მანგანუმი

მანგანუმი

25Mn

54.938

3d5 4s2

მანგანუმი (ლათ. Manganum; ქიმიური სიმბოლო — ${\ce {Mn}}$) — ელემენტთა პერიოდული სისტემის მეოთხე პერიოდის, მეშვიდე ჯგუფის (მოძველებული კლასიფიკაციით — მეშვიდე ჯგუფის თანაური ქვეჯგუფის, VIIბ) ქიმიური ელემენტი. მისი ატომური ნომერია 25, ატომური მასა — 54.938, t_დნ — 1246 °C, t_დუღ — 2061 °C, სიმკვრივე — 7.21 გ/სმ³. მაგარი, მყიფე ღია-რუხი მოვერცხლისფრო-მოთეთრო ფერის ლითონია. ცნობილია მანგანუმის ხუთი ალოტროპიული მოდიფიკაცია — ოთხი კუბური და ერთი ტეტრაგონალური კრისტალური მესერით.

მანგანუმი, ₂₅Mn

ზოგადი თვისებები
მარტივი ნივთიერების ვიზუალური აღწერა	მოვერცხლისფრო-თეთრი
სტანდ. ატომური წონა Ar°(Mn)	54.938043±0.000002 54.938±0.001 (დამრგვალებული)
მანგანუმი პერიოდულ სისტემაში
წყალბადი ჰელიუმი ლითიუმი ბერილიუმი ბორი ნახშირბადი აზოტი ჟანგბადი ფთორი ნეონი ნატრიუმი მაგნიუმი ალუმინი სილიციუმი ფოსფორი გოგირდი ქლორი არგონი კალიუმი კალციუმი სკანდიუმი ტიტანი ვანადიუმი ქრომი მანგანუმი რკინა კობალტი ნიკელი სპილენძი თუთია გალიუმი გერმანიუმი დარიშხანი სელენი ბრომი კრიპტონი რუბიდიუმი სტრონციუმი იტრიუმი ცირკონიუმი ნიობიუმი მოლიბდენი ტექნეციუმი რუთენიუმი როდიუმი პალადიუმი ვერცხლი კადმიუმი ინდიუმი კალა სტიბიუმი ტელური იოდი ქსენონი ცეზიუმი ბარიუმი ლანთანი ცერიუმი პრაზეოდიმი ნეოდიმი პრომეთიუმი სამარიუმი ევროპიუმი გადოლინიუმი ტერბიუმი დისპროზიუმი ჰოლმიუმი ერბიუმი თულიუმი იტერბიუმი ლუტეციუმი ჰაფნიუმი ტანტალი ვოლფრამი რენიუმი ოსმიუმი ირიდიუმი პლატინა ოქრო ვერცხლისწყალი თალიუმი ტყვია ბისმუტი პოლონიუმი ასტატი რადონი ფრანციუმი რადიუმი აქტინიუმი თორიუმი პროტაქტინიუმი ურანი (ელემენტი) ნეპტუნიუმი პლუტონიუმი ამერიციუმი კიურიუმი ბერკელიუმი კალიფორნიუმი აინშტაინიუმი ფერმიუმი მენდელევიუმი ნობელიუმი ლოურენსიუმი რეზერფორდიუმი დუბნიუმი სიბორგიუმი ბორიუმი ჰასიუმი მეიტნერიუმი დარმშტადტიუმი რენტგენიუმი კოპერნიციუმი ნიჰონიუმი ფლეროვიუმი მოსკოვიუმი ლივერმორიუმი ტენესინი ოგანესონი – ↑ Mn ↓ Tc ქრომი ← მანგანუმი → რკინა
