Uçucu hidrojen bileşikleri. İnorganik kimya Uçucu hidrojen bileşikleri

İkili bileşikler.

"Bi" iki anlamına gelir. İkili bileşikler iki CE atomundan oluşur.

Oksitler.

İki ChE'den oluşan ikili bileşikler; oksijen oksidasyon durumunda - 2 (“eksi” iki) denir oksitler.

Oksitler, doğada bulunan çok yaygın bir bileşik türüdür. yer kabuğu ve Evrende.

Oksitlerin isimleri şemaya göre oluşturulmuştur:

Oksit adı = “oksit” + genel durumdaki elementin adı + (oksidasyon durumu - Romen rakamı), eğer değişkense, sabitse, o zaman koymayın.

Oksit örnekleri. Bazıları var önemsiz (tarihsel)İsim.

1. H2O - hidrojen oksit suyu

CO 2 - karbon monoksit (IV) karbondioksit (karbon dioksit)

CO – karbon monoksit (II) karbon monoksit (karbon monoksit)

Na 2 O - sodyum oksit

Al 2 O 3 - alüminyum oksit alümina

CuO - bakır(II) oksit

FeO - demir(II) oksit

Fe 2 O 3 - demir(III) oksit hematit (kırmızı demir cevheri)

Cl 2 O 7 - klor (VII) oksit

Cl 2 O 5 - klor (V) oksit

Cl20 - klor(I) oksit

SO2 - kükürt oksit (IV) kükürt dioksit

SO3 - kükürt oksit (VI)

CaO - kalsiyum oksit sönmemiş kireç

SiO 2 - silikon oksit kumu (silis)

MnO - manganez(II) oksit

N2O- nitrik oksit (I) “gülme gazı”

NO- nitrik oksit (II)

N2O3- nitrik oksit (III)

NO2-nitrik oksit (IV) “tilki kuyruğu”

N2O5- nitrik oksit (V)

Endeksleri, kimyasal elementin oksidasyon durumunu dikkate alarak formüle yerleştiriyoruz:

Oksitleri yazın, CE'nin oksidasyon durumlarını düzenleyin. İsme göre beste yapabilme oksit formülü.

Diğer ikili bileşikler.

Uçucu hidrojen bileşikleri.

Alttaki PS'de "Uçucu hidrojen bileşikleri" yatay bir çizgi vardır.
Formüller burada listelenmiştir: RH4 RH3 RH2 RH
Her formül kendi grubuna aittir.

Örneğin, uçucu hidrojen bileşiği N(nitrojen) formülünü yazınız.

Bunu PS'de buluyoruz ve V grubu altında hangi formülün yazıldığını görüyoruz.

RH3 var. R yerine nitrojen elementini değiştiriyoruz, ortaya çıkıyor amonyak NH3.

“8”den önce nitrojen 3 elektrona ihtiyaç duyduğundan, onları üç hidrojenden uzaklaştırır; nitrojenin oksidasyon durumu -3 ve hidrojeninki +'dır.

SiH4 hoş olmayan bir kokuya sahip renksiz bir silan gazıdır.
PH3 – çürük balık kokusuna sahip zehirli fosfin gazı

AsH 3 - sarımsak kokusuna sahip zehirli arsin gazı
H2S - hidrojen sülfür çürük yumurta kokusuna sahip zehirli bir gazdır
HCl – hidrojen klorür havada duman çıkaran keskin kokulu bir gaza hidroklorik asit denir. Mide suyunda küçük konsantrasyonlarda bulunur.

NH3 amonyak güçlü, tahriş edici bir kokuya sahip gaz.

Sudaki çözeltisine denir amonyak.

Metal hidrürler.

Evde: paragraf 19, örn. 3.4 yazılı olarak. Formülleri, nasıl oluştuklarını, ikili bileşiklerin adlarını notlardan öğrenin.

] bunu molekülün temel durumuyla ilişkili 0-0 geçiş bandı olarak yorumladı. 620 nm (0-1) ve 520 nm'deki (1-0) daha zayıf bantları aynı elektronik geçişe bağladı. Nevin [42NEV, 45NEV] 568 ve 620 nm'de (5677 ve 6237 Å) bantların dönme ve ince yapısının analizini gerçekleştirdi ve 7 Π - 7 Σ elektronik geçiş tipini belirledi. Sonraki çalışmalarda [48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC] MnH ve MnD'nin 7 Π - 7 Σ (A 7 Π - X 7 Σ +) geçişinin birkaç bandının dönme ve ince yapısı analiz edildi.

Lazer spektroskopi yöntemleri yüksek çözünürlük manganez izotopu 55 Mn (I = 2,5) ve 1H protonunda (I =) nükleer spinin varlığı nedeniyle 0-0 bandı A 7 Π - X 7 Σ +'daki çizgilerin aşırı ince yapısını analiz etmemizi sağladı. 1/2) [ 90VAR/FIE, 91VAR/FIE, 92VAR/GRA, 2007GEN/STE].

Yakın IR ve mor spektral bölgelerdeki çeşitli MnH ve MnD bantlarının dönme ve ince yapısı [88BAL, 90BAL/LAU, 92BAL/LIN]'de analiz edildi. Bantların ortak bir alt elektronik duruma sahip dört beşli geçişe ait olduğu tespit edilmiştir: b 5 Π i - a 5 Σ + , c 5 Σ + - a 5 Σ + , d 5 Π i - a 5 Σ + ve e 5 Σ + - a 5 Σ + .

Çalışmalarda MnH ve MnD'nin titreşim-dönme spektrumu elde edildi. X 7 Σ +'nın temel elektronik durumundaki titreşim geçişlerinin (1-0), (2-1), (3-2) dönme ve ince yapısının analizi yapıldı.

Düşük sıcaklık matrisindeki MnH ve MnD spektrumları [78VAN/DEV, 86VAN/GAR, 86VAN/GAR2, 2003WAN/AND]'da incelenmiştir. Katı argonda [78VAN/DEV, 2003WAN/AND], neon ve hidrojende [2003WAN/AND] MnH ve MnD'nin titreşim frekansları gaz fazında ΔG 1/2 değerine yakındır. Matris kaymasının büyüklüğü (MnH için argonda maksimum ~ 11 cm-1), nispeten iyonik bağa sahip moleküller için tipiktir.

[78VAN/DEV]'de elde edilen elektron paramanyetik rezonans spektrumu, 7 Σ temel durumunun simetrisini doğruladı. [78VAN/DEV]'de elde edilen aşırı ince yapı parametreleri, elektron-nükleer çift rezonans spektrumu analiz edilirken [86VAN/GAR, 86VAN/GAR2]'de rafine edildi.

MnH- ve MnD- anyonlarının fotoelektron spektrumu [83STE/FEI]'de elde edilmiştir. Spektrum, hem nötr molekülün temel durumuna geçişleri hem de T0 = 1725±50 cm-1 ve 11320±220 cm-1 enerjisiyle uyarılanları tanımlar. İlk uyarılmış durum için, v = 0'dan v = 3'e bir titreşim ilerlemesi gözlendi ve titreşim sabitleri w e = 1720±55 cm -1 ve we belirlendi. X e = 70±25 cm-1. Uyarılmış durumların simetrisi belirlenmemiştir; yalnızca teorik kavramlara dayalı varsayımlarda bulunulmuştur [83STE/FEI, 87MIL/FEI]. Daha sonra elektronik spektrumdan [88BAL, 90BAL/LAU] elde edilen veriler ve teorik hesaplamaların sonuçları [89LAN/BAU], fotoelektron spektrumundaki uyarılmış durumların a 5 Σ + ve b 5 Π i olduğunu açıkça gösterdi.

