Презентация по теме «Марганец»

Описание презентации по отдельным слайдам:

• 

  1 слайд

  марганец

• 

  2 слайд

  I. Исторические сведения II. Марганец – химический элемент: 1.Положение марганца в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III. Марганец – простое вещество 3. Нахождение в природе 1. Состав. Физические свойства. 2. Получение. 3. Химические свойства 4. Биологическая роль 5. Применение IV. Соединения марганца

• 

  3 слайд

  Один из основных минералов марганца — пиролюзит — был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским полом черной магнезии, к которому магнит «равнодушен». В 1774 г. шведский химик К.Шееле показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (от немецкого Manganerz — марганцевая руда). Карл Вильгельм Шееле 09.12. 1742 г. – – 21.05 1786 г. 19.08.1745 — – 08.12 1818 Юхан Готлиб Ган

• 

  4 слайд

• 

  5 слайд

• 

  6 слайд

  Положение марганца в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Mn металл 25 4 VIIB +25 4 2 2 8 валентные электроны 13 1s2 2s22p6 4s2 3s23p6 3d 5 Mn0 ─ 2e → Mn+2 Mn0 ─ 3e → Mn+3 Mn0 ─ 7e → Mn+7 Mn0 ─ 4e → Mn+4

• 

  7 слайд

  Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Марганец, рассеянный в горных породах вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10−7—10−6%), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO2·xH2O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железо-марганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности. Распространение в природе

• 

  8 слайд

  пиролюзит MnО2xH2O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца); манганит (бурая манганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца); браунит 3Mn2O3·MnSiO3 (69,5 % марганца); гаусманит (MnIIMn2III)O4 родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO3 (47,8 % марганца); псиломелан mMnO • MnO2 • nH2O (45-60 % марганца); пурпурит (Mn3+[PO4]), 36,65 % марганца. Минералы марганца 1 2 4 5 6 7 3

• 

  9 слайд

  пиролюзит манганит браунит гаусманит родохрозит псиломелан пурпурит

• 

  10 слайд

  Марганец твёрдый, хрупкий металл светло-серого цвета tплавления = 1247°С tкипения = 2080°С плотность = 7,2 г/см3 На воздухе марганец окисляется, в результате чего его поверхность покрывается плотной оксидной пленкой, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления. При прокаливании на воздухе выше 800°C марганец покрывается окалиной, состоящей из внешнего слоя Mn3O4 и внутреннего слоя состава MnO.   Физические свойства

• 

  11 слайд

  1. Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита: 4MnO2 → 2Mn2O3 + О2 Mn2O3+ 2Al → 2Mn + Al2O3 2. Восстановлением железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец (80 % Mn). 3. Чистый металлический марганец получают электролизом. MnSO4 + 2H2O Mn + H2 + O2 + H2SO4 Получение марганца. электролиз MnO2 + 2C = Mn + 2CO

• 

  12 слайд

  Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al, Zn,Cr Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Mn Mn + + + H2SO4 (конц.); HNO3 + О2 ; неметаллы растворы HCl, H2SO4 H2O + оксиды металлов

• 

  13 слайд

  Взаимодействие марганца с неметаллами Марганец при взаимодействии с неметаллами, дает продукты со степенью окисления +2. Составьте уравнения реакций марганца с кислородом, серой, фосфором, азотом, хлором, кремнием: 2Mn + O2 = 2MnO 3Mn + 2P = Mn3P2 Mn + S = MnS также образуются Mn2O3 и Mn3O4 3Mn + N2 = Mn3N2 Mn + Cl2 = MnCl2 2Mn + Si = Mn2Si

• 

  14 слайд

  При нагревании марганец взаимодействует с водой Составьте уравнение реакции марганца с водой. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную: Mn0 + H2+1O → Mn+2(OH)2 + H20 t Mn0 – 2e → Mn+2 1 восстановитель, окисление 2H+1 + 2e → H20 1 окислитель, восстановление Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2 t

• 

  15 слайд

  Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al, Zn,Cr Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Mn В электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится между алюминием и цинком, поэтому растворяется в кислотах, у которых окислителем является ион водорода, образуя соли марганца (II): Составьте уравнение реакции марганца с растворами кислот: серной и соляной. Рассмотрите данные реакции с точки зрения ТЭД: Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2 Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 Mn + 2H+ = Mn2+ + H2