ატომური ნომერი (Z)	25
ჯგუფი	7
პერიოდი	4 პერიოდი
ბლოკი	d-ბლოკი
ელექტრონული კონფიგურაცია	[Ar] 3d5 4s2
ელექტრონი გარსზე	2, 8, 13, 2
ელემენტის ატომის სქემა
ფიზიკური თვისებები
აგრეგეგატული მდგომ. ნსპ-ში	მყარი სხეული
დნობის ტემპერატურა	1246 °C ​(1519 K, ​​2275 °F)
დუღილის ტემპერატურა	2061 °C ​(2334 K, ​​3742 °F)
სიმკვრივე (ო.ტ.)	7.21 გ/სმ3
სიმკვრივე (ლ.წ.)	5.95 გ/სმ3
დნობის კუთ. სითბო	12.91 კჯ/მოლი
აორთქ. კუთ. სითბო	221 კჯ/მოლი
მოლური თბოტევადობა	26.32 ჯ/(მოლი·K)
ნაჯერი ორთქლის წნევა P (პა) 1 10 100 1 k 10 k 100 k T (K)-ზე 1228 1347 1493 1691 1955 2333
ატომის თვისებები
ჟანგვის ხარისხი	−3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
ელექტროდული პოტენციალი
ელექტრო­უარყოფითობა	პოლინგის სკალა: 1.55
იონიზაციის ენერგია	1: 717.3 კჯ/მოლ 2: 1509.0 კჯ/მოლ 3: 3248 კჯ/მოლ
ატომის რადიუსი	ემპირიული: 127 პმ
კოვალენტური რადიუსი (rcov)	139±5 პმ
მანგანუმის სპექტრალური ზოლები
სხვა თვისებები
ბუნებაში გვხვდება	პირველადი ნუკლიდების სახით
მესრის სტრუქტურა	კუბური მოცულობაცენტრირებული
ბგერის სიჩქარე	5150 მ/წმ (20 °C)
თერმული გაფართოება	21.7 µმ/(მ·K) (25 °C)
თბოგამტარობა	7.81 ვტ/(მ·K)
კუთრი წინაღობა	1.44 ნომ·მ (20 °C)
მაგნეტიზმი	პარამაგნეტიკი
მაგნიტური ამთვისებლობა	6996528999999999999♠+529.0×10−6 სმ3/მოლ
იუნგას მოდული	198 გპა
დრეკადობის მოდული	120 გპა
მოოსის მეთოდი	6.0
ბრინელის მეთოდი	196 მპა
CAS ნომერი	7439-96-5
ისტორია
აღმომჩენია	Carl Wilhelm Scheele (1774)
პირველი მიმღებია	Johann Gottlieb Gahn (1774)
მანგანუმის მთავარი იზოტოპები
იზო­ტოპი გავრცე­ლება­დობა ნახევ. დაშლა (t1/2) რადიო. დაშლა პრო­დუქტი 52Mn სინთ 7000559100000000000♠5.591 დღ-ღ β+ 52Cr 53Mn კვალი 7006370000000000000♠3.7×106 წ ε 53Cr 54Mn სინთ 7002312081000000000♠312.081 დღ-ღ ε 54Cr β− – e+ 55Mn 100% სტაბილური
მანგანუმი ვიკისაწყობში •

