Уравнение реакции cr 6 в cr 3

Напишите уравнения реакций, описывающих превращение Сr+6 —> Сr+3: а) в кислой; б) в щелочной среде.

Ваш ответ

решение вопроса

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,296
• гуманитарные 33,622
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,211
• разное 16,830

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Хром. Химия хрома и его соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Хром расположен в 6 группе (или в побочной подгруппе VI группы в короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома хрома

Электронная конфигурация хрома в основном состоянии :

+24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 1s 2s 2p

3s 3p 4s 3d

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Хром – твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке. В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов.

Изображение с портала top10a.ru

Температура плавления 1890 о С, температура кипения 2680 о С, плотность хрома 7,19 г/см 3 .

Нахождение в природе

Хром – довольно распространенный металл в земной коре (0,012 масс.%). Основной минерал, содержащий хром – хромистый железняк FeO·Cr₂O₃ (или Fe(CrO₂)₂).

Способы получения

Хром получают из хромита железа. Для восстановления используют кокс:

Fe(CrO₂)₂ + 4C → Fe + 2Cr + 4CO

Еще один способ получения хрома: восстановление из оксида алюминием (алюмотермия):

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы хрома +2 – взаимодействие избытка солей хрома (II) с щелочами . При этом образуется коричневый аморфный осадок гидроксида хрома (II).

Например , хлорид хрома (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CrCl₂ + 2NaOH → Cr(OH)₂ + 2NaCl

Качественная реакция на ионы хрома +3 – взаимодействие избытка солей хрома (III) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый аморфный осадок гидроксида хрома (III).

Например , хлорид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом калия:

CrCl₃ + 3KOH → Cr(OH)₃ + 3KCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли:

Обратите внимание , если мы поместим соль хрома (III) в избыток раствора щелочи, то осадок гидроксида хрома (III) не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения хрома (III) сразу переходят в комплекс:

Соли хрома можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей хрома (II) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (II).

CrCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O → Cr(OH)₂↓ + 2NH₄Cl

Cr 2+ + 2NH₃ + 2H₂O → Cr(OH)₂↓ + 2NH₄ +

При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется серо-зеленый осадок гидроксида хрома (III).

CrCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O → Cr(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Cr 3+ + 3NH₃ + 3H₂O → Cr(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Химические свойства

В соединениях хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. При комнатной температуре хром химически малоактивен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором.

1.1. При взаимодействии хрома с галогенами образуются галогениды:

2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃

1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:

1.3. Хром взаимодействует с фосфором . При этом образуется бинарное соединение – фосфид хрома:

Cr + P → CrP

1.4. С азотом хром реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

2Cr + N₂ → 2CrN

1.5. Хром не взаимодействует с водородом.

1.6. Хром взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2. Хром взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Хром реагирует с парами воды в раскаленном состоянии:

2.2. В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (соляной и разбавленной серной кислоты), образуя соли хрома (II).

Например , хром бурно реагирует с соляной кислотой :

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑

В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O₂ → 4CrCl₃ + 6H₂O

2.3. При обычных условиях хром не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат хрома (III) и вода:

2.4. Хром не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

Только при сильном нагревании концентрированная азотная кислота растворяет хром:

2.5. Растворы щелочей на хром практически не действуют.

2.6. Однако хром способен вытеснять многие металлы , например медь, олово, серебро и др. из растворов их солей.

Например , хром реагирует с хлоридом меди с образованием хлорида хрома (III) и меди:

2Cr + 3CuCl₂ → 2CrCl₃ + 3Cu

Восстановительные свойства хрома также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами, хлоратами в щелочной среде.

Например , при сплавлении хрома с хлоратом калия в щелочи хром окисляется до хромата калия:

Хлорат калия и нитрат калия также окисляют хром:

Оксид хрома (III)

Способы получения

Оксид хрома (III) можно получить различными методами :

1. Термическим разложением гидроксида хрома (III):

2. Разложением дихромата аммония:

3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

Химические свойства

Оксид хрома (III) – типичный амфотерный оксид . При этом оксид химически довольно инертен. В высокодисперсном состоянии с трудом взаимодействует с кислотами и щелочами.

1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с оксидом натрия:

2. Оксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—хромиты, а в растворе реакция практически не идет . При этом оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием хромита натрия и воды:

3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид хрома (III) проявляет слабые восстановительные свойства . В щелочных расплавах окислителей окисляется до соединений хрома (VI).

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с нитратом калия в щелочной среде:

Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:

Озоном или кислородом:

Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):

5. Оксид хрома (III) в высокодисперсном состоянии при сильном нагревании взаимодействует с сильными кислотами .

Например , оксид хрома (III) реагирует с серной кислотой:

6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.