• 

  16 слайд

  С концентрированной серной кислотой марганец реагирует при нагревании: С концентрированной азотной кислотой марганец реагирует при обычных условиях: Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты. Mn + H2SO4(конц.) → MnSO4 + SO2 + H2O Mn + HNO3 (конц.) → Mn(NO3)2 + NO2 + H2O t Марганец может восстанавливать оксиды многих металлов. Это его свойство используется в металлургии при выплавке сталей. Mn + Fe2O3 → MnO + Fe t

• 

  17 слайд

  Mn0 + H2S+6O4(конц.) → Mn+2SO4 + S+4O2 + H2O Mn0 – 2e → Mn+2 1 S+6 + 2e → S+4 1 Mn + 2H2SO4(конц.) = MnSO4 + SO2 + 2H2O Mn0 + HN+5O3 (конц.)→ Mn+2(NO3)2 + N+4O2 + H2O Mn0 – 2e → Mn+2 1 N+5 + 1e → N+4 2 Mn + 4HNO3 (конц.) = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Mn0 + Fe2+3O3 = 3Mn+2O + 2Fe0 Mn0 – 2e → Mn+2 3 Fe+3 + 3e → Fe0 2

• 

  18 слайд

  Взаимодействие марганца с оксидами металлов Марганец восстанавливает металлы из их оксидов: 5Mn + Nb2O5 = 5MnO + 2Nb

• 

  19 слайд

  Mарганец — микроэлемент, постоянно присутствующий в живых организмах и необходимый для их нормальной жизнедеятельности. Некоторые растения (водяной орех, ряска, диатомовые водоросли) и животные (муравьи, устрицы, ряд ракообразных) способны концентрировать марганец. Марганец необходим животным и растениям для нормального роста и размножения. Он активирует ряд ферментов, участвует в процессах дыхания, фотосинтеза. Недостаток марганца в организме может привести к заболеванию человека. Для обеспечения нормального развития растений в почву вносят марганцевые микроудобрения (обычно в форме разбавленного раствора перманганата калия). Однако избыток марганца для человеческого организма вреден. При отравлении соединениями марганца происходит поражение нервной системы, развивается так называемый марганцевый паркинсонизм. Биологическая роль

• 

  20 слайд

  Применение марганца 1 черная металлургия легирование сталей производство ферритных материалов Покрытия из марганца на металлических поверхностях использование в сплавах 2 3 4 5

• 

  21 слайд

  1 Более 90% производимого марганца идет в черную металлургию. Марганец используют как добавку к сталям для их раскисления, десульфурации (при этом происходит удаление из стали нежелательных примесей — кислорода, серы и других).

• 

  22 слайд

  Марганец используют для легирования сталей, т. е. улучшения их механических и коррозионных свойств. 2

• 

  23 слайд

  Марганец применяется также в медных, алюминиевых и магниевых сплавах. Ферромарганец является сплавом железа и марганца 3

• 

  24 слайд

  Покрытия из марганца на металлических поверхностях обеспечивают их антикоррозионную защиту. Для нанесения тонких покрытий из марганца используют легко летучий и термически нестабильный биядерный декакарбонил Mn2(CO)10. 4

• 

  25 слайд

  Соединения марганца (карбонат, оксиды и другие) используют при производстве ферритных материалов, они служат катализаторами многих химических реакций, входят в состав микроудобрений. 5

• 

  26 слайд

  Соединения марганца Соединения марганца (II) Соединения марганца (IV) Соединения марганца (VII) оксид гидроксид соли оксид соли гидроксид оксид Соединения марганца (VI)

• 

  27 слайд

  Соединения марганца (II) MnO Оксид марганца (II) – кристаллы зеленовато- серого цвета. В воде не растворим. Температура плавления 1569 °C. Температура кипения 3127 °C. Получают оксид марганца (II) восстановлением других оксидов марганца водородом, алюминием или оксидом углерода (II): Mn2O3 + 3H2 = 2Mn + 3H2O Mn2O3 + 2Al = 2Mn + Al2O3 MnO2 + 2H2 = Mn + 2H2O MnO2 + 2CO = Mn + 2CO2 Mn2O3 + 3CO = 2Mn + 3CO2

