresti.

Kui manganaadi lahusele mõjuvad tugevad oksüdeerivad ained (näiteks kloor), muundub viimane täielikult permanganaadiks:

2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Kaaliumpermanganaat KMnO4- permangaanhappe kuulsaim sool. Tundub tumelillade kristallidena, vees mõõdukalt lahustuv.Nagu kõik mangaani (VII) ühendid, on kaaliumpermanganaat tugev oksüdeerija. See oksüdeerib kergesti paljusid orgaanilisi aineid, muudab raud(II) soolad raud(III) sooladeks, oksüdeerib väävelhappe väävelhappeks, eraldab vesinikkloriidhappest kloori jne.

Redoksreaktsioonides KMnO4(ja ta MnO4-) saab erineval määral taastada. Sõltuvalt keskkonna pH-st võib redutseerimisprodukt olla ioon Mn 2+(happelises keskkonnas), MnO2(neutraalses või nõrgalt aluselises keskkonnas) või ioon MnO4 2-(väga leeliselises keskkonnas), näiteks:

KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O- tugevalt aluselises keskkonnas 2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH– neutraalses või kergelt aluselises 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O- happelises keskkonnas

Kuival kujul kuumutamisel laguneb kaaliumpermanganaat juba temperatuuril umbes 200 o C vastavalt võrrandile:

2KMnO4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Permanganaatidele vastav vaba permanganaathape HMnO4 ei ole saadud veevabas olekus ja on teada ainult lahuses. Selle lahuse kontsentratsiooni saab suurendada 20% -ni. HMnO4- väga tugev hape, mis on vesilahuses täielikult dissotsieerunud ioonideks.

mangaan(VII)oksiid või mangaanhüdriid, Mn2O7 saab valmistada kontsentreeritud väävelhappe toimel kaaliumpermanganaadiga: 2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O

Mangaanhüdriid on rohekaspruun õline vedelik. See on väga ebastabiilne: kuumutamisel või kokkupuutel süttivate ainetega plahvatab see mangaandioksiidiks ja hapnikuks.

Energeetilise oksüdeeriva ainena kasutatakse kaaliumpermanganaati laialdaselt keemialaborid ja tööstustes, toimib see ka desinfektsioonivahendina.Kaaliumpermanganaadi termilise lagunemise reaktsiooni kasutatakse laboris hapniku tootmiseks.

Esimesed süstemaatilised uuringud vesiniku lahustuvuse kohta mangaanis kuuluvad Luckemeyer-Hassele ja Schenkile. Nad näitasid, et lahustuvuse muutusega kaasneb α⇔β transformatsioon. Kuna nad katsetasid tööstusliku mangaaniga, pole ehk üllatav, et nende tulemused ei ühti kvantitatiivsete väärtustega, mis leiti hilisemas kõrge puhtusastmega mangaani töös.
Üksikasjalikud uuringud temperatuurivahemikus 20–1300° viisid läbi Sieverts ja Moritz mangaani destillaadi kohta, samuti Potter ja Lukens elektrolüütiliselt destilleeritud mangaani kohta. Mõlemal juhul mõõdeti erinevatel temperatuuridel vesiniku rõhku, mis oli tasakaalus eelnevalt täielikult degaseeritud metalliga.
Mõlemad uuringud andsid väga sarnased tulemused. Joonisel fig. Joonisel 79 on kujutatud Sievertsi ja Moritzi andmed 100 g mangaani adsorbeeritud vesiniku mahu kohta temperatuurivahemikus 20–1300° kahe puhta mangaani proovi kuumutamisel ja jahutamisel.

Vesiniku lahustuvus mangaani α-modifikatsioonis esmalt väheneb ja seejärel temperatuuri tõustes suureneb. Vesiniku lahustuvus β-mangaanis on märgatavalt kõrgem kui α-mangaanis, seetõttu kaasneb transformatsiooniga β → α märgatav vesiniku adsorptsiooni suurenemine. Lahustuvus β-mangaanis suureneb temperatuuri tõustes.
β → γ transformatsiooniga kaasneb ka vesiniku lahustuvuse suurenemine, mis γ-mangaanis, nagu ka β-mangaanis, suureneb temperatuuri tõustes. Transformatsiooniga kaasneb lahustuvuse vähenemine. Vesiniku lahustuvus δ-mangaanis suureneb kuni sulamistemperatuurini ja vesiniku lahustuvus vedelas mangaanis on märgatavalt kõrgem kui selle lahustuvus mis tahes tahkes olekus mangaani modifikatsioonis.
Seega võimaldavad muutused vesiniku lahustuvuses mangaani erinevates allotroopsetes modifikatsioonides välja töötada lihtsa ja elegantse meetodi allotroopsete transformatsioonide temperatuuride, aga ka nende hüstereesi uurimiseks erinevatel kuumutamis- ja jahutuskiirustel.
Potteri ja Lukensi tulemused on üldiselt väga lähedased Sievertsi ja Moritzi tulemustele, nagu võib näha tabelis olevaid andmeid uurides. 47. Tulemuste konsistents on väga hea, välja arvatud lahustuvuse muutus α-faasis temperatuurivahemikus toatemperatuurist kuni 500°: Sieverts ja Moritz leidsid, et lahustuvus on palju suurem kui Potteri andmetest järeldub. ja Lukens. Selle lahknevuse põhjus on ebaselge.

