XV Международный конкурс научно-исследовательских и творческих работ учащихся

Старт в науке

Исследование соединений марганца

• Авторы
• Руководители
• Файлы работы
• Наградные документы

Федяшова К.С. 1

---

1Средняя общеобразовательная школа № 20

Мишина М.П. 1

---

1Средняя общеобразовательная школа № 20

Работа в формате PDF

1 MB

Автор работы награжден дипломом победителя III степени

Диплом школьникаСвидетельство руководителя

Введение

Показателем хорошей подготовки выпускника к экзамену является не только прочная теоретическая база, но и навыки применения на практике имеющихся у него знаний.

Именно это стало основной причиной создания интерактивного тренажера по теме «Соединения марганца». Актуальность работы заключается в том, что выпускник наряду с повторением и закреплением теоретических сведений по тому или иному разделу химии наблюдает химические реакции производных марганца.

Объектом исследования являются соединения марганца (II, IV, VI, VII).

Предметом исследования стали химические реакции, которые лежат в основе основных способов получения, ОВ процессов, кислотно-основных свойств соединения марганца (II, IV, VI, VII), чаще всего встречающиеся в КИМах по химии.

Гипотеза: при грамотном подходе к изучению соединений марганца на основе химического эксперимента, возможно добиться более прочного усвоения учащимися основных теоретических вопросов при изучении соединений марганца.

Цель: создать интерактивный тренажер по теме «Соединения марганца».

Задачи работы:

изучение литературных источников, связанных с данной темой.

знакомство с соединениями марганца (II, IV, VI, VII) на практике, рассмотрение способов их получения и химических свойств.

проведение реакций с участием соединений марганца (II, IV, VI, VII).

анализ результатов опытов и формулировка выводов.

разработка интерактивного тренажера по теме «Соединения марганца».

Презентация данной работы учащимся, которые проявляют интерес к химии и выбирают этот предмет для итоговой аттестации.

Для реализации поставленных цели и задач были выбраны следующие методы и приемы:

обобщение, систематизация, анализ;

практическая работа, экспериментальные исследования;

наблюдение;

рекламная деятельность.

Глава 1. Теоретическая часть

Сведения о марганце. Марганец - распространенный элемент в земной коре (0,1 % по массе). Его природные минералы: MnO₂•nH₂O – пиролюзит, Mn₂O₃ – браунит, Mn₃O₄ – гаусманит (см. Приложение 2)

Марганец это серебристо-белый твердый и хрупкий металл, с температурой плавления 1245^оС. Электронная формула: 1s²2s²p⁶3s²p⁶d⁵4s², электронно-графическая формула:

За счет семи валентных электронов Mn проявляет максимальную степень окисления (+7), валентность (VII) – за счет семи валентных орбиталей; проявляемые степени окисления: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (см. Приложение 1). Наиболее устойчивые валентные состояния – II, IV и VII

На воздухе марганец покрыт оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления (даже при нагревании). Находясь в мелкораздробленном состоянии, он довольно легко окисляется. Марганец широко применяется в производстве легированных сталей.

1.2. Соединения марганца (II)

Оксид марганца (II) - зеленый порошок; нерастворим в воде; обладает основными свойствами. Встречается в природе в виде минерала манганозита (см. Приложение 2)

Получение. Восстановлением из оксидов марганца:

;.

Прокаливанием гидроксида или карбоната марганца(II):

)

Разложением оксалата марганца (MnC₂O₄):

Химические свойства. С водой и щелочами не реагирует; обладая основными свойствами, взаимодействует с сильными кислотами с образованием солей марганца(II):

;

Гидроксид марганца(II) - студнеобразный белый, переходящий в светло-розовый осадок (см. Приложение 2); в воде нерастворим; проявляет основные свойства; на воздухе быстро темнеет.

Получение. Действием щелочи на раствор соли марганца(II):

;

Химические свойства. В обычных условиях проявляет свойства слабых оснований, растворяясь в сильных кислотах и разлагаясь при нагревании:

В водных растворах он полностью разрушаются [6; 9].