Например , оксид хрома (III) реагирует с алюминием (термит):

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

Материал с сайта pikabu.ru

Если сжечь большой объем термита в тигле, то можно получить металлический хром:

Материал с сайта pikabu.ru

7. Оксид хрома (III) – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната калия:

Оксид хрома (II)

Химические свойства

Оксид хрома (II) имеет основный характер, ему соответствует гидроксид хрома (II), обладающий основными свойствами.

1. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется кислородом . Все соединения хрома (II) – сильные восстановители.

2. При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует :

3CrO → Cr + Cr₂O₃

3. Оксид хрома (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид хрома (II) проявляет основные свойства. Взаимодействует с сильными кислотами и кислотными оксидами .

Например , оксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой:

CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O

И с серной кислотой:

Оксид хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.

Способы получения

Оксид хром (VI) можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

Химические свойства

Оксид хрома (VI) – кислотный. Сильно ядовит. Оксиду хрома (VI) соответствуют хромовая (H₂CrO₄) и дихромовая (H₂Cr₂O₇) кислоты.

Изображение с портала chemres.ru

1. При взаимодействии оксида хрома (VI) с водой образуется хромовые кислоты:

2. Оксид хрома (VI) проявляет кислотные свойства. Взаимодействует с основаниями и основными оксидами .

Например , оксид хрома (VI) взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

Или с оксидом лития с образованием хромата лития:

3. Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель : окисляет углерод, серу, иод, фосфор, превращаясь при этом в оксид хрома (III).

Например , сера окисляется до оксида серы (IV):

Оксид хрома (VI) также окисляет сложные вещества, например , сульфиты:

И некоторые органические веществ, например , этанол:

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ – это твердое вещество серо-зеленого цвета.

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (III).

Например , хлорид хрома (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида аммония:

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор гексагидроксохромата калия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K₃[Cr(OH)₆] на составные части: KOH и Cr(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Cr(OH)₃ без изменения. Гидроксид калия реагирует с избытком углекислого газа с образованием гидрокарбоната калия

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например , хлорид хрома (III) реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида калия:

4. Также гидроксид хрома (III) образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами . Сульфиды, карбонаты и сульфиты хрома (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (III) реагирует с растворимыми кислотами . При этом образуются средние соли.

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (III):

2. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (III):

3. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в растворе образуются комплексные соли . При этом гидроксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с избытком гидроксидом натрия с образованием гексагидроксохромата:

4. Г идроксид хрома (III) разлагается при нагревании :

5. Под действием окислителей в щелочной среде переходит в хромат.

Например , при взаимодействии с бромом в щелочной среде гидроксид хрома (III) окисляется до хромата:

Гидроксид хрома (II)

Способы получения

1. Гидроксид хрома (II) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (II).

Например , хлорид хрома (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида аммония:

2. Гидроксид хрома (II) можно получить действием щелочи на соли хрома (II).

Например , хлорид хрома (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида калия:

CrCl₂ + 2KOH → Cr(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (II) проявляет основные свойства . В частности, реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (II). Соли хрома (II) окрашивают раствор в синий цвет.

2. Гидроксид хрома (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид хрома (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (II):

3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Например , под действием кислорода воздуха гидроксид хрома (II) окисляется до гидроксида хрома (III):

Соли хрома

Соли хрома (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.

Например , хлорид хрома (II) окисляется кислородом в растворе в присутствии щелочи до соединений хрома (III):

Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

• Соли, в которых хром (III) является катионом. Например , хлорид хрома (III) CrCl₃.
• Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III) . Например , хромит калия, KCrO₂. или гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

1. Соли хрома (III) проявляют слабые восстановительные свойства . окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.

Например , бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):

2CrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH → 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8H₂O

или сульфат хрома (III):

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Например , гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl₃ + 6KOH → 2Cr(OH)₃ + 6KCl

3. Более активные металлы вытесняют хром (III) из солей.

Например , цинк реагирует с хлоридом хрома (III):

Гидролиз солей хрома (III)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr 3+ + H₂O = CrOH 2+ + H +

II ступень: CrOH 2+ + H₂O = Cr(OH )₂ + + H +

Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Например , при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

Например , хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.

NaСrO₂ разделяем на Na₂O и Cr₂O₃

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO₂ + HCl _{(недостаток)} + H₂O → Cr(OH)₃ + NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO₂ + 4HCl _{(избыток)} → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

NaCrO₂ + 4HCl → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂ CrO ₄ и дихромовая Н₂ Cr ₂ O ₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

Например , хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇.

1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

Например , хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Например , дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.

2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Например , дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Например , хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Например , дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту:

Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

Реакции в кислотной среде.