Potter ja Lukens leidsid, et konstantsel temperatuuril muutub vesiniku lahustuvus (V) rõhuga (P) vastavalt sõltuvusele:

kus K on konstant.
Ükski teadlane pole mangaanhüdriide leidnud.
Vesiniku sisaldus elektrolüütilises mangaanis. Kuna elektrilise sadestamise käigus sadestatakse katoodile vesinik, pole üllatav, et sel viisil saadud metall peaks sisaldama vesinikku.
Elektrolüütilise mangaani vesinikusisaldust ja selle eemaldamisega seotud küsimusi uurisid Potter, Hayes ja Lukens. Uurisime tavalist tööstusliku puhtusega elektrolüütilist mangaani, mida hoiti eelnevalt kolm kuud toatemperatuuril.
Eraldatud (eraldunud) vesiniku mahu mõõtmised viidi läbi temperatuuridel kuni 1300°; tulemused on näidatud joonisel fig. 80.
200°-ni kuumutamisel eraldub väga vähe gaasi, kuid juba 300° juures eraldub väga märkimisväärne maht. 400° juures eraldub veidi rohkem, kuid järgneval kuumutamisel eralduva vesiniku hulk muutub veidi, välja arvatud juhtudel, kui lahustuvus muutub mangaani allotroopsete transformatsioonide tõttu.
On leitud, et mangaan sisaldab ligikaudu 250 cm3 vesinikku 100 g metalli kohta. Kuumutades 1 tund normaalrõhul õhus temperatuuril 400°, eemaldatakse 97% eemaldatavast kogusest. Nagu arvata võib, on välisrõhu vähenemisel sama koguse vesiniku eemaldamiseks vaja lühemat kuumutamisaega.
Arvatakse, et mangaanis sisalduv vesinik moodustab üleküllastunud interstitsiaalse tahke lahuse. Vesiniku mõju α-mangaani võre parameetritele uurisid Potter ja Huber; täheldatakse võre teatud paisumist (suurenemist) (tabel 48), mis moodustab 0,0003% 1 cm3 vesiniku juures 100 g metalli kohta.
Kuumutamine vesiniku eemaldamiseks põhjustab võre kokkusurumise (kahanemise) (tabel 49).

Kõrge vesinikusisaldusega proovide võre parameetrite täpne mõõtmine on väga keeruline, kuna saadakse hägune difraktsioonimuster. Potter ja Huber omistavad selle gaasi ebaühtlasele jaotusele metallis. See hägusus ei suurene vesinikusisalduse suurenedes ja isegi väheneb mõnevõrra suurema vesinikusisalduse korral. On kindlaks tehtud, et elektrolüütilist mangaani ei saa saada vesinikusisaldusega üle 615 cm3 100 g kohta, mis vastab kahele vesinikuaatomile α-mangaani rakuühiku kohta. Vesiniku ühtlase jaotumise korral metallis võib eeldada elementaarvõre võrdset moonutust ja difraktsioonimuster peaks sisaldama selgeid jooni.

Tähtsamad mangaaniühendid on di-, tetra- ja hepvalentse mangaani derivaadid. Ühevalentse mangaani derivaatidest on teada ainult tsüanosoolad M5 (kus M on leelismetalli katioon). Need soolad saadakse Mn(P) tsüaniidi kompleksi redutseerimisel elektrokeemiliselt või naatriumamalgaamiga. Vedelas ammoniaagis on võimalik Mn(I) tsüaniidi kompleksi edasine redutseerimine, mis viib ühendi M6 moodustumiseni, kus mangaani valentsus on null. Mn(I) kompleksid saadi Mn(CO) 5 SCN reageerimisel neutraalsete ligandidega - amiinid, fosfiinid, arsiinid.