2Mn(OH)₂ + O₂ → 2H₂MnO₃, на воздухе легко окисляется до бурого оксогидроксида марганца, с дальнейшим окислением до оксида марганца (IV):

;

При добавлении к гидроксиду марганца (II) окислителя (н-р, ) окисление происходит мгновенно:

В присутствии сильных окислителей (н-р, KBrO)  может окислиться до MnO₄^2‒:

Соли марганца (II). Большинство солей марганца (II) в воде хорошо растворимы; их кристаллогидраты в сухом виде окрашены в слабо-розовый цвет (см. Приложение 2); карбонат (MnCO₃), сульфид (MnS) и фосфат (Mn₃(PO₄)₂) – нерастворимые соли марганца(II).

Химические свойства. Соли марганца (II) реагируют со щелочами: .

Добавлением к раствору марганцевой соли (II) раствора, содержащего необходимый кислотный остаток, получают нерастворимые соли марганца(II):

;

;

MnS легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах, а также в уксусной кислоте: . Из раствора осаждается в виде кристаллогидрата MnS • хH₂O (телесного цвета).

;

Большую восстановительную способность соли марганца (II) проявляют в щелочной среде, в меньшей – в кислой среде.

1.3. Соединения марганца (IV)

Оксид марганца (IV) - темно-бурый порошок; в природе встречается в виде минерала пиролюзита (см. Приложение 2); амфотерный оксид; обладает ОВ двойственностью, в кислой среде – сильный окислитель.

Получение и химические свойства

;

;

;

;

;

;

]

_{MnO2 + KNO3 + 2KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O}

;

Гидроксид марганца (IV) - амфотерный гидроксид (см. Приложение 2).

Является неустойчивым соединением, при комнатной температуре гидроксид марганца (IV) переходит в диоксид:

1.4. Соединения марганца (VI)

Марганцовистая кислота H₂MnO₄ очень нестойкая даже в растворе. Соли (манганаты) представляют собой темно-зеленые, почти черные кристаллы. В растворе устойчивы только в сильнощелочной среде, окраска раствора изумрудно-зеленая. Наибольшее значение имеет манганат калия, который используется в производстве перманганата калия.

Получение. При сплавлении или кипячении:

Химические свойства

1.5. Соединения марганца (VII)

Оксид марганца (VII) - зеленоватая маслянистая жидкость, при охлаждении - темно-зеленые кристаллы (см. Приложение 2); марганцовый ангидрид; кислотный оксид, при нагревании взрывается; растворяется в концентрированной уксусной кислоте (без разложения).

Получение. Действием концентрированной серной кислоты (холодной) на перманганат:

Химические свойства. Реагирует с водой и щелочами:

;

восстанавливаясь до MnO₂, легко окисляет аммиак, сероводород, сульфиды, монооксид углерода и органические вещества:

;

;

;

Марганцовая кислота очень сильная нестабильная кислота; существует только в водных растворах (цвет – фиолетово-красный) (см. Приложение 2).

Получение и химические свойства

Перманганат калия (марганцовка) ­– бытовое дезинфицирующее средство, которое имеется в каждой домашней аптечке.

Получение и химические свойства

2K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO_{4 анод} + H₂↑_катод + 2KOH (электролиз)

2K₂MnO₄ + O₃ + H₂O → 2KMnO₄ + 2KOH + O₂↑;

2K₂MnO₄ + Cl₂ → 2KMnO₄ + 2KCl

3K₂MnO₄ + 4HCl → 2KMnO₄ + MnO₂↓ + 4KCl + H₂O

3K₂MnO₄ + 4CO₂ + 2H₂O → 2KMnO₄ + KHCO₃ + MnO₂↓

KMnO₄ – сильный окислитель. В виде темно-фиолетовых кристаллов, умеренно растворимых в воде, кристаллизуется из раствора (см.Приложение 2).

В зависимости от pH среды перманганаты восстанавливаются по-разному (см. Приложение 3,4).