Çalışmalarda MnH'nin ilk hesaplamaları çeşitli yöntemler kullanılarak yapılmıştır [73BAG/SCH, 75BLI/KUN, 81DAS, 83WAL/BAU, 86CHO/LAN, 89LAN/BAU, 96FUJ/IWA, 2003WAN/AND, 2004RIN/TEL, 2005BAL/ PET, 2006KÜRK/PER, 2006KOS/MAT]. Tüm çalışmalarda, yazarlara göre deneysel verilerle oldukça iyi örtüşen temel durum parametreleri elde edildi.

Termodinamik fonksiyonların hesaplanması şunları içeriyordu: a) temel durum X 7 Σ +; b) deneysel olarak gözlemlenen uyarılmış durumlar; c) [89LAN/BAU]'da hesaplanan d 5 Δ ve B 7 Σ + durumları; d) 40000 cm-1'e kadar molekülün diğer bağlı durumları dikkate alınarak sentetik (tahmini) durumlar.

MnH ve MnD'nin temel durumunun titreşim sabitleri [52NEV/CON, 57HAY/MCC]'de ve çok yüksek doğrulukla [89URB/JON, 91URB/JON, 2005GOR/APP]'de elde edilmiştir. Tabloda Mn.4 değerleri [2005GOR/APP]'den alınmıştır.

MnH ve MnD'nin temel durumunun dönme sabitleri [42NEV, 45NEV, 48NEV/DOY, 52NEV/CON, 57HAY/MCC, 74PAC, 75KOV/PAC, 89URB/JON, 91URB/JON, 92VAR/GRA, 2005GOR'da elde edildi. /APP, 2007GEN /STE]. B0 değerlerindeki farklar 0,001 cm -1, B e - 0,002 cm -1 dahilindedir. Bunlar farklı ölçüm doğruluğu ve farklı veri işleme yöntemlerinden kaynaklanmaktadır. Tabloda Mn.4 değerleri [2005GOR/APP]'den alınmıştır.

Gözlenen uyarılmış durumların enerjileri aşağıdaki gibi elde edildi. a 5 Σ + durumu için T 0 değeri [ 83STE/FEI ]'den alınmıştır (yukarıdaki metine bakınız). Tablodaki diğer beşli durumları için. Mn.4 T 0 a 5 Σ + değerlerinin eklenmesiyle elde edilen enerjiler T = 9429,973 cm -1 ve T = 11839,62 cm -1 [ 90BAL/LAU ], T 0 = 20880,56 cm -1 ve T 0 = 22331,25 cm -1 [92BAL/LIN] verilir. Eyalet için A 7 Π, [84HU/GER]'den Te değerini gösterir.

Durum enerjisi D[89LAN/BAU]'da hesaplanan 5 D, 2000 cm -1 azaltılır; bu, deneysel ve hesaplanan durum enerjisi arasındaki farka karşılık gelir B 5 Π ben . B 7 Σ +'nın enerjisi deneysel enerjiye eklenerek tahmin edilir. A 7 Π Potansiyel eğrilerin grafiğinde bu durumların enerji farkları [89LAN/BAU].

MnH'nin uyarılmış durumlarının titreşim ve dönme sabitleri termodinamik fonksiyonların hesaplamalarında kullanılmamıştır ve referans olarak Tablo Mn.4'te verilmiştir. Titreşim sabitleri [ 83STE/FEI ] (a 5 Σ +), [ 90BAL/LAU ] ( C 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] ( D 5 Πi, e 5 Σ +), [ 84HUY/GER ] ( A 7 Π). Dönme sabitleri [90BAL/LAU] verilerine göre verilmiştir ( B 5 Πi, C 5 Σ +), [ 92BAL/LIN ] (a 5 Σ +, D 5 Πi, e 5 Σ +), [ 92VAR/GRA ] ( B 0 ve D 0 A 7 Π) ve [ 84HUGH/GER ] (a 1 A 7 Π).

Gözlemlenmeyen elektronik durumların enerjilerini tahmin etmek için Mn + H - iyonik modeli kullanıldı. Modele göre, 20000 cm -1'in altında molekülün halihazırda dikkate alınan durumlar dışında hiçbir durumu yoktur; deneyde gözlemlenen ve/veya hesaplanan durumlar [89LAN/BAU]. 20000 cm-1'in üzerinde model, üç iyonik konfigürasyona ait çok sayıda ek elektronik durumu tahmin eder: Mn + (3d 5 4s)H - , Mn + (3d 5 4p)H - ve Mn + (3d 6)H - . Bu durumlar [2006KOS/MAT]'ta hesaplanan durumlarla iyi bir şekilde karşılaştırılabilir. Modelden tahmin edilen durumların enerjileri deneysel verileri hesaba kattığı için kısmen daha doğrudur. 20000 cm -1'in üzerinde değerlendirilen çok sayıda durum nedeniyle, çeşitli enerji seviyelerinde sentetik hallerde birleştirilirler (bkz. Tablo Mn.4 notu).

Termodinamik fonksiyonlar MnH(g), (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95) denklemleri kullanılarak hesaplandı. Değerler Q int ve türevleri, aşağıdaki varsayım altında on dört uyarılmış durum dikkate alınarak (1.90) - (1.92) denklemleri kullanılarak hesaplandı: Q kol.vr ( Ben) = (p i /p X)Q kol.vr ( X). X 7 Σ + durumunun titreşim-dönme bölme fonksiyonu ve türevleri, enerji seviyeleri üzerinden doğrudan toplama yoluyla (1.70) - (1.75) denklemleri kullanılarak hesaplandı. Hesaplamalar tüm enerji seviyelerini değerlerle birlikte hesaba kattı J< J maksimum,v, nerede J max ,v koşullardan (1.81) bulundu. X 7 Σ + durumunun titreşim-dönme seviyeleri, katsayıların değerleri olan denklemler (1.65) kullanılarak hesaplandı. e Bu denklemlerdeki kl, Tabloda verilen 55 Mn 1 H moleküler sabitlerinden hidrojen izotoplarının doğal karışımına karşılık gelen izotopik modifikasyon için ilişkiler (1.66) kullanılarak hesaplandı. Mn.4. Katsayı değerleri e kl ve miktarlar v maksimum ve J lim tabloda verilmiştir. Mn.5.

Hesaplanan termodinamik fonksiyonlar MnH(g)'deki ana hatalar hesaplama yönteminden kaynaklanmaktadır. Φ°( değerlerinde hatalar T) T= 298,15, 1000, 3000 ve 6000 K'nın sırasıyla 0,16, 0,4, 1,1 ve 2,3 J×K‑1×mol‑1 olduğu tahmin edilmektedir.

Termodinamik fonksiyonlar MnH(g), daha önce [74SCH]'de 5000 K'ye kadar uyarılmış durumları hesaba katmadan ve [74SCH]'de 6000 K'ye kadar uyarılmış durumları hesaba katmadan hesaplanmıştı.

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

Genel bakış

Manganez IV. dönem alt grubunun VIIB elementidir. Elektronik yapı atom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2, bileşiklerdeki en karakteristik oksidasyon durumları +2 ila +7 arasındadır.

Manganez oldukça yaygın bir elementtir ve yer kabuğunun %0,1'ini (kütle oranı) oluşturur. Doğada yalnızca bileşikler halinde bulunan ana mineraller piroluzittir (manganez dioksit). MnO2.), gauskanit Mn3O4 ve brownit Mn2O3.