Mn(P) soolad on roosat värvi ja enamasti vees hästi lahustuvad, eriti kloriidis, nitraadis, sulfaadis, atsetaadis ja tiotsüanaadis. Kergelt lahustuvate ühendite hulka kuuluvad sulfiid, fosfaat ja karbonaat. Neutraalsetes või kergelt happelistes vesilahustes moodustab Mn(P) kompleksiooni [Mn(H 2 0) in ] 2+ ja happelisemates lahustes - [Mn(H 2 0) 4 ] 2+. Mn(III) soolad on intensiivse värvusega ja väga altid kompleksühendite moodustumisele. Need on ebastabiilsed ja kergesti hüdrolüüsitavad. Mn(IV) ühendid on ebastabiilsed. Stabiilsetest Mn(IV) ühenditest võib tuua vaid mõned näited, sealhulgas Mn02, MnF 4 ja Mn(SO 4) 2. Happelistes lahustes Mn(IV) ioon redutseerub, kuid tugevate oksüdeerivate ainete juuresolekul oksüdeerub permanganaadi iooniks. Mn(V) derivaatidest on teada ainult soolad - mõnede kõige aktiivsemate metallide - Li, Na, K, Sr ja Ba - hüpomanganaadid. Na 3 Mn0 4 saadakse Mn0 2 ja NaOH (1:3) segu hoidmisel hapnikuatmosfääris temperatuuril 800 °C või Mn 2 0 3 reageerimisel NaOH-ga hapnikuvoolus. Veevaba sool on tumerohelist värvi, kristalsed hüdraadid Na 3 Mn0 4 * 7H 2 0 on sinised ja Na 3 Mn0 4 * 10H 2 0 on taevasinised. LiMn0 3 sool on vees lahustumatu, samas kui NaMn0 3 ja KMn0 3 soolad lahustuvad hästi, kuid on osaliselt hüdrolüüsitud.

Tahkes olekus on tuntud leelismetallide manganaadid (VI), mis moodustavad tumerohelisi, peaaegu musti kristalle. Kaaliummanganaat K 2 Mn0 4 kristalliseerub ilma veeta ja naatriummanganaadi jaoks on teada 4, 6, 10 veemolekuliga kristallhüdraadid. Leelismetalli manganaadid lahustuvad kergesti lahjendatud leeliselahustes, sellised lahused on värvitud roheliseks. Puhas vesi ja nõrgad happed lagundavad need vastavalt reaktsioonile:

3MnO42- +4H + ↔ 2 MnO4 - +Mn02 + 2H20.

Ilmselt on see protsess tingitud asjaolust, et vaba permangaanhape H2Mn04 on ebastabiilne, kuid on tõendeid selle stabiilsuse kohta dietüüleetris. Olulisemad Mn(VII) ühendid on permanganaadid MMP0 4 (kus M on leelismetalli katioon). KMn0 4 saadakse K 2 Mn0 4 elektrolüütilise oksüdeerimise teel. Tabelis Joonisel 8 on näidatud leelismetallide permanganaatide lahustuvus vees.

Tabel 8

Leelismetallide permanganaatide lahustuvus vees

Permanganaat Ca(Mn0 4) 2 * 5H 2 0 lahustub vees kergesti ja seda kasutatakse joogivee steriliseerimiseks.

Oksiidid. Tuntud on järgmised mangaanoksiidid: MnO - mangaanmonooksiid või -oksiid; MP 2 0 3 - mangaani seskvioksiid; Mn0 2 - mangaandioksiid; Mn0 3 - mangaantrioksiid või mangaananhüdriid; MP 2 0 7 - mangaani pooloksiid või mangaanhüdriid; MP 3 0 4 on vahepealne mangaanoksiid, mida nimetatakse punaseks mangaanoksiidiks. Kõik mangaanoksiidid, välja arvatud MnO, eraldavad HCl-ga kokkupuutel kloori. Konts. Kuumutamisel lahustab H 2 S0 4 mangaanoksiidid, vabastades hapniku ja moodustades MnS0 4 .

Mn(P)oksiid on roheline pulber, mille varjundid on hallikasrohelisest kuni tumeroheliseni. MnO saadakse mangaankarbonaadi või oksalaadi kaltsineerimisel vesiniku või lämmastiku atmosfääris, samuti kõrgemate oksiidide redutseerimisel hüdrasiini, vesiniku või süsinikmonooksiidiga. Mn(II)hüdroksiid eraldub Mn(II) lahustest leelismetallide hüdroksiidide toimel želatiinse valge sademena. Mn(OH)2 on õhus stabiilne.

Must Mn 2 0 3 tekib siis, kui Mn0 2 kuumutatakse õhus temperatuurini 550–900 ° C või kui Mn(II) soolad kaltsineeritakse hapniku või õhuvoolus. Kui Mn 2 0 3 kuumutatakse vesinikuvoolus temperatuuril umbes 230 ° C, toimub üleminek kõigepealt Mn 3 0 4-le ja temperatuuril üle 300 ° C - redutseerimine roheliseks monooksiidiks. Mn 2 0 3 lahustamisel hapetes tekivad kas Mn(III) soolad või Mn(P) ja Mn0 2 soolad (olenevalt happe olemusest ja temperatuurist).

