Flyktige hydrogenforbindelser. Uorganisk kjemi Flyktige hydrogenforbindelser

Binære forbindelser.

"Bi" betyr to. Binære forbindelser består av atomer av to CE-er.

Oksider.

Binære forbindelser bestående av to ChE-er, hvorav en oksygen i oksidasjonstilstanden kalles 2 ("minus" to). oksider.

Oksider er en veldig vanlig type forbindelse som finnes i jordskorpen og i universet.

Navnene på oksidene er dannet i henhold til skjemaet:

Navnet på oksidet = "oksid" + navnet på elementet i genitivkasus + (oksidasjonstilstand - romertall), hvis variabel, hvis konstant, så ikke skriv det.

Eksempler på oksider. Noen har trivielt (historisk) Navn.

1. H 2 O - hydrogenoksid vann

CO 2 - karbonmonoksid (IV) karbondioksid (karbondioksid)

CO – karbonmonoksid (II) karbonmonoksid (karbonmonoksid)

Na 2 O - natriumoksid

Al 2 O 3 - aluminiumoksid alumina

CuO - kobber(II)oksid

FeO - jern(II)oksid

Fe 2 O 3 - jern(III) oksid hematitt (rød jernmalm)

Cl 2 O 7 - kloroksid (VII)

Cl 2 O 5 - klor(V) oksid

Cl 2 O - klor(I)oksid

SO 2 - svoveldioksid (IV) svoveldioksid

SO 3 - svoveloksid (VI)

CaO - kalsiumoksid brent kalk

SiO 2 - silisiumoksidsand (silika)

MnO - mangan(II)oksid

N2O-nitrogenoksid (I) "lattergass"

NO- nitrogenoksid (II)

N2O3- nitrogenoksid (III)

NO2-nitrogenoksid (IV) "revehale"

N2O5- nitrogenoksid (V)

Vi plasserer indeksene i formelen under hensyntagen til oksidasjonstilstanden til det kjemiske elementet:

Skriv ned oksidene, ordne oksidasjonstilstandene til CE. Kunne komponere etter navn oksidformel.

Andre binære forbindelser.

Flyktige hydrogenforbindelser.

I PS nederst er det en horisontal linje "Flyktige hydrogenforbindelser".
Formlene er oppført der: RH4 RH3 RH2 RH
Hver formel tilhører sin egen gruppe.

Skriv for eksempel formelen for den flyktige hydrogenforbindelsen N(nitrogen).

Vi finner den i PS og ser hvilken formel som er skrevet under gruppe V.

Det er RH3. I stedet for R erstatter vi grunnstoffet nitrogen, viser det seg ammoniakk NH3.

Siden før "8" nitrogen trenger 3 elektroner, trekker det dem bort fra tre hydrogener; oksidasjonstilstanden til nitrogen er -3, og hydrogen er +

SiH4 er en fargeløs silangass med en ubehagelig lukt.
PH3 – fosfin giftig gass med lukt av råtten fisk

AsH 3 – arsin giftig gass med hvitløkaktig lukt
H2S - hydrogensulfid er en giftig gass med lukten av råtne egg
HCl – hydrogenklorid en gass med en skarp lukt som ryker i luften; løsningen i vann kalles saltsyre. Det finnes i små konsentrasjoner i magesaft.

NH3 ammoniakk gass ​​med sterk irriterende lukt.

Dens løsning i vann kalles ammoniakk.

Metallhydrider.

Hjemme: paragraf 19, eks. 3.4 skriftlig. Kjenn formlene, hvordan de er dannet, navnene på binære forbindelser fra notatene.

] tolket det som et 0-0 overgangsbånd assosiert med grunntilstanden til molekylet. Han tilskrev svakere bånd ved 620 nm (0-1) og 520 nm (1-0) til den samme elektroniske overgangen. Nevin [42NEV, 45NEV] utførte en analyse av rotasjons- og finstrukturen til båndene ved 568 og 620 nm (5677 og 6237 Å) og bestemte typen elektronisk overgang 7 Π - 7 Σ. I påfølgende arbeider [48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC] ble rotasjons- og finstrukturen til flere bånd av 7 Π - 7 Σ (A 7 Π - X 7 Σ +) overgangen av MnH og MnD analysert.

Laserspektroskopimetoder høy oppløsning tillot oss å analysere den hyperfine strukturen til linjer i 0-0-båndet A 7 Π - X 7 Σ +, på grunn av tilstedeværelsen av kjernefysisk spinn i mangan-isotopen 55 Mn (I = 2,5) og 1 H-protonet (I = 1/2) [ 90VAR/FIE, 91VAR /FIE, 92VAR/GRA, 2007GEN/STE].

Rotasjons- og finstrukturen til flere MnH- og MnD-bånd i de nær-IR og fiolette spektralområdene ble analysert i [88BAL, 90BAL/LAU, 92BAL/LIN]. Det ble fastslått at båndene tilhører fire kvintettoverganger med en felles lavere elektronisk tilstand: b 5 Π i - a 5 Σ + , c 5 Σ + - a 5 Σ + , d 5 Π i - a 5 Σ + og e 5 Σ + - a 5 Σ + .

Vibrasjonsrotasjonsspekteret til MnH og MnD ble oppnådd i arbeidene. En analyse av rotasjons- og finstrukturen til vibrasjonsoverganger (1-0), (2-1), (3-2) i den elektroniske grunntilstanden til X 7 Σ + ble utført.

Spektrene til MnH og MnD i en lavtemperaturmatrise ble studert i [78VAN/DEV, 86VAN/GAR, 86VAN/GAR2, 2003WAN/AND]. Vibrasjonsfrekvensene til MnH og MnD i fast argon [78VAN/DEV, 2003WAN/AND], neon og hydrogen [2003WAN/AND] er nær verdien ΔG 1/2 i gassfasen. Størrelsen på matriseforskyvningen (maksimum i argon for MnH ~ 11 cm -1) er typisk for molekyler med en relativt ionisk binding.

Det paramagnetiske elektronresonansspekteret oppnådd i [78VAN/DEV] bekreftet symmetrien til grunntilstanden 7 Σ. De hyperfine strukturparametrene oppnådd i [78VAN/DEV] ble raffinert i [86VAN/GAR, 86VAN/GAR2] ved analyse av elektron-kjernefysisk dobbeltresonansspektrum.