• 

  28 слайд

  Химические свойства Оксид марганца – основный оксид Перечислите свойства характерные для основных оксидов Составьте уравнения реакций оксида марганца (II) с оксидом кремния (IV),оксидом азота (V), соляной кислотой: MnO + SiO2 = MnSiO3 MnO + 2HCl = MnCl2 + H2O MnO + 2H+ = Mn2+ + H2O MnO + N2O5 = Mn(NO3)2

• 

  29 слайд

  Mn(OH)2 Гидроксид марганца (II) Гидроксид марганца(II) — студнеобразный светло-розовый осадок. Нерастворим в воде. Получение. Гидроксид марганца (II) получают при действии раствора щелочи на растворы солей Mn2+ MnSO4 + 2NaOH = ↓Mn(OH)2 + Na2SO4 Mn2+ + 2OH– = ↓Mn(OH)2

• 

  30 слайд

  Химические свойства Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Перечислите свойства характерные для оснований Составьте уравнения реакций гидрооксида марганца (II) с оксидом серы (VI), соляной кислотой: Mn(OH)2 + SO3 = MnSO4 Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O Mn(OH)2 + 2H+ = Mn2+ + 2H2O

• 

  31 слайд

  Гидроксид марганца (II) легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее разлагается на оксид марганца (IV) Mn(OH)2 + 1/2O2 + H2O → MnO(OH)2 → MnO2

• 

  32 слайд

  Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата: Mn(OH)2 + KBrO + KOH → KMnO4 + KBr + H2O Рассмотрите реакцию как окислительно-восстановительную. Расставьте коэффициенты. Mn+2(OH)2 + KBr+1O + KOH → KMn+7O4 + KBr–1 + H2O Mn+2 – 5e → Mn+7 2 Br+1 + 2e → Br–1 5 2Mn(OH)2 + 5KBrO + 2KOH = 2KMnO4 + 5KBr + 3H2O окисление, восстановитель восстановление , окислитель

• 

  33 слайд

  Сульфат марганца (II) — белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO4 · 5H2O — красно-розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, Применяется для получения Mn, MnO2 и других соединений марганца, как микроудобре- ние и аналитический реагент. Соли марганца (II)

• 

  34 слайд

  Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. MnSO4 + 2(NH3·H2O) = Mn(OH)2↓ + (NH4)2SO4 Слабый восстановитель, реагирует с типичными окислителями. MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + Na2SO4 MnSO4 + H2O + KMnO4 → MnO2 + K2SO4 + H2SO4 MnSO4 + H2SO4 + KMnO4 → Mn(SO4)2 + K2SO4 + H2O MnSO4 + HNO3(конц.)+ PbO2 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + Pb(HSO4)2 + + H2O Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты.

• 

  35 слайд

  Mn+2SO4 +H2O + KMn+7O4 →Mn+4O2 + Na2SO4 + H2SO4 Mn+2 – 2e → Mn+4 3 Mn+7 + 3e → Mn+4 2 3MnSO4 + 2H2O + 2KMnO4 = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4 окисление, восстановитель восстановление , окислитель Mn+2SO4 + H2SO4 + KMn+7O4 → Mn+4(SO4)2 + K2SO4 + H2O Mn+2 – 2e → Mn+4 3 Mn+7 + 3e → Mn+4 2 3Mn SO4+8H2SO4 +2KMnO4 = 5Mn(SO4)2 +K2SO4 +8H2O окисление, восстановитель восстановление , окислитель

• 

  36 слайд

  Mn+2SO4 + HNO3 + Pb+4O2 → HMn+7O4 + Pb+2(NO3)2 + + Pb(HSO4)2 + H2O Mn+2 – 5e → Mn+7 2 Pb+4 + 2e → Pb+2 5 2Mn SO4 + 8HNO3 + 5PbO2 = = 2HMnO4 + 4Pb(NO3)2 + Pb(HSO4)2 + 2H2O окисление, восстановитель восстановление , окислитель

• 

  37 слайд

  Оксид марганца(IV) (диоксид марганца) MnO2 — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).

