Mangan

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání



Mn

Tc

ChromManganŽelezo

[Ar] 3d5 4s2

55 Mn
25
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Mangan (Manganum), Mn , 25
Registrační číslo CAS 7439-96-5
Umístění v PSP 7 skupina,

4. perioda, blok d

Char. skupina Přechodné kovy
Hmotnostní zlomekzem. kůře 900 až 1 000 ppm
Konc. v mořské vodě 0,002 mg/l
Počet přírodních izotopů 2
Vzhled Světle šedý, tvrdý kov
Mangan
[[Soubor:|255px|Emisní spektrum]]
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 54,9380454 u
Atomový poloměr 127 pm
Kovalentní poloměr 139 pm
van der Waalsův poloměr pm
Elektronová konfigurace [Ar] 3d5 4s2
Elektronů v hladinách 2, 8, 13, 2
Oxidační číslo -III, -II, -I, I, II, III, IV, V, VI, VII
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Pevné
Krystalová struktura Krychlová
Hustota 7,21 g/cm3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 6,1 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Paramagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 1245,85 °C (1519 K)
Teplota varu 2060,85 °C (2334 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 7,35 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 100 Pa při 1493K
Rychlost zvuku 5150 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost 0,695 × 106 S·m−1
Měrný elektrický odpor 1,44 nΩ·m
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 7,81 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 12,91 KJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 221 KJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 478,5 Jkg-1K-1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³
Spalné teplo na kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál -1,18 V
Elektronegativita 1,54 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 717,3 KJ/mol
2: 1509,0 KJ/mol
3: 3245 KJ/mol
4: 5200 KJ/mol
Iontový poloměr 80 pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
52Mn umělý 5,591 dne ε - 52Cr
β+ 0,575 52Cr
γ 0,7 52Cr
53Mn stopy 3,74 × 106 let ε - 53Cr
54Mn umělý 312,3 dne ε 1,377 54Cr
γ 0,834 54Cr
55Mn 100% je stabilní s 30 neutrony
Bezpečnost


R-věty R11
S-věty S7, S33, S43, S60
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Mangan, chemická značka Mn, (lat. Manganum) je světle šedý, paramagnetický, tvrdý kov. Používá se v metalurgii jako přísada do různých slitin, katalyzátorů a barevných pigmentů.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Mangan

Kovový, křehký a značně tvrdý prvek světle šedé barvy. Patří mezi přechodné prvky, které mají valenční elektrony v d-sféře. Mangan je velmi elektropozitivní prvek, který je nejelektropozitivnější po alkalických kovech, kovech alkalických zemin a hliníku.

Mangan se vyskytuje ve třech stabilních modifikacích (α-mangan, β-mangan a γ-mangan), které se mění v závislosti na teplotě. První modifikace je stabilní za obyčejné teploty, druhá je stabilní v rozmezí 742 °C až 1070 °C a třetí v rozmezí 1070 °C až 1160 °C. První dvě modifikace jsou křehké a tvrdé a vznikají při aluminotermické výrobě manganu a třetí vzniká při elektrolytickém vylučování manganu a je měkká a tažná. Čtvrtá, ale nestabilní modifikace manganu, vzniká při teplotě nad 1160 °C a označuje se jako δ-mangan.

S rostoucím oxidačním číslem klesá zásaditost prvku a stoupá kyselost. Mangan se v některých svých vlastnostech i sloučeninách velmi podobá prvkům a sloučeninám sedmé hlavní podskupiny – halogenům – zejména pak chloru ve svém nejvyšším oxidačním číslechloristany se velmi podobají manganistanům.

Ve sloučeninách se vyskytuje především v řadě mocenství od Mn+1 po Mn+7. Nejstálejší jsou však sloučeniny manganu Mn+2, Mn+4 a Mn+7, ale snadno lze získat i sloučeniny s oxidačním číslem Mn+3, Mn+5 i Mn+6.

V silných minerálních kyselinách je mangan rozpustný za vývoje plynného vodíku, v koncentrované kyselině sírové se rozpouští za vzniku oxidu siřičitého a v kyselině dusičné se podle její koncentrace rozpouští buď za vzniku oxidu dusnatého nebo oxidu dusičitého. Protože je chemicky poměrně podobný železu, je jeho odolnost vůči korozi nízká. Jemně rozetřený práškový mangan je pyroforický – je samozápalný na vzduchu. Mangan je také schopný rozkládat vodu a uvolňovat z ní vodík. Mangan je za normálních teplot málo reaktivní, ale za vyšší teploty se slučuje s mnoha prvkyfosfor, halogeny, dusík, síra, uhlík, křemík, bor a další.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Oxid manganičitýburel – je znám již od starověku, kdy se používal při výrobě skla. Byl považován za odrůdu magnetovce (magnes). Římský filozof Plinius starší nazval burel jako „ženskou“ odrůdu magnetovce.