Mn(III)-Mn 2 0 3* H 2 0 oksiidhüdraat ehk mangaani metahüdroksiid MnO(OH) esineb looduses manganiidi kujul. MP0 2 - tahke tumehall või peaaegu must värv – saadakse Mn(N0 3) 2 ettevaatlikul kaltsineerimisel õhus või kaaliumpermanganaadi redutseerimisel aluselises keskkonnas. Mn0 2 on vees lahustumatu. Kui kaltsineerida üle 530°C, muutub see Mn 3 0 4-ks; Mn02 reageerib kergesti väävelhappega, moodustades mangaanditionaadi.

MnO2 + 2H2S03 = MnS2O6 + 2H20.

Külm konts. H2SO4 ei mõjuta Mn02; kuumutamisel temperatuurini 110 °C moodustub Mn2(S04)3 ja kõrgemal temperatuuril muutub Mn2(S04)3 MnS04-ks. Mangaandioksiidhüdraat saadakse Mn(P) soolade oksüdeerimisel või manganaatide või permanganaatide redutseerimisel leeliselistes lahustes. MnO(OH) 2 või H 2 Mn0 3 on must või mustjaspruun pulber, vees praktiliselt lahustumatu. MnO, Mn 2 0 3 ja Mn 0 2 segust saadud MnO saab eraldada selektiivse lahustamisega (NH 4) 2 S0 4 6 N lahusega. MnO lahustub hästi ka NH 4 C1 lahuses. Mn203 saab eraldada Mn02-st, kasutades kontsentreeritud metafosforhappe lahust. H2SO4. Mn0 2 ei lahustu selles lahuses isegi pikaajalisel kuumutamisel. Kui Mn02 sulatatakse leelistega oksüdeerivate ainete juuresolekul, tekivad mangaanhappe H2Mn04-manganaatide soolad. Manganaadi lahuste hapendamisel vabanev vaba H 2 Mn0 4 on äärmiselt ebastabiilne ja laguneb vastavalt järgmisele skeemile:

ZN 2 Mn0 4 = 2НМп0 4 + Mn0 2 + 2Н 2 0.

MP 2 0 7 saadakse konts. H 2 S0 4 KMP0 4-l. See on raske, läikiv, rohekaspruun õline aine, mis on tavatemperatuuril stabiilne ja kuumutamisel laguneb plahvatuslikult. IN suured hulgad külm vesi Mn 2 0 7 lahustub, moodustades HMn0 4 (kuni 20% selle kontsentratsioonist). Tumelillad hügroskoopsed kristallid НМп0 4, samuti НМп0 4* 2Н 2 0 saadakse 0,3 lisamisel. M H2SO4 kuni 0,3 M lahus Ba(Mn0 4) 2 temperatuuril<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.

Fluoriidid. MnF 2 saadakse MnCO 3 reageerimisel vesinikfluoriidhappega, fluoriid lahustub lahjendatud HF-s, konts. HCl ja HN03. Selle lahustuvus vees temperatuuril 20 °C on 1,06 g/100 G. MnF 2 moodustab ebastabiilse tetrahüdraadi MnF 2 * 4H 2 0, kergesti laguneva ammoniaagi 3MnF 2 * 2NH 3 ja leelismetallide fluoriididega - topeltsoolad MF * MnF 2 (kus M on leelismetalli katioon).

MnJ3 on ainus teadaolev Mn(III)halogeniid – veinipunane tahke aine, mis tekib fluori toimel MnJ2-le temperatuuril 250 °C, kui Mn203 lahustatakse HF-s või kui KMn04 reageerib Mn( P) sool HF juuresolekul. Kristalliseerub MnF 3 * 2H 2 0 kujul. MnF 3 laguneb veega vastavalt reaktsioonile

2MnF3 + 2H20 = Mn02 + MnF2 + 4HF.

Leelismetallide fluoriididega moodustab MnF 3 kaksiksoolad MF*MnF 3 ja 2MF*MnF 3 (kus M on leelismetalli katioon). Mn(IV) fluoriidühenditest on teada vaid kaksiksoolad 2MF*MnF 4 ja MF*MnF 4, mis on kuldkollased läbipaistvad tabelikristallid. Vesi laguneb 2KF*MnF 4, vabastades Mn0 2* aq.