Fotoelektronspekteret til MnH- og MnD-anionene ble oppnådd i [83STE/FEI]. Spekteret identifiserer overganger både til grunntilstanden til det nøytrale molekylet og de som eksiteres med energi T 0 = 1725±50 cm -1 og 11320±220 cm -1. For den første eksiterte tilstanden ble en vibrasjonsprogresjon fra v = 0 til v = 3 observert, og vibrasjonskonstantene w e = 1720±55 cm -1 og w e ble bestemt x e = 70±25 cm-1. Symmetrien til de eksiterte tilstandene er ikke bestemt, kun antakelser er gjort basert på teoretiske konsepter [83STE/FEI, 87MIL/FEI]. Data hentet senere fra det elektroniske spekteret [88BAL, 90BAL/LAU] og resultatene av teoretiske beregninger [89LAN/BAU] viste entydig at de eksiterte tilstandene i fotoelektronspekteret er a 5 Σ + og b 5 Π i.

Ab initio-beregninger av MnH ble utført ved bruk av ulike metoder i arbeidene [73BAG/SCH, 75BLI/KUN, 81DAS, 83WAL/BAU, 86CHO/LAN, 89LAN/BAU, 96FUJ/IWA, 2003WAN/AND, 2004/2005, PET, 2006FUR/ PER, 2006KOS/MAT]. I alle verk ble parametrene til grunntilstanden oppnådd, som ifølge forfatterne stemmer ganske godt med de eksperimentelle dataene.

Beregningen av termodynamiske funksjoner inkluderte: a) grunntilstand X 7 Σ + ; b) eksperimentelt observerte eksiterte tilstander; c) tilstander d 5 Δ og B 7 Σ +, beregnet i [89LAN/BAU]; d) syntetiske (estimerte) tilstander, tar hensyn til andre bundne tilstander av molekylet opp til 40000 cm -1.

Vibrasjonskonstantene til grunntilstanden til MnH og MnD ble oppnådd i [52NEV/CON, 57HAY/MCC] og med svært høy nøyaktighet i [89URB/JON, 91URB/JON, 2005GOR/APP]. I tabellen Mn.4-verdier er fra [2005GOR/APP].

Rotasjonskonstantene for grunntilstanden til MnH og MnD ble oppnådd i [42NEV, 45NEV, 48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC, 74PAC, 75KOV/PAC, 89URB/JON, 91URB/JON, 92005G, 92005G, 92005G /APP, 2007GEN /STE]. Forskjellene i verdiene til B0 er innenfor 0,001 cm -1, B e - innenfor 0,002 cm -1. De skyldes ulik målenøyaktighet og ulike databehandlingsmetoder. I tabellen Mn.4-verdier er fra [2005GOR/APP].

Energiene til de observerte eksiterte tilstander ble oppnådd som følger. For tilstanden er a 5 Σ + verdien T 0 hentet fra [ 83STE/FEI ] (se ovenfor i teksten). For andre kvintettstater i tabell. Mn.4 energiene oppnådd ved å legge til T 0 a 5 Σ + verdiene T = 9429,973 cm -1 og T = 11839,62 cm -1 [ 90BAL/LAU ], T 0 = 20880,56 cm -1 og T 0 = 22331,25 cm -1 er gitt [92BAL/LIN]. For staten EN 7 Π viser verdien av T e fra [84HU/GER].

Statens energi d 5 D, beregnet i [89LAN/BAU], reduseres med 2000 cm -1, som tilsvarer forskjellen mellom den eksperimentelle og beregnede tilstandsenergien b 5 Π i. Energien til B 7 Σ + estimeres ved å legge til den eksperimentelle energien EN 7 Π energiforskjeller for disse tilstandene på grafen av potensielle kurver [89LAN/BAU].

Vibrasjons- og rotasjonskonstantene til de eksiterte tilstandene til MnH ble ikke brukt i beregningene av termodynamiske funksjoner og er gitt i tabell Mn.4 for referanse. Vibrasjonskonstantene er gitt i henhold til data fra [ 83STE/FEI ] (a 5 Σ +), [ 90BAL/LAU ] ( c 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] ( d 5 Πi, e 5 Σ +), [ 84HUY/GER ] ( EN 7 Π). Rotasjonskonstanter er gitt i henhold til data fra [90BAL/LAU] ( b 5 Πi, c 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] (a 5 Σ + , d 5 Πi, e 5 Σ +), [ 92VAR/GRA ] ( B 0 og D 0 EN 7 Π) og [ 84HUGH/GER ] (a 1 EN 7 Π).

For å estimere energiene til uobserverte elektroniske tilstander ble Mn + H - ionisk modell brukt. I følge modellen har molekylet under 20000 cm -1 ingen andre tilstander enn de som allerede er tatt i betraktning, dvs. de tilstandene som ble observert i eksperimentet og/eller beregnet [89LAN/BAU]. Over 20000 cm -1 forutsier modellen et stort antall ytterligere elektroniske tilstander som tilhører tre ioniske konfigurasjoner: Mn + (3d 5 4s)H - , Mn + (3d 5 4p)H - og Mn + (3d 6)H - . Disse tilstandene kan sammenlignes godt med tilstandene beregnet i [2006KOS/MAT]. Energiene til tilstander estimert fra modellen er delvis mer nøyaktige fordi de tar hensyn til eksperimentelle data. På grunn av det store antallet tilstander vurdert over 20000 cm -1, kombineres de til syntetiske tilstander på flere energinivåer (se note Tabell Mn.4).

Termodynamiske funksjoner MnH(g) ble beregnet ved å bruke ligningene (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95). Verdier Q int og dens derivater ble beregnet ved å bruke ligningene (1.90) - (1.92) under hensyntagen til fjorten eksiterte tilstander under antagelsen om at Q kol.vr ( Jeg) = (pi/p X)Q kol.vr ( X). Vibrasjtil tilstanden X 7 Σ + og dens derivater ble beregnet ved å bruke ligninger (1,70) - (1,75) ved direkte summering over energinivåer. Beregningene tok hensyn til alle energinivåer med verdier J< J maks ,v , hvor J max ,v ble funnet fra forhold (1,81). Vibrasjonsrotasjonsnivåene til X 7 Σ +-tilstanden ble beregnet ved å bruke ligninger (1,65), verdiene til koeffisientene Y kl i disse ligningene ble beregnet ved bruk av relasjoner (1.66) for isotopmodifikasjonen tilsvarende den naturlige blandingen av hydrogenisotoper fra molekylkonstantene 55 Mn 1 H gitt i Tabell. Mn.4. Koeffisientverdier Y kl , samt mengdene v maks og J lim er gitt i tabell. Mn.5.

Hovedfeilene i de beregnede termodynamiske funksjonene MnH(g) skyldes beregningsmetoden. Feil i verdiene til Φº( T) kl T= 298,15, 1000, 3000 og 6000 K er estimert til å være henholdsvis 0,16, 0,4, 1,1 og 2,3 J×K‑1×mol‑1.

Termodynamiske funksjoner MnH(g) ble tidligere beregnet uten å ta hensyn til eksiterte tilstander opp til 5000 K i [74SCH] og tatt hensyn til eksiterte tilstander opp til 6000 K i [

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

generell gjennomgang

Mangan er element VIIB i IV-periodeundergruppen. Elektronisk struktur atom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2, de mest karakteristiske oksidasjonstilstandene i forbindelser er fra +2 til +7.