აღმოჩენის ისტორია

მანგანუმის ერთ-ერთი ძირითადი მინერალია — პიროლუზიტი — ძველ დროში ცნობილი იყო როგორც შავი მაგნეზია და გამოიყენებოდა მინის ხარშვის დროს მის გასაღიავებლად. მას მიიჩნევდნენ მაგნეტიტის სახესხვაობად, ხოლო ის ფაქტი, რომ ის მაგნიტით არ მიიტაცება, შავი მაგნეზიის მდედრობითი სქესით ახსნა პლინიმ, რომლის მიმართ მაგნიტი «გულგრილია». 1774 წ. შვედმა ქიმიკოსმა კარლ ვილჰელმ შეელემ აჩვენა, რომ მადანი შეიცავდა უცნობ ლითონს. მან მადნის ნიმუშები გაუგზავნა თავის მეგობარს ქიმიკოს იუჰან განს, რომელმაც ღუმელში პიროლიზის ნახშირთან ერთად გახურებისას მიიღო ლითონური მანგანუმი. XIX საუკუნის დასაწყისში მიღებული იქნა სახელწოდება «მანგანუმი» (გერმანული Manganerz-იდან — მანგანუმის მადანი).

ბუნებაში

მანგანუმი — მე-14 ელემენტია გავრცელების მიხედვით დედამიწაზე, ხოლო რკინის შემდეგ — მეორე მძიმე ლითონია, რომელსაც შეიცავს დედამიწის ქერქი (დედამიწის ქერქის მთლიანად ატომების რაოდენობის 0,03 %). მანგანუმის წონითი შემცველობა მატულობს მჟავა ქანებიდან (600 გრ/ტ) ფუძე ქანებისაკენ (2,2 კგ/ტ). თანდევს რკინას მის ბევრ მადანში, მაგრამ გვხვდება მანგანუმის დამოუკიდებელი საბადოებიც. ჭიათურის მანგანუმის საბადოში (იმერეთის მხარე) კონცენტრირებულია მანგანუმის მადნის 40 %-მდე. მანგანუმი გაბნეულია მთის ქანებში გამოირეცხება წყლით, და ხვდება ოკეანეში. ამასთან მისი შემცველობა ზღვია წყალში უმნიშვნელოა (10⁻⁷—10⁻⁶%), ხოლო ოკეანის სიღრმეებში მისი კონცენტრაცია აღწევს 0,3 %. ეს ხდება წყალში გახსნილი ჟანგბადით დაჟანგვით, წყალში უხსნადი მანგანუმის ოქსიდის წარმოქმნის შედეგად, რომელიც ჰიდრატირებულ ფორმაშია (MnO₂·xH₂O) და ეშვება ოკეანის ქვედა შრეებში, და წარმოქმნის ეგრეთ წოდებულ რკინა-მანგანუმიან კონკრეციებს ფსკერზე, სადაც მანგანუმის რაოდენობა შეიძლება აღწევდეს 45 % (ასევეიქ შეიძლება იყოს სპილენძის, ნიკელის და კობალტის მინარევები). ასეთი კონკრეციები შეიძლება მომავალში გახდეს მანგანუმის სამრეწველო მოპოვების წყაროდ.

მანგანუმის მინერალები

• პიროლუზიტიт MnO₂·xH₂O, ყველაზე გავრცელებული მინერალი (შეიცავს 63,2 %-მდე მანგანუმს);
• მანგანიტი (მურა მანგანუმის მადანი) MnO(OH) (62,5 % მანგანუმი);
• ბრაუნიტი 3Mn₂O₃·MnSiO₃ (69,5 % მანგანუმი);
• გაუსმანიტი (Mn^IIMn₂^III)O₄
• როდოქროზიტი (მანგანუმის შპატი, ჟოლოსფერი შპატი) MnCO₃ (47,8 % მანგანუმი);
• პსილომელანი mMnO • MnO₂ • nH₂O (45-60 % მანგანუმი);
• პურპურიტი (Mn³⁺[PO₄]), 36,65 % მანგანუმი.

მიღება

1. ალუმინოთერმიის მეთოდით, მანგანუმის ოქსიდის აღდგენით Mn₂O₃, რომელიც მიიღება პიროლუზიტის გახურებით:

4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + О₂

Mn₂O₃ + 2Al → 2Mn + Al₂O₃

2. კოქსით მანგანუმის ოქსიდის რკინაშემცველი მადნების აღდგენით. ამ მეთოდით მეტალურგიაში მიიღებენ ფერომანგანუმს (≅80 % Mn).

3. სუფთა ლითონურ მანგანუმს მიიღებენ ელექტროლიზის მეშვეობით.

ფიზიკური თვისებები

ზოგი თვისება მოყვანილია ცხრილში. მანგანუმის სხვა თვისებები:

• ელექტრონის გამოსვლის მუშაობა: 4,1 ევ
• ტემპერატურული თერმული წრფივი გაფართოების კოეფიციენტი: 0,000022 სმ/სმ/°C (0 °C-ის დროს)
• ელექტროგამტარობა: 0,00695×10⁶ ომი⁻¹·სმ⁻¹
• თბოგამტარობა: 0,0782 ვტ/სმ·K
• ატომიზაციის ენტალპია: 280,3 კჯ/მოლი 25 °C-ის დროს
• დნობის ენტალპია: 14,64 კჯ/მოლი
• აორთქლების ენტალპია: 219,7 კჯ/მოლი
• სიმაგრე
  • ბრინელის სკალით: მნ/მ²
  • მოოსის სკალით: 6
• ორთქლის წნევა: 121 პა 1244 °C-ის დროს
• მოლური მოცულობა: 7,35 სმ³/მოლი