Fiziksel özellikler

Manganez gümüşi beyaz, sert ve kırılgan bir metaldir. Yoğunluğu 7,44 g/cm3, erime noktası 1245 o C'dir. Manganezin dört kristal modifikasyonu bilinmektedir.

Kimyasal özellikler

Manganez – aktif metal, bazı voltajlarda alüminyum ve çinko arasındadır. Havada manganez, ısıtıldığında bile onu daha fazla oksidasyondan koruyan ince bir oksit filmi ile kaplanır. İnce ezilmiş halde manganez kolayca oksitlenir.

3Mn + 2O2 = Mn304– havada kalsine edildiğinde

Oda sıcaklığındaki su, manganez üzerinde çok yavaş etki eder, ancak ısıtıldığında daha hızlı etki eder:

Mn + H20 = Mn(OH)2 + H2

Seyreltik hidroklorik ve nitrik asitlerin yanı sıra sıcak sülfürik asitte (soğuk ortamda) çözünür. H2SO4 pratik olarak çözünmez):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 Mn + H2S04 = MnS04 + H2

Fiş

Manganez aşağıdakilerden elde edilir:

1. çözeltinin elektrolizi MnSO 4. Elektrolitik yöntemde cevher indirgenir ve daha sonra sülfürik asit ve amonyum sülfat karışımında çözülür. Ortaya çıkan çözelti elektrolize tabi tutulur.

2. Elektrikli fırınlarda oksitlerinin silikonla indirgenmesi.

Başvuru

Manganez kullanılır:

1. alaşımlı çeliklerin üretiminde. % 15'e kadar manganez içeren manganezli çelik, yüksek sertliğe ve dayanıma sahiptir.

2. manganez bir dizi magnezyum bazlı alaşımın bir parçasıdır; korozyona karşı dirençlerini arttırır.

Magran oksitler

Manganez dört basit oksit oluşturur: MnO, Mn2O3, MnO2 Ve Mn2O7 ve karışık oksit Mn3O4. İlk iki oksitin temel özellikleri manganez dioksittir. MnO2 amfoteriktir ve daha yüksek oksit Mn2O7 permanganik asit anhidrittir HMnO4. Manganez(IV) türevleri de bilinmektedir, ancak karşılık gelen oksit MnO3 alınmadı.

Manganez(II) bileşikleri

Oksidasyon durumu +2, manganez (II) okside karşılık gelir MnO, manganez hidroksit Mn(OH) 2 ve manganez(II) tuzları.

Manganez(II) oksit, diğer manganez oksitlerin hidrojen ile indirgenmesiyle yeşil bir toz formunda elde edilir:

MnO2 + H2 = MnO + H2O

veya manganez oksalatın veya karbonatın hava erişimi olmadan termal ayrışması sırasında:

MnC204 = MnO + CO + CO2 MnCO3 = MnO + CO2

Alkaliler, manganez (II) tuzlarının çözeltilerine etki ettiğinde, beyaz bir manganez hidroksit Mn(OH)2 çökeltisi çöker:

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

Havada hızla kararır ve kahverengi manganez(IV) hidroksit Mn(OH)4'e oksitlenir:

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

Manganez (II) oksit ve hidroksit, temel özellikler sergiler ve asitlerde kolayca çözünür:

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H20

Manganez seyreltik asitlerde çözündüğünde manganez (II) tuzları oluşur:

Mn + H2S04 = MnS04 + H2- ısıtıldığında

veya asitlerin çeşitli doğal manganez bileşikleri üzerindeki etkisiyle, örneğin:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20

Katı haldeki manganez (II) tuzları pembe renktedir; bu tuzların çözeltileri ise hemen hemen renksizdir.

Oksitleyici maddelerle etkileşime girdiğinde tüm manganez (II) bileşikleri indirgeyici özellikler sergiler.

Manganez(IV) bileşikleri

En kararlı manganez(IV) bileşiği koyu kahverengi manganez dioksittir. MnO2. Hem düşük manganez bileşiklerinin oksidasyonu hem de yüksek manganez bileşiklerinin indirgenmesi sırasında kolayca oluşur.

MnO2- bir amfoterik oksit, ancak hem asidik hem de bazik özellikler çok zayıf bir şekilde ifade edilir.

Asidik bir ortamda manganez dioksit güçlü bir oksitleyici maddedir. Konsantre asitlerle ısıtıldığında aşağıdaki reaksiyonlar meydana gelir:

2MnO2 + 2H2S04 = 2MnS04 + O2 + 2H2O MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20

Ayrıca, ikinci reaksiyonun ilk aşamasında, önce kararsız manganez (IV) klorür oluşur ve bu daha sonra ayrışır:

MnCl4 = MnCl2 + Cl2

Füzyon ne zaman MnO2 Manganitler alkaliler veya bazik oksitlerle elde edilir, örneğin:

MnO2 + 2KOH = K2MnO3 + H20

Etkileşimde bulunurken MnO2 konsantre sülfürik asit ile manganez sülfat oluşur MnSO4 ve oksijen açığa çıkar:

2Mn(OH)4 + 2H2SO4 = 2MnS04 + O2 + 6H20

Etkileşim MnO2 daha güçlü oksitleyici maddelerle manganez (VI) ve (VII) bileşiklerinin oluşumuna yol açar, örneğin potasyum klorat ile birleştirildiğinde potasyum manganat oluşur:

3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H20

ve nitrik asit - manganez asit varlığında polonyum dioksite maruz kaldığında:

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

MnO 2 Uygulamaları

Oksitleyici bir madde olarak MnO2 hidroklorik asitten klor üretiminde ve kuru galvanik hücrelerde kullanılır.

Manganez(VI) ve (VII) bileşikleri

Manganez dioksit, potasyum karbonat ve nitrat ile birleştirildiğinde, koyu yeşil potasyum manganat kristallerinin izole edilebildiği yeşil bir alaşım elde edilir. K2MnO4- çok kararsız permanganik asit tuzları H2MnO4:

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

sulu bir çözeltide manganatlar, eşzamanlı manganez dioksit oluşumuyla kendiliğinden manganez asit HMnO4 (permanganatlar) tuzlarına dönüşür:

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

bu durumda çözeltinin rengi yeşilden kırmızıya döner ve koyu kahverengi bir çökelti oluşur. Alkali varlığında manganatlar stabildir; asidik ortamda manganattan permanganata geçiş çok hızlı gerçekleşir.

Güçlü oksitleyici maddeler (örneğin klor) bir manganat çözeltisine etki ettiğinde, ikincisi tamamen permanganata dönüştürülür:

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

Potasyum permanganat KMnO4- permanganik asidin en ünlü tuzu. Suda orta derecede çözünür, koyu mor kristaller halinde görünür. Tüm manganez (VII) bileşikleri gibi potasyum permanganat da güçlü bir oksitleyici maddedir. Birçok organik maddeyi kolayca oksitler, demir(II) tuzlarını demir(III) tuzlarına dönüştürür, sülfürik asidi sülfürik asite oksitler, hidroklorik asitten kloru serbest bırakır, vb.