В кислотной среде соединения Сr +6 переходят в соединения Сr +3 под действием восстановителей: H₂S, SO₂, FeSO₄

· 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

Реакции в щелочной среде.

В щелочной среде соединения хрома Сr +3 переходят в соединения Сr +6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . Соединения хрома (2) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (3). Соединения хрома (6) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (3). Соединения хрома (3) при взаимодействии с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, переходя в соединения хрома (2), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства, превращаясь в соединеня хрома (6)

2. напишите уравнения химических реакций с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

·

Марганец

Соединения двухвалентного марганца.

Соли двухвалентного марганца можно получить при растворении в разбавленных кислотах:

При растворении в воде образуется гидроксид Mn(II): Mn+2HOH = Mn(OH)₂+H₂

Гидроксид марганца можно получить в виде белого осадка при действии на растворы солей двухвалентного марганца щелочью:

Соединения Mn(II) на воздухе неустойчивы, и Mn(OH)₂ на воздухе быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид четырёхвалентного марганца.

Гидроксид марганца проявляет только основные свойства и не реагирует со щелочами, а при взаимодействии с кислотами даёт соответствующие соли.

Оксид марганца может быть получен при разложении карбоната марганца:

Либо при восстановлении диоксида марганца водородом:

Соединения четырёхвалентного марганца.

Из соединений четырёхвалентного марганца наиболее известен диоксид марганца MnO₂ — пиролюзит. Поскольку валентность IV является промежуточной, соединения Mn (VI) образуются как при окислении двухвалентного марганца.

Так и при восстановлении соединений марганца в щелочной среде:

Последняя реакция является примером реакции самоокисления — самовосстановления, для которых характерно то, что часть атомов одного и того же элемента окисляется, восстанавливая одновременно оставшиеся атомы того же элемента:

В свою очередь MnО₂ может окислять галогениды и галоген водороды, например HCl:

Диоксид марганца — твёрдое порошкообразное вещество. Он проявляет как основные, так и кислотные свойства.

Соединения шестивалентного марганца.

При сплавлении MnO₂ со щелочами в присутствии кислорода, воздуха или окислителей получают соли шестивалентного Марганца, называемые манганатами.

Сама марганцевая кислота, как и соответствующей ей триоксид марганца MnO₃, в свободном виде не существует вследствии неустойчивости к процессам окисления — восстановления. Замена протона в кислоте на катион металла приводит к устойчивости манганатов, но их способность к процессам окисления — восствновления сохраняется. Растворы манганатов окрашены в зелёный цвет. При их подкислении образуется марганцеватая кислота,разлагается до соединений марганца четырёхвалентного и семивалентного.

Сильные окислители переводят марганец шестивалентный в семивалентный.

Соединения семивалентного марганца.

В семивалентном состоянии марганец проявляет только окислительные свойства. Среди применяемых в лабораторной практике и в промышленности окислителей широко применяется перманганат калия KMnO₂, в быту называемый марганцовкой. Перманганат калия представляет собой кристаллы чёрно-фиолетового цвета. Водные растворы окрашены в фиолетовый цвет, характерный для иона MnO₄ — .

Перманганаты являются солями марганцевой кислоты, которая устойчива только в разбавленных растворах (до 20%). Эти растворы могут быть получены действием сильных окислителей на соединения марганца двухвалентного:

При концентрации HMnO₄ выше 20% происходит разложение её по уравнению:

Соответствующий марганцевой кислоте марганцевый ангидрид, или оксид марганца (VII), Mn₂O₇ может быть получен путем воздействия концентрированной серной кислоты на перманганат калия. Этот оксид является ещё более сильным окислителем, чем HMnO₄ и KMnO₄. Органические соединения при с Mn₂O₂ самовоспламеняются. При растворении Mn₂O₂ в воде образуется марганцевая кислота. Из-за неустойчивости и крайне высокой реакционной способности Mn₂O₂ не применяют, а вместо него используют твердые перманганаты.

В зависимости от среды перманганат калия может восстанавливаться до различных соединений.

При нагревании сухого перманганата калия до температуры выше 200 О С он разлагается.

Этой реакцией в лаборатории иногда пользуются для получения кислорода.

Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (степени окисления +1, +5 малохарактерны).

При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде:

Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:

<\displaystyle <\mathsf O<\xrightarrow[<>]<^t>>Mn(OH)_<2>+H_<2>\uparrow >>>При этом слой образующегося гидроксида марганца замедляет реакцию.

Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды.

Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn₃C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.<\displaystyle <\mathsf <3Mn+8HNO_<3>\rightarrow 3Mn(NO_<3>)_<2>+2NO\uparrow +4H_<2>O>>>

В щелочном растворе марганец устойчив.

Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃ (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn₂O₇.