ქიმიური თვისებები

სტანდარტული ჟანგვა-აღდგენითი პოტენციალი წყალბადის ელექტროდის მიმართ

დაჟანგული ფორმა	აღდგენილი ფორმა	გარემო	E0, ვ
Mn2+	Mn	H+	−1,186
Mn3+	Mn2+	H+	+1,51
MnO2	Mn3+	H+	+0,95
MnO2	Mn2+	H+	+1,23
MnO2	Mn(OH)2	OH−	−0,05
MnO42−	MnO2	H+	+2,26
MnO42−	MnO2	OH−	+0,62
MnO4−	MnO42−	OH−	+0,56
MnO4−	H2MnO4	H+	+1,22
MnO4−	MnO2	H+	+1,69
MnO4−	MnO2	OH−	+0,60
MnO4−	Mn2+	H+	+1,51

მანგანუმის დამახასიათებელი დაჟანგვის ხარისხია: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 იშვიათად ახასიათებს).

ჰაერზე დაჟანგვისას პასივირებს. მანგანუმისფხვნილი იწვის ჟანგბადში (Mn + O₂ → MnO₂). მანგანუმი გახურებისას შლის წყალს, სადაც აძევებს წყალბადს (Mn + 2H₂O →(t) Mn(OH)₂ + H₂↑), მანგანუმის ჰიდროქსიდის წარმოქმნით რომელიც ანელებს რეაქციას.

მანგანუმი შთანთქავს წყალბადს, ტემპერატურის მომატებისას მისი ხსნადობა მანგანუმში იზრდება. 1200 °C ტემპერატურაზე მაღლა ურთიერთქმედებს აზოტთან, შემადგენლობით განსხვავებული ნიტრიდების წარმოქმნით.

ნახშირბადი რეაგირებს გადნობილ მანგანუმთან კარბიდების წარმოქმნით Mn₃C და სხვა. ასევე წარმოქმნის სილიციდებს, ბორიდებს, ფოსფიდებს.

მარილმჟავასთან და გოგირდმჟავასთან რეაგირებს შემდეგი ფორმულით:

Mn + 2H⁺ → Mn²⁺ + H₂↑

კონცენტრირებულ გოგირდმჟავასთან რეაქცია მიდის შემდეგნაირად:

Mn + 2H₂SO₄(კონც.) → MnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

გაზავებულ აზოტმჟავასთან რეაქცია შემდეგნაირად მიმდინარეობს:

3Mn + 8HNO₃(გაზავ.) → 3Mn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

მანგანუმი ტუტე ხსნარების მიმართ მდგრადია.

მანგანუმი წარმოქმნის შემდეგ ოქსიდებს: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃ (არ არის გამოყოფილი თავისუფალი სახით) და მანგანუმის ანჰიდრიდი Mn₂O₇.

Mn₂O₇ ჩვეულებრივ პირობებში მუქი მწვანე ფერის თხევადი ზეთოვანი ნივთიერებაა, ძალიან არამდგრადია; კონცენტრირებულ გოგირდმჟავასთან ერთად ნარევში აალებს ორგანულ ნივთიერებებს. 90 °C-ის დროს Mn₂O₇ იშლება აფეთქებით. ყველაზე მდგრადი ოქსიდებია Mn₂O₃ და MnO₂, ასევე კომბინირებული ოქსიდი Mn₃O₄ (2MnO·MnO₂, ან მარილი Mn₂MnO₄).

მანგანუმის ოქსიდის(IV) (პიროლუზიტი) ტუტეებთან შედნობით ჟანგბადის თანხლებით წარმოქმნის მანგანატებს:

2MnO₂ + 4KOH + O₂ → 2K₂MnO₄ + 2H₂O

მანგანატის ხსნარს აქვს მუქი-მწვანე ფერი. მჟავის დამატებით მიმდინარეობს რეაქცია:

3K₂MnO₄ + 3H₂SO₄ → 3K₂SO₄ + 2HMnO₄ + MnO(OH)₂↓ + H₂O

ხსნარი ფერადდება ჟოლოსფრად MnO₄⁻-ის ანიონის წარმოქმნის გამო და წარმოიქმნება ყავისფერი ნალექი - მანგანუმის ჰიდროქსიდი (IV).