Redoks reaksiyonlarında KMnO4(iyon MnO4-) değişen derecelerde geri yüklenebilir. Ortamın pH'ına bağlı olarak indirgeme ürünü bir iyon olabilir Min 2+(asitli bir ortamda), MnO2(nötr veya hafif alkali bir ortamda) veya iyon MnO4 2-(oldukça alkali bir ortamda), örneğin:

KMnO4 + KNO2 + KOH = K2MnO4 + KNO3 + H2O- oldukça alkali bir ortamda 2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH– nötr veya hafif alkali 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnS04 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O– asidik bir ortamda

Kuru halde ısıtıldığında, zaten yaklaşık 200 o C sıcaklıktaki potasyum permanganat aşağıdaki denkleme göre ayrışır:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Permanganatlara karşılık gelen serbest permanganat asidi HMnO4 susuz halde elde edilmemiştir ve yalnızca çözelti halinde bilinmektedir. Çözeltisinin konsantrasyonu% 20'ye yükseltilebilir. HMnO4- sulu bir çözeltide tamamen iyonlara ayrışan çok güçlü bir asit.

Manganez (VII) oksit veya manganez anhidrit, Mn2O7 konsantre sülfürik asidin potasyum permanganat üzerindeki etkisiyle hazırlanabilir: 2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Manganez anhidrit yeşilimsi kahverengi yağlı bir sıvıdır. Çok kararsızdır: ısıtıldığında veya yanıcı maddelerle temas ettiğinde patlayarak manganez dioksit ve oksijene dönüşür.

Enerjik bir oksitleyici ajan olarak potasyum permanganat yaygın olarak kullanılır. kimya laboratuvarları ve endüstrilerde dezenfektan görevi de görür. Potasyum permanganatın termal ayrışma reaksiyonu laboratuvarda oksijen üretmek için kullanılır.

Hidrojenin manganezdeki çözünürlüğüne ilişkin ilk sistematik çalışmalar Luckemeyer-Hasse ve Schenk'e aittir. Çözünürlükteki değişime bir α⇔β dönüşümünün eşlik ettiğini gösterdiler. Endüstriyel kalitede manganez ile deneyler yaptıklarından, sonuçlarının yüksek saflıkta manganez üzerinde daha sonra yapılan çalışmalarda bulunan niceliksel değerlerle uyuşmaması belki de şaşırtıcı değildir.
20 ila 1300° sıcaklık aralığında ayrıntılı çalışmalar Sieverts ve Moritz tarafından manganez damıtığı üzerinde, ayrıca Potter ve Lukens tarafından elektrolitik damıtılmış manganez üzerinde gerçekleştirilmiştir. Her iki durumda da, daha önce tamamen gazı giderilmiş metal ile denge halindeki hidrojenin basıncı farklı sıcaklıklarda ölçülmüştür.
Her iki çalışma da oldukça benzer sonuçlar elde etti. Şek. Şekil 79, iki saf manganez örneğinin ısıtılması ve soğutulması sırasında 20 ila 1300° sıcaklık aralığında 100 g manganez tarafından adsorbe edilen hidrojen hacmine ilişkin Sieverts ve Moritz'den elde edilen verileri gösterir.

Manganezin α-modifikasyonunda hidrojenin çözünürlüğü sıcaklık arttıkça önce azalır, sonra artar. Hidrojenin β-manganezdeki çözünürlüğü a-manganezdekinden belirgin şekilde daha yüksektir; bu nedenle β→α dönüşümüne hidrojen adsorpsiyonunda gözle görülür bir artış eşlik eder. β-manganezdeki çözünürlük sıcaklıkla artar.
β→γ dönüşümüne ayrıca hidrojen çözünürlüğündeki bir artış da eşlik eder; bu, γ-manganezde olduğu gibi β-manganezde de sıcaklıkla artar. Dönüşüme çözünürlükte bir azalma eşlik eder. Hidrojenin δ-manganez içindeki çözünürlüğü erime noktasına kadar artar ve hidrojenin sıvı manganez içindeki çözünürlüğü, katı haldeki manganezin herhangi bir modifikasyonundaki çözünürlüğünden belirgin şekilde daha yüksektir.
Böylece, manganezin çeşitli allotropik modifikasyonlarında hidrojenin çözünürlüğündeki değişiklikler, allotropik dönüşümlerin sıcaklıklarının yanı sıra farklı ısıtma ve soğutma hızlarında histerezislerini incelemek için basit ve zarif bir yöntem geliştirmeyi mümkün kılar.
Tablodaki veriler incelendiğinde Potter ve Lukens'in sonuçları genel olarak Sieverts ve Moritz'in sonuçlarına oldukça yakındır. 47. Oda sıcaklığından 500°'ye kadar sıcaklık aralığında α fazındaki çözünürlük değişimi dışında sonuçların tutarlılığı çok iyidir: Sieverts ve Moritz, çözünürlüğün Potter'ın verilerinden anlaşıldığından çok daha yüksek olduğunu buldu. ve Lukens. Bu farklılığın nedeni belirsizdir.

Potter ve Lukens, sabit sıcaklıkta hidrojenin (V) çözünürlüğünün aşağıdaki bağımlılığa göre basınç (P) ile değiştiğini buldu:

burada K bir sabittir.
Hiçbir araştırmacı manganez hidrit bulamadı.
Elektrolitik manganezdeki hidrojen içeriği. Elektriksel biriktirme sırasında hidrojen katot üzerinde çökeldiğinden, bu şekilde elde edilen metalin hidrojen içermesi şaşırtıcı değildir.
Elektrolitik manganezin hidrojen içeriği ve bunun uzaklaştırılmasıyla ilgili konular Potter, Hayes ve Lukens tarafından incelenmiştir. Daha önce üç ay boyunca oda sıcaklığında tutulan endüstriyel saflıkta sıradan elektrolitik manganez üzerinde çalıştık.
Salınan (yayılan) hidrojen hacminin ölçümleri 1300°'ye kadar sıcaklıklarda gerçekleştirildi; sonuçlar Şekil 2'de gösterilmektedir. 80.
200°'ye ısıtıldığında çok az gaz açığa çıkar, ancak 300°'de zaten çok önemli bir hacim açığa çıkar. 400°'de biraz daha fazlası salınır, ancak daha sonraki ısıtmayla salınan hidrojen miktarı, manganezin allotropik dönüşümleri nedeniyle çözünürlüğün değiştiği durumlar dışında, biraz değişir.
Manganezin 100 g metal başına yaklaşık 250 cm3 hidrojen içerdiği bulunmuştur. Normal basınçtaki havada 400°C'de 1 saat ısıtıldığında giderilebilen miktarın %97'si giderilir. Bekleneceği gibi, dış basınç azaldıkça, aynı miktarda hidrojeni uzaklaştırmak için daha kısa bir ısıtma süresi gerekir.
Manganezde bulunan hidrojenin aşırı doymuş bir ara katı çözelti oluşturduğuna inanılmaktadır. Hidrojenin a-manganezin kafes parametreleri üzerindeki etkisi Potter ve Huber tarafından incelenmiştir; Kafesin belirli bir genişlemesi (artışı) gözlenir (Tablo 48), bu miktar 100 g metal başına 1 cm3 hidrojende %0,0003'tür.
Hidrojeni uzaklaştırmak için ısıtmak kafesin sıkışmasına (büzülmesine) neden olur (Tablo 49).

Bulanık bir kırınım modeli elde edildiğinden, yüksek hidrojen içeriğine sahip numunelerde kafes parametrelerinin doğru ölçümleri çok zordur. Potter ve Huber bunu metaldeki gazın eşit olmayan dağılımına bağlıyor. Bu bulanıklık hidrojen içeriğinin artmasıyla artmaz, hatta daha yüksek hidrojen içeriklerinde bir miktar azalır. Elektrolitik manganezin, 100 g başına 615 cm3'ten fazla hidrojen içeriğiyle elde edilemeyeceği tespit edilmiştir; bu, a-manganezin birim hücresi başına iki hidrojen atomuna karşılık gelir. Hidrojenin metalde düzgün bir şekilde dağılmasıyla, temel kafeslerin eşit derecede distorsiyonu beklenebilir ve kırınım modeli net çizgiler içermelidir.