Středověk již rozlišoval rozdíl mezi magnes nebo magnesius lapis (magnetovec) a magnesia nebo pseudomagnes (falešný magnet čili burel). O něco později dali skláři burelu název podle jeho schopnosti odbarvovat železnaté sklo sklářské mýdlo a změnili jeho název na manganes neboli lapis manganensis.

Názor, že je burel železnou rudou, se udržel až do poloviny 18. století. V této době se však konečně došlo k názoru, že tato ruda musí obsahovat i jiný, dosud neznámý, kov. Objevil jej roku 1774 švédský chemik Carl W. Scheele, který předložil v tomto roce nezvratné důkazy Akademii věd ve Stockholmu.

V témže roce se podařilo mangan izolovat. Izoloval ho Johan Gottlieb Gahn při zahřívání burelu s dřevěným uhlím a olejem za vysoké teploty. Mangan v čisté podobě byl vyroben teprve ve třicátých letech dvacátého století elektrolýzou roztoků manganatých solí. Mangan dostal roku 1774 první název manganesium, ale později byl název změněn na mangan (latinsky manganum), aby se zabránilo záměně s hořčíkem (latinsky magnesium), který byl mezitím objeven.

Výskyt[editovat | editovat zdroj]

Manganová ruda – burel MnO2
Manganová ruda – manganit MnO(OH)

Mangan je prvkem s poměrně značným zastoupením na Zemi i ve vesmíru. V zemské kůře činí průměrný obsah manganu kolem 0,9–1 g/kg, což odpovídá 0,1% nebo 1000 ppm (parts per milion = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu na Zemi se řadí na dvanácté místo. Mangan je po železe a titanu třetí nejrozšířenější kov na Zemi. V mořské vodě se jeho koncentrace pohybuje na úrovni 2 mikrogramů v jednom litru. Předpokládá se, že ve vesmíru připadá na jeden atom manganu přibližně 5 milionů atomů vodíku.

V přírodě se mangan vyskytuje prakticky vždy současně s rudami železa. Hlavním minerálem manganu je pyroluzit (burel) MnO2, další významnější nerosty jsou hausmannit Mn3O4, braunit Mn2O3, manganit MnO(OH) a rhodochrozit neboli dialogit MnCO3. Méně významné minerály jsou například wolframit (Fe,Mn)WO4, triplit (Mn,Fe2+)2(PO4)(F,OH), tephroit Mn2SiO4, tantalit, [(Fe, Mn) Ta2O6].

Roční těžba manganových rud je přibližně 10 milionů tun a z toho se vytěží 3,4 mil. tun v Rusku, 2,13 mil. tun JAR, 1 mil. tun v Gabonu a Brazílii, 0,58 mil. tun v Austrálii a 0,5 mil. tun v Číně. V České republice se rudy manganu vyskytují v Krušných horách.

Velmi zajímavé objekty jsou manganové konkrece, což jsou kulovité útvary o velikosti od průměru několika centimetrů až velikost fotbalového míče, které se hojně vyskytují na některých místech oceánského dna. Byly objeveny v letech 18721876 na dně Tichého oceánu. Obvykle je jejich výskyt spojován s místy, kde se stýkají dvě různé oceánské desky. Na dně oceánů je více než 1012 tun manganových konkrecí a ročně se jich usadí řádově 107 tun. Konkrece vznikají při zvětrávání a následném vyplavování hornin do řek a následně oceánů, tam se na dně opět shlukují a vznikají kulovité útvary. Konkrece jsou složeny z řady sloučenin přechodných kovů, převládají v nich oxidy manganu. Tyto konkrece obsahují 15–30 % manganu, železo a v menší míře nikl, měď a kobalt. Rudy, které se používají k průmyslovému získávání kovů musí obsahovat nejméně 35%, z čehož vyplývá, že tyto rudy nejsou ekonomicky nejvhodnější.