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5NaNO₃ + 3H₂O

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ +3H₂SO₄ → 2MnSO₄+ 6K₂SO₄+3H₂O

2KMnO₄ + 10KBr + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 5Br₂ + 8H₂O

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

2KMnO₄ + 3MnSO₄ + 2H₂O → 5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

2KMnO₄ + KI + H₂O → 2MnO₂ + KIO₃ + 2KOH

2KMnO₄ + 5SO₂ + 2H₂O → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H2SO₄

2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

2KMnO₄ + 3(NH₄)₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂ + 3(NH₄)₂SO₄ + 2KOH

2KMnO₄ + SO₂ + 4KOH → 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

2NaMnO₄ + NaNO₂ + 2NaOH → 2Na₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O

6KMnO₄ + 2NH₃ + 6KOH → 6K₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O

KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

6KMnO₄ + KI + 6KOH→ 6K₂MnO₄ + KIO₃ + 3H₂O

Глава 2. Экспериментальная часть (см. Приложение 5)

2.1. Соединения марганца (II)

2.1.1. Получение гидроксида марганца (II). В 2 пробирки внесите 1 мл раствора MnSO₄ и 1 мл раствора NaOH. 

Наблюдается образование аморфного осадка, окрашенного в цвет слоновой кости. Вывод. В результате реакции образуется гидроксид марганца (II): MnSO₄ + 2NaOH → Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Кислотно-основные свойства гидроксида марганца (II). Осадок (опыт 1) разделите на 2 части. В 1 пробирку влейте 1 мл HCl (разб.), во 2 – такой же объем раствора NaOH (конц.).

Результаты опытов показали, что гидроксид марганца (II) в растворе кислоты растворяется, с раствором щелочи видимых изменений не наблюдается. Вывод. Гидроксид марганца (II) – основной гидроксид – при комнатной температуре растворяется в соляной кислоте, к действию растворов щелочей инертен: Mn(OH)₂↓ + 2HCl → MnCl₂ + 2H₂O; Mn(OH)₂↓ + NaOH ≠

Восстановительные свойства гидроксида марганца (II). В 2 пробирки внесите 1 мл раствора MnSO₄ и 1 мл раствора NaOH. Размешайте осадок в 1 пробирке и оставьте стоять в штативе на некоторое время. Во 2 пробирку к осадку добавьте несколько капель 3%-ного раствора H₂O₂.

Обе реакции сопровождаются изменением цвета осадка – осадок буреет. Во 2 пробирке проявление аналитического признака происходит значительно быстрее. Вывод. Гидроксид марганца (II) обладает восстановительными свойствами. Он легко окисляется на воздухе до бурого оксогидроксида марганца, который далее окисляется до оксида марганца (IV):

4Mn(OH)₂ + O₂ → 4MnO(OH)↓ + 2H₂O; 4MnO(OH)↓ + O₂ → 4MnO₂↓ + 2H₂O.

Окисление пероксидом водорода происходит моментально до оксида марганца (IV): Mn(OH)₂ + H₂O₂ → MnO₂↓ _бурый + 2H₂O.

Восстановительные свойства солей марганца (II). В пробирку влейте 1 мл раствора KMnO₄, затем добавьте 1 мл раствора MnSO₄. Опустите в пробирку лакмусовую бумажку.

Наблюдается обесцвечивание раствора и образование бурого осадка. Лакмусовая бумажка розовеет, что говорит о наличии кислой среды в полученном растворе. Вывод. В нейтральной среде соли марганца (II) окисляются до оксида марганца (IV):

3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 5MnO₂↓ _бурый+ K₂SO₄ + 2H₂SO₄

Получение нерастворимых солей марганца (II). В 3 пробирки наберитепо1 мл раствора MnSO₄. Затем в 1 пробирку добавьте такой же объем раствора Na₂CO₃, во 2 – Na₃PO₄.

В 1 пробирке выпадает белый осадок, во 2 – белый аморфный осадок. Вывод. При добавлении растворов солей, содержащих карбонат- и фосфат-ионы к растворимой соли марганца (II) образуются нерастворимые в воде соли марганца (II): MnSO₄ + Na₂CO₃ → MnCO₃↓ _белый + Na₂SO₄

MnSO₄ + 2Na₃PO₄ → Mn₃(PO₄)₂↓ _{белый аморфный} + 3Na₂SO₄

Соединения марганца (IV)

Каталитические свойства оксида марганца (IV). В пробирку налейте 1-2 мл раствора H₂O₂ и добавьте немного MnO₂. Внесите в пробирку тлеющую лучинку.