En önemli manganez bileşikleri di-, tetra- ve heptavalent manganezin türevleridir. Tek değerlikli manganez türevlerinden yalnızca M5 siyanozaltları bilinmektedir (burada M bir alkali metal katyonudur). Bu tuzlar Mn(P) siyanür kompleksinin elektrokimyasal olarak veya sodyum amalgam ile indirgenmesiyle elde edilir. Sıvı amonyakta, Mn(I) siyanür kompleksinin daha da indirgenmesi mümkündür, bu da manganezin sıfır değerliliğe sahip olduğu M6 bileşiğinin oluşumuna yol açar. Mn(I) kompleksleri, Mn(CO)5SCN'nin nötr ligandlarla (aminler, fosfinler, arsinler) reaksiyona sokulmasıyla elde edildi.

Mn(P) tuzları pembe renktedir ve çoğunlukla suda, özellikle de klorür, nitrat, sülfat, asetat ve tiyosiyanatta yüksek oranda çözünür. Hafifçe çözünür bileşikler arasında sülfit, fosfat ve karbonat bulunur. Nötr veya hafif asidik sulu çözeltilerde, Mn(P), ] 2+ içinde ve daha asidik çözeltilerde - [Mn(H 2 0) 4 ] 2+ şeklinde karmaşık bir iyon [Mn(H 2 0) oluşturur.

Mn(III) tuzları yoğun renklidir ve karmaşık bileşikler oluşturmaya çok yatkındır. Kararsızdırlar ve kolaylıkla hidrolize olurlar. Mn(IV) bileşikleri kararsızdır. Mn02, MnF4 ve Mn(S04)2 dahil olmak üzere yalnızca birkaç kararlı Mn(IV) bileşiği örneği verilebilir. Asidik çözeltilerde Mn(IV) iyonu indirgenir, ancak güçlü oksitleyici maddelerin varlığında permanganat iyonuna oksitlenir. Mn(V) türevlerinden yalnızca tuzları bilinmektedir; en aktif metallerden bazılarının (Li, Na, K, Sr ve Ba) hipomanganatları. Na3Mn04, Mn02 ve NaOH (1:3) karışımının 800°C'de oksijen atmosferinde tutulmasıyla veya Mn203'ün bir oksijen akışında NaOH ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir. Susuz tuz koyu yeşil renktedir, kristal hidratlar Na 3 Mn0 4 *7H 2 0 mavidir ve Na 3 Mn0 4 *10H 2 0 gök mavisidir. LiMn03 tuzu suda çözünmezken, NaMn03 ve KMn03 tuzları yüksek oranda çözünür ancak kısmen hidrolize edilir.

Katı halde, koyu yeşil, neredeyse siyah kristaller oluşturan alkali metallerin manganatları (VI) bilinmektedir. Potasyum manganat K 2 Mn0 4 su olmadan kristalleşir ve sodyum manganat için 4, 6, 10 su moleküllü kristal hidratlar bilinmektedir. Alkali metal manganatlar seyreltik alkali çözeltilerde kolayca çözünür; bu tür çözeltiler yeşil renktedir. Saf su ve zayıf asitler bunları reaksiyona göre ayrıştırır:

3MnO 4 2- +4H + ↔ 2 MnO 4 - +Mn0 2 + 2H 2 0.

Görünüşe göre bu işlem, serbest permanganöz asit H2Mn04'ün kararsız olmasından kaynaklanmaktadır, ancak dietil eterde stabilitesine dair kanıtlar vardır. En önemli Mn(VII) bileşikleri MMP0 4 permanganatlardır (burada M bir alkali metal katyonudur). KMn0 4, K 2 Mn0 4'ün elektrolitik oksidasyonuyla elde edilir. Tabloda Şekil 8 alkali metal permanganatların sudaki çözünürlüğünü göstermektedir.

Tablo 8

Alkali metal permanganatların sudaki çözünürlüğü

Permanganat Ca(Mn0 4) 2 * 5H 2 0 suda kolayca çözünür ve içme suyunun sterilizasyonunda kullanılır. Aşağıdaki manganez oksitler bilinmektedir: MnO - manganez monoksit veya oksit; MP 2 0 3 - manganez seskioksit; Mn0 2 - manganez dioksit; Mn03 - manganez trioksit veya manganöz anhidrit; MP 2 0 7 - manganez semioksit veya manganez anhidrit; MP 3 0 4, kırmızı manganez oksit adı verilen bir ara manganez oksittir. MnO hariç tüm manganez oksitler, HCl'ye maruz kaldıklarında klor açığa çıkarır. Kons. H2S04 ısıtıldığında manganez oksitleri çözer, oksijeni serbest bırakır ve MnS04'ü oluşturur.

Mn(P) oksit, gri-yeşilden koyu yeşile kadar tonları olan yeşil bir tozdur. MnO, manganez karbonat veya oksalatın hidrojen veya nitrojen atmosferinde kalsine edilmesinin yanı sıra yüksek oksitlerin hidrazin, hidrojen veya karbon monoksit ile indirgenmesiyle elde edilir. Mn(II) hidroksit, alkali metal hidroksitlerin etkisi altında jelatinimsi beyaz bir çökelti formunda Mn(II) çözeltilerinden salınır. Mn(OH)2 havada stabildir.

Siyah Mn 2 0 3, Mn0 2 havada 550-900 ° C'ye ısıtıldığında veya Mn(II) tuzları bir oksijen veya hava akışında kalsine edildiğinde oluşur. Mn 2 0 3, yaklaşık 230° C sıcaklıkta bir hidrojen akışında ısıtıldığında, önce Mn 3 0 4'e geçiş meydana gelir ve 300° C'nin üzerindeki sıcaklıklarda yeşil monoksite indirgenme meydana gelir. Mn 2 0 3 asitlerde çözündüğünde Mn(III) tuzları veya Mn(P) ve Mn0 2 tuzları oluşur (asit yapısına ve sıcaklığa bağlı olarak).

Mn(III)-Mn 2 0 3* H 2 0 oksit hidrat veya manganez metahidroksit MnO(OH) doğada manganit formunda bulunur. MP0 2 - sağlam

koyu gri veya neredeyse siyah renkte - Mn(N03)2'nin havada dikkatli bir şekilde kalsinasyonu veya potasyum permanganatın alkali bir ortamda indirgenmesiyle elde edilir. Mn0 2 suda çözünmez. 530°C'nin üzerinde kalsine edildiğinde Mn 3 0 4'e; Mn0 2, manganez ditiyonatı oluşturmak için sülfürik asitle kolayca reaksiyona girer.