Mangan er et ganske vanlig grunnstoff, og utgjør 0,1 % (massefraksjon) av jordskorpen. Finnes i naturen bare i form av forbindelser, de viktigste mineralene er pyrolusitt (mangandioksid MnO2.), gauskanitt Mn3O4 og brownitt Mn2O3.

Fysiske egenskaper

Mangan er et sølvhvitt, hardt, sprøtt metall. Dens tetthet er 7,44 g/cm 3, smeltepunktet er 1245 o C. Fire krystallinske modifikasjoner av mangan er kjent.

Kjemiske egenskaper

Mangan – aktivt metall, i en rekke spenninger er det mellom aluminium og sink. I luft er mangan dekket med en tynn oksidfilm, som beskytter den mot ytterligere oksidasjon selv når den varmes opp. I en finknust tilstand oksiderer mangan lett.

3Mn + 2O 2 = Mn 3 O 4– når det brennes i luft

Vann ved romtemperatur virker veldig sakte på mangan, men når det varmes opp, virker det raskere:

Mn + H 2 O = Mn(OH) 2 + H 2

Det oppløses i fortynnet saltsyre og salpetersyre, så vel som i varm svovelsyre (i kald H2SO4 det er praktisk talt uløselig):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2

Kvittering

Mangan er hentet fra:

1. elektrolyse av løsning MnSO 4. I den elektrolytiske metoden reduseres malmen og løses deretter opp i en blanding av svovelsyre og ammoniumsulfat. Den resulterende løsningen utsettes for elektrolyse.

2. reduksjon fra dets oksider med silisium i elektriske ovner.

applikasjon

Mangan brukes:

1. i produksjon av legert stål. Manganstål, som inneholder opptil 15 % mangan, har høy hardhet og styrke.

2. mangan er en del av en rekke magnesiumbaserte legeringer; det øker deres motstand mot korrosjon.

Magranoksider

Mangan danner fire enkle oksider - MnO, Mn2O3, MnO2 Og Mn2O7 og blandet oksid Mn3O4. De to første oksidene har grunnleggende egenskaper, mangandioksid MnO2 er amfoter, og det høyere oksidet Mn2O7 er permangansyreanhydrid HMnO4. Mangan(IV)-derivater er også kjent, men det tilsvarende oksidet MnO3 ikke mottatt.

Mangan(II)-forbindelser

Oksidasjonstilstand +2 tilsvarer mangan(II)oksid MnO, manganhydroksid Mn(OH) 2 og mangan(II)-salter.

Mangan(II)oksid oppnås i form av et grønt pulver ved å redusere andre manganoksider med hydrogen:

MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 O

eller under termisk dekomponering av manganoksalat eller karbonat uten lufttilgang:

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

Når alkalier virker på løsninger av mangan (II) salter, utfelles et hvitt bunnfall av manganhydroksid Mn(OH)2:

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

I luft blir det raskt mørkere og oksiderer til brunt mangan(IV)hydroksid Mn(OH)4:

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 2 Mn(OH) 4

Mangan (II) oksid og hydroksid viser grunnleggende egenskaper og er lett løselig i syrer:

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

Mangan (II) salter dannes når mangan løses opp i fortynnede syrer:

Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2- ved oppvarming

eller ved påvirkning av syrer på forskjellige naturlige manganforbindelser, for eksempel:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

I fast form er mangan (II) salter rosa i fargen; løsninger av disse saltene er nesten fargeløse.

Ved interaksjon med oksidasjonsmidler viser alle mangan (II) forbindelser reduserende egenskaper.

Mangan(IV) forbindelser

Den mest stabile mangan(IV)-forbindelsen er mørkebrunt mangandioksid. MnO2. Det dannes lett både under oksidasjon av lavere og under reduksjon av høyere manganforbindelser.

MnO2- et amfotert oksid, men både sure og basiske egenskaper er svært svakt uttrykt.

I et surt miljø er mangandioksid et sterkt oksidasjonsmiddel. Ved oppvarming med konsentrerte syrer oppstår følgende reaksjoner:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Dessuten, i det første trinnet i den andre reaksjonen, dannes først ustabilt mangan (IV) klorid, som deretter spaltes:

MnCl 4 = MnCl 2 + Cl 2

Når fusjon MnO2 Manganitter oppnås med alkalier eller basiske oksider, for eksempel:

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

Når du samhandler MnO2 med konsentrert svovelsyre dannes mangansulfat MnSO4 og oksygen frigjøres:

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

Interaksjon MnO2 med sterkere oksidasjonsmidler fører til dannelse av mangan (VI) og (VII) forbindelser, for eksempel når det smeltes sammen med kaliumklorat, dannes kaliummanganat:

3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K2MnO 4 + KCl + 3H 2 O

og når de utsettes for poloniumdioksid i nærvær av salpetersyre - mangansyre:

2MnO 2 + 3 PoO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3 Po(NO 3) 2 + 2H 2 O

Anvendelser av MnO 2

Som et oksidasjonsmiddel MnO2 brukes i produksjon av klor fra saltsyre og i tørre galvaniske celler.

Mangan(VI) og (VII) forbindelser

Når mangandioksid er smeltet sammen med kaliumkarbonat og nitrat, oppnås en grønn legering, hvorfra mørkegrønne krystaller av kaliummanganat kan isoleres K2MnO4- salter av svært ustabil permangansyre H2MnO4:

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

i en vandig løsning forvandles manganater spontant til salter av mangansyre HMnO4 (permanganater) med samtidig dannelse av mangandioksid:

3K 2 MnO 4 + H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH

i dette tilfellet endres fargen på løsningen fra grønn til crimson og et mørkebrunt bunnfall dannes. I nærvær av alkali er manganater stabile; i et surt miljø skjer overgangen av manganat til permanganat veldig raskt.

Når sterke oksidasjonsmidler (for eksempel klor) virker på en manganatløsning, blir sistnevnte fullstendig omdannet til permanganat:

2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2 KMnO 4 + 2 KCl

Kaliumpermanganat KMnO4- det mest kjente saltet av permangansyre. Det fremstår som mørkelilla krystaller, moderat løselig i vann. Som alle manganforbindelser (VII) er kaliumpermanganat et sterkt oksidasjonsmiddel. Den oksiderer lett mange organiske stoffer, omdanner jern(II)-salter til jern(III)-salter, oksiderer svovelsyre til svovelsyre, frigjør klor fra saltsyre, etc.