Kloriidid. Veevaba MnCl2 saadakse kuiva HCl mõjul oksiidile, karbonaadile või metallilisele mangaanile, samuti metallilise mangaani põletamisel kloorijoas. Mn(II)kloriid kristalliseerub MnCl 2* 4H 2 0 kujul, mis esineb kahes modifikatsioonis. Tuntud on ka kristalsed hüdraadid MnS1 2* 2H 2 0, MnS1 2* 5H 2 0, 3MnS1 2 *5H 2 O, MnS1 2* 6H 2 0. MnS1 2 lahustub vees hästi (72,3 g/100 g temperatuuril 25 °C). ) ja absoluutses alkoholis. Hapnikuvoolus muutub MnCl 2 Mn 2 0 3-ks ja HC1 voolus 1190 ° C juures aurustub. Leelismetalli kloriididega MnCl 2

moodustab topeltsoolad МCl*МnС1 2. Saadi järgmised aluselised soolad: MnOHCl, Mn 2 (OH) 3 Cl, Mn 3 (OH) 6 Cl. Kinnitatud on kloriidikomplekside [Mn(H 2 0) 5 Cl] +, [Mn(H 2 0) 2 Cl 4 ] 2- ja teiste olemasolu. Komplekside koostis sõltub Cl - kontsentratsioonist lahuses, seega [Cl - ]>0,3 juures M moodustub kompleks [Mn(H 2 0) 9 C1]+, juures [Cl - ]>5 M ─ [Mn(H 2 0) 2 C1 4 ] 2- . Stabiilsuskonstandid [MnS1] + , [MnS1 2 ] ja [MnS1 3 ] - on vastavalt 3,85 0,15; 1,80  0,1 ja 0,44  0,08. MnS1 3 on teadmata, kuid saadud on kaksiksoolad M 2 MnS1 6.

K2MpC15 saadakse järgmise reaktsiooniga:

KMp04 + 8HC1 + KS1 = K2MpCl5 + 2C12 + 4H20.

MnCl4 tekib ilmselt esmalt, kui püroluliit lahustatakse kontsentreeritud lahuses. HCl aga laguneb koheselt koos kloori elimineerimisega. Ühendid M2MpS16 on stabiilsemad.

K 2 MpCl 6 saadakse kaltsiumpermanganaadi ja kaaliumkloriidi lahuste lisamisel kõrgelt jahutatud 40% HC1-le.

Ca (Mn04)2 + 16HC1 + 4KS1 = 2K2MnCl5 + CaCl2 + 8H20 + 3Cl2.

Sama ühend saadakse KMn04 redutseerimisel kontsentreeritud dietüüleetriga. NS1. Tuntud oksükloriidid on MnOC13, Mn02C12,

Bromiidid. MpVg 2 välimus ja omadused on väga sarnased MnS1 2-ga. Bromiidide võime moodustada kaksiksooli on aga oluliselt madalam kui kloriididel. MnBr2 moodustab ühe, kahe, nelja või kuue veemolekuliga kristalseid hüdraate. MnBr 2* 4H 2 0 lahustuvus vees temperatuuril 0 °C on 127 g/100 G. MpBr3 ja selle kaksiksoolad pole teada.

Jodiidid. MnJ 2 on samuti sarnane MnCl 2-ga, ainult et sellel pole üldse võimet moodustada topeltsooli; MnJ 2 moodustab ühe, kahe, nelja, kuue, kaheksa või üheksa veemolekuliga kristalse hüdraadi. Kui MnJ 2 interakteerub leelismetalli tsüaniididega, tekivad kaksiksoolad MnJ 2 * 3MCN. MnJ3 ja selle topeltsoolasid ei saadud.

Nitraadid. Mn(N03)2 saadakse HN03 toimel MnC03-le. Mn(N0 3) 2 kristalliseerub ühe, kolme või kuue veemolekuliga. Mn(N0 3) 2* 6H 2 0 - nõrgalt roosad nõelakujulised prismad, vees ja alkoholis kergesti lahustuvad. Temperatuuril 160-200 °C laguneb, moodustades Mn02. Mn(N0 3) 2 lahustuvus vees temperatuuril 18° C on 134 g/100 g. Veevaba sool võib lisada kuni 9 ammoniaagi molekuli. Mn(N0 3) 2 moodustab fraktsioneeriva kristallimise teel kergesti kaksiksooli REE nitraatidega.

