Главная / Неорганическая химия / Металлы / Марганец

Марганец

Элемент побочной подгруппы VII группы: король перманганатов

🧠

Вызов для любознательных!

В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!

Важно для ЕГЭ

Марганец проявляет переменные степени окисления: +2, +4, +6, +7. Соединения Mn(II) — основные, MnO2 — амфотерный оксид, Mn(VII) — сильнейший окислитель (перманганаты). Продукты восстановления KMnO4 зависят от среды!

1. Строение и положение в ПС

Марганец (Mn) находится в 4-м периоде, VII группе (побочной подгруппе). Порядковый номер 25.

Электронная конфигурация

...3d54s2

У марганца наполовину заполненный d-подуровень (5 электронов), что делает эту конфигурацию особенно устойчивой. Именно поэтому степень окисления +2 (потеря только 4s-электронов) — самая стабильная для марганца.

Интересный факт

Название «марганец» происходит от латинского «magnes» — магнит. Древние стеклоделы использовали минерал пиролюзит (MnO2) для обесцвечивания стекла, называя его «мылом стекольщиков».

Вопрос 1: Электронное строение

Проверка

Напишите электронную конфигурацию внешних слоев атома марганца ($Mn$). Какая у него максимальная степень окисления и почему?

Ответ: $Mn$: $3d^5 4s^2$. Максимальная степень окисления +7.

Пояснение: Марганец находится в VIIB группе. Он может отдавать все 5 электронов с 3d-подуровня и 2 электрона с 4s-подуровня.

2. Физические свойства

Марганец
Рис. 1. Марганец

Марганец — металл серебристо-белого цвета с розоватым оттенком.

Вопрос 1: Физические свойства

Проверка

Опишите физические свойства металлического марганца.

Ответ: Твердый, хрупкий металл серебристо-белого цвета. Не обладает магнитными свойствами.

3. Способы получения

В природе встречается в виде минералов пиролюзита (MnO2) и гаусманита (Mn3O4).

1. Алюмотермия (получение чистого марганца):

Высокое сродство алюминия к кислороду позволяет восстановить марганец из его оксидов в ходе экзотермической реакции:

3MnO2 + 4Al t°→ 3Mn + 2Al2O3

Демонстрация

2. Восстановление коксом (получение ферромарганца):

В промышленности марганец часто восстанавливают углеродом, но при этом получается сплав, содержащий углерод и железо:

MnO2 + 2C t°→ Mn + 2CO↑

3. Электролиз раствора MnSO4:

Используется для получения осажденного на катоде особо чистого марганца без примесей углерода.

Вопрос 1: Получение марганца (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций получения марганца (металлотермия):

  1. $MnO_2 + Al \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
  2. $Mn_3O_4 + Al \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$

Ответ:

  1. $3MnO_2 + 4Al \xrightarrow{t^\circ} 2Al_2O_3 + 3Mn$
  2. $3Mn_3O_4 + 8Al \xrightarrow{t^\circ} 4Al_2O_3 + 9Mn$

4. Химические свойства простого вещества

Марганец — активный металл, более активный, чем хром. Стоит в ряду активности левее водорода.

Взаимодействие с неметаллами

С галогенами
Реакция протекает при нагревании с образованием галогенида марганца(II). В отличие от железа, марганец не окисляется хлором до высших степеней окисления:
Mn + Cl2 t°→ MnCl2
Взаимодействие с хлором
С кислородом
При горении на воздухе или в кислороде марганец образует смешанный оксид (MnO·Mn₂O₃), подобно железной окалине:
3Mn + 2O2 t°→ Mn3O4
Демонстрация
С серой
При сплавлении порошков образуется розовый или зеленоватый сульфид марганца(II):
Mn + S t°→ MnS
Сульфид марганца
С азотом
При сильном нагревании в атмосфере азота формируется износостойкий нитрид:
3Mn + N2 t°→ Mn3N2
Нитрид марганца
С углеродом
При сплавлении с углем образуется карбид, важный для металлургии компонент:
3Mn + C t°→ Mn3C

