ної оболонки. Для Мn 2 + цей час дорівнює 100 мкс, тоді як для гідрофільного іона Na + воно складає 1 мкс.
Оксид марганцю (IV) МnО 2 є стійким природним з'єднанням марганцю, яке зустрічається в чотирьох модифікаціях. Всі модифікації мають амфотерний характер і володіють окислювально-відновної подвійністю.
Приклади окислювально-відновної подвійності МnО 2 :
МnО 2 + 2КI + 3СО 2 + Н 2 Про? I 2 + МnСО 3 + 2КНСО 3
МnО 2 + 2NH 3 < span align = "justify">? 3Мn 2 Про 3 + N 2 + 3Н 2 Про
МnО 2 + 3О 2 < span align = "justify"> + 4КОН? 4КМnО 4 + 2Н 2 Про
МnО 2 + 3Сl 2 < span align = "justify"> + 8КОН? 2КМnО 4 + 6КСl + 4Н 2 Про
Остання реакція ставить під сумнів поширене твердження, що МnО 2 в лужному середовищі перетворюється на манганат - сіль Мn (VI ), а в кислому - у перманганат - сіль Мn (VII). Крім середовища на окисно-відновну здатність впливають концентрація і потенціал окислювача.
Сполуки Мn (VI) - нестійкі. У розчинах можуть перетворюватися на з'єднання Мn (II), Мn (IV) і Мn (VII): оксид марганцю (VI) МnО 3 - темно -червона маса, що викликає кашель. Гідратної форма МnО 3 - слабка марганцовистого кислота Н 2 МnO 4 , яка існує лише у водному розчині. Її солі (манганати) легко руйнуються в результаті гідролізу і при нагріванні. При 50 В° С МnО 3 розкладається:
МnО 3 ? 2МnО 2 + Про 2
і гідролізується при розчиненні у воді:
МnО 3 + Н 2 < span align = "justify"> Про? МnО 2 + 2НМnО 4
Похідні Мn (VII) - це оксид марганцю (VII) Мn 2 Про 7 і його гідратна форма - кислота НМnО 4 , відома тільки в розчині. Мn 2 Про 7 стійкий до 10 В° С, розкладається з вибухом:
Мn 2 Про 7 ? 2МnО 2 + Про 3
При розчиненні в холодній воді утворюється кислота
Мn 2 O 7 + Н 2 Про? 2НМnО