Sulfaadid. MnS0 4, üks stabiilsemaid Mn(II) ühendeid, tekib peaaegu kõigi Mn(II) ühendite aurustamisel väävelhappega. MnS04 kristalliseerub olenevalt tingimustest ühe, nelja, viie või seitsme veemolekuliga. MnS0 4* 5H 2 0 - punakad kristallid, vees üsna kergesti lahustuvad ja alkoholis lahustumatud. Veevaba MnS04 on valge murenev rabe kristalne mass. Monovalentsete metallide ja ammooniumi sulfaatidega moodustab MnS04 kergesti kaksiksooli M 2 S0 4 *MnSO 4. On kindlaks tehtud Mn(II) komplekside moodustumine S0 4 2 - koostistega , 2 - ja 4 -, mille stabiilsuskonstandid on vastavalt 8,5; 9; 9.3. Mn 2 (S0 4) 3 saadakse Mn(III) oksiidi või hüdroksiidi reageerimisel lahjendatud H 2 S0 4 -ga. See kristalliseerub kujul Mn 2 (S0 4) 3 H 2 S0 4 4H 2 0. Tugeval kuumutamisel muutub see Mn 2 (S0 4) 3-ks, mis on väga hügroskoopne ja lahustub H 2 S0 4-s. Leelismetallide sulfaatidega moodustab Mn 2 (S0 4) 3 kaks topeltsoolade seeriat: M 2 S0 4 *Mn 2 (S0 4) 3 ja M, samuti soolad nagu maarjas. Kõige stabiilsem tseesiummaarjas on CsMn(S0 4) 2 *12H 2 0. Sulfaatidega on ka kaksiksoolasid Mn 2 (S0 4) 3. Fe(III), Cr(III), Al(III).

Mn(S04)2 saadakse MnS04 oksüdeerimisel kaaliumpermanganaadiga temperatuuril 50-60°C. Mn(S04)2 lahustub H2S04-s (50-80%), moodustades tumepruuni lahuse. Lahjendatud väävelhappes ja vees hüdrolüüsub, vabastades MnO(OH) 2.

Sulfitid. MnS03 saadakse MnS03 reageerimisel S02 sisaldava veega. Vees vähe lahustuv. Alla 70°C kristalliseerub MnS03 trihüdraadina ja kõrgemal temperatuuril monohüdraadina. Leelismetalli sulfitidega moodustab MnS03 kaksiksoolad M 2 S0 3 MnS0 3.

Sulfiidid. MnS saadakse ammooniumsulfiidi või leelismetallide sulfiidide lahuste toimel Mn(II) sooladele. Pikemal seismisel või kuumutamisel muutub tumedat värvi sete rohelise värvi stabiilsemaks modifikatsiooniks. Teada on kolm MnS modifikatsiooni. -MnS - kuupsüsteemi rohelised kristallid (alabandiin), -MnS - kuupsüsteemi punased kristallid, -MnS - kuusnurkse süsteemi punased kristallid. MnS on üks kõige lahustuvamaid sulfiide, kuna katioonide elektroonilise struktuuri muutumisel muutub nende sulfiidide lahustuvus vees:

Fosfaadid. Mn(II) soolade neutraalsetest lahustest naatriumfosfaadi liiaga sadestub mangaanortofosfaadi kristalliline hüdraat Mn 3 (P0 4) 2* 7H 2 0 lahtise valge sademena. Teistel tingimustel võib saada ka teisi fosfaate: di- ja metafosfaate, samuti happelisi fosfaate. Lisades Mn(P) soolade lahusele ammooniumkloriidi ja fosfaati ning väikeses koguses ammoniaaki, moodustub täiuslikult kristalliseeruv topeltsool - mangaan - ammooniumfosfaat NH 4 MnP0 4 *H 2 0. Seda reaktsiooni kasutatakse gravimeetrilises analüüsis mangaani määramiseks. Tuntud on mitmeid Mn(III) fosfaate, nende hulgas ortofosfaat MnP0 4* H 2 0 on hallikasrohelist värvi ja metafosfaat Mn(P0 3) 8 on punane. Kirjeldatakse mangaanvioletse pulberpigmendi valmistamist empiirilise valemiga NH 4 MnP 2 0 7. See aine laguneb 120-340°C juures sinise ebastabiilse produkti moodustumisega, mis omakorda laguneb temperatuuril 340-460°C [Mn 2 (P 4 0 12)] ja [Mn 3 (P 3 0 9) 2 ]. Kui värskelt sadestunud Mn(OH) 3 interakteerub H 3 P0 3 lahusega, moodustub punakasvioletne sade H[Mn(НР0 3) 2 ]*ЗН 2 0. Mangaanfosfaadid on vees lahustumatud.

Fosfiidid. Mangaanfosfiidide omadused on toodud tabelis. 9. Mangaanmonofosfiid saadakse vaakumis sublimeeritud punase fosfori ja elektrolüütilise mangaani ning Mn 2 P ja MnP segu kuumutamisel Mn 2 0 3 ja naatriumfosfaati sisaldavate sulamite elektrolüüsil. Mangaanfosfiidid lahustuvad lämmastikhappes ja veekogus ning lahustuvus suureneb fosforisisalduse vähenedes.

