Oxid manganičitý
| Oxid manganičitý | |
|---|---|
  |
|
| Obecné | |
| Systematický název | Oxid manganičitý |
| Triviální název | Burel |
| Anglický název | Manganese dioxide |
| Německý název | Mangan(IV)-oxid |
| Sumární vzorec | MnO2 |
| Vzhled | Hnědočerná práškovitá látka |
| Identifikace | |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 86,937 g/mol |
| Teplota rozkladu | 535 °C |
| Hustota | 5,03-5,08 g/cm³ |
| Tvrdost | 6 - 6,5 |
| Rozpustnost ve vodě | nerozpustný |
| Rozpustnost v polárních rozpouštědlech |
kyselina chlorovodíková kyselina sírová kyselina dusičná (ne) zásady |
| Měrná magnetická susceptibilita | 329,55·10-6 cm3g-1 |
| Struktura | |
| Krystalová struktura | Čtverečná |
| Hrana krystalové mřížky | a= 438,8 pm c= 286,5 pm |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | -520,9 kJ/mol |
| Standardní molární entropie S° | 53,1 J K-1 mol-1 |
| Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° | -466,0 kJ/mol |
| Izobarické měrné teplo cp | 0,623 JK-1g-1 |
| Bezpečnost | |
 Zdraví škodlivý (Xn)  Oxidující (O) |
|
| R-věty | R20/22 |
| S-věty | S2, S25 |
| NFPA 704 |
 1
1
2
OX
|
|
SI a STP (25 °C, 100 kPa). |
|
Oxid manganičitý (chemický vzorec MnO2) je jedním z oxidů manganu. V přírodě se vyskytuje jako načernalý nebo hnědý minerál pyroluzit (starším českým názvem burel). Čistý oxid manganičitý je černá práškovitá látka s výraznými redoxními schopnostmi, nerozpustná ve vodě ani v kyselině dusičné. Je však dobře rozpustná v kyselině chlorovodíkové za studena a za horka i v kyselině sírové a hydroxidu draselném.
Obsah |
Fyzikálně - chemické vlastnosti [editovat]
Oxid manganičitý se při teplotě 535 °C rozkládá za vzniku oxidu manganitého Mn2O3 a kyslíku. Při teplotách blízkých 1 000 °C pokračuje rozklad na podvojnou sloučeninu se vzorcem Mn3O4 (oxid manganato-manganitý). Při ještě vyšších teplotách pokračuje rozklad až na oxid manganatý MnO.
- 4 MnO2 t→ 2 Mn2O3 + O2
- 6 Mn2O3 t→ 4 Mn3O4 + O2
- 2 Mn3O4 t→ 6 MnO + O2
Oxid manganičitý má silné redukční i oxidační schopnosti. Působením kyseliny chlorovodíkové dochází k jeho redukci za vzniku soli manganaté a uvolňuje se chlór (této reakce využil i Carl Wilhelm Scheele k první izolaci chlóru roku 1774):
- MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Při působení horké kyseliny sírové na oxid manganičitý dochází dokonce k uvolnění kyslíku:
- 2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + O2 + 2 H2O
Zahřátím směsi hydroxidu draselného, oxidu manganičitého a za probublávání vzduchem dochází k oxidaci na manganan draselný, který dále samovolně přechází na manganistan draselný (díky oxidu uhličitého obsaženého ve vzduchu) a vzniklý oxid manganičitý dále reaguje opět za vzniku mangananu:
- 2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 H2O
- 3 K2MnO4 + 2 CO2 → 2 KMnO4 + 2 K2CO3 + MnO2
Využití [editovat]
Redukční schopnosti se dnes využívají nejvíce při výrobě manganistanu draselného KMnO4. Oxidační schopnosti se využívaly dříve při výrobě chlóru, horká kyselina chlorovodíková se lila na pyroluzit a uvolňoval se chlór.
Používá se mimo jiné v alkalických bateriích a zinko-uhlíkových článcích ve směsi s uhlíkem jako depolarizační činidlo, aby tak zabránil probíjení baterie naprázdno. [1].
Využívá se dále ke katalyzovanému rozkladu peroxidu vodíku v laboratořích na vývoj kyslíku:
- H2O2 → H2O + O
V organické syntéze se využívá k oxidaci allylických alkoholů na příslušné aldehydy nebo ketony.
- cis-RCH=CHCH2OH + MnO2 → cis-RCH=CHCHO + “MnO” + H2O
Související články [editovat]
Reference [editovat]
V tomto článku byl použit překlad textu z článku Manganese dioxide na anglické Wikipedii.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1984), Chemistry of the Elements, Oxford: Pergamon, pp. 1218–20, ISBN 0-08-022057-6 .
Literatura [editovat]
- VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