При добавлении оксида марганца (IV) в раствор пероксида водорода наблюдается бурное выделение газа без цвета и запаха, в котором тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Вывод.Оксид марганца (IV) в реакции разложения пероксида водорода служит катализатором:

Окислительно-восстановительные свойства оксида марганца (IV)

А) В пробирку внесите несколько кристалликов MnO₂, добавьте 1-2 мл HCl (конц.) и слегка подогрейте. Над пробиркой подержите фильтровальную бумажку, смоченную раствором иодида калия. Опыт нужно проводить под тягой!

В ходе взаимодействия выделяется газ. Фильтровальная бумажка, смоченная раствором иодида калия, приобретает коричневый цвет.

Вывод.Оксид марганца(IV) проявляет окислительные свойства:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑+ 2H₂O.

Изменение цвета фильтровальной бумажки происходит под действием образующихся в ходе реакции паров йода: 2KI + Cl₂ → 2KCl + I₂↓

Б)В 2 пробирки внесите по 0,5 микрошпателя кристаллического MnO₂ и 6-9 капель раствора H₂SO₄. Затем добавьте по 1 микрошпателю FeSO₄ (соли Мора) и 6-9 капель H₂O (дистил.). Встряхните пробирки. В 1 пробирку добавьте 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆], во 2 – 1 каплю раствора роданида калия KCNS.

В ходе данного взаимодействия происходит растворение оксида марганца (IV). В 1 пробирке наблюдается образование синего осадка (раствора) берлинской лазури, а во 2 – кроваво-красного раствора.

Вывод.Оксид марганца (IV) в реакции с сульфатом железа (II) в кислой среде проявляет окислительные свойства:

MnO₂ + 2FeSO₄ +2H₂SO₄ → MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

2Fe₂(SO₄)₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] → 3Fe₄[Fe(CN)₆]↓ + 6K₂SO₄

Fe₂(SO₄)₃ + K₄[Fe(CN)₆] → K₂SO₄ + KFe[Fe(CN)₆]↓ _{растворимая (коллоидная) форма}

Fe₂(SO₄)₃ + 6KCNS ↔ 2Fe(CNS)₃ + 3K₂SO₄

Соединения марганца (VI)

Получение манганата калия. А) В фарфоровый тигель при помощи пинцета поместите 1 кусочек твердого KOH, затем при помощи микрошпателя добавьте такое же количество кристаллического KNO₃, поставьте тигель на фарфоровый треугольник, помещенный на кольцо штатива, и осторожно нагрейте смесь до ее расплавления.

Расплав окрашивается в зеленый цвет.

Вывод.Оксид марганца(IV) обладает восстановительными свойствами:

MnO₂ + KNO₃ + 2KOH → K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O

Б) В пробирку поместите небольшое количество кристаллов KMnO₄. Нагревание продолжайте до прекращения выделения газа. Поместите тлеющую лучинку в пробирку-сборник.

Кристаллики перманганата калия превращаются в черный порошок. В ходе реакции выделяется бесцветный газ, который был собран в пробирку-сборник. Тлеющая лучинка при внесении в пробирку-сборник, вспыхивает, следовательно, выделяющийся газ – кислород. Вывод.В результате реакции образуется манганат калия, оксид марганца (IV) и кислород: 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Гидролиз манганата калия. Охлажденный расплав (опыт 1А) поместите в пробирку и растворите его в H₂O (дистил.). Часть черного порошка (опыт 1Б) высыпьте в чистую пробирку и добавьте к нему немного H₂O (дистил.).

Сначала в обеих пробирках раствор приобретает зеленый цвет, обусловленный наличием ионов MnO₄^2‒, постепенно окраска раствора сменяется с зеленой на фиолетовую, что обусловлено образованием ионов MnO₄^‒, затем наблюдается образование темно-коричневого осадка.

Вывод. Манганаты устойчивы только в растворах, характеризующихся сильнощелочной средой, в иных случаях они взаимодействуют с водой с образованием перманганатов и оксида марганца (IV):

3K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

2.4. Соединения марганца (VII)

2.4.1. ОВ свойства перманганата калия. В пробирку внесите несколько кристалликов KMnO₄ и добавьте 1-2 мл HCl (конц.). Слегка подогрейте. Над пробиркой подержите фильтровальную бумажку, смоченную раствором KI. Опыт нужно проводить под тягой!

В ходе реакции выделяется газ. Фильтровальная бумажка, смоченная раствором иодида калия, приобретает коричневый цвет.

