Mangan jest pierwiastkiem aktywnym chemicznie. W postaci rozdrobnionej spala się w tlenie, tworząc
mieszaninę tlenków MnO

2

i Mn

3

O

4

, reaguje z gorącą wodą oraz kwasami słabo utleniającymi.

Roztwory wodne rozpuszczalnych soli manganu(II) są praktycznie bezbarwne. Siarczek manganu(II) to
cielisty osad.

Mangan tworzy trzy podstawowe tlenki: tlenek manganu(II) MnO, tlenek manganu(IV)MnO

2

i tlenek

manganu(VII) Mn

2

O

7

, które można otrzymać w następujących reakcjach:

Charakter chemiczny tych tlenków zmienia się wraz ze zmianą stopnia utlenienia manganu.

Mangan tworzy wodorotlenek Mn(OH)

2

.

Świeżo strącony biały osad wodorotlenku manganu(II) pod wpływem tlenu z powietrza lub nadtlenku
wodoru brunatnieje wskutek utleniania.

Wodorotlenek manganu(II) posiada charakter zasadowy, czyli reaguje z kwasami.

Tlenek manganu(IV) – brunatny osad – jest silnym utleniaczem. W reakcjach z kwasami następuje redukcja
Mn

IV

do Mn

II

.

Podczas ogrzewania MnO

2

rozkłada się z wydzieleniem tlenu:

Podczas stapiania tlenku manganu(IV) z wodorotlenkami litowców przy dostępie powietrza powstają sole
manganiany(VI).

Reakcja opisana powyższym równaniem potwierdza charakter amfoteryczny MnO

2

. Manganiany(VI)

powstają również podczas stapiania tlenku manganu(IV) z azotanem(V) potasu i węglanem potasu:

W roztworach wodnych manganiany(VI) mają barwę zieloną. W środowisku kwaśnym ulegają
dysproporcjonowaniu, dlatego trwałe są tylko w środowisku zasadowym:

Tlenek manganu(VII), reagując z zasadami, tworzy sole nietrwałego kwasu manganowego(VII) –
manganiany(VII), np. manganian(VII) potasu KMnO

4

. Sól ta jest wykorzystywana do laboratoryjnego

otrzymywania tlenu:

Stosuje się ją także do otrzymywania gazowego chloru:

Manganian(VII) potasu jako jeden z najsilniejszych utleniaczy łatwo się redukuje, a produkt reakcji zależy od
pH roztworu.

▪

redukcja w środowisku kwaśnym (odbarwienie fioletowego roztworu):

▪

redukcja w środowisku obojętnym (wytrąca się brunatny osad):

▪

redukcja w środowisku zasadowym (zmiana barwy roztworu z fioletowej na zieloną):

Podsumowując powyższe równania reakcji można stwierdzić, że właściwości utleniająco-redukujące
związków manganu zmieniają się ze zmianą stopnia utlenienia manganu w związku:
▪

związki manganu(II) są reduktorami,

▪

tlenek manganu(IV) w zależności od doboru pozostałych substratów może pełnić zarówno rolę

utleniacza, jak i reduktora,

▪

związki manganu(VII) są utleniaczami.

ŻELAZO

Rozdrobnione żelazo spala się w tlenie, tworząc tlenek żelaza(II) diżelaza(III) – ciało stałe o czarnej

barwie:

Tlenek ten powstaje też w reakcji żelaza z gorącą parą wodną.

Żelazo tworzy także inne tlenki:
▪

FeO – tlenek żelaza(II) powstający w wyniku termicznego rozkładu soli żelaza, np.

szczawianu lub węglanu żelaza(II):

▪

Fe

2

O

3

– tlenek żelaza(III) – powstający w wyniku termicznego rozkładu wodorotlenku lub

soli żelaza(III):

Żelazo reaguje z chlorem. W wyniku takiej reakcji w podwyższonej temperaturze tworzy się

chlorek żelaza(III):

Żelazo znajduje się w szeregu aktywności metali przed wodorem. Reaguje z kwasami słabo

utleniającymi, takimi jak HCl i rozcieńczony H2SO4:

Żelazo nie reaguje z zimnymi, stężonymi kwasami siarkowym(VI) i azotowym(V); w kontakcie z

tymi substancjami pokrywa się warstwą tlenków (pasywacja). W reakcji z gorącymi, stężonymi

H2SO4 i HNO3 tworzy sole żelaza(III).

Żelazo tworzy dwa wodorotlenki: Fe(OH)

2

i Fe(OH)

3

. Związki te można otrzymać w wyniku reakcji

strąceniowych.