• 

  38 слайд

  В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия 2KMnO4 → MnO2 + K2MnO4 + O2↑ Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. 2KMnO4 + H2O2 = 2KOH + 2MnO2 + 2O2 При температуре выше 100 °C перманганат калия восстанавливается водородом: 2KMnO4 + 2H2 = K2MnO4 + MnO2 + 2H2O Получение диоксида марганца t° опыт

• 

  39 слайд

• 

  40 слайд

  Химические свойства диоксида марганца Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства и поэтому сплавляется с щелочами, образуя манганиты, если реакция проводится без доступа воздуха: MnO2 + 2KOH = K2MnO3 + H2O Если реакция проводится в присутствии кисло- рода воздуха, который играет роль окислителя, то образуется манганат: 2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O Полученный манганат самопроизвольно разлагается и образу- ет перманганат калия и оксид марганца(IV): 3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

• 

  41 слайд

  При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора: 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2↑ С серной и азотной кислотами MnO2 разлагается с выделением кислорода: 2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O Окислительные свойства усиливаются в кислотной cреде 2MnO2 + 2FeSO4 +2H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2 При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn7+ и Mn6+: 3MnO2 + KClO3 +6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O. опыт

• 

  42 слайд

• 

  43 слайд

  Существенно ускорять химические реакции могут некоторые вещества ‑ катализаторы. Пероксид водорода медленно разлагается на кислород и воду. Диоксид марганца значительно ускоряет реакцию, кислорода выделяется значительно больше. Значит диоксид марганца – катализатор реакции разложения пероксида водорода. катализатор (MnO2) Н2О2 2Н2О + О2 опыт

• 

  44 слайд

• 

  45 слайд

  Наиболее характерными соединениями Mn(VI) являются манганаты – соли марганцоватой кислоты Н2MnО4. Кислота и ее соли неустойчивы. В 19 веке раствор манганата калия называли «минеральным хамелеоном»: при стоянии он менял цвет с ярко-зеленого, соответствующего иону MnО42–,на фиолетовую (цвет иона MnО4– ) 3K2MnO4 + 3H2O = 2KMnO4 + MnO2 · H2O↓ + 4KOH зеленый фиолетовый MnO2 + K2CO3 + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + CO2↑ MnO2 + 2KOH + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + H2O 3MnO2 + 3K2CO3 + KClO3 = 3K2MnO4 + KCl + 3CO2↑ Соединения марганца (VI) или восстановлением перманганата калия в щелочной среде 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = K2MnO4 + Na2SO4 Манганаты получают окислением оксида марганца (VII)

• 

  46 слайд

  Манганат калия — соль темно-зеленого цвета. Плавится под избыточным давлением кислорода. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO42−. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро — при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. K2MnO4

• 

  47 слайд

  Химические свойства манганата калия Поскольку атом марганца (VI) в манганатах находится в промежуточной степени окисления, то он может как повышать, так и понижать ее. K2MnO4 + KI + H2O → MnO2 + I2 + KOH K2MnO4 + Cl2 → KMnO4 + KCl Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Определите окислитель и восстановитель K2MnO4 + HСl → KMnO4 + MnO2 + KCl + H2O

• 

  48 слайд

  K2Mn+6O4 + KI–1 + H2O → Mn+4O2 + I20 + KOH Mn+6 + 2e → Mn+4 1 2I–1 – 2e → I20 1 K2MnO4 + 2KI + H2O = MnO2 + I2 + 4KOH K2MnO4 (за счет Mn+6) – окислитель, процесс восстановления KI (за счет I–1) – восстановитель, процесс окисления K2Mn+6O4 + Cl20 → KMn+7O4 + KCl–1 Mn+6 – 1e → Mn+7 2 Cl20 + 2e → 2Cl–1 1 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl K2MnO4 (за счет Mn+6) – восстановитель, процесс окисления Cl20 – окислитель, процесс восстановления

• 

  49 слайд

  K2Mn+6O4 + HСl → KMn+7O4 + Mn+4O2 + KCl + H2O Mn+6 – 1e → Mn+7 2 Mn+6 + 2e → Mn+4 1 3K2MnO4 + 4HСl = 2KMnO4 + MnO2 + 4KCl + 2H2O K2MnO4 (за счет Mn+6) – восстановитель, процесс окисления K2MnO4 (за счет Mn+6) – окислитель, процесс восстановления