Вывод.Перманганат калия в реакции с соляной кислотой проявляет окислительные свойства: 2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ +8H₂O.

Цвет фильтровальной бумажки изменяется за счет образующегося в ходе реакции йода: 2KI + Cl₂ → 2KCl + I₂↓.

2.4.2. Восстановление перманганата калия сульфитом натрия в различных средах. В 3 пробирки наберите по 1 мл раствора KMnO₄. В 1 пробирку добавьте 6-7 капель раствора H₂SO₄, во 2 – 6-7 капель H₂O (дистил.) и в 3 – 6-7 капель раствора KOH (конц.). Затем во все пробирки внесите несколько кристалликов Na₂SO₃.

В 1 пробирке раствор обесцвечивается, во 2 пробирке наблюдается обесцвечивание раствора и выпадение бурого осадка, а в 3 – раствор окрашивается в зеленый цвет.

Вывод. Являясь окислителем, ион MnO₄^‒ в кислых растворах восстанавливается в ионы Mn²⁺, в нейтральных растворах восстанавливается с образованием оксида марганца (IV), в щелочных растворах – до иона MnO₄^2‒:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄→ MnSO_{4 (бесцветный)} + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O → 2MnO_{2 (бурый)} + 3Na₂SO₄ + 2KOH

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH →2K₂MnO_{4 (зеленый} + Na₂SO₄ + H₂O

2.4.3. Восстановление перманганата калия иодидом калия в различных средах. В 3 пробирки наберите по 1 мл раствора KMnO₄. В 1 пробирку добавьте 6-7 капель раствора H₂SO₄, во 2 – 6-7 капель H₂O (дистил.) и в 3 – 6-7 капель раствора KOH (конц.). Затем во все пробирки внесите по 6-7 капель раствора KI. Содержимое второй пробирки слегка подогрейте. Затем в первую пробирку поместите 2-3 капли крахмала.

В 1 пробирке раствор приобретает желто-коричневатый цвет, во 2 пробирке наблюдается образование желто-коричневого раствора и выпадение бурого осадка, а в 3 – раствор окрашивается в зеленый цвет. После добавления 2-3 капель крахмала в 1 пробирку появляется характерное синее окрашивание, что доказывает присутствие йода в продукте восстановления MnO₄^‒.

Вывод.Являясь окислителем, ион MnO₄^‒ в зависимости от рН раствора восстанавливается по-разному:

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄→ 2MnSO_{4 (бесцветный)} + 6K₂SO₄ + 5I₂ + 8H₂O

2KMnO₄ + KI + H₂O → 2MnO_{2 (бурый)} + KIO₃ + 2KOH

6KMnO₄ + KI + 6KOH → 6K₂MnO_{4 (зеленый)} + KIO₃ + 3H₂O

2.4.4. Восстановление перманганата калия пероксидом водорода. В 3 пробирки наберите по 1 мл раствора KMnO₄. В 1 пробирку добавьте 6-7 капель раствора H₂SO₄, во 2 – 6-7 капель H₂O (дистил.) и в 3 – 6-7 капель раствора KOH (конц.). Затем во все пробирки внесите 3-5 капель 3%-ного раствора H₂O₂.

В 1 пробирке происходит обесцвечивание раствора перманганата калия и выделение бесцветного газа, во 2 пробирке наблюдаем обесцвечивание раствора, образование бурого осадка и выделение бесцветного газа, в 3 пробирке раствор приобретает зеленый цвет и наблюдается выделение бесцветного газа.

Вывод. Являясь окислителем, ион MnO₄^‒ восстанавливается в кислой среде до ионаMn²⁺, в нейтральной – до MnO₂, в щелочной – до MnO₄^2‒:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄→ 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

2KMnO₄ + 3H₂O₂→ 2MnO₂ + 2KOH + 3O₂+ 2H₂O

2KMnO₄ + H₂O₂ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + O₂ + 2H₂O

Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II). В 2 пробирки поместите по 1 мл раствора KMnO₄ и прилейте 6-9 капель раствора H₂SO₄. К полученной смеси добавьте 1 микрошпатель FeSO₄ (соли Мора) и 6-9 капель H₂O (дистил.). Затем в 1 пробирку добавьте к полученному раствору 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆], во 2 – 1 каплю раствора роданида калия KCNS.