Взаимодействие со сложными веществами

Свойство Уравнения реакций
С водой
Поверхность марганца защищена оксидной пленкой, поэтому с холодной водой реакция почти не идет. При сильном нагревании пленка разрушается, и металл вытесняет водород:
Mn + 2H2O t°→ Mn(OH)2 + H2↑
С кислотами-неокислителями
(HCl, разб. H2SO4)
Марганец, будучи металлом средней активности (правее алюминия, но левее водорода), легко растворяется в кислотах-неокислителях с выделением водорода:
Mn + 2HCl → MnCl2 + H2↑
Демонстрация

Mn + H2SO4(разб.) → MnSO4 + H2↑
С кислотами-окислителями
(HNO3)
Азотная кислота любой концентрации растворяет марганец без пассивации. Разбавленная восстанавливается до оксида азота(II), а концентрированная — до бурого газа NO₂. Металл в обоих случаях переходит в Mn²⁺:
3Mn + 8HNO3(разб.) → 3Mn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Mn + 4HNO3(конц.) → Mn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Реакция с азотной кислотой
С солями
(вытеснение металлов)
Марганец вытесняет менее активные металлы (например, медь) из водных растворов их солей:
Mn + CuSO4 → MnSO4 + Cu
Вытеснение меди

Внимание

В отличие от хрома, марганец не пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами! Он слишком активен для этого.

Вопрос 1: Химические свойства марганца (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения химических реакций простого вещества:

  1. $Mn + O_2 \xrightarrow{t^\circ} \dots$
  2. $Mn + HCl \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
  3. $Mn + H_2SO_4(разб.) \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
  4. $Mn + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$
  5. $Mn + S \xrightarrow{t^\circ} \dots$

Ответ:

  1. $Mn + O_2 \xrightarrow{t^\circ} MnO_2$
  2. $Mn + 2HCl \rightarrow MnCl_2 + H_2\uparrow$
  3. $Mn + H_2SO_4(разб.) \rightarrow MnSO_4 + H_2\uparrow$
  4. $Mn + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} MnSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$
  5. $Mn + S \xrightarrow{t^\circ} MnS$

Пояснение: В обычных кислотах и с неметаллами марганец окисляется до наиболее устойчивой степени окисления +2.

5. Оксиды марганца

ОксидПолучение / Химические свойства
MnO
Основный
Серо-зеленый порошок
Получение:
Разложение карбоната:
Термическое разложение карбоната марганца(II) протекает без изменения степени окисления:
MnCO3 t°→ MnO + CO2
Карбонат марганца
Восстановление MnO₂:
Осторожное восстановление диоксида марганца водородом или угарным газом при нагревании приводит к монооксиду:
MnO2 + H2 t°→ MnO + H2O

Химические свойства:
С кислотами:
Являясь типичным основным оксидом, легко растворяется в кислотах-неокислителях:
MnO + 2HCl → MnCl2 + H2O
Оксид марганца(II)
С водой не реагирует.
MnO2
Амфотерный
Черно-бурый порошок. Важнейший оксид.
Получение:
Природный минерал пиролюзит.
Термическое разложение нитрата:
Разложение нитрата марганца(II) протекает как внутримолекулярная ОВР с образованием диоксида:
2Mn(NO3)2 t°→ 2MnO2 + 4NO2↑