I redoksreaksjoner KMnO4(og han MnO4-)kan gjenopprettes i ulik grad. Avhengig av pH i mediet kan reduksjonsproduktet være et ion Mn 2+(i et surt miljø), MnO2(i et nøytralt eller svakt alkalisk miljø) eller ion MnO4 2-(i et svært alkalisk miljø), for eksempel:

KMnO4 + KNO 2 + KOH = K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O- i et svært alkalisk miljø 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O = 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH– i nøytral eller lett alkalisk 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O– i et surt miljø

Ved oppvarming i tørr form brytes kaliumpermanganat allerede ved en temperatur på ca. 200 o C ned i henhold til ligningen:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Fri permanganatsyre tilsvarende permanganater HMnO4 er ikke oppnådd i vannfri tilstand og er kun kjent i oppløsning. Konsentrasjonen av løsningen kan økes til 20%. HMnO4- en veldig sterk syre, fullstendig dissosiert til ioner i en vandig løsning.

Mangan (VII) oksid, eller mangananhydrid, Mn2O7 kan fremstilles ved påvirkning av konsentrert svovelsyre på kaliumpermanganat: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mangananhydrid er en grønnbrun oljeaktig væske. Det er veldig ustabilt: når det varmes opp eller kommer i kontakt med brennbare stoffer, eksploderer det til mangandioksid og oksygen.

Som et energisk oksidasjonsmiddel er kaliumpermanganat mye brukt i kjemiske laboratorier og industrier, fungerer det også som et desinfeksjonsmiddel Den termiske nedbrytningsreaksjonen av kaliumpermanganat brukes i laboratoriet for å produsere oksygen.

De første systematiske studiene av løseligheten av hydrogen i mangan tilhører Luckemeyer-Hasse og Schenk. De viste at endringen i løselighet er ledsaget av en α⇔β-transformasjon. Siden de eksperimenterte med mangan av industrikvalitet, er det kanskje ikke overraskende at resultatene deres ikke stemmer overens med de kvantitative verdiene som ble funnet i senere arbeid utført på høyrent mangan.
Detaljerte studier i temperaturområdet fra 20 til 1300° ble utført av Sieverts og Moritz på mangandestillat, samt av Potter og Lukens på elektrolytisk destillert mangan. I begge tilfeller ble trykket av hydrogen i likevekt med det tidligere fullstendig avgassede metallet målt ved forskjellige temperaturer.
Begge studiene oppnådde svært like resultater. I fig. Figur 79 viser data fra Sieverts og Moritz angående volumet av hydrogen adsorbert av 100 g mangan i temperaturområdet fra 20 til 1300° under oppvarming og avkjøling av to prøver av rent mangan.

Løseligheten til hydrogen i a-modifiseringen av mangan avtar først og øker deretter med økende temperatur. Løseligheten av hydrogen i β-mangan er merkbart høyere enn i α-mangan; derfor er transformasjonen β→α ledsaget av en merkbar økning i hydrogenadsorpsjon. Løseligheten i β-mangan øker med temperaturen.
β→γ-transformasjonen er også ledsaget av en økning i hydrogenløselighet, som i γ-mangan, så vel som i β-mangan, øker med temperaturen. Transformasjonen er ledsaget av en reduksjon i løselighet. Løseligheten av hydrogen i δ-mangan øker til smeltepunktet, og løseligheten av hydrogen i flytende mangan er merkbart høyere enn dets løselighet i noen av modifikasjonene av mangan i fast tilstand.
Således gjør endringer i løseligheten til hydrogen i forskjellige allotropiske modifikasjoner av mangan det mulig å utvikle en enkel og elegant metode for å studere temperaturene til allotropiske transformasjoner, så vel som deres hysterese ved forskjellige oppvarmings- og avkjølingshastigheter.
Resultatene til Potter og Lukens, generelt, er veldig nær resultatene til Sieverts og Moritz, som kan sees ved å undersøke dataene i tabell. 47. Konsistensen av resultatene er meget god, bortsett fra endringen i løselighet i α-fasen i temperaturområdet fra romtemperatur til 500°: Sieverts og Moritz fant at løseligheten er mye høyere enn det følger av dataene til Potter og Lukens. Årsaken til denne uoverensstemmelsen er uklar.

Potter og Lukens fant at ved konstant temperatur endres løseligheten til hydrogen (V) med trykk (P) i henhold til avhengigheten:

hvor K er en konstant.
Ingen forsker har funnet noen manganhydrider.
Hydrogeninnhold i elektrolytisk mangan. Siden hydrogen avsettes på katoden under elektrisk avsetning, er det ikke overraskende at metallet som oppnås på denne måten inneholder hydrogen.
Hydrogeninnholdet i elektrolytisk mangan og problemer knyttet til dets fjerning ble studert av Potter, Hayes og Lukens. Vi studerte vanlig elektrolytisk mangan av industriell renhet, som tidligere ble holdt i tre måneder ved romtemperatur.
Målinger av det frigjorte (emitterte) volumet av hydrogen ble utført ved temperaturer opp til 1300°; resultatene er vist i fig. 80.
Ved oppvarming til 200° frigjøres svært lite gass, men allerede ved 300° frigjøres et meget betydelig volum. Litt mer frigjøres ved 400°, men ved etterfølgende oppvarming endres mengden av frigjort hydrogen litt, bortsett fra i tilfeller hvor løseligheten endres på grunn av allotropiske transformasjoner av mangan.
Det er funnet at mangan inneholder omtrent 250 cm3 hydrogen per 100 g metall. Ved oppvarming til 400° i 1 time i luft ved normalt trykk, fjernes 97 % av mengden som kan fjernes. Som forventet, ettersom det ytre trykket avtar, kreves det en kortere oppvarmingsvarighet for å fjerne samme mengde hydrogen.
Det antas at hydrogenet som er tilstede i mangan danner en overmettet interstitiell fast løsning. Effekten av hydrogen på gitterparametrene til α-mangan ble studert av Potter og Huber; en viss utvidelse (økning) av gitteret observeres (tabell 48), som utgjør 0,0003 % ved 1 cm3 hydrogen per 100 g metall.
Oppvarming for å fjerne hydrogen forårsaker kompresjon (krymping) av gitteret (tabell 49).

Nøyaktige målinger av gitterparametere på prøver med høyt hydrogeninnhold er svært vanskelig, siden det oppnås et uskarpt diffraksjonsmønster. Potter og Huber tilskriver dette den uensartede fordelingen av gass i metallet. Denne uskarpheten øker ikke med økende hydrogeninnhold og avtar til og med noe ved høyere hydrogeninnhold. Det er fastslått at elektrolytisk mangan ikke kan oppnås med et hydrogeninnhold på mer enn 615 cm3 per 100 g, som tilsvarer to hydrogenatomer per enhetscelle av α-mangan. Med en jevn fordeling av hydrogen i metallet kan man forvente lik grad av forvrengning av elementærgittrene og diffraksjonsmønsteret bør inneholde klare linjer.