В ходе данного взаимодействия происходит обесцвечивание раствора. В первой пробирке наблюдается образование синего осадка (раствора) берлинской лазури, а во второй пробирке – кроваво-красного раствора.

Вывод.Перманганат калия проявляет окислительные свойства:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄→ 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O

2Fe₂(SO₄)₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] → 3Fe₄[Fe(CN)₆]↓ + 6K₂SO₄

Fe₂(SO₄)₃ + K₄[Fe(CN)₆] → K₂SO₄ + KFe[Fe(CN)₆]↓ _{растворимая (коллоидная) форма}

Fe₂(SO₄)₃ + 6KCNS ↔ 2Fe(CNS)₃ + 3K₂SO₄

Восстановление перманганата калия гидратом аммиака. В 2 пробирки налейте по 1 мл раствора KMnO₄ и добавьте 6-9 капель раствора NH₃. Нагрейте раствор в 1 пробирке. Во 2 пробирку добавьте раствор KOH.

В 1 пробирке раствор обесцвечивается, наблюдается образование бурого осадка и выделение бесцветного газа. Во 2 пробирке происходит смена цвета раствора с розово-фиолетового на зеленый и выделение бесцветного газа.

Вывод.Перманганат калия – окислитель, а аммиак выступает в роли восстановителя: 2KMnO₄ + 2NH₃→2MnO₂↓ + N₂↑ + 2KOH + 2H₂O или

2KMnO₄ + 2(NH₃•H₂O) → 2MnO₂↓ + N₂↑ + 2KOH + 4H₂O

6KMnO₄ + 2NH₃ + 6KOH → 6K₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O

Влияние кислотности среды на скорость окисления. В 2 пробирки налейте по 3 мл раствора KBr. В 1 пробирку добавьте 2 мл раствора H₂SO₄, во 2 – 2 мл раствора CH₃COOH, далее внесите по 1 мл раствора KMnO₄.

В обеих пробирках цвет раствора меняется с розово-фиолетового на желто-бурый. При этом в пробирке с раствором серной кислоты видимые изменения происходят с большей скоростью, чем в пробирке с уксусной кислотой.

Вывод.Большая скорость окисления бромида калия в пробирке с серной кислотой объясняется повышением кислотности среды:

10KBr + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Br₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

10KBr + 16CH₃COOH+ 2KMnO₄→5Br₂ + 12CH₃COOK + 2(CH₃COO)₂Mn + 8H₂O

Во избежание протекания побочных реакций используются именно серная и уксусная кислоты.

Заключение

В результате проведённой работы:

Изучена, систематизирована и обобщена теоретическая информация, касающаяся некоторых производных марганца (II – VII):

изменение характера оксидов и гидроксидов марганца находится в зависимости от степени окисления ХЭ, а именно с возрастанием степени окисления происходит ослабление основных свойств оксидов и гидроксидов марганца и усиление – кислотных;

ОВ способность соединений марганца находится во взаимосвязи со степенью окисления элемента.

Соединения марганца (+2) проявляют свою восстановительную способность, окисляются, превращаясь в другие соединения марганца.

Соединения марганца (+7) являются сильными окислителями, у которых в зависимости от среды раствора может меняться характер протекания реакции между одинаковыми веществами: в кислой среде: Mn⁺⁷ → Mn⁺² - бесцветный раствор; в нейтральной среде: Mn⁺⁷ → MnO₂ - бурый осадок; в щелочной среде: Mn⁺⁷ → Mn⁺⁶ - раствор зеленого цвета.

Соединения с промежуточной степенью окисления обладают ОВ двойственностью.

Производные данного металла различны по своей окраске: светло-розовые, малиново-фиолетовые, синие, зелёные, коричневые, бурые и черные.

Марганец, являясь биоэлементом, имеет колоссальное значение в жизнедеятельности человека и всего живого на планете Земля. Марганец и его производные марганца (II) малотоксичны. Сильные окислители неприемлемы для организма как постоянные компоненты, поэтому подобные соединения марганца (+7) в биологических системах не обнаруживаются. Перманганаты пагубны для живого организма и являются ядом;

2) На практике проведены реакции с участием различных соединений марганца (II, IV, VI, VII), проведен глубокий анализ результатов опытов и сделаны соответствующие выводы;

3) Разработан и публично представлен на уроках химии и внеурочных занятиях цифровой тренажер «Соединения марганца» (см. Приложение 6).