Wodorotlenek żelaza(II) na powietrzu szybko brunatnieje, przechodząc w wodorotlenek żelaza(III)

pod wpływem działania tlenu zawartego w powietrzu:

Żelazo tworzy też liczne związki koordynacyjne, wśród nich najbardziej znane są związki z jonami

z CN

–

i SCN

–

:

▪

Fe

4

[Fe(CN)

6

]

3

– heksacyjanożelazian(II) żelaza(III), tzw. błękit pruski

▪

Fe

3

[Fe(CN)

6

]

2

– heksacyjanożelazian(III) żelaza(II), tzw. błękit Turnbulla

Są to związki o niebieskiej barwie stosowane jako pigmenty.

[Fe(SCN)

6

]

3–

– anion heksatiocyjanianożelazianowy(III) występujący np. w K

3

[Fe(SCN)

6

],to związek

o intensywnie krwistoczerwonej barwie, mający zastosowanie do wykrywania obecności i

oznaczania stężenia i jonów żelaza(III).

CHROM
Chrom na powietrzu pokrywa się warstewką tlenku chromu(III) – jest to

pasywacja. Wskutek

obecności ochronnej warstewki tlenku, chrom nie reaguje z wodą,mimo że jest metalem o

ujemnym potencjale elektrochemicznym. W reakcji z kwasem solnym i rozcieńczonym

siarkowym(VI) tworzy – obok wydzielonego wodoru– związki na II stopniu utlenienia (warunki

beztlenowe) lub III stopniu utlenienia (warunki tlenowe):

Chrom pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) i siarkowego(VI) ulega pasywacji.

W temperaturze czerwonego żaru chrom reaguje z parą wodną.

Powstały tlenek chromu(III) Cr

2

O

3

obok tlenku chromu(II) CrO i tlenku chromu(VI) CrO

3

stanowi

jeden z trzech podstawowych tlenków chromu. Ich charakter chemiczny zmienia się ze zmianą

stopnia utlenienia chromu:

Tlenek chromu(II) – substancja o barwie czarnej – reaguje z kwasami, np.:

Tlenek ten po ogrzaniu w obecności tlenu rozżarza się i przechodzi w tlenek chromu(III):

Roztwory wodne rozpuszczalnych soli chromu(II) są niebieskie, a soli chromu(III) – szarozielone.

Tlenek chromu(III) – szarozielona substancja – posiada właściwości amfoteryczne. Potwierdzają to

poniższe równania reakcji:

Tlenek ten powstaje podczas termicznego rozkładu wodorotlenku chromu(III):

Tlenek chromu(VI) – pomarańczowo-czerwona substancja o charakterze kwasowym, reaguje z

wodą, tworząc silny, istniejący tylko w roztworze kwas chromowy(VI):

Zakwaszenie tego roztworu powoduje utworzenie szeregu kwasów polichromowych(VI), z których

najważniejszy to kwas dichromowy(VI) H

2

Cr

2

O

7

, również istniejący tylko w roztworze wodnym.

Sole najważniejszych kwasów chromowych to odpowiednio: chromiany(VI) – barwa żółta – i

dichromiany(VI) – barwa pomarańczowa, które można otrzymać w następujących reakcjach:

Chromian(VI) w środowisku kwaśnym jest związkiem nietrwałym i przekształca się w

pomarańczowy dichromian(VI):

Dichromian(VI) w środowisku zasadowym jest związkiem nietrwałym i przekształca się w żółty

chromian(VI).

Podsumowując można stwierdzić, że w roztworze wodnym obserwuje się zależność

występowania jonów chromianowych(VI) i dichromianowych(VI) od pH roztworu.

Chromiany(VI) i dichromiany(VI) posiadają właściwości utleniające, np.:

Mieszanina stężonego H

2

SO

4

i K

2

Cr

2

O

7

jest nazywana

chromianką. Ma silne właściwości

utleniające i stosowana jest nadal (mimo trującego charakteru) do czyszczenia naczyń

laboratoryjnych.

Niektóre sole chromu ulegają termicznemu rozkładowi, np.:

Doświadczenie to nosi nazwę „wulkanu chemicznego”.

Chrom tworzy dwa wodorotlenki. Wodorotlenek chromu(II) – ciemnobrunatna substancja –

posiada właściwości zasadowe, czyli reaguje z kwasami, np.:

Wodorotlenek chromu(III) to szarozielony, galaretowaty osad o właściwościach amfoterycznych.

Wytrąca się z roztworów soli chromu(III) pod wpływem amoniaku,np.:

Właściwości amfoteryczne Cr(OH)

3

potwierdzają równania:

Właściwości utleniająco-redukujące związków chromu zmieniają się ze zmianą stopnia utlenienia

chromu w danym związku:
▪

związki chromu(II) są reduktorami,

▪

związki chromu(III) w zależności od doboru pozostałych substratów mogą pełnić rolę

zarówno utleniacza, jak i reduktora,

▪

związki chromu(VI) są utleniaczami.