  • V 80. a 90. letech 20. století se dokonce vážně uvažovalo o možnosti těžby těchto rud, navzdory skutečnosti, že hloubka, ve která se konkrece nacházejí přesahuje obvykle 2 000 m. Na této těžbě se měla dokonce podílet i tehdejší ČSSR. Celosvětový pokles zájmu o tyto suroviny a tím i pokles jejich cen však tento projekt zastavil.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Základem výroby manganu je redukce hliníkem nebo křemíkem. Při redukci uhlíkem vznikají pouze karbidy

Protože je neekonomické oddělovat v rudě pouze složky s manganem, vzniká tímto postupem slitina Fe a Mn – ferromangan s obsahem manganu kolem 70–90% nebo zrcadlovina. Tato slitina je naprosto vyhovující pro další hutní zpracování při legování ocelí, protože v nich je železo přítomno jako hlavní složka.

Mangan se získává aluminotermicky redukcí kovovým hliníkem. Při výrobě se vychází z burelu, ale ten by s hliníkem reagoval příliš prudce, a proto se musí nejprve převést na Mn3O4, který reaguje klidněji. Reakce Mn3O4 s hliníkem probíhá podle rovnice:

3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 9 Mn

Zvláště čistý mangan se získává elektrolýzou roztoku síranu manganatého.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Podstatnou část světové těžby manganu spotřebuje výroba oceli – je to asi 95% světové produkce manganu, dále manganového bronzu a slitin hliníku. Zbytek se spotřebuje ve sklářském a keramickém průmyslu a při výrobě chemikálií.

Manganistan draselný je látka se silnými oxidačními vlastnostmi. Pro svou zdravotní nezávadnost jsou proto roztoky KMnO4 používány k dezinfekci potravin, např. masa nebo syrové zeleniny v rizikových oblastech. Nevýhodou dezinfekce roztoky manganistanu je vznikající tmavý burel, což brání použití manganistanu při dezinfekci textilií nebo bytových ploch. Oxidačních vlastností manganistanu se využívá také v pyrotechnice, kde slouží k přípravě směsí pro pohon raket a obecně jako zdroj kyslíku pro kontrolované hoření.

Síran manganatý a chlorid manganatý se používají v barvířství, v tisku tkanin a k moření osiva. Chlorid manganatý se také využívá na výrobu sikativ pro fermeže.

Některé sloučeniny manganu se používaly a dnes ještě některé používají jako malířské barvy. K přírodním barvám manganu patří umbra a k umělým manganová hněď (zásaditý uhličitan manganatý), manganová běloba (uhličitan manganatý), manganová zeleň (někdy také kasselská zeleň) a permanentní violeť.

Slitiny[editovat | editovat zdroj]

V ocelářském průmyslu slouží mangan především jako složka, která při tavbě na sebe váže síru a kyslík, které je nutno z kvalitní oceli odstranit. Slouží tedy jako desulfurační a deoxidační přísada, která převede vzniklé sloučeniny S a O do strusky a vyčistí tak taveninu. Po dokončení tavby však v oceli vždy určité procento elementárního manganu zůstává, v některých případech pouze jako nezreagovaný přebytek po odstranění S a O, někdy je obsah záměrně vyšší tak, aby bylo dosaženo jiných mechanických vlastností vyrobené oceli. Kromě manganu obsahují oceli vždy jako základní složku železo, chrom a obvykle nikl.

Nejběžnější a nejdůležitější slitinou manganu je ferromangan, který obsahuje 70–90% manganu a zbytek železa. Další slitina manganu je silikomangan, který obsahuje 65–70% manganu a zbytek křemíku, a zrcadlovina, která obsahuje 5–20% manganu.

Další mimořádně důležitou slitinou s obsahem manganu je dural. Tento název označuje skupinu velmi lehkých a mechanicky odolných slitin na bázi hliníku a hořčíku s menším množstvím mědi a manganu.

Heuslerovy slitiny objevil roku 1898 Friedrich Heusler. Heusler totiž objevil, že mangan tvoří s mnoha kovy – například hliníkem, cínem nebo antimonem – slitiny, které jsou ferromagnetické, aniž obsahují ferromagnetický kov. Zdá se, že v těchto slitinách vznikají intermetalické sloučeniny. Nejsilnější vlastnosti se dosáhnou pokud nejsou přítomny v čistém stavu, ale jako směsné krystaly.

Barvení skla a keramiky[editovat | editovat zdroj]

Přídavek malého množství manganu do skloviny může zvýšit jasnost vyrobeného skla, protože odstraňuje zelenavý nádech, který