Химические свойства:
С соляной кислотой (окислитель):
В сильнокислой среде Mn(IV) проявляет окислительные свойства, окисляя хлорид-ионы до свободного хлора. Это классический лабораторный метод получения хлора:
MnO2 + 4HCl(конц.) t°→ MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
Получение хлора
Разложение пероксида водорода (катализатор):
Диоксид марганца активно катализирует диспропорционирование перекиси с выделением кислорода:
2H2O2 MnO2→ 2H2O + O2↑
Демонстрация
С кислотами (основные свойства):
При нагревании с концентрированной серной кислотой или расплавленным гидросульфатом калия проявляет слабые основные свойства. Так как солей Mn(IV) практически не существует, происходит выделение кислорода и образование сульфата марганца(II):
2MnO2 + 2H2SO4(конц.) t°→ 2MnSO4 + O2↑ + 2H2O
С щелочами (кислотные свойства):
При сплавлении с твердыми щелочами проявляет кислотные свойства, образуя манганиты — соли марганцоватистой кислоты:
MnO2 + 2KOH t°→ K2MnO3 + H2O
Восстановление до металла:
При высоких температурах восстанавливается углеродом или алюминием до свободного металла (алюмотермия, карботермия):
MnO2 + 2C t°→ Mn + 2CO↑
Mn2O7
Кислотный
Тёмно-зеленая маслянистая жидкость. Взрывается при t>55°C.
Получение:
Образуется при дегидратации марганцовой кислоты с помощью водоотнимающей серной кислоты на холоду:
2KMnO4 + H2SO4(конц.) → Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O
Марганцевый ангидрид

Химические свойства:
С водой (образование кислоты):
Являясь ангидридом марганцовой кислоты, бурно реагирует с водой:
Mn2O7 + H2O → 2HMnO4
Разложение:
Высший оксид крайне нестабилен, при попытке нагреть выше 55°C (или при ударе) — взрывается:
2Mn2O7 t°→ 4MnO2 + 3O2
Окислительные свойства (сильнейший окислитель):
Способен мгновенно воспламенять органические ткани (спирт, бумага) и серу при контакте:
Mn2O7 + S → 2MnO2 + SO2
2Mn2O7 + C2H5OH → 4MnO2 + 2CO2 + 3H2O

Наглядный опыт

Если капнуть Mn2O7 на бумагу или вату — они мгновенно вспыхивают ярким пламенем. Именно поэтому Mn2O7 практически не используется на практике — слишком опасен.

Вопрос 1: Оксиды марганца (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций, иллюстрирующих свойства оксидов марганца:

  1. $MnO + HCl \rightarrow \dots + \dots$
  2. $MnO_2 + HCl(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$ (лабораторное получение хлора)
  3. $Mn_2O_7 + H_2O \rightarrow \dots$
  4. $Mn_2O_7 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow$

Ответ:

  1. $MnO + 2HCl \rightarrow MnCl_2 + H_2O$ ($MnO$ — основный оксид)
  2. $MnO_2 + 4HCl(конц.) \xrightarrow{t^\circ} MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O$ ($MnO_2$ — сильный окислитель)
  3. $Mn_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HMnO_4$ (марганцовая кислота)
  4. $2Mn_2O_7 \xrightarrow{t^\circ} 4MnO_2 + 3O_2\uparrow$

6. Гидроксиды марганца

ГидроксидПолучение / Химические свойства
Mn(OH)2
Основный
Белый осадок (на воздухе быстро буреет)
Получение:
Действие щелочей на соли Mn(II):
Реакция ионного обмена приводит к выпадению нерастворимого белого осадка гидроксида марганца(II):
MnCl2 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + 2NaCl

Химические свойства:
С кислотами:
Ярко выраженный основный характер гидроксида приводит к его легкому растворению в кислотах с образованием солей:
Mn(OH)2 + 2HCl → MnCl2 + 2H2O
Окисление на воздухе (буреет):
Соединения Mn(II) в щелочной и нейтральной среде легко окисляются растворенным в воде кислородом до соединений Mn(III) и Mn(IV), что визуально проявляется как потемнение осадка:
2Mn(OH)2 + O2 → 2MnO(OH)↓ + H2O
Термическое разложение:
При нагревании в атмосфере без кислорода теряет воду, превращаясь в основный оксид:
Mn(OH)2 t°→ MnO + H2O

Вопрос 1: Гидроксиды марганца

Проверка

Окисляется ли на воздухе $Mn(OH)_2$? Напишите уравнение реакции.

Ответ: Да, быстро окисляется кислородом воздуха (белый осадок буреет).