Mn₂O₇ в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn₂O₇ разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn₂O₃ и MnO₂, а также комбинированный оксид Mn₃O₄ (2MnO·MnO₂, или соль Mn₂MnO₄).

При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты:

<\displaystyle <\mathsf <2MnO_<2>+4KOH+O_<2>\rightarrow 2K_<2>MnO_<4>+2H_<2>O>>>Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция:

<\displaystyle <\mathsf <3K_<2>MnO_<4>+3H_<2>SO_<4>\rightarrow 3K_<2>SO_<4>+2HMnO_<4>+MnO(OH)_<2>\downarrow +H_<2>O>>>Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO₄ − , и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV).

Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия 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).

При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):

<\displaystyle <\mathsf <2MnSO_<4>+5PbO_<2>+6HNO_<3>\rightarrow 2HMnO_<4>+2PbSO_<4>+3Pb(NO_<3>)_<2>+2H_<2>O>>>Эта реакция используется для качественного определения Mn 2+ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»).

При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа».

Соли MnCl₃, Mn₂(SO₄)₃ неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)₂ и Mn(OH)₃ имеют основный характер, MnO(OH)₂ — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl₄ очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:

<\displaystyle <\mathsf +4HCl\rightarrow MnCl_<2>+Cl_<2>\uparrow +2H_<2>O>>>Нулевая степень окисления у марганца проявляется в соединениях с σ-донорными и π-акцепторными лигандами. Так, для марганца и известен карбонил состава Mn₂(CO)₁₀.

Известны и другие соединения марганца с σ-донорными и π-акцепторными лигандами (PF₃, NO, N₂, P(C₅H₅)₃).

Определение методами химического анализа

Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов.

Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn 2+ , следующие:

1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II):

<\displaystyle <\mathsf +2KOH\rightarrow Mn(OH)_<2>\downarrow +K_<2>SO_<4>>>><\displaystyle <\mathsf +2OH^<->\rightarrow Mn(OH)_<2>\downarrow >>>Осадок на воздухе меняет цвет на бурый из-за окисления кислородом воздуха.

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка.

2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV):

<\displaystyle <\mathsf +H_<2>O_<2>+2NaOH\rightarrow MnO(OH)_<2>\downarrow +Na_<2>SO_<4>+H_<2>O>>><\displaystyle <\mathsf +H_<2>O_<2>+2OH^<->\rightarrow MnO(OH)_<2>\downarrow +H_<2>O>>>Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют четыре капли раствора щёлочи и две капли раствора H₂O₂.

3. Диоксид свинца PbO₂ в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn 2+ до MnO₄ − с образованием марганцевой кислоты малинового цвета:

<\displaystyle <\mathsf <2MnSO_<4>+5PbO_<2>+6HNO_<3>\rightarrow 2HMnO_<4>+2PbSO_<4>\downarrow +3Pb(NO_<3>)_<2>+2H_<2>O>>><\displaystyle <\mathsf <2Mn^<2+>+5PbO_<2>+4H^<+>\rightarrow 2MnO_<4>^<->+5Pb^<2+>+2H_<2>O>>>Эта реакция даёт отрицательный результат в присутствии восстановителей, например хлороводородной кислоты и её солей, так как они взаимодействуют с диоксидом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой. При больших количествах марганца провести эту реакцию не удаётся, так как избыток ионов Mn 2+ восстанавливает образующуюся марганцевую кислоту HMnO₄ до MnO(OH)₂, и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Mn 2+ в MnO₄ − могут быть использованы другие окислители, например, персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈ в присутствии катализатора — ионов Ag + или висмутата натрия NaBiO₃:

<\displaystyle <\mathsf <2MnSO_<4>+5NaBiO_<3>+16HNO_<3>\rightarrow 2HMnO_<4>+5Bi(NO_<3>)_<3>+NaNO_<3>+2Na_<2>SO_<4>+7H_<2>O>>>Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного PbO₂, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HNO₃ и нагревают смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца (II) MnSO₄ и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая время от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окраску образовавшейся марганцевой кислоты.

При окислении висмутатом натрия реакцию проводят следующим образом. В пробирку помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HNO₃, добавляют несколько крупинок висмутата натрия и встряхивают. Наблюдают появление малиновой окраски раствора.

4. Сульфид аммония (NH₄)₂S осаждает из раствора солей марганца сульфид марганца (II), окрашенный в телесный цвет:

<\displaystyle <\mathsf +(NH_<4>)_<2>S\rightarrow MnS\downarrow +(NH_<4>)_<2>SO_<4>>>><\displaystyle <\mathsf +S^<2->\rightarrow MnS\downarrow >>>Осадок легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах и даже в уксусной кислоте.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора соли марганца (II) и добавляют 2 капли раствора сульфида аммония