მანგანუმი

თავისუფალი ქართულენოვანი ენციკლოპედია ვიკიპედიიდან
გადასვლა: ნავიგაცია, ძიება
მანგანუმი / Manganum (Mn) Mn-TableImage.png
ელემენტის რიგითი ნომერი 25
მარტივი ნივთიერების გამოსახულება
Mangan 1-crop.jpg
მაგარი, მყიფე ღია-რუხი ფერის ლითონი
ატომის თვისებები
ატომური მასა
(მოლური მასა)
54,93805 მ. ა. ე. (/მოლი)
ატომის რადიუსი 135 პმ
იონიზაციის ენერგია
(პირველი ელექტრონი)
1): 716,8 (7,43) 2): 3): კჯ/მოლი (ევ)
ელექტრონული კონფიგურაცია [Ar] 3d5 4s2
ქიმიური თვისებები
კოვალენტური რადიუსი 117 პმ
იონური რადიუსი (+7e) 46 (+2e) 80 პმ
ელექტროუარყოფითობა
(პოლინგის თანახმად)
1,55
ელექტროდული პოტენციალი 0
ჟანგვის ხარისხი 7, 6, 5, 4, 3, 2, 0, −1
მარტივი ნივთიერებების თერმოდინამიკური თვისებები
ნივთიერების სიმკვრივე 7,21 /სმ³
ხვედრითი თბოტევადობა 26,3[1] /(·მოლი)
თბოგამტარობა (7,8) ვტ/(·კ)
დნობის ტემპერატურა 1 517
დნობის სითბო (13,4) კჯ/მოლი
დუღილის ტემპერატურა 2 235
აორთქლების სითბო 221 კჯ/მოლი
მოლური მოცულობა 7,39 სმ³/მოლი
მარტივი ნივთიერების კრისტალური მესერი
მესრის სტრუქტურა კუბური
მესრის პერიოდი 8,890 Å
შეფარდება n/
დებაის ტემპერატურა 400


მანგანუმი — მენდელეევის პერიოდული სისტემის მეოთხე პერიოდის, მეშვიდე ჯგუფის თანაური ქვეჯგუფის ქიმიური ელემენტი, რომლის ატომური ნომერია - 25. აღინიშნება სიმბოლოთი Mn (ლათ. Manganum. მარტივი ნივთიერება მანგანუმი (CAS-ნომერია: 7439-96-5) — მაგარი, მყიფე ღია-რუხი მოვერცხლისფრო-მოთეთრო ფერის ლითონია. ცნობილია მანგანუმის ხუთი ალოტროპიული მოდიფიკაცია — ოთხი კუბური და ერთი ტეტრაგონალური კრისტალური მესერით[1].

Mn 25
54,93805
[Ar] 3d5 4s2
მანგანუმი

აღმოჩენის ისტორია[რედაქტირება]

მანგანუმის ერთერთი 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[რედაქტირება]

მანგანუმის ატომის სქემა

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[რედაქტირება]

მიღება[რედაქტირება]

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[რედაქტირება]

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[რედაქტირება]

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 ერთერთი 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[რედაქტირება]

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[რედაქტირება]

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[რედაქტირება]

მანგანუმს შეიცავს ყველა მცენარე და ცოცხალი ორგანიზმი, თუმცა მისი შემცველობა ჩვეულებრივ მცირეა, პროცენტის მეათასედი ნაწილი, ის მნიშვნლოვან 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.

ტოქსიკურობა[რედაქტირება]

Searchtool-80%.png მთავარი სტატია : მანგანუმით მოწამლვა.

იხილეთ აგრეთვე[რედაქტირება]

რესურსები ინტერნეტში[რედაქტირება]

Commons-logo.svg
ვიკისაწყობში? არის გვერდი თემაზე:

სქოლიო[რედაქტირება]

  1. 1.0 1.1 რედკოლ.:კნუნიანცი ი.ლ. (მთ. რედ.) ქიმიური ენციკლოპედია: 5 ტომად. — მოსკოვი: დიდი რუსეთის ენციკლოპედია, 1990. — ტომი: 2. — გვ. 671. — 100 000 ეგზ.