Soğuk kons. H2S04'ün Mn02 üzerinde hiçbir etkisi yoktur; 110° C'ye ısıtıldığında Mn2 (S0 4) 3 oluşur ve daha yüksek bir sıcaklıkta Mn 2 (S0 4) 3, MnS0 4'e dönüşür. Manganez dioksit hidrat, Mn(P) tuzlarının oksidasyonu veya manganatların veya permanganatların alkali çözeltilerde indirgenmesiyle elde edilir. MnO(OH)2 veya H2Mn03, suda pratik olarak çözünmeyen, siyah veya siyah-kahverengi bir tozdur. MnO, Mn 2 0 3 ve Mn 0 2'den oluşan bir karışımdan MnO, 6N'lik bir (NH4)2S04 çözeltisi ile seçici çözündürme yoluyla ayrılabilir. MnO ayrıca NH4C1 çözeltisinde de iyi çözünür. Mn 2 0 3, konsantre bir metafosforik asit çözeltisi kullanılarak Mn0 2'den ayrılabilir. H2S04. Mn02, uzun süreli ısıtmada bile bu çözeltide çözünmez. Mn02, oksitleyici maddelerin varlığında alkalilerle birleştirildiğinde, manganöz asit H2Mn04-manganatların tuzları oluşur. Manganat çözeltilerinin asitleştirilmesi sırasında açığa çıkan serbest H2Mn04 son derece kararsızdır ve aşağıdaki şemaya göre ayrışır:

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

MP 2 0 7 kons. eylemiyle elde edilir. KMP0 4'te H 2 S0 4 . Bu ağır, parlak, yeşilimsi kahverengi yağlı bir maddedir, normal sıcaklıklarda stabildir ve ısıtıldığında patlayarak ayrışır. İÇİNDE büyük miktarlar soğuk su Mn 2 0 7, HMn0 4'ü (konsantrasyonunun% 20'sine kadar) oluşturmak üzere çözünür. Koyu mor higroskopik kristaller НМп0 4 ve НМп0 4* 2Н 2 0, 0,3 eklenerek elde edilir M H 2 S0 4 ila 0,3 M sıcaklıkta Ba(Mn0 4) 2 çözeltisi<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.

Florürler. MnF2, MnCO3'ün hidroflorik asit ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir, florür seyreltik HF, kons. HC1 ve HN03. 20°C'de suda çözünürlüğü 1,06 g/100'dür. G. MnF2, kararsız tetrahidrat MnF2 * 4H20'yi oluşturur, amonyak 3MnF2 * 2NH3'ü kolayca ayrıştırır ve alkali metal florürlerle - çift tuzlar MF * MnF2 (burada M bir alkali metal katyonudur).

MnJ3 bilinen tek Mn(III) halojenürdür - Mn203 HF içinde çözündüğünde veya KMn04 Mn( P) HF varlığında tuz. MnF 3 * 2H 2 0 formunda kristalleşir. MnF 3, reaksiyona göre su ile ayrışır.

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

Alkali metal florürlerle MnF3, MF*MnF3 ve 2MF*MnF3 çift tuzlarını oluşturur (burada M bir alkali metal katyonudur). Mn(IV) florür bileşiklerinden yalnızca altın sarısı şeffaf tablo kristalleri olan 2MF*MnF4 ve MF*MnF4 çift tuzları bilinmektedir. Su, 2KF*MnF4'ü ayrıştırarak Mn0 2* aq'yı açığa çıkarır.

Klorürler. Susuz MnCl2, kuru HCl'nin oksit, karbonat veya metalik manganez üzerindeki etkisiyle ve ayrıca metalik manganezin bir klor akışında yakılmasıyla elde edilir. Mn(II) klorür, iki modifikasyonda mevcut olan MnCl2*4H20 formunda kristalleşir. Kristalin hidratlar MnS1 2* 2H 2 0, MnS1 2* 5H 2 0, 3MnS1 2 *5H 2 O, MnS1 2* 6H 2 0 da MnS1 2'nin suda oldukça çözünür olduğu bilinmektedir (25 ° C'de 72,3 g/100 g). ) ve mutlak alkolde. Bir oksijen akışında MnCl2, Mn2 0 3'e dönüşür ve 1190° C'deki bir HC1 akışında buharlaşır. Alkali metal klorürler MnCl 2 ile

çift ​​tuzlar oluşturur МCl*МnС1 2. Aşağıdaki bazik tuzlar elde edildi: MnOHCl, Mn2(OH)3Cl, Mn3(OH)6Cl. Klorür komplekslerinin varlığı [Mn(H 2 0) 5 Cl] +, [Mn(H 2 0) 2 Cl 4 ] 2- ve diğerleri tespit edilmiştir. Komplekslerin bileşimi çözeltideki Cl - konsantrasyonuna bağlıdır, yani [Cl - ]>0,3'te M[Cl - ]>5 M ─ [Mn(H 2 0) 2 C1 4 ] 2-'de [Mn(H 2 0) 9 C1]+ kompleksi oluşur. Kararlılık sabitleri [MnS1] + , [MnS1 2 ] ve [MnS1 3 ] - sırasıyla 3,85 0,15'e eşittir; 1,80  0,1 ve 0,44  0,08. MnS1 3 bilinmemektedir, ancak M 2 MnS1 6 çift tuzları elde edilmiştir.

K 2 MpC1 5 aşağıdaki reaksiyonla elde edilir:

KMP0 4 + 8HC1 + KS1 = K 2 MpCl 5 + 2C1 2 + 4H 2 0.

MnCl4'ün ilk olarak piroluzitin kons. Ancak HCl, klorun eliminasyonuyla hemen ayrışır. M 2 MpS1 6 bileşikleri daha kararlıdır.

K 2 MpCl 6, yüksek oranda soğutulmuş %40 HC1'e kalsiyum permanganat ve potasyum klorür çözeltilerinin eklenmesiyle elde edilir.

Ca (Mn0 4)2 + 16HC1 + 4KS1 = 2K2 MnCl5 + CaCl2 + 8H20 + 3Cl2.

Aynı bileşik, KMn04'ün kons. konsantrasyonda dietil eter ile indirgenmesiyle elde edilir. NS1. Bilinen oksiklorürler MnOC1 3, Mn0 2 C1 2'dir,

Bromitler. MpVg 2 dış görünüş ve özellikleri MnS1 2'ye çok benzer. Bununla birlikte, bromürlerin çift tuz oluşturma yeteneği, klorürlerinkinden önemli ölçüde daha düşüktür. MnBr2, bir, iki, dört veya altı su molekülüyle kristal hidratlar oluşturur. MnBr 2* 4H 2 0'un 0° C'deki suda çözünürlüğü 127 g/100'dür G. MpBr3 ve çift tuzları bilinmemektedir.

İyodürler. MnJ2 aynı zamanda MnCl2'ye benzer, ancak çift tuz oluşturma yeteneği yoktur; MnJ2 bir, iki, dört, altı, sekiz veya dokuz su molekülüyle kristalin bir hidrat oluşturur. MnJ2 alkali metal siyanürlerle etkileşime girdiğinde çift MnJ2*3MCN tuzları oluşur. MnJ3 ve bunun çift tuzları elde edilmedi.

Nitratlar. Mn(N03)2, HN03'ün MnC03 üzerindeki etkisi ile elde edilir. Mn(N0 3)2 bir, üç veya altı su molekülü ile kristalleşir. Mn(N0 3) 2* 6H 2 0 - soluk pembe iğne şeklindeki prizmalar, suda ve alkolde kolaylıkla çözünür. 160-200°C'de Mn0 2'yi oluşturmak üzere ayrışır. Mn(N03)2'nin 18°C'de suda çözünürlüğü 134 g/100 g'dır. Susuz bir tuz, 9 moleküle kadar amonyak ekleyebilir. Mn(N03)2, fraksiyonel kristalizasyon yoluyla REE nitratlarla kolayca çift tuzlar oluşturur.

