Objav: Carl Wilhelm Scheele a Torbern Olof Bergman (1774)
Izolácia: Johan Gottlieb Gahn (1774)
T. topenia
1246 °C
T. varu
2061 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
54.938 u
Atómový polomer
140 pm
Hustota
7470 kg/m³
Elektronegativita
1.55
Ionizačná energia
717.3 kJ/mol
Elektrónová afinita
-50 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Ako oxid ho identifikovali Carl Wilhelm Scheele a Torbern Olof Bergman (1774), kovovú formu izoloval Johan Gottlieb Gahn v tom istom roku (1774).
- Je to striebristo-biely, tvrdý a veľmi krehký kov.
- Existuje v štyroch alotropických modifikáciách, pričom α-Mn je stabilná za bežných podmienok.
- Patrí medzi prechodné prvky.
- Je pomerne reaktívny, chemickými vlastnosťami čiastočne pripomína železo; na vzduchu povrchovo oxiduje, vo vlhkom vzduchu koroduje (ochranná vrstva oxidu nie je pasivujúca ako u chrómu).
- Priamo sa zlučuje s halogénmi, kyslíkom, sírou, dusíkom, uhlíkom a polokovmi.
- Reaguje s vodou (pomaly za studena, rýchlejšie za tepla) a ľahko sa rozpúšťa v zriedených kyselinách za vývoja vodíka a vzniku manganatých solí (Mn²⁺).
- Vykazuje širokú škálu oxidačných stavov, najbežnejšie sú +II (manganaté zlúčeniny, zvyčajne slaboružové), +III (manganité), +IV (manganičité, napr. hnedočierny MnO₂), +VI (mangánany, zelené) a +VII (manganistany, fialové).
- V oxidačných stavoch +II a +III tvorí komplexy najčastejšie s koordinačným číslom 6 a oktaedrickou geometriou (napr. síran hexaakvamangánatý [Mn(H₂O)₆]SO₄).
- V oxidačnom stave +VII (napr. v anióne MnO₄⁻) a niekedy aj +II (napr. v anióne [MnCl₄]²⁻) máva koordinačné číslo 4 a tetraedrickú geometriu.
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, hlavne v mineráloch ako pyroluzit (burel, MnO₂), hausmanit (Mn₃O₄), rodonit a rodochrozit. Často sprevádza železné rudy.
- Je dôležitým biogénnym prvkom, nevyhnutným pre aktivitu mnohých enzýmov.
- V minulosti sa z rozdrveného MnO₂ vyrábali tmavé farby používané pri jaskynných maľbách.
- Hlavné využitie nachádza pri výrobe zliatin ocele (feromangán, silikomangán), kde zlepšuje jej pevnosť, tvrdosť a odolnosť voči opotrebeniu (napr. železničné koľajnice, panciere tankov).
- Používa sa pri výrobe suchých galvanických článkov (batérií), kde MnO₂ slúži ako depolarizátor.
- Zlúčeniny mangánu sa využívajú ako katalyzátory, pigmenty, dezinfekčné prostriedky (napr. manganistan draselný KMnO₄ – hypermangán) a pri výrobe skla (sfarbenie dofialova) a keramiky.
Výroba mangánu link
Ako už bolo spomenuté, mangán sa priemyselne vyrába hlavne vo forme zliatin feromangánu a silikomangánu vysokoteplotnou redukciou mangánových rúd (pyroluzitu) uhlíkom v prítomnosti železa alebo kremeňa. Čistý kov sa získava najmä elektrolýzou roztokov síranu manganatého alebo aluminotermiou.
Využitie mangánu link
Hlavné využitie je v metalurgii pri výrobe tvrdých mangánových ocelí (ako feromangán/silikomangán) na zlepšenie pevnosti, tvrdosti, odolnosti voči opotrebeniu a na odstránenie síry (desulfurácia) a kyslíka (deoxygenácia). Oxid manganičitý (MnO₂) je nevyhnutný pre suché články (Leclanchého) a alkalické batérie (ako depolarizátor, ročná spotreba ~0,5 milióna ton), používa sa aj na odfarbovanie skla (odstraňuje zelený nádych od Fe²⁺) a na výrobu purpurovočerveného skla. Manganistan draselný (KMnO₄) sa používa ako silné oxidačné činidlo, dezinfekčný prostriedok a pri úprave vody. Niektoré zlúčeniny Mn(III) sa skúmajú pri terapii nádorových ochorení.
Oxidy a hydroxidy mangánu link
Mangán tvorí rad oxidov: MnO (zelený, zásaditý), Mn₂O₃ (tmavohnedý, slabo zásaditý), Mn₃O₄ (čierny, zmiešaný oxid MnO·Mn₂O₃ so štruktúrou spinelu, vzniká horením Mn v O₂), MnO₂ (čiernohnedý, amfotérny) a Mn₂O₇ (tmavozelený, kyslý, explozívny).
Hydroxid manganatý (Mn(OH)₂) vzniká ako biela zrazenina pridaním alkalického hydroxidu k roztoku manganatej soli (pri pH > 8,3). Na vzduchu rýchlo hnedne v dôsledku oxidácie na hydratovaný oxid manganičitý (MnO₂·xH₂O) alebo Mn₂O₃·xH₂O.
\( \ce{Mn^{2+}(aq) + 2OH^-(aq) -> Mn(OH)2(s)} \)
\( \ce{2Mn(OH)2(s) + O2(g) + (x-2)H2O -> 2MnO2 \cdot xH2O(s)} \quad \text{(zjednodušene)} \)
Oxid manganičitý (MnO₂) je komerčne najdôležitejší. V prírode sa vyskytuje ako minerál pyroluzit. Pripravuje sa aj ohrevom Mn v kyslíku, termickým rozkladom manganatých solí (napr. dusičnanu) alebo elektrolytickou oxidáciou MnSO₄ (vzniká veľmi čistý MnO₂). Pre svoju malú rozpustnosť je bezvodý MnO₂ málo reaktívny, reaktívnejší je hydratovaný MnO₂·xH₂O. Používa sa ako katalyzátor (napr. pri rozklade H₂O₂), oxidant v organickej syntéze, pri úprave vody, na odfarbovanie skla a ako katóda v suchých článkoch a alkalických batériách. Reaguje s koncentrovanou HCl za vzniku chlóru:
\( \ce{MnO2(s) + 4HCl(\text{konc.}) -> MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l)} \)
Manganistan draselný link
Manganistan draselný (KMnO₄), známy aj ako permanganát draselný alebo hypermangán, je tmavofialová soľ, ktorá sa ľahko rozpúšťa vo vode. Priemyselne sa vyrába z oxidu manganičitého (MnO₂) a hydroxidu draselného (KOH) pri vysokých teplotách, čím vzniká zelený manganan draselný (K₂MnO₄):
\( \ce{2MnO2 + 4KOH + O2 ->[\Delta] 2K2MnO4 + 2H2O} \)
Ten sa potom oxiduje napríklad chlórom na konečný produkt manganistan draselný (KMnO₄):
\( \ce{2K2MnO4 + Cl2 -> 2KMnO4 + 2KCl} \)
KMnO₄ je veľmi silné oxidačné činidlo. V kyslom prostredí mení farbu z fialovej na bezfarebnú, pretože sa tvorí Mn²⁺. V neutrálnej vode sa tvorí hnedý oxid manganičitý (MnO₂) a v zásaditom prostredí môže vzniknúť zelený MnO₄²⁻.
Používa sa napríklad na dezinfekciu a úpravu vody, spracovanie koží alebo v laboratóriu pri titráciách.
Roztoky pod vplyvom svetla pomaly rozkladajú na hnedý oxid manganičitý (MnO₂) a kyslík:
\( \ce{4MnO4^- + 2H2O ->[svetlo] 4MnO2 v + 3O2 + 4OH^-} \)
Oxid manganistý link
Oxid manganistý (Mn₂O₇) je tmavozelená, prchavá, olejovitá kvapalina alebo tuhá látka. Je to kovalentný oxid, mimoriadne silné oxidačné činidlo a je explozívny, najmä pri kontakte s organickými látkami (rozkladá sa na MnO₂ a O₂). Pripravuje sa opatrnou reakciou KMnO₄ so studenou koncentrovanou H₂SO₄:
\( \ce{2KMnO4 + 2H2SO4(\text{studená}) -> Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O} \)
Manganaté zlúčeniny (Mn(II)) link
Oxidačný stav +II je pre mangán najstabilnejší. Vodné roztoky manganatých solí sú stále v kyslom a neutrálnom prostredí. Slaboružové zafarbenie roztokov je spôsobené oktaedrickým katiónom [Mn(H₂O)₆]²⁺. Z roztokov kryštalizujú ružovo sfarbené kryštalohydráty solí, napríklad MnCl₂·4H₂O, Mn(NO₃)₂·6H₂O, Mn(ClO₄)₂·6H₂O alebo MnSO₄·5H₂O.
Manganaté halogenidy (MnX₂) sa pripravujú rozpúšťaním Mn, MnO alebo MnCO₃ v príslušnej halogenovodíkovej kyseline (HX):
\( \ce{Mn + 2HX -> MnX2 + H2} \)
\( \ce{MnO + 2HX -> MnX2 + H2O} \)
\( \ce{MnCO3 + 2HX -> MnX2 + CO2 + H2O} \)
Síran manganatý (MnSO₄) je dôležitá soľ Mn(II). Slúži ako východisková látka na prípravu mnohých iných zlúčenín mangánu a používa sa pri elektrolytickej výrobe čistého mangánu.