De viktigste manganforbindelsene er derivater av di-, tetra- og heptavalent mangan. Av derivatene av monovalent mangan er bare cyanosalter M5 kjent (der M er et alkalimetallkation). Disse saltene oppnås ved å redusere Mn(P)-cyanidkomplekset elektrokjemisk eller med natriumamalgam. I flytende ammoniakk er ytterligere reduksjon av Mn(I)-cyanidkomplekset mulig, noe som fører til dannelsen av forbindelsen M6, hvor mangan har null valens. Mn(I)-komplekser ble oppnådd ved å reagere Mn(CO)5SCN med nøytrale ligander - aminer, fosfiner, arsiner.

Mn(P)-salter er rosa i fargen og er stort sett svært løselige i vann, spesielt klorid, nitrat, sulfat, acetat og tiocyanat. Lite løselige forbindelser inkluderer sulfid, fosfat og karbonat. I nøytrale eller svakt sure vandige løsninger danner Mn(P) et kompleksion [Mn(H 2 0) i ] 2+, og i surere løsninger - [Mn(H 2 0) 4 ] 2+. Mn(III)-salter er intenst farget og er svært utsatt for å danne komplekse forbindelser. De er ustabile og hydrolyseres lett. Mn(IV)-forbindelser er ustabile. Bare noen få eksempler på stabile Mn(IV)-forbindelser kan gis, inkludert Mn02, MnF 4 og Mn(SO 4) 2. I sure løsninger reduseres Mn(IV)-ionet, men i nærvær av sterke oksidasjonsmidler oksideres det til permanganation. Av Mn(V)-derivatene er kun salter kjent - hypomanganater av noen av de mest aktive metallene - Li, Na, K, Sr og Ba. Na3Mn04 oppnås ved å holde en blanding av Mn02 og NaOH (1:3) ved 800°C i en oksygenatmosfære eller ved å reagere Mn203 med NaOH i en strøm av oksygen. Vannfritt salt har en mørkegrønn farge, krystallinske hydrater Na 3 Mn0 4 * 7H 2 0 er blå, og Na 3 Mn0 4 * 10H 2 0 er himmelblå. LiMn03-saltet er uløselig i vann, mens NaMn03- og KMn03-saltene er svært løselige, men er delvis hydrolysert.

I fast tilstand er manganater(VI) av alkalimetaller kjent, som danner mørkegrønne, nesten svarte krystaller. Kaliummanganat K 2 Mn0 4 krystalliserer uten vann, og for natriummanganat er krystallhydrater med 4, 6, 10 vannmolekyler kjent. Alkalimetallmanganater løses lett opp i fortynnede alkaliløsninger; slike løsninger er farget grønne. Rent vann og svake syrer bryter dem ned i henhold til reaksjonen:

3MnO42- +4H + ↔2 MnO4 - +Mn02 + 2H20.

Denne prosessen skyldes tilsynelatende det faktum at fri permangansyre H 2 Mn0 4 er ustabil, men det er bevis på dens stabilitet i dietyleter. De viktigste Mn(VII)-forbindelsene er permanganater MMP0 4 (der M er et alkalimetallkation). KMn0 4 oppnås ved elektrolytisk oksidasjon av K 2 Mn0 4. I tabellen Figur 8 viser løseligheten av alkalimetallpermanganater i vann.

Tabell 8

Løselighet av alkalimetallpermanganater i vann

Permanganat Ca(Mn0 4) 2 * 5H 2 0 er lett løselig i vann og brukes til sterilisering av drikkevann.

Oksider. Følgende manganoksider er kjent: MnO - manganmonoksid eller oksid; MP 2 0 3 - mangan seskvioksid; Mn02 - mangandioksyd; Mn03 - mangantrioksid eller mangananhydrid; MP 2 0 7 - mangan semioksid eller mangananhydrid; MP 3 0 4 er et mellomliggende manganoksid kalt rødt manganoksid. Alle manganoksider, med unntak av MnO, frigjør klor når de utsettes for HCl. Kons. Ved oppvarming løser H 2 S0 4 manganoksider, frigjør oksygen og danner MnS0 4 .

Mn(P)-oksid er et grønt pulver med nyanser fra grågrønn til mørkegrønn. MnO oppnås ved kalsinering av mangankarbonat eller oksalat i en atmosfære av hydrogen eller nitrogen, samt ved reduksjon av høyere oksider med hydrazin, hydrogen eller karbonmonoksid. Mn(II)-hydroksid frigjøres fra Mn(II)-løsninger i form av et gelatinøst hvitt bunnfall under påvirkning av alkalimetallhydroksider. Mn(OH)2 er stabil i luft.

Svart Mn 2 0 3 dannes når Mn0 2 varmes opp i luft til 550-900 ° C eller når Mn(II)-salter kalsineres i en strøm av oksygen eller luft. Når Mn 2 0 3 varmes opp i en strøm av hydrogen ved en temperatur på ca. 230 ° C, skjer overgangen først til Mn 3 0 4, og ved temperaturer over 300 ° C - oppstår reduksjon til grønn monoksid. Når Mn 2 0 3 er oppløst i syrer, dannes enten Mn(III)-salter eller Mn(P) og Mn0 2-salter (avhengig av syrens natur og temperatur).

Mn(III)-Mn 2 0 3* H 2 0 oksidhydrat eller manganmetahydroksid MnO(OH) forekommer i naturen i form av manganitt. MP0 2 - fast mørkegrå eller nesten svart i fargen - oppnådd ved forsiktig kalsinering av Mn(N0 3) 2 i luft eller reduksjon av kaliumpermanganat i et alkalisk medium. Mn02 er uløselig i vann. Når det kalsineres over 530°C, blir det til Mn 3 0 4; Mn0 2 reagerer lett med svovelsyrling og danner manganditionat.

MnO 2 + 2H 2 S0 3 = MnS 2 O 6 + 2H 2 0.