• 

  50 слайд

  Оксид марганца (VII) Mn2O7 Оксид марганца – тяжелое буро-зеленое маслянистое вещество, очень гигроскопичное и неустойчивое при нагрева- нии. Получают обрабатывая порошкообразный перманганат калия концентрированной серной кислотой 2KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + H2O + Mn2O7

• 

  51 слайд

  2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2 + Q Оксид марганца () настолько неустойчив, что взрывается при простом встряхивании или при нагревании выше 55°С. В неподвижном состоянии при комнатной температуре сравни- тельно устойчив. Оксид марганца (VII) сильнейший окислитель, он поджигает любые вещества – при контакте с ним они воспламеняются

• 

  52 слайд

  При попадании кристаллов перманганата калия в серную кислоту образуется марганцевый ангидрид (оксид марганца (VII) - очень сильный окислитель. Он взаимодействует с этиловым спиртом. При этом образуется уксусный альдегид. опыт Окисление оксидом марганца (VII) этилового спирта

• 

  53 слайд

• 

  54 слайд

  Марганцовая кислота HMnO4 Марганцо́вая кислота́ — сильная кислота. В чистом виде не выделена, существует в виде раствора. Максимальная концентрация в водном растворе составляет 20 %. Растворы марганцовой кислоты имеют фиолетовую окраску. При температуре ниже 20 °C образует кристаллогидрат HMnO4 · 2H2O Марганцовая кислота может быть получена взаимодействием оксида марганца(VII) с водой на холоде: Mn2O7 + H2O = 2HMnO4 Соли марганцовой кислоты называются перманганаты. Самым известным производным марганцовой кислоты является перманганат калия (марганцовка).

• 

  55 слайд

  Химические свойства HMnO4 Марганцовая кислота в растворе медленно разлагается, при этом выделяется кислород и выпадает осадок диоксида марганца. Составьте уравнение реакции. 4HMnO4 = 4MnO2 + 3O2 + 2H2O Проявляет общие для сильных кислот свойства, например вступает в реакции нейтрализации с сильными и слабыми oснованиями. Составьте уравнение реакции марганцовой кислоты с гидроксидом натрия и гидрксидом аммония HMnO4 + NaOH = KMnO4 + H2O HMnO4 +(NH3 · H2O) NH4MnO4 + H2O < 20°C 2HMnO4 +2(NH3 · H2O) 2MnO2 + N2 + 6H2O >20°C

• 

  56 слайд

  Марганцовая кислота, как и её соли (перманганаты), является очень сильным окислителем HMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O Рассмотрите реакцию как окислительно-восстановительную. Расставьте коэффициенты. HMn+7O4 + HCl–1 → Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 2Сl–1 – 2e → Cl20 5 восстановление, окислитель окисление , восстановитель 2HMnO4 + 14HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

• 

  57 слайд

  Соли. KMnO4 Пермангана́т ка́лия (лат. Kalii permanganas) — марганцовокислый калий, калиевая соль марганцевой кислоты. Представляет собой темно-фиолетовые, почти черные кристаллы, при растворении в воде образующие ярко окрашенный раствор малинового цвета.

• 

  58 слайд

  В жидкостях, как и в газах, частицы вещества (молекулы и ионы) находятся в постоянном движении. Это можно увидеть с помощью ярко окрашенных веществ. Бросим в колбу с водой кристаллики перманганата калия. Фиолетовая окраска, появившаяся вокруг кристаллов, постепенно распространяется по всему сосуду. Распространение вещества — диффузия происходит из-за постоянного беспорядочного  движения частиц. опыт

• 

  59 слайд

• 

  60 слайд

  Получение KMnO4 Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия 2MnO2 + 3Cl2 + 8KOH → 2KMnO4 + 6KCl + 4H2O 2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl 3K2MnO4+2H2O → 2KMnO4+ MnO2 + 4KOH 2K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 +H2↑ + 2KOH Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

• 

  61 слайд

  Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI) Химические свойства перманганата калия

• 

  62 слайд

  Соединения марганца (VII) – сильные окислители MnO4– Mn2+ MnO2 MnO42– H+ H2O OH– MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O MnO4– + 1e → MnO42– MnO4– + 2H2O +3e → MnO2 + 4OH –

• 

  63 слайд

  В кислой среде перманганат восстанавливается до солей Mn2+ KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O KMnO4+ KNO2+ H2SO4 → MnSO4 +KNO3 +K2SO4 + H2O KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O KMnO4 + HCl → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O опыт