Проделанная работа дает возможность углубленного изучения данной темы на уроках, элективных занятиях, при подготовке к олимпиадам, служит эффективным средством в решении проблем, связанных с подготовкой к экзамену.

Тренажер «Соединения марганца» позволяют учащимся не только проверить свои теоретические знания по предмету, но и отработать навыки их практического применения. Принцип создания тренажеров может быть использован не только на занятиях по химии, но и на уроках по различным учебным дисциплинам.

Список литературы

Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов. – 4-е изд., испр. –М.: Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001. ил.

Безрукова С.А. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: руководство к лабораторным работам: в 2 ч. /С.А. Безрукова, В.А. Андреев. - Северск: Изд-во СТИ НИЯУ МИФИ, 2011. - 2 ч.

Верховский В.Н., Смирнов А.Д. Техника химического эксперимента. Пособие для учителей. Т.II. Изд. 6-е перераб. М., «Просвещение», 1975. с ил.

Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – 23-е изд., испр./ Под ред. В.А. Рабиновича. – Л. Химия, 1983. – 704 с. ил.

Денисова С.А. Химия (аналитическая): учеб.-метод. пособие для студентов геолог. ф-та / С.А. Денисова, Л.И. Торопов; Перм. ун-т. – Пермь, 2011.

Кожина Л.Ф. Марганец и его соединения. Учебно-метод. Пособие для студентов направления «Педагогическое образование» профиль «Химия». Саратов. Электронный ресурс. 2017. – с.

Кочкаров Ж.А. Химия в уравнениях реакций: учебное пособие/ Ж.А. Кочкаров. – Изд. 2-е. –Ростов н/Д: Феникс, 2016. – 332, [1]с. – (Без репетитора)

Лидин Р.А. Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ / Р.А. Лидин. – М.: АСТ: Астрель. 2010. – 286, [2] с. – (Единый государственный экзамен)

Третьяков Ю.Д. Неорганическая химия: в 3 т. / под ред. Ю.Д. Третьякова. Т. 3: Химия переходных металлов. Кн. 1: учебник для студ. высш. учеб. заведений/ [А.А. Дроздов, В.П. Зломанов, Г.Н. Мазо, Ф.М. Спиридонов]. – М.: Издательский центр «Академия», 2007

Приложение 1. Шкала степеней окисления марганца

+VII — Mn₂O₇, MnO₄^- , HMnO₄, KMnO₄

+ VI — MnO₄^2-, K₂MnO₄

+ IV — MnO₂, Mn(SO₄)₂, MnF₄, K₂[MnF₆]

+ III — Mn₂O₃, MnO(OH), Mn₂(SO₄)₃, MnF₃, K₃[MnF₆]

+ II — Mn²⁺, MnO, Mn(OH)₂, MnSO₄, MnCl₂

0 — Mn

Приложение 2. Свойства соединений марганца в различных степенях окисления

Приложение 3. Схема протекания окислительно-восстановительных реакций важнейших соединений марганца

Н – нейтральная среда; СК – слабокислая среда; К – кислая среда;

СЩ – слабощелочная среда; Щ – щелочнаясреда

Приложение 4. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций с участием иона MnO₄^‒

Приложение 5. Экспериментальная часть

Приложение 5. Экспериментальная часть (продолжение)

Приложение 6. Описание интерактивного тренажера «Соединения марганца»

Данный тренажер предназначен для подготовки выпускников к ЕГЭ по химии. Он разработан в программе Ispring Suite 10 c использованием ее базовых функций (сторонние плагины не использовались).

Тренажер включают в себя:

задания базового уровня сложности (Папка 1 и Папка 2): задания на установление соответствия между позициями двух множеств (13 шт.); задания на выбор двух – четырёх верных ответов из пяти предложенных вариантов ответа (19 шт.);

задания высокого уровня сложности (Папка 3) - задания с развернутым ответом (35 шт.). При выполнении заданий из Папки 3, обучающийся получает возможность отработать практические навыки, познакомиться с методикой проведения эксперимента и аналитическими признаками реакции, проверить запись уравнения реакции у участием соединения марганца.