Kald kons. H2S04 har ingen effekt på Mn02; ved oppvarming til 110°C dannes Mn 2 (S0 4) 3, og ved høyere temperatur omdannes Mn 2 (S0 4) 3 til MnS0 4. Mangandioksidhydrat oppnås ved oksidasjon av Mn(P)-salter eller reduksjon av manganater eller permanganater i alkaliske løsninger. MnO(OH) 2 eller H 2 Mn0 3 er et svart eller svartbrunt pulver, praktisk talt uløselig i vann. MnO fra en blanding av MnO, Mn 2 0 3 og Mn 0 2 kan separeres ved selektiv oppløsning med en 6N løsning av (NH 4) 2 S0 4. MnO løses også godt i NH 4 C1-løsning. Mn 2 0 3 kan separeres fra Mn0 2 ved å bruke en løsning av metafosforsyre i kons. H2SO4. Mn02 løses ikke i denne løsningen selv ved langvarig oppvarming. Når Mn0 2 smeltes med alkalier i nærvær av oksidasjonsmidler, dannes salter av mangansyre H 2 Mn0 4 -manganater. Den frie H 2 Mn0 4 som frigjøres under surgjøring av manganatløsninger er ekstremt ustabil og brytes ned i henhold til følgende skjema:

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

MP 2 0 7 oppnås ved virkningen av kons. H 2 S0 4 på KMP0 4 . Dette er et tungt, skinnende, grønnbrunt oljeaktig stoff, stabilt ved vanlige temperaturer, og ved oppvarming spaltes det eksplosivt. I store mengder kaldt vann Mn 2 0 7 løses opp og danner HMn0 4 (opptil 20 % av konsentrasjonen). Mørk lilla hygroskopiske krystaller НМп0 4, samt НМп0 4* 2Н 2 0 oppnås ved å legge til 0,3 M H2S04 til 0,3 M løsning Ba(Mn0 4) 2 ved temperatur<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.

Fluorider. MnF 2 oppnås ved å reagere MnCO 3 med flussyre, fluoridet er løselig i fortynnet HF, kons. HCl og HNO3. Dens løselighet i vann ved 20°C er 1,06 g/100 G. MnF 2 danner det ustabile tetrahydratet MnF 2 * 4H 2 0, lett nedbrytende ammoniakk 3MnF 2 * 2NH 3, og med alkalimetallfluorider - dobbeltsalter MF * MnF 2 (der M er et alkalimetallkation).

MnJ 3 er det eneste kjente Mn(III)-halogenidet - et vinrødt fast stoff, dannet ved virkningen av fluor på MnJ 2 ved 250 ° C, når Mn 2 0 3 er oppløst i HF eller når KMn0 4 reagerer med Mn( P) salt i nærvær av HF. Krystalliserer i form av MnF 3 * 2H 2 0. MnF 3 spaltes med vann i henhold til reaksjonen

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

Med alkalimetallfluorider danner MnF 3 dobbeltsalter MF*MnF 3 og 2MF*MnF 3 (der M er et alkalimetallkation). Av Mn(IV)-fluoridforbindelsene er det kun kjente dobbeltsalter 2MF*MnF 4 og MF*MnF 4, som er gylden-gule gjennomsiktige tabellformede krystaller. Vann bryter ned 2KF*MnF 4 og frigjør Mn0 2* aq.

Klorider. Vannfri MnCl 2 oppnås ved innvirkning av tørr HCl på oksidet, karbonatet eller metallisk mangan, samt ved å brenne metallisk mangan i en strøm av klor. Mn(II)klorid krystalliserer i form av MnCl 2* 4H 2 0, som eksisterer i to modifikasjoner. Krystallinske hydrater er også kjent MnS1 2* 2H 2 0, MnS1 2* 5H 2 0, 3MnS1 2 *5H 2 O, MnS1 2* 6H 2 0. MnS1 2 er svært løselig i vann (72,3 g/100 g ved 25 ° C ) og i absolutt alkohol. I en strøm av oksygen omdannes MnCl 2 til Mn 2 0 3, og i en strøm av HC1 ved 1190°C fordamper den. Med alkalimetallklorider MnCl 2

danner doble salter МCl*МnС1 2. Følgende basiske salter ble oppnådd: MnOHCl, Mn 2 (OH) 3 Cl, Mn 3 (OH) 6 Cl. Eksistensen av kloridkomplekser [Mn(H 2 0) 5 Cl]+, [Mn(H 2 0) 2 Cl 4 ] 2- og andre er etablert. Sammensetningen av kompleksene avhenger av konsentrasjonen av Cl - i løsningen, så ved [Cl - ]>0,3 M komplekset [Mn(H 2 0) 9 C1]+ dannes, ved [Cl - ]>5 M ─ [Mn(H 2 0) 2 C1 4 ] 2-. Stabilitetskonstantene [MnS1] + , [MnS1 2 ] og [MnS1 3 ] - er henholdsvis lik 3,85 0,15; 1,80  0,1 og 0,44  0,08. MnS1 3 er ukjent, men dobbeltsalter M 2 MnS1 6 er oppnådd.

K 2 MpC1 5 oppnås ved reaksjonen:

KMp04 + 8HC1 + KS1 = K2 MpCl5 + 2C12 + 4H20.

MnCl 4 dannes tilsynelatende først når pyrolusitt løses i kons. HCl brytes imidlertid umiddelbart ned med eliminering av klor. Forbindelser M 2 MpS1 6 er mer stabile.

K 2 MpCl 6 oppnås ved å tilsette løsninger av kalsiumpermanganat og kaliumklorid til sterkt avkjølt 40 % HC1.

Ca (Mn0 4) 2 + 16HC1 + 4KS1 = 2K 2 MnCl 5 + CaCl 2 + 8H 2 0 + 3Cl 2.

Den samme forbindelsen oppnås ved å redusere KMn04 med dietyleter i kons. NS1. Kjente oksyklorider er MnOC1 3, Mn0 2 C1 2,

Bromider. MpVg 2 utseende og egenskapene ligner veldig på MnS1 2. Imidlertid er evnen til bromider til å danne dobbeltsalter betydelig lavere enn for klorider. MnBr 2 danner krystallinske hydrater med ett, to, fire eller seks vannmolekyler. Løseligheten til MnBr 2* 4H 2 0 i vann ved 0°C er 127 g/100 G. MpBr 3 og dets dobbeltsalter er ukjente.

Jodider. MnJ 2 ligner også på MnCl 2, bare den har ingen evne til å danne doble salter i det hele tatt; MnJ 2 danner et krystallinsk hydrat med ett, to, fire, seks, åtte eller ni vannmolekyler. Når MnJ 2 interagerer med alkalimetallcyanider, dannes dobbeltsalter MnJ 2 *3MCN. MnJ3 og dets dobbeltsalter ble ikke oppnådd.

Nitrater. Mn(N0 3) 2 oppnås ved påvirkning av HN0 3 på MnC0 3. Mn(N0 3) 2 krystalliserer med ett, tre eller seks vannmolekyler. Mn(N0 3) 2* 6H 2 0 - svakt rosa nålformede prismer, lett løselig i vann og alkohol. Ved 160-200°C brytes det ned og danner Mn02. Løseligheten til Mn(N0 3) 2 i vann ved 18°C ​​er 134 g/100 g. Et vannfritt salt kan tilføre opptil 9 molekyler ammoniakk. Mn(N0 3) 2 danner lett dobbeltsalter med REE-nitrater ved fraksjonert krystallisering.