Tabel 9

Mangaanfosfiidide omadused

		Kristalli struktuur	T. pl., °C
		Nelinurkne
		Rombikujuline
		Kuubik
		Rombikujuline

Silitsiidid. Pooljuhtomadustega mangaansilikiidi MnSi 1.72 koostist on hiljuti täiustatud.

Arsenaadid. Tuntud on lihtsad mangaani arsenaadid Mn 3 (As0 4) 2 H 2 0, MnHAs0 4* H 2 0 ja Mn(H 2 As0 4) 2, samuti kaksiksoolad

NH4MnAs04*6H20.

Hüdriidid. On märke ebastabiilse MnH-hüdriidi moodustumisest vesiniku elektrilahenduse tingimustes mangaanelektroodide vahel. Saadi väga lenduv mangaani pentakarbonüülhüdriid MnH(CO) 5, milles vesinik on infrapunaspektrite uuringu kohaselt seotud otse mangaaniga. Värvitu ühend, st. -24,6°C.

Nitriidid. Mangaannitriidide füüsikalisi ja keemilisi omadusi on vähe uuritud. Need on ebastabiilsed ühendid (vt tabel 7) ja eralduvad kuumutamisel kergesti lämmastikku. Mn 2 N ja Mn 3 N 2 kuumutamisel vesinikuga tekib ammoniaak. Mn4N-l on tugevalt väljendunud ferromagnetilised omadused. Mn 3 N 2 saadakse mangaani amalgaami kuumutamisel kuivas lämmastikukeskkonnas.

Boriidid. Kinnitatud on mangaanboriidide MnV, MnV 2, MnV 4, Mn 2 V, Mn 3 V 4 ja Mn 4 V olemasolu.Keemiline vastupidavus ja sulamistemperatuur tõusevad boorisisalduse suurenedes neis. Mangaanboriidid saadi elektrolüütiliste mangaanipulbrite briketeeritud segude paagutamisel rafineeritud booriga puhastatud argoonis temperatuuril 900-1350° C. Kõik mangaanboriidid lahustuvad kergesti vesinikkloriidhape, lahustumiskiirus väheneb, kui nende boorisisaldus suureneb.

Karbonaadid. MnCO 3 *H 2 0 monohüdraat saadakse Mn(P) soola CO 2 küllastunud lahusest naatriumhappekarbonaadiga sadestamisel; dehüdreeritud rõhu all kuumutamisel õhuhapniku puudumisel. MnCO 3 lahustuvus vees on madal (PR = 9 * 10-11). Kuivas olekus on see õhu käes stabiilne, märjana oksüdeerub kergesti ja tumeneb Mn 20 3 moodustumise tõttu. Mn(P) soolade ja teiste metallide lahustuvate karbonaatide koosmõjul tekivad tavaliselt aluselised mangaankarbonaadid.

Peroksiidi derivaadid. Mn(IV) on tuntud perhappe H4Mn07 [NOMP(OOH)3] pruunikasmustade soolade kujul. Neid saab saada H 2 0 2 toimel tugevalt jahutatud KMn0 4 aluselise lahusega. Madalatel KOH kontsentratsioonidel tekib K 2 H 2 Mn0 7, kontsentreeritumates lahustes - K 3 HMn0 7 . Mõlemad ühendused on ebastabiilsed.

Heteropoli ühendid. Mn(P) koos Mo03-ga moodustab heteropolüühendi (NH4)3H7*3H20, Mn(IV) koos W03-ga moodustab Na2H6 ühendi.

Atsetaadid. MnCO 3 lahusest äädikhappes kristalliseerub Mn(C 2 H 3 O 2) 2* 4H 2 0 kahvatupunaste nõelte kujul, mis on õhus stabiilsed. Vesilahusest kristalliseerub Mn(C 2 H 3 0 2) 2 kahe veemolekuliga. Viimane ühend on kuivas õhus stabiilne, kuid läbib veega kokkupuutel hüdrolüüsi. Mn(C 2 H 3 0 2) 3 saadakse Mn (C 2 H 3 0 2) 2 oksüdeerimisel kaaliumpermanganaadi või klooriga. Tuntud on ainult veevaba atsetaat Mn(C 2 H 3 0 2) 3, mis on kergesti hüdrolüüsitav.