Реакция: $2Mn(OH)_2 + O_2 \rightarrow 2MnO_2 \cdot H_2O$ (или $2MnO(OH)_2$)

7. Соли марганца

Важнейшие формы соединений марганца

В зависимости от степени окисления, соли марганца имеют характерные цвета и свойства:

Соли Mn(II) (Mn2+) — степень окисления +2. Растворы бесцветные или бледно-розовые. Типичные соли, слабо гидролизуются по катиону.
Манганаты (MnO42-) — степень окисления +6. Соли марганцовистой кислоты. Имеют зеленый цвет. Устойчивы только в сильнощелочной среде.
Главный представитель: K2MnO4 (манганат калия).
Перманганаты (MnO4-) — степень окисления +7. Соли марганцовой кислоты. Имеют глубокий тёмно-фиолетовый цвет. Сильнейшие окислители в любой среде.
Главный представитель: KMnO4 (перманганат калия).

Свойства манганатов Mn(VI)

ПроцессУравнения реакций
Получение из пиролюзита
(Сплавление MnO₂ щелочью и окислителем)
Окисление диоксида марганца в щелочной среде дает зеленый расплав манганата:
MnO2 + 2KOH + KNO3 t°→ K2MnO4 + KNO2 + H2O
Диспропорционирование
(В воде и кислой среде)
Зеленый манганат неустойчив без избытка щелочи (в воде или кислоте) и моментально диспропорционирует на фиолетовый перманганат и бурый осадок диоксида марганца:
3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2↓ + 4KOH

Эффектное превращение

Именно из-за реакции диспропорционирования зеленый раствор манганата при разбавлении водой моментально превращается в фиолетовый. В химии это одно из самых ярких цветовых превращений («зеленый хамелеон»).

Свойства перманганатов Mn(VII)

Знакомое вещество

KMnO4 — это обычная «марганцовка» из аптеки. Ее раствор используется как антисептик и дезинфицирующее средство. В неорганической и органической химии это один из главных и самых доступных окислителей.
Демонстрация
Термическое разложение KMnO4
(Лабораторный способ получения кислорода)
При сильном нагревании сухих кристаллов перманганата (выше 200°C) происходит внутримолекулярное диспропорционирование с выделением газообразного кислорода и образованием зеленой соли — манганата:
2KMnO4 t°→ K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Окислительные свойства KMnO4 в разных средах

Это ключевая тема для ЕГЭ! Продукты восстановления перманганата зависят от среды:

СредаПродукт восстановления / Цвет
Кислая (H+)
Продукт восстановления: Соли Mn2+

Цвет: Бесцветный (бледно-розовый)
Нейтральная (H2O)
Продукт восстановления: MnO2↓

Цвет: Бурый осадок
Щелочная (OH-)
Продукт восстановления: MnO42- (манганат)

Цвет: Зеленый раствор
Среда протекания Уравнения реакций (окислитель)
Кислая среда
Mn⁺⁷ → Mn⁺² (бесцветный/бледно-розовый)
С сульфитом натрия:
В избытке протонов перманганат принимает 5 электронов, полностью обесцвечиваясь (переход Mn⁺⁷ → Mn⁺²), при этом сульфит окисляется до сульфата:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
С соляной кислотой:
Концентрированная соляная кислота окисляется до газообразного хлора, а раствор теряет фиолетовые оттенки:
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 2KCl + 8H2O
С солями железа (II):
Ионы железа(II) окисляются до железа(III), что сопровождается исчезновением интенсивной окраски перманганата:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
Обесцвечивание перманганата
С пероксидом водорода:
В кислой среде пероксид водорода проявляет свойства восстановителя, окисляясь до свободного кислорода:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2↑ + K2SO4 + 8H2O
Демонстрация
Нейтральная среда
Mn⁺⁷ → MnO₂↓ (бурый осадок)
С сульфитом натрия:
При недостатке протонов восстановление марганца останавливается на стадии Mn(IV), выпадая в виде бурого хлопьевидного осадка диоксида:
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH
Бурый осадок
Демонстрация
Щелочная среда
Mn⁺⁷ → MnO₄²⁻ (зеленый раствор)
С сульфитом натрия:
В избытке гидроксид-ионов восстановление идет только на 1 электрон, приводя к образованию стойкого раствора изумрудно-зеленого цвета (манганата):
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Демонстрация

Лайфхак для ЕГЭ

Запомните продукты по цветам: кислая среда → обесцвечивание (Mn2+), нейтральная → бурый осадок (MnO2), щелочная → зеленый раствор (MnO42-). Фиолетовый → бесцветный / бурый / зеленый!