Sulfater. MnS0 4, en av de mest stabile Mn(II)-forbindelsene, dannes ved fordampning av nesten alle Mn(II)-forbindelser med svovelsyre. MnS0 4 krystalliserer, avhengig av forhold, med ett, fire, fem eller syv vannmolekyler. MnS0 4* 5H 2 0 - rødlige krystaller, ganske lettløselige i vann og uløselige i alkohol. Vannfri MnS0 4 er en hvit smuldrete sprø krystallinsk masse. Med sulfater av enverdige metaller og ammonium danner MnS0 4 lett dobbeltsalter M 2 S0 4 * MnSO 4. Dannelsen av Mn(II)-komplekser med S042-sammensetninger, 2- og 4- er etablert, hvis stabilitetskonstanter er henholdsvis lik 8,5; 9; 9.3. Mn 2 (SO 4) 3 oppnås ved å omsette Mn(III) oksid eller hydroksid med fortynnet H 2 S0 4 . Den krystalliserer i form av Mn 2 (S0 4) 3 H 2 S0 4 4H 2 0. Ved kraftig oppvarming blir den til Mn 2 (S0 4) 3, som er svært hygroskopisk og løses opp i H 2 S0 4. Med alkalimetallsulfater danner Mn 2 (S0 4) 3 to serier med dobbeltsalter: M 2 S0 4 *Mn 2 (S0 4) 3 og M, samt salter som alun. Den mest stabile cesiumalunen er CsMn(S0 4) 2 *12H 2 0. Det finnes også dobbeltsalter Mn 2 (S0 4) 3 med sulfater Fe(III), Cr(III), Al(III).

Mn(S0 4) 2 oppnås ved oksidasjon av MnS0 4 med kaliumpermanganat ved 50-60°C. Mn(S0 4) 2 løses opp i H 2 S0 4 (50-80%), og danner en mørkebrun løsning. I fortynnet svovelsyre og vann hydrolyseres det for å frigjøre MnO(OH)2.

Sulfitter. MnS03 oppnås ved å reagere MnS03 med vann som inneholder S02. Lite løselig i vann. Under 70°C krystalliserer MnS03 i form av et trihydrat, og ved høyere temperaturer - i form av et monohydrat. Med alkalimetallsulfitter danner MnS0 3 dobbeltsalter M 2 S0 3 MnS0 3.

Sulfider. MnS oppnås ved innvirkning av ammoniumsulfid eller løsninger av alkalimetallsulfider på Mn(II)-salter. Når du står lenge eller oppvarmer, blir det mørke sedimentet til en mer stabil modifikasjon av grønn farge. Tre modifikasjoner av MnS er kjent. -MnS - grønne krystaller av kubisk system (alabandin), -MnS - røde krystaller av kubisk system, -MnS - røde krystaller av sekskantet system. MnS er et av de mest løselige sulfidene, fordi med en endring i den elektroniske strukturen til kationene endres løseligheten til sulfidene deres i vann:

Fosfater. Fra nøytrale løsninger av Mn(II)-salter med et overskudd av natriumfosfat utfelles krystallinsk hydrat av manganortofosfat Mn 3 (P0 4) 2* 7H 2 0 i form av et løst hvitt bunnfall. Under andre forhold kan andre fosfater oppnås: di- og metafosfater, samt sure fosfater. Ved å tilsette ammoniumklorid og fosfat og en liten mengde ammoniakk til en løsning av Mn(P)-salter, dannes et perfekt krystalliserende dobbeltsalt - mangan - ammoniumfosfat NH 4 MnP0 4 *H 2 0. Denne reaksjonen brukes i gravimetrisk analyse for bestemmelse av mangan. Det er kjent flere Mn(III)-fosfater, og blant dem er ortofosfatet MnP0 4* H 2 0 grågrønn i fargen, og metafosfatet Mn(P0 3) 8 er rødt. Fremstillingen av manganfiolett pulverpigment med den empiriske formelen NH 4 MnP 2 0 7 er beskrevet. Dette stoffet spaltes ved 120-340°C med dannelse av et blått ustabilt produkt, som igjen spaltes ved 340-460°C til [Mn 2 (P 4 0 12)] og [Mn 3 (P 3 0 9) 2 ]. Når nyutfelt Mn(OH) 3 interagerer med en løsning av H 3 P0 3, dannes et rødfiolett bunnfall H[Mn(НР0 3) 2 ]*ЗН 2 0. Manganfosfater er uløselige i vann.

Fosfider. Egenskapene til manganfosfider er gitt i tabell. 9. Manganmonofosfid oppnås ved å varme opp en blanding av rødt fosfor og elektrolytisk mangan sublimert i vakuum, og Mn 2 P og MnP ved elektrolyse av smelter som inneholder Mn 2 0 3 og natriumfosfat. Manganfosfider løses opp i salpetersyre og vannvann, og løseligheten øker med synkende fosforinnhold.

Tabell 9

Egenskaper til manganfosfider

		Krystallstruktur	T. pl., °C
		Tetragonal
		Rombisk
		Kubisk
		Rombisk

Silicider. Sammensetningen av mangansilisid MnSi 1.72, som har halvlederegenskaper, har nylig blitt foredlet.

Arsenater. Enkle manganarsenater Mn 3 (As0 4) 2 H 2 0, MnHAs0 4* H 2 0 og Mn(H 2 As0 4) 2 er kjent, samt dobbeltsalter

NH4MnAs04*6H20.

Hydrider. Det er en indikasjon på dannelsen av et ustabilt MnH-hydrid under forhold med en elektrisk utladning i hydrogen mellom manganelektroder. Et svært flyktig manganpenta-karbonylhydrid MpH(CO) 5 ble oppnådd, hvor hydrogen, ifølge studiet av infrarøde spektre, er bundet direkte til mangan. Fargeløs forbindelse, smp. -24,6°C.

Nitrider. De fysiske og kjemiske egenskapene til mangannitrider er lite studert. Dette er ustabile forbindelser (se tabell 7) og frigjør lett nitrogen ved oppvarming. Når Mn 2 N og Mn 3 N 2 varmes opp med hydrogen, dannes ammoniakk. Mn 4 N har sterkt uttalte ferromagnetiske egenskaper. Mn 3 N 2 oppnås ved oppvarming av mangan amalgam i et tørt nitrogenmiljø.

Borides. Det er påvist eksistens av manganborider MnV, MnV 2, MnV 4, Mn 2 V, Mn 3 V 4 og Mn 4 V. Kjemisk resistens og smeltepunkt øker med økende borinnhold i dem. Manganborider ble oppnådd ved å sintre briketterte blandinger av elektrolytiske manganpulver med raffinert bor i renset argon ved en temperatur på 900-1350°C. Alle manganborider løses lett i saltsyre, avtar oppløsningshastigheten når borinnholdet deres øker.

Karbonater. MnCO 3 *H 2 0 monohydrat oppnås ved utfelling fra en CO 2-mettet løsning av Mn(P)-salt med natriumsyrekarbonat; dehydrert ved oppvarming under trykk i fravær av atmosfærisk oksygen. Løseligheten av MnCO 3 i vann er lav (PR = 9 * 10-11). I tørr tilstand er den stabil i luft, når den er våt, oksiderer den lett og mørkner på grunn av dannelsen av Mn 20 3. Samspillet mellom Mn(P)-salter og løselige karbonater av andre metaller produserer vanligvis basiske mangankarbonater.

Peroksidderivater. Mn(IV) er kjent i form av brunsvarte salter av persyren H 4 Mn0 7 [NOMP(OOH) 3 ]. De kan oppnås ved påvirkning av H 2 0 2 på en sterkt avkjølt alkalisk løsning av KMn0 4. Ved lave konsentrasjoner av KOH dannes K 2 H 2 Mn0 7, i mer konsentrerte løsninger - K 3 HMn0 7. Begge tilkoblingene er ustabile.

Heteropolyforbindelser. Mn(P) med Mo03 danner en heteropolyforbindelse (NH4)3H7*3H20, Mn(IV) med W03 danner en Na2H6-forbindelse.

Acetater. Fra en løsning av MnCO 3 i eddiksyre krystalliserer Mn(C 2 H 3 O 2) 2* 4H 2 0 i form av blekrøde nåler som er stabile i luft. Fra en vandig løsning krystalliserer Mn(C 2 H 3 0 2) 2 med to vannmolekyler. Sistnevnte forbindelse er stabil i tørr luft, men gjennomgår hydrolyse når den utsettes for vann. Mn(C 2 H 3 0 2) 3 oppnås ved oksidasjon av Mn (C 2 H 3 0 2) 2 med kaliumpermanganat eller klor. Kun vannfri acetat Mn(C 2 H 3 0 2) 3 er kjent, som lett hydrolyseres.

Oksalater. MnS 2 0 4 oppnås ved å reagere varme løsninger av oksalsyre og Mn(P)-salter. I kulden krystalliserer den med tre vannmolekyler. I luft er MpS 2 0 4 ZN 2 0 ustabil og omdannes til MpS 2 0 4 -2H 2 0. Manganoksalat er lett løselig i vann, med alkalimetalloksalater danner det dobbeltsalter M 2 C 2 0 4 -MnS 2 0 4. Den trinnvise dannelsen av komplekser MnS 2 0 4, [Mn(C 2 0 4) 2] 2- og [Mn(C 2 0 4) 3] 4] - med henholdsvis ustabilitetskonstanter 7 * 10 - 3, 1,26 * 10 - er etablert 2 og 1,77*10- 2 Manganoksalater (III) er kun kjent i form av komplekse forbindelser med alkalimetaller. Kaliumtrioksalomanganat K 3 [Mn(C 2 0 4) 3 ]*3H 2 0 krystalliserer i form av mørkerøde prismer. Denne forbindelsen brytes ned når den utsettes for lys eller varme. Ustabilitetskonstantene til kompleksene [Mn(C 2 0 4)] + , [Mn(C 2 0 4) 2 ]- og [Mn(C 2 0 4) 3 ] 3- er henholdsvis lik 1,05*10- 10 ; 2,72*10-17; 3,82*10-20.

Formater. Dannelsen av komplekser Mn(P) med HCOO-sammensetning [Mn(HCOO)]+ og [Mn(HCOO)2] med stabilitetskonstanter på henholdsvis 3 og 15 er etablert.

Mn(P) s vin, sitron, salisylsyre, eple og andre syrer danner komplekser i en vandig løsning med et forhold mellom MP og anion på 1: 1, i etylalkohol, aceton og dioksan - med et forhold på 1: 2. Kompleksering av Mn(P) med askorbinsyre syre. Kompleksene dannet i et alkalisk miljø har generell formel n - , hvor A er anion av askorbinsyre. MED koyevoy syre Mn(P) danner komplekse forbindelser [MnA(H 2 0) 2 ] + og MnA 2 (der A er kojinsyreanion), hvis stabilitet er karakterisert ved lg-verdier K l = 3,95 og lg K 2 = 2,83 henholdsvis.

Kupferon med mangan danner den dårlig løselige forbindelsen Mn(C 6 H 5 0 2 N 2) 2. Løseligheten til bunnfallet øker med et overskudd av mangansalt og cupferon.

Formaldoksim når det interagerer med Mn(P) i et alkalisk medium, gir det en fargeløs kompleks forbindelse som raskt oksiderer i luft til et rødbrunt, meget stabilt kompleks 2 -.

Natriumdietylditiokarbamat(DDTKNa) med Mn(P) danner et lysegult bunnfall, som i luft med et overskudd av reagenset blir til et brunfiolett kompleks Mn(DDTK) 3 . Kompleks ustabilitetskonstant

2,8*10-5. Løseligheten av mangandietylditiokarbamat i forskjellige løsemidler er gitt i tabell. 10.

Tabell 10

Løselighet av mangandietylditiokarbamat i forskjellige løsemidler

Løse opp	Løselighet		Løsemiddel	Løselighet
	g/100 ml løsemiddel	g*mol/1000 ml løsemiddel		g/100 ml løsemiddel	g*mol/1000 ml løsemiddel
Vann Kloroform Karbontetraklorid		3,3*10- 4 0,364 0,202	Benzenbutylacetat

ComplexonIII danner et Na 2 *6H 2 0-kompleks med mangan (II) - et hvitt krystallinsk stoff med en rosa fargetone, svært løselig i vann.

Mangankompleksonater har også blitt isolert - H 2 MnY*4H 2 0; (NH4)2MnY*4H20; Mn 2 Y*9H 2 0, hvor Y 4- er anionet av etylendiamintetraeddiksyre.

Andre organiske forbindelser mangan Ustabilitetskonstantene til mangankomplekser med metyltymolblått og xylenoloransje er henholdsvis 0,089*10-6 og 1,29*10-6. Mangan reagerer med ditizon kun ved pH > 7. Sammensetningen av manganditizonat tilsvarer forholdet mellom metall og ditizon lik 1: 2. Mangan danner fargede komplekse forbindelser med 1-(2-pyridylazo)-naftol-2 (PAN), 4-(2-pyridylazo)-resorbent (PAR), 8-hydroksykinolin, som er lite løselig i vann (bortsett fra komplekset med PAR), er svært løselig i organiske løsningsmidler og brukes til fotometrisk bestemmelse av mangan. For fotometrisk bestemmelse av mangan brukes dets komplekser med benzenhydroksamsyre, antranilhydroksamsyre, thenoyltrifluoraceton, tiooksin og andre organiske reagenser. Med PAR og 9-salicyfluoron danner mangan komplekser med et Mn til anion-forhold på 1:2, med instabilitetskonstanter på henholdsvis 3,9*10-12 og 5,5*10-14.