მანგანუმმჟავა ძალიან ძლიერია, თუმცა არამდგრადია, მისი კონცენტრირება ხდება მაქსიმუმ 20 %. თვითონ მჟავა და მისი მარილები (პერმანგანატები) — ძლიერი მჟანგავებია. მაგალითად, კალიუმის პერმანგანატის ხსნარი pH-ის მიხედვით ჟანგავს სხვადასხვა ნივთიერებას - მანგანუმის სხვადასხვა ჟანგვის ხარისხით აღდგენამდე. მჟავე გარემოში — მანგანუმის (II) ნაერთებამდე , ნეიტრალურ გარემოში — მანგანუმის (IV) ნაერთებამდე, ძლიერ ტუტე გარემოში — მანგანუმის (VI) ნაერთებამდე .

გახურებისას პერმანგანატები იშლებიან ჟანგბადის გამოყოფით (სუფთა ჟანგბადის მიღების ლაბორატორიული ერთ-ერთი ხერხი). რეაქცია მიმდინარეობს შემდეგნაირად (კალიუმის პერმანგანატის მაგალითზე):

2KMnO₄ →(t) K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

ძლიერი მჟანგველების ქვეშ Mn²⁺-ის იონი გადადის MnO₄⁻-ის იონზე:

2MnSO₄ + 5PbO₂ + 6HNO₃ → 2HMnO₄ + 2PbSO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

ეს რეაქცია გამოიყენება Mn²⁺-ის ხარისხობრივი განსაზღვრისათვის (იხ. «ქიმიური ანალიზის განსაზღრის მეთოდები»).

Mn (II) მარილების ხსნარებში ტუტეების დამატებისას გამოიყოფა ნალექი მანგანუმის ჰიდროქსიდი (II), რომელიც მალევე მუქდება ჰაერზე დაჟანგვის გამო. რეაქციის დაწვრილებითი აღწერა იხ. «ქიმიური ანალიზების მეთოდებით განსაზღვრა» განყოფილებაში.

მარილი MnCl₃, Mn₂(SO₄)₃ არამდგრადია. ჰიდროქსიდები Mn(OH)₂ და Mn(OH)₃ აქვთ ფუძე თვისება, MnO(OH)₂ — ამფოტერული. მანგანუმის ქლორიდი (IV) MnCl₄ ძალიან არამდგრადია, იშლება გახურებისას, რასაც იყენებენ ქლორის მისაღებად:

MnO₂ + 4HCl →(t) MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O.

გამოყენება მრეწველობაში

მანგანუმი ფერომანგანუმის სახით გამოიყენება ფოლადების დნობისას, ანუ მის შემადგენლობიდან ჟანგბადის მოსაცილებლად. ამასთან, ის აკავშირებს გოგირდს, რაც აუმჯობესებს ფოლადების თვისებებს. ფოლადში მანგანუმის დამატება ხდება 12-13 %-მდე (ეგრეთ წოდებული გადფილდის ფოლადი), ზოგჯერ სხვა მალეგირებელ ლითონებთან ერთად, ძლიერ ამტკიცებს ფოლადს, ხდის მას მაგარს და ცვეთისა და დარტყმის მიმართ მდგრადს (ეს ფოლადი მკვეთრად მტკიცდება და ხდება მტკიცე დარტყმების მიმართ). ასეთი ფოლადები გამოიყენება სფერული ბურთის წისქვილებში, საფქვავებში, მიწისმთხრელ და ქვისმტეხ მანქანებში, ჯავშნის ელემენტებში და სხვა. «სარკულ თუჯში» ამატებენ 20 %-მდე Mn.

შენადნობს (მანგანინი) რომელშიც არის 83 % Cu, 13 % Mn და 4 % Ni ფლობს მაღალ ელექტროწინაღობას, რომელიც ნაკლებად იცვლება ტემპერატურის ცვალებასთან ერთად. ამიტომაც მას გამოიყენებენ რეოსტატების დასამზადებლად და სხვა.

მანგანუმი შეყავთ ბრინჯაოსა და თითბერის შემადგენლობაში.

მანგანუმის დიოქსიდის მნიშვნელოვანი რაოდენობაა საჭირო მანგანუმ-თუთიის გალვანური ელემენტის წარმოებისათვის, MnO₂ გამოიყენება ასეთ ელემენტებში როგორც დამჟანგავი-პოლარიზატორი.

მანგანუმის ნაერთები ასევე ფართოდ გამოიყენება როგორც ზუსტ ორგანულ სინთეზში (MnO₂ და KMnO₄ დამჟანგავად), ისე სამრეწველო ორგანულ სინთეზში (ნახშირწყალბადების ჟანგვის კატალიზატორების კომპონენტები, მაგალითად ტერეფტარული მჟავას წარმოება). ლითონური მანგანუმის 95%-იანი სიწმინდის სინჯების ზოდებზე ღირებულებამ 2006 წელს შეადგინა 2,5 დოლ/კგ.

მანგანუმის არსენიდი ფლობს გიგანტურ მაგნიტოკალორიულ ეფექტს, რომელიც ძლიერდება წნევასთან ერთად. მანგანუმის ტელურიდი პერსპექტიული თერმოელექტრონული მასალაა (თერმო-ე.დ.ს 500 მკვ/К

ქიმიური ანალიზის მეთოდით განსაზღვრა

მანგანუმი მიეკუთვნება მეხუთე კათიონების ანალიტიკურ ჯგუფს.

სპეციფიკური რეაქციები რომლებიც გამოიყენება ანალიტიკურ ქიმიაში Mn²⁺-ის კათიონების აღმოსაჩენად შემდეგი:

1. ტუტეები მანგანუმის მარილებთან (II) იძლევიან თეთრ ნალექს - მანგანუმის ჰიდროქსიდს (II):

MnSO₄+2KOH→Mn(OH)₂↓+K₂SO₄

Mn²⁺+2OH⁻→Mn(OH)₂↓

ნალექი ჰაერზე იცვლის ფერს ჰაერში შემცველი ჟანგბადის დაჟანგვის გამო.

რეაქციის შესრულება. მანგანუმის მარილის ხსნარის ორ წვეთს უმატებენ ტუტეს ხსნარის ორ წვეთს. შეიმჩნევა დანალექის შეფერილობის ცვლა.

2. წყალბადის პეროქსიდი ტუტეების თანხლებით ჟანგავს მანგანუმის (II) მარილებს მუქი-რუხი ფერის მანგანუმის (IV) ნაერთებამდე:

MnSO₄+H₂O₂+2NaOH→MnO(OH)₂↓+Na₂SO₄+H₂O

Mn²⁺+H₂O₂+2OH⁻→MnO(OH)₂ ↓+H₂O

რეაქციის შესრულება: მანგანუმის მარილის ხსნარის ორ წვეთს უმატებენ ტუტეს ხსნარის ოთხ წვეთს და H₂O₂-ის ორ წვეთს.

3. ტყვიის დიოქსიდი PbO₂ კონცენტრირებული აზოტმჟავის თანხლებით გახურებისას იჟანგება Mn²⁺-დან MnO₄⁻-მდე ჟოლოს ფერი მანგანუმმჟავას წარმოქმნით:

2MnSO₄+5PbO₂+6HNO₃→2HMnO₄+2PbSO₄↓+3Pb(NO₃)₂+2H₂O

2Mn²⁺+5PbO₂+4H⁺→2MnO₄⁻+5Pb²⁺+2H₂O

ეს რეაქცია იძლევა უარყოფით შედეგს აღმდგენების თანდასწრებით, მაგალითად ქლორწყალბადმჟავასა და მისი მარილების თანხლებით, რადგანაც ისინი ურთიერთქმედებენ ტყვიის დიოქსიდთან, ასევე წარმოქმნილ მანგანუმმჟავასთან. მანგანუმის ჭარბი რაოდენობისას ეს რეაქცია არ მიმდინარეობს, რადგანაც Mn²⁺-ის ჭარბი იონები აღადგენენ წარმოქმნილ მანგანუმმჟავას HMnO₄, MnO(OH)₂-მდე და ჟოლოს ფერის მაგივრად წარმოიქმნება რუხი ფერის ნალექი. ტყვიის დიოქსიდის მაგივრად Mn²⁺-იდან MnO₄⁻-მდე დასაჟანგავად შეიძლება გამოყენებული იქნას სხვა მჟანგავები, მაგალითად ამონიუმის პერსულფატი (NH₄)₂S₂O₈ კატალიზატორის Ag⁺-ის ან ნატრიუმის ბისმუტატი NaBiO₃ - იონების თანხლებით :

2MnSO₄+5NaBiO₃+16HNO₃→2HMnO₄+5Bi(NO₃)₃+NaNO₃+2Na₂SO₄+7H₂O

რეაქციის შესრულება. სინჯარაში შეაქვთ ცოტა PbO₂, შემდეგ კონცენტრირებული აზოტმჟავის HNO₃ 5 წვეთი და ახურებენ მდუღარე წყლის ორთქლზე. გახურებულ ნარევს ამატებენ 1 წვეთ მანგანუმის სულფატის (II) MnSO₄ ხსნარს და აცხელებენ 10—15 წთ, დრო და დრო ანჯღრევენ სინჯარას მისი შიგთავსით. აცლიან ჭარბი ტყვიის დიოქსიდს დალექვას და უყურებენ წარმოქმნილი მანგანუმმჟავის ჟოლოსფერს.

ნატრიუმის ბისმუტატის დაჟანგვისას რეაქცია მიმდინარეობს შემდეგნაირად. სინჯარაში ათავსებენ 1—2 წვეთ მანგანუმის (II) სულფატის ხსნარს და 4 წვეთ 6 ნ. HNO₃, ამატებენ ნატრიუმის ბისმუტატის რამდენიმე მარცვალს და შეანჯღრევენ. უყურებენ ხსნარის ჟოლოს ფერის წარმოქმნამდე.

4. ამონიუმის სულფიდი (NH₄)₂S გარს აკრავს მანგანუმის მარილების მანგანუმის(II) სულფიდს, რომელიც შეფერილია კანისფრად:

MnSO₄+(NH₄)₂S→MnS↓+(NH₄)₂SO₄

Mn²⁺+S²⁻→MnS↓

ნალექი ადვილად იხსნება გაზავებულ მინერალურ მჟავეებში და ძმრის მჟავაშიც კი.

რეაქციის მიმდინარეობა. სინჯარაში ათავსებენ 2 წვეთ მანგანუმის (II) მარილის ხსნარს და ამატებენ 2 წვეთ ამონიუმის სულფიდს.

ბიოლოგიური როლი და მისი შემცველობა ცოცხალ ორგანიზმებში

მანგანუმს შეიცავს ყველა მცენარე და ცოცხალი ორგანიზმი, თუმცა მისი შემცველობა ჩვეულებრივ მცირეა, პროცენტის მეათასედი ნაწილი, ის მნიშვნელოვან გავლენას ახდენს სასიცოხლო ფუნქციებზე, ანუ წარმოადგენს მიკროელემენტს. მანგანუმი გავლენას ახდენს სიმაღლეზე, სისხლის წარმოქმნაზე და სასქესო ჯირკვლების ფუნქციებზე. მანგანუმით განსაკუთრებულად მდიდარია ჭარხლის ფოთლები — 0,03 %-მდე, ასევე მის დიდ რაოდენობას შეიცავს წითელი ჭიანჭველის ორგანიზმი — 0,05 %-მდე. ზოგიერთი ბაქტერია შეიცავს რამდენიმე პროცენტამდის მანგანუმს.

იხილეთ აგრეთვე

• მანგანუმით მოწამლვა

რესურსები ინტერნეტში

• მანგანუმი Webelements-ზე
• მანგანუმი ქიმიური ელემენტების პოპულარულ ბიბლიოთეკაში
• მანგანუმი საბადოებში დაარქივებული 2009-11-26 საიტზე Wayback Machine.

სქოლიო

პორტალი ქიმია