• 

  64 слайд

• 

  65 слайд

  KMn+7O4 + HCl–1→ Mn+2Cl2 + KCl + Cl20 + H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 2Сl–1 – 2e → Cl20 5 2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O окисление, восстановитель восстановление , окислитель KMn+7O4 +H2S–2 + H2SO4 →Mn+2SO4 + S0 + K2SO4 +H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 S–2 – 2e → S0 5 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O восстановление , окислитель окисление, восстановитель

• 

  66 слайд

  KMn+7O4 + H2O2–1 + H2SO4 → Mn+7SO4 + O2–0 + K2SO4 + H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 S–2 – 2e → S0 5 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O KMn+7O4 + KN+3O2 +H2SO4 → Mn+2SO4 + KN+5O3 +K2SO4 + H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 N+3 – 2e → N+5 5 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 2KMnO4 + 5KNO2 +3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 +K2SO4 + 3H2O

• 

  67 слайд

  2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 2Fe+2 – 2e → 2Fe+3 5 восстановление , окислитель окисление, восстановитель KMn+7O4 + Fe+2SO4 + H2SO4 → Mn+2SO4 + Fe2+3(SO4)3 + + K2SO4 + H2O KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2SO4 → Mn+2SO4 + Na2S+6O4 + K2SO4+ + H2O Mn+7 + 5e → Mn+2 2 S+4 – 2e → S+6 5 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + + K2SO4 + 3H2O

• 

  68 слайд

  В нейтральной среде восстановление идет до MnO2 KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH KMnO4 + H2S → MnO2 + S + KOH + H2O KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4 В щелочной среде образуются соли маргонцоватой кислоты KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2SO4 + H2O KMnO4 + KI + KOH → K2MnO4 + KIO4 + H2O KMnO4 + KOH → K2MnO4 + O2 + H2O Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты.

• 

  69 слайд

  KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2O → Mn +4O2 + Na2S+6O4 + KOH Mn+7 + 3e → Mn+4 2 S+4 – 2e → S+6 3 2KMn O4 +3Na2S O3 + H2O = 2Mn O2 + 3Na2S O4 +2KOH восстановление , окислитель окисление, восстановитель KMn+7O4 + H2S–2 → Mn+4O2 + S0 + KOH + H2O Mn+7 + 3e → Mn+4 2 S–2 – 2e → S0 3 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 2KMnO4 + 3H2S = 2MnO2 + 3S + 2KOH + 2H2O В нейтральной среде восстановление идет до MnO2

• 

  70 слайд

  KMn+7O4 + Mn+2SO4 + H2O → Mn+4O2 + K2SO4 + H2SO4 Mn+7 + 3e → Mn+4 2 Mn+2 – 2e → Mn+4 3 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

• 

  71 слайд

  В щелочной среде образуются соли маргонцоватой кислоты KMn+7O4+Na2S+4O3 +KOH →K2Mn+6O4 +Na2S+6O4 + H2O Mn+7 + 1e → Mn+6 2 S+4 – 2e → S+6 1 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O KMn+7O4 + KI–1 + KOH → K2Mn+6O4 + KI+7O4 + H2O Mn+7 + 1e → Mn+6 8 I–1 – 8e → I+7 1 восстановление , окислитель окисление, восстановитель 8KMnO4 + KI + 8KOH = 8K2MnO4 + KIO4 + 4H2O

• 

  72 слайд

  KMn+7O4–2 + KOH → K2Mn+7O4 + O20 + H2O Mn+7 + 1e → Mn+6 4 2O–2 – 4e → O20 1 восстановление , окислитель oкисление, восстановитель 4KMnO4 + 4KOH = 4K2MnO4 + O2 + 2H2O

• 

  73 слайд

  К растертому в тонкий порошок перманганату калия добавляют глицерин. Через некоторое время над смесью появляется дымок, а затем происходит загорание глицерина. Под действием сильных окислителей глицерин сгорает с образованием углекислого газа и воды. 2 С3Н8О3 + 7 О2 = 6 СО2 + 8Н2О Взаимодействие кристаллического перманганата калия с глицерином oпыт