Oksalaadid. MnS 2 0 4 saadakse oksaalhappe ja Mn(P) soolade kuumade lahuste reageerimisel. Külmas kristalliseerub kolme veemolekuliga. Õhus on MpS 2 0 4 ZN 2 0 ebastabiilne ja muundub MpS 2 0 4 -2H 2 0. Mangaanoksalaat lahustub vees vähe, leelismetallioksalaatidega moodustab kaksiksoolad M 2 C 2 0 4 -MnS 2 0 4. Komplekside MnS 2 0 4, [Mn(C 2 0 4) 2] 2- ja [Mn(C 2 0 4) 3] 4] järkjärguline moodustumine ebastabiilsuskonstantidega, vastavalt 7 * 10 - 3, 1,26 * 10 - on kindlaks tehtud 2 ja 1,77*10- 2 Mangaanoksalaadid (III) on tuntud ainult leelismetallidega kompleksühendite kujul. Kaaliumtrioksalomanganaat K 3 [Mn(C 2 0 4) 3 ]*3H 2 0 kristalliseerub tumepunaste prismade kujul. See ühend laguneb valguse või kuumuse mõjul. Komplekside [Mn(C 2 0 4)] +, [Mn(C 2 0 4) 2 ]- ja [Mn(C 2 0 4) 3 ] 3- ebastabiilsuse konstandid on vastavalt 1,05*10-10 ; 2,72*10-17; 3,82*10-20.

Formaadid. On kindlaks tehtud komplekside Mn(P) moodustumine HCOO koostisega [Mn(HCOO)] + ja [Mn(HCOO) 2 ] stabiilsuskonstantidega vastavalt 3 ja 15.

Mn(P) s vein, sidrun, salitsüül, õun ja muud happed moodustavad komplekse vesilahuses MP ja aniooni suhtega 1: 1, etüülalkoholis, atsetoonis ja dioksaanis - suhtega 1: 2. Mn(P) kompleksimine koos askorbiinhape hape. Aluselises keskkonnas moodustunud kompleksidel on üldine valem n - , kus A on askorbiinhappe anioon. KOOS koyevoy hape Mn(P) moodustab kompleksühendid [MnA(H 2 0) 2 ] + ja MnA 2 (kus A on kojhappe anioon), mille stabiilsust iseloomustavad lg väärtused K l = 3,95 ja lg K 2 = vastavalt 2,83.

Kupferon mangaaniga moodustab halvasti lahustuva ühendi Mn(C6H502N2)2. Sademe lahustuvus suureneb mangaanisoola ja kupferooni liiaga.

Formaldoksiim interakteerudes Mn(P)-ga leeliselises keskkonnas, annab see värvitu kompleksühendi, mis oksüdeerub õhu käes kiiresti punakaspruuniks väga stabiilseks kompleksiks 2 -.

Naatriumdietüülditiokarbamaat(DDTKNa) koos Mn(P) moodustab helekollase sademe, mis õhus koos reaktiivi liiaga muutub pruunikasvioletseks kompleksiks Mn(DDTK) 3 . Kompleksse ebastabiilsuse konstant

2,8*10-5. Mangaandietüülditiokarbamaadi lahustuvus erinevates lahustites on toodud tabelis. 10.

Tabel 10

Mangaandietüülditiokarbamaadi lahustuvus erinevates lahustites

Lahustage	Lahustuvus		Lahusti	Lahustuvus
	g/100 ml lahusti	g*mol/1000 ml lahusti		g/100 ml lahusti	g*mol/1000 ml lahusti
Vesi Kloroform Süsiniktetrakloriid		3,3*10- 4 0,364 0,202	Benseenbutüülatsetaat

KompleksIII moodustab Na 2 *6H 2 0 kompleksi mangaaniga (II) - valge kristalne aine roosaka varjundiga, vees hästi lahustuv.

Eraldatud on ka mangaani kompleksonaate - H 2 MnY*4H 2 0; (NH4)2MnY*4H20; Mn 2 Y*9H 2 0, kus Y 4- on etüleendiamiintetraäädikhappe anioon.

teised orgaanilised ühendid mangaan Metüültümoolsinise ja ksülenooloranžiga mangaanikomplekside ebastabiilsuse konstandid on vastavalt 0,089*10-6 ja 1,29*10-6. Mangaan reageerib ditisooniga ainult pH > 7 juures. Mangaanditisonaadi koostis vastab metalli ja ditisooni suhtele 1:2. Mangaan moodustab värvilisi kompleksühendeid 1-(2-püridüülaso)naftool-2-ga (PAN), 4-(2-püridüülaso)-resorbent (PAR), 8-hüdroksükinoliin, mis on vees halvasti lahustuv (välja arvatud kompleks PAR-iga), lahustub hästi orgaanilistes lahustites ja seda kasutatakse mangaani fotomeetriliseks määramiseks. Mangaani fotomeetriliseks määramiseks kasutatakse ka selle komplekse benseenhüdroksaamhappe, antraniilhüdroksaamhappe, tenoüültrifluoroatsetooni, tiooksiini ja teiste orgaaniliste reagentidega. PAR ja 9-salitsüülfluorooniga moodustab mangaan komplekse, mille Mn ja aniooni suhe on 1:2, ebastabiilsuse konstandid vastavalt 3,9 * 10 - 12 ja 5,5 * 10 - 14.