Sülfatlar. En kararlı Mn(II) bileşiklerinden biri olan MnS0 4, hemen hemen tüm Mn(II) bileşiklerinin sülfürik asit ile buharlaştırılmasıyla oluşur. MnS0 4 koşullara bağlı olarak bir, dört, beş veya yedi su molekülü ile kristalleşir. MnS0 4* 5H 2 0 - kırmızımsı kristaller, suda oldukça kolay çözünür ve alkolde çözünmez. Susuz MnS0 4 beyaz, ufalanan, kırılgan kristal bir kütledir. Tek değerlikli metallerin ve amonyumun sülfatları ile MnS0 4 kolayca M 2 S0 4 *MnS04 çift tuzlarını oluşturur. S042 - bileşimleri, 2 - ve 4 - ile Mn(II) komplekslerinin oluşumu tespit edilmiştir, bunların kararlılık sabitleri sırasıyla 8,5'e eşittir; 9; 9.3. Mn2(S04)3, Mn(III) oksit veya hidroksitin seyreltik H2S04 ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir. Mn 2 (S0 4) 3 H 2 S0 4 4H 2 0 şeklinde kristalleşir. Kuvvetli bir şekilde ısıtıldığında oldukça higroskopik olan ve H 2 S0 4 içinde çözünen Mn 2 (S0 4) 3'e dönüşür. Alkali metal sülfatlarla Mn 2 (S0 4) 3, iki dizi çift tuz oluşturur: M 2 S0 4 *Mn 2 (S0 4) 3 ve M'nin yanı sıra şap gibi tuzlar. En kararlı sezyum şapı CsMn(S0 4) 2 *12H 2 0'dır. Ayrıca sülfatlı Mn 2 (S0 4) 3 çift tuzları da vardır. Fe(III), Cr(III), Al(III).

Mn(S04)2, MnS04'ün potasyum permanganat ile 50-60° C'de oksidasyonu yoluyla elde edilir. Mn(S04)2, H2S04 (%50-80) içerisinde çözünerek koyu kahverengi bir çözelti oluşturur. Seyreltik sülfürik asit ve suda hidrolize olarak MnO(OH)2 açığa çıkarır.

sülfitler. MnS03, MnS03'ün S02 içeren su ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir. Suda az çözünür. 70° C'nin altında MnS03, bir trihidrat formunda ve daha yüksek sıcaklıklarda bir monohidrat formunda kristalleşir. Alkali metal sülfitlerle MnS0 3, M 2 S0 3 MnS0 3 çift tuzlarını oluşturur.

Sülfürler. MnS, amonyum sülfürün veya alkali metal sülfür çözeltilerinin Mn(II) tuzları üzerindeki etkisiyle elde edilir. Uzun süre bekletildiğinde veya ısıtıldığında koyu renkli tortu, yeşil rengin daha kararlı bir modifikasyonuna dönüşür. MnS'nin üç modifikasyonu bilinmektedir. -MnS - kübik sistemin yeşil kristalleri (alabandine), -MnS - kübik sistemin kırmızı kristalleri, -MnS - altıgen sistemin kırmızı kristalleri. MnS en çözünür sülfürlerden biridir, çünkü katyonların elektronik yapısındaki bir değişiklikle sülfitlerinin sudaki çözünürlüğü değişir:

Fosfatlar. Fazla sodyum fosfat içeren Mn(II) tuzlarının nötr çözeltilerinden, manganez ortofosfat Mn3 (P0 4) 2* 7H 2 0'un kristalli hidratı, gevşek beyaz bir çökelti şeklinde çökelir. Diğer koşullar altında başka fosfatlar da elde edilebilir: di- ve metafosfatların yanı sıra asit fosfatlar. Mn(P) tuzlarından oluşan bir çözeltiye amonyum klorür, fosfat ve az miktarda amonyak eklenerek mükemmel şekilde kristalleşen bir çift tuz oluşturulur - manganez - amonyum fosfat NH 4 MnP0 4 *H 2 0. Bu reaksiyon gravimetrik analizde kullanılır. Manganez tayini için. Birkaç Mn(III) fosfat bilinmektedir ve bunlar arasında ortofosfat MnP0 4* H2 0 gri-yeşil renktedir ve metafosfat Mn(P0 3) 8 kırmızıdır. NH4MnP 2 0 7 ampirik formülüne sahip manganez menekşe tozu pigmentinin hazırlanması açıklanmaktadır. Bu madde 120-340°C'de mavi kararsız bir ürün oluşturarak ayrışır ve bu da 340-460°C'de [Mn 2 (P 4 0 12)] ve [Mn 3 (P 3 0 9) 2'ye ayrışır. ] Taze çökeltilmiş Mn(OH)3, bir H3P03 çözeltisi ile etkileşime girdiğinde, kırmızı-mor bir H[Mn(НР0 3)2 ]*ЗН 2 0 çökeltisi oluşur. Manganez fosfatlar suda çözünmez.

Fosfitler. Manganez fosfitlerin özellikleri tabloda verilmiştir. 9. Manganez monofosfit, bir vakumda süblime edilmiş kırmızı fosfor ve elektrolitik manganez karışımının ve Mn 2 0 3 ve sodyum fosfat içeren eriyiklerin elektrolizi ile Mn 2 P ve MnP'nin ısıtılmasıyla elde edilir. Manganez fosfitler nitrik asit ve kral suyu içerisinde çözünür ve fosfor içeriği azaldıkça çözünürlük artar.

Tablo 9

Manganez fosfitlerin özellikleri

		Kristal yapı	T. pl., °C
		dörtgen
		Eşkenar dörtgen
		kübik
		Eşkenar dörtgen

silisitler. Yarı iletken özelliklere sahip olan manganez silisit MnSi 1.72'nin bileşimi yakın zamanda rafine edilmiştir.

Arsenatlar. Basit manganez arsenatlar Mn 3 (As0 4) 2 H 2 0, MnHAs0 4* H 2 0 ve Mn(H 2 As0 4) 2'nin yanı sıra çift tuzlar da bilinmektedir.

NH 4 MnAs0 4 *6H 2 0.

Hidritler. Manganez elektrotları arasında hidrojende bir elektrik deşarjı koşulları altında kararsız bir MnH hidrürün oluştuğuna dair bir gösterge vardır. Kızılötesi spektrum çalışmasına göre hidrojenin doğrudan manganeze bağlandığı oldukça uçucu bir manganez penta-karbonil hidrit MnH(CO) 5 elde edildi. Renksiz bileşik, mp. -24,6°C.

nitrürler. Manganez nitrürlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri çok az incelenmiştir. Bunlar kararsız bileşiklerdir (bkz. Tablo 7) ve ısıtıldıklarında kolaylıkla nitrojen açığa çıkarırlar. Mn2N ve Mn3N2 hidrojen ile ısıtıldığında amonyak oluşur. Mn 4 N, güçlü bir şekilde belirgin ferromanyetik özelliklere sahiptir. Mn 3 N 2, manganez amalgamının kuru nitrojen ortamında ısıtılmasıyla elde edilir.

Borides. Manganez borürlerin MnV, MnV 2, MnV 4, Mn 2 V, Mn 3 V 4 ve Mn 4 V'nin varlığı, içlerindeki bor içeriğinin artmasıyla kimyasal direnç ve erime noktasının arttığı tespit edilmiştir. Manganez borürler, elektrolitik manganez tozlarının briketlenmiş karışımlarının rafine bor ile saflaştırılmış argon içerisinde 900-1350° C sıcaklıkta sinterlenmesiyle elde edildi. Tüm manganez borürler, manganez borürlerde kolayca çözülür. hidroklorik asit bor içeriği arttıkça çözünme hızı azalır.