• 

  74 слайд

• 

  75 слайд

• 

  76 слайд

  Спирты легко окисляются раствором перманганата калия. В пробирку с этиловым спиртом прильем немного подкисленного раствора перманганата калия. Осторожно подогреем пробирку. Раствор постепенно обесцвечивается. В данных условиях этиловый спирт окисляется, превращаясь в уксусный альдегид. Окисление этилового спирта раствором перманганата калия опыт C2H5OH + KMnO4 + H2SO4 → CH3COH + MnSO4 + K2SO4 + H2O C2H6O – 2e → C2H4O + 2H+ 5 MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 2 5C2H6O + 2MnO4– + 16H+ → 5C2H4O + 10H+ +2Mn2+ + 8H2O 5C2H5OH +2KMnO4 +3H2SO4→5CH3COH +2MnSO4+K2SO4+8H2O

• 

  77 слайд

• 

  78 слайд

• 

  79 слайд

  При пропускании ацетилена через подкисленный раствор перманганата калия наблюдается быстрое обесцвечивание раствора. Происходит окисление ацетилена по месту разрыва тройной связи с образованием продукта окисления – щавелевой кислоты. В избытке перманганата калия щавелевая кислота окисляется до углекислого газа и воды. Взаимодействие ацетилена с раствором перманганата калия опыт C2H2 +KMnO4 +H2SO4 →HOOC–COOH + MnSO4 + K2SO4 + H2O C2H2 + 4H2O – 8e → C2H2O4 + 8H+ 5 MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 8 5C2H2 + 20H2O + 8MnO4– + 64H+ → 5C2H4O + 40H+ + 8Mn2+ + 32H2O 5C2H2 + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 5HOOC–COOH + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O

• 

  80 слайд

• 

  81 слайд

  При пропускании этилена через раствор перманганата калия. Раствор быстро обесцвечивается. При этом этилен окисляется в двухатомный спирт этиленгликоль. Взаимодействие этилена с раствором перманганата калия опыт C2H4 + KMnO4 + H2O → CH2OH–CH2OH + MnO2 + KOH C2H4 + 2OH– – 2e → C2H6O2 3 MnO4– + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH– 2 3C2H4 + 6OH– + 2MnO4– + 4H2O → 3C2H6O2 + 2MnO2 + 8OH– 3C2H4 + 2KMnO4 + 4H2O → 3CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

• 

  82 слайд

• 

  83 слайд

  При нагревании перманганат калия разлагается 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 t° опыт

• 

  84 слайд

• 

  85 слайд

  Применение этой соли чаще всего основано на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие. Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор. Медицинское применение перманганата калия

• 

  86 слайд

  Фармакологическое действие Антисептическое средство. При соприкосновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — альбуминаты (за счет этого калия перманганат в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах — раздражающее, прижигающее и дубящее действие). Обладает также дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв. Способность калия перманганата обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестным ядом и пищевых токсикоинфекциях. При попадании внутрь всасывается, оказывая действие (приводит к развитию метгемоглобинемии). Используется также в гомеопатии.

• 

  87 слайд

  Другие сферы применения перманганата калия 1) Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды 2) Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ. 3) Растворы (концентрации примерно 3 г/л) широко применяются при тонировании фотографий. 4) В пиротехнике применяют в качестве сильного окислителя. 5) Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в космических жидкостно-ракетных двигателях. 6) Водный раствор перманганата калия используется для травления дерева, в качестве морилки. 7) Водный раствор применяется также для выведения татуировок. Результат достигается посредством химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится красящее вещество. 8) Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении мета- и парафталевые кислот из мета- и параксилолов соответственно.

• 

  88 слайд

  Влияние изменения степени окисления марганца на свойства его соединений. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца зависят от степени окисления марганца. MnO Mn2O3 MnO2 (MnO3) Mn2O7 Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 (H2MnO4) HMnO4 основные кислотные амфотерные Ослабление основных и усиление кислотных свойств

• 

  89 слайд

  степень окисления соединения цвет ионов оксиды гидроксиды соли +6 +4 +2 +7 Mn2O7 MnO2 Mn(OH)2 MnO MnCl2 MnSO4 слабо- розовый основный Mn(OH)4 MnCl4 черный амфотерный MnO3 H2MnO4 К2MnO4 кислотный зеленый HMnO4 КMnO4 фиолетовый кислотный