Эффектный опыт: Вулкан Бёттгера

Перманганат калия настолько сильный окислитель, что при контакте с органическими веществами (например, безводным глицерином) происходит самовоспламенение смеси с бурным выделением энергии:
Демонстрация

Вопрос 1: Окислительные свойства перманганатов (ОВР)

Проверка

Допишите уравнения ОВР с участием перманганата калия ($KMnO_4$) в разных средах:

  1. Кислая среда: $KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2SO_4 \rightarrow \dots + \dots + \dots + \dots$
  2. Нейтральная среда: $KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O \rightarrow \dots\downarrow + \dots + \dots$
  3. Щелочная среда: $KMnO_4 + Na_2SO_3 + KOH \rightarrow \dots + \dots + \dots$
  4. Разложение перманганата: $KMnO_4 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots + \dots\uparrow$

Ответ:

  1. $2KMnO_4 + 5Na_2SO_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow 2MnSO_4 + 5Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 3H_2O$ (обесцвечивание)
  2. $2KMnO_4 + 3Na_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2MnO_2\downarrow + 3Na_2SO_4 + 2KOH$ (бурый осадок)
  3. $2KMnO_4 + Na_2SO_3 + 2KOH \rightarrow 2K_2MnO_4 + Na_2SO_4 + H_2O$ (зеленый раствор)
  4. $2KMnO_4 \xrightarrow{t^\circ} K_2MnO_4 + MnO_2 + O_2\uparrow$

Пояснение: Это фундаментальное правило: в кислой среде $Mn^{+7} \rightarrow Mn^{+2}$ (бесцветный), в нейтральной $Mn^{+7} \rightarrow Mn^{+4}$ (бурый $MnO_2$), в щелочной $Mn^{+7} \rightarrow Mn^{+6}$ (зеленый манганат).

8. Качественные реакции

Раствор соли марганца(II)
1. Бледно-розовый раствор MnSO4
Осадок Mn(OH)2
2. Белый осадок Mn(OH)2 (буреет на воздухе)
Бурый осадок MnO2
3. Бурый осадок MnO2 (нейтральная среда)
Раствор KMnO4
4. Фиолетовый раствор KMnO4 (перманганат)

Вопрос 1: Качественные реакции

Проверка

Какого цвета осадок гидроксида марганца (II) ($Mn(OH)_2$) и что с ним происходит на воздухе?

Ответ: Осадок изначально белый (или светло-розовый), но на воздухе быстро буреет (окисляется до оксида марганца (IV)).

9. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с марганцем на канале Thoisoi:

Олимпиадная задача (Марганец - Глобальная)

Хрупкий серебристо-белый металл X легко растворяется в разбавленных кислотах, образуя бесцветные или бледно-розовые растворы солей. Например, с соляной кислотой он дает раствор соли A (реакция 1), а с серной — соли G (реакция 2). Из раствора соли A действием щелочи можно осадить белый осадок гидроксида B (реакция 4), который на воздухе мгновенно буреет, превращаясь в черный нерастворимый порошок C (тривиальное название — пиролюзит) (реакция 5). Порошок C также образуется при прямом сжигании металла X в кислороде (реакция 3). Массовая доля металла в C составляет $63,22\%$.

Если осадок C сплавить с селитрой и щелочью, образуется темно-зеленый расплав манганата калия D (реакция 6). Из раствора D действием хлорида бария выпадает редкий бамбуково-зеленый осадок J (реакция 10). При пропускании хлора через зеленый раствор D он приобретает насыщенный фиолетовый цвет (цвет всеми известной марганцовки E) (реакция 7). Массовая доля кислорода в E равна $40,51\%$.

