Oxid manganičitý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Oxid manganičitý
Oxid manganičitý.JPGOxid manganičitý.PNG
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
Zdraví škodlivý (Xn)
Oxidující
Oxidující (O)
R-věty R20/22
S-věty S2, S25
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
1
2
OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
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.

Fyzikálně - chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

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 | editovat zdroj]

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 | editovat zdroj]

Reference[editovat | editovat zdroj]

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Manganese dioxide na anglické Wikipedii.

  1. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1984), Chemistry of the Elements, Oxford: Pergamon, pp. 1218–20, ISBN 0-08-022057-6 .

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.