Karbonatlar. MnC03*H20 monohidrat, Mn(P) tuzunun C02 ile doymuş bir çözeltisinin sodyum asit karbonat ile çökeltilmesiyle elde edilir; atmosferik oksijenin yokluğunda basınç altında ısıtılarak kurutulur. MnCO3'ün sudaki çözünürlüğü düşüktür (PR = 9 * 10-11). Kuru halde havada stabildir, ıslandığında Mn 20 3 oluşumu nedeniyle kolayca oksitlenir ve koyulaşır. Mn(P) tuzları ile diğer metallerin çözünebilir karbonatlarının etkileşimi genellikle bazik manganez karbonatları üretir.

Peroksit türevleri. Mn(IV), perasit H4Mn07 [NOMP(OOH)3]'ün kahverengi-siyah tuzları formunda bilinmektedir. H 2 0 2'nin kuvvetli bir şekilde soğutulmuş alkalin KMn0 4 çözeltisi üzerindeki etkisiyle elde edilebilirler. Düşük KOH konsantrasyonlarında, daha konsantre çözeltilerde - K 3 HMn0 7, K 2 H 2 Mn0 7 oluşur. Her iki bağlantı da kararsız.

Heteropol bileşikleri. Mn(P) Mo03 ile bir heteropoli bileşik (NH4)3H7*3H20 oluşturur, Mn(IV) W03 ile bir Na2H6 bileşiği oluşturur.

Asetatlar. Asetik asit içindeki bir MnCO3 çözeltisinden, Mn(C2H3O2)2*4H20, havada stabil olan soluk kırmızı iğneler şeklinde kristalleşir. Sulu bir çözeltiden Mn(C 2 H 3 0 2) 2, iki su molekülü ile kristalleşir. İkinci bileşik kuru havada stabildir ancak suya maruz kaldığında hidrolize uğrar. Mn(C2H302)3, Mn(C2H302)2'nin potasyum permanganat veya klor ile oksidasyonu yoluyla elde edilir. Yalnızca kolayca hidrolize edilebilen susuz Mn(C2H3 0 2)3 asetat bilinmektedir.

Oksalatlar. MnS 2 0 4, oksalik asit ve Mn(P) tuzlarının sıcak çözeltilerinin reaksiyona sokulmasıyla elde edilir. Soğukta üç su molekülü ile kristalleşir. Havada MpS 2 0 4 ZN 2 0 kararsızdır ve MpS 2 0 4 -2H 2 0'a dönüşür. Manganez oksalat suda az çözünür; alkali metal oksalatlarla birlikte M 2 C 2 0 4 -MnS 2 0 çift tuzları oluşturur. 4. MnS 2 0 4, [Mn(C 2 0 4) 2] 2- ve [Mn(C 2 0 4) 3] 4] komplekslerinin aşamalı oluşumu - sırasıyla kararsızlık sabitleri ile 7 * 10 - 3, 1.26 * 10-2 tespit edilmiştir ve 1.77*10-2 Manganez oksalatların (III) yalnızca alkali metallerle kompleks bileşikler formunda olduğu bilinmektedir. Potasyum trioksalomanganat K 3 [Mn(C 2 0 4) 3 ]*3H 2 0 koyu kırmızı prizmalar şeklinde kristalleşir. Bu bileşik ışığa veya ısıya maruz kaldığında ayrışır. [Mn(C 2 0 4)] + , [Mn(C 2 0 4) 2 ]- ve [Mn(C 2 0 4) 3 ] 3- komplekslerinin kararsızlık sabitleri sırasıyla 1,05*10- 10'a eşittir. ; 2,72*10-17; 3,82*10-20.

Formatlar. Sırasıyla 3 ve 15 stabilite sabitleriyle HCOO bileşimi [Mn(HCOO)] + ve [Mn(HCOO)2] ile Mn(P) komplekslerinin oluşumu belirlendi.

Mn(P)s şarap, limon, salisilik, elma ve diğer asitler sulu bir çözelti içinde MP: anyon oranı 1: 1 olan, etil alkol, aseton ve dioksan içinde - 1: 2 oranında kompleksler oluşturur. Mn(P)'nin kompleksleşmesi askorbik asit asit. Alkali ortamda oluşan kompleksler genel formül n- , burada A askorbik asidin anyonudur. İLE koyevoy asit Mn(P), stabilitesi Ig değerleriyle karakterize edilen karmaşık bileşikler [MnA(H20)2] + ve MnA2 (burada A, kojik asit anyonudur) oluşturur k ben = 3,95 ve lg k 2 = Sırasıyla 2,83.

Kupferon manganez ile az çözünen Mn(C 6 H 5 0 2 N 2) 2 bileşiğini oluşturur. Çökeltinin çözünürlüğü fazla miktarda manganez tuzu ve cupferon ile artar.

Formaldoksim Alkali bir ortamda Mn(P) ile etkileşime girdiğinde, havada hızla kırmızı-kahverengi, çok kararlı bir kompleks 2- halinde oksitlenen renksiz kompleks bir bileşik verir.

Sodyum dietilditiyokarbamat(DDTKNa), Mn(P) ile açık sarı bir çökelti oluşturur; bu çökelti, reaktifin fazla olduğu havada kahverengi-mor bir Mn(DDTK)3 kompleksine dönüşür. Karmaşık kararsızlık sabiti

2,8*10-5. Manganez dietilditiyokarbamatın çeşitli çözücüler içindeki çözünürlüğü tabloda verilmiştir. 10.

Tablo 10

Manganez dietilditiyokarbamatın çeşitli çözücüler içindeki çözünürlüğü

Çözün	çözünürlük		Çözücü	çözünürlük
	g/100 mlçözücü	g*mol/1000 mlçözücü		g/100 mlçözücü	g*mol/1000 mlçözücü
Su Kloroform Karbon tetraklorür		3,3*10- 4 0,364 0,202	Benzen Butil Asetat

CiltIII suda oldukça çözünür, pembemsi bir renk tonuna sahip beyaz kristal bir madde olan manganez (II) ile bir Na 2 * 6H 2 0 kompleksi oluşturur.

Manganez kompleksonatları da izole edilmiştir - H2MnY*4H20; (NH4)2MnY*4H20; Mn2Y*9H20, burada Y4- etilendiamintetraasetik asidin anyonudur.

Diğerleri organik bileşikler manganez Metiltimol mavisi ve ksilenol turuncusu içeren manganez komplekslerinin kararsızlık sabitleri sırasıyla 0,089*10-6 ve 1,29*10-6'dır. Manganez ditizon ile yalnızca pH > 7'de reaksiyona girer. Manganez ditizonatın bileşimi, 1: 2'ye eşit metal: ditizon oranına karşılık gelir. Manganez, 1-(2-piridylazo)-naftol-2 (PAN) ile renkli kompleks bileşikler oluşturur, Suda çok az çözünen (PAR'lı kompleks hariç) 4-(2-piridylazo)-resorbent (PAR), 8-hidroksikinolin, organik solventlerde yüksek oranda çözünür ve manganezin fotometrik tayini için kullanılır. Manganezin fotometrik tespiti için benzenhidroksamik asit, antranilhidroksamik asit, tenoiltrifloroaseton, tiyooksin ve diğer organik reaktiflerle kompleksleri de kullanılır. PAR ve 9-salisifloron ile manganez, Mn:anyon oranı 1:2 olan ve kararsızlık sabitleri sırasıyla 3,9 x 10-12 ve 5,5 x 10-14 olan kompleksler oluşturur.