При осторожном добавлении к кристаллам E концентрированной серной кислоты на холоду образуется тяжелая маслянистая зеленая жидкость F (марганцовый ангидрид, массовая доля кислорода $50,45\%$) (реакция 8). При малейшем нагревании жидкость F со взрывом разлагается обратно в оксид C (реакция 9). А если порошок C нагреть с концентрированной соляной кислотой, полетит ядовитый желто-зеленый газ L и снова образуется соль A (реакция 14).

Фиолетовый раствор E в кислой среде является сильнейшим окислителем: при реакции с сульфитом калия он полностью обесцвечивается, переходя в сульфат G (реакция 11). Из соли G можно осадить осадок телесного цвета H (сульфид) (реакция 12) и белый осадок I (карбонат) (реакция 13).

Схема превращений (12 веществ):

+ HCl + H₂SO₄ (разб) + O₂, t° + KOH + O₂, H₂O + KNO₃, KOH, t° + Cl₂ + H₂SO₄ (конц) t° + BaCl₂ + K₂SO₃, H₂SO₄ + K₂S + K₂CO₃ + HCl (конц), t° + HCl (конц), t° X A B C D E F G H I J L

Показать решение и уравнения реакций

Ответ

Шаг 1: Расшифровка веществ.
Черный порошок C с $\omega(Me) = 63,22\%$ — это $MnO_2$ (пиролюзит). $M = 55 + 32 = 87$. $\omega(Mn) = 55/87 \approx 0.6322$.
Марганцовка E с $\omega(O) = 40,51\%$ — это $KMnO_4$. $M = 39 + 55 + 64 = 158$. $\omega(O) = 64/158 \approx 0.4051$.
Марганцовый ангидрид F с $\omega(O) = 50,45\%$ — это $Mn_2O_7$. $M = 55\cdot 2 + 16\cdot 7 = 222$. $\omega(O) = 112/222 \approx 0.5045$.
Все массовые доли подтверждают, что X — Марганец.

Вещества: X = $Mn$, A = $MnCl_2$, B = $Mn(OH)_2$, C = $MnO_2$, D = $K_2MnO_4$, E = $KMnO_4$, F = $Mn_2O_7$, G = $MnSO_4$, H = $MnS$, I = $MnCO_3$, J = $BaMnO_4$, L = $Cl_2$.

Реакции (14 уравнений):
1. $Mn + 2HCl \rightarrow MnCl_2 + H_2\uparrow$
2. $Mn + H_2SO_4(разб) \rightarrow MnSO_4 + H_2\uparrow$
3. $Mn + O_2 \xrightarrow{t^\circ} MnO_2$
4. $MnCl_2 + 2KOH \rightarrow Mn(OH)_2\downarrow + 2KCl$
5. $2Mn(OH)_2 + O_2 \rightarrow 2MnO_2\downarrow + 2H_2O$
6. $MnO_2 + KNO_3 + 2KOH \xrightarrow{t^\circ} K_2MnO_4 + KNO_2 + H_2O$
7. $2K_2MnO_4 + Cl_2 \rightarrow 2KMnO_4 + 2KCl$
8. $2KMnO_4(тв) + H_2SO_4(конц) \rightarrow Mn_2O_7 + K_2SO_4 + H_2O$
9. $2Mn_2O_7 \xrightarrow{t^\circ} 4MnO_2 + 3O_2\uparrow$
10. $K_2MnO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaMnO_4\downarrow + 2KCl$
11. $2KMnO_4 + 5K_2SO_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow 2MnSO_4 + 6K_2SO_4 + 3H_2O$
12. $MnSO_4 + K_2S \rightarrow MnS\downarrow + K_2SO_4$
13. $MnSO_4 + K_2CO_3 \rightarrow MnCO_3\downarrow + K_2SO_4$
14. $MnO_2 + 4HCl(конц) \xrightarrow{t^\circ} MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O$

📝
Практика по неорганической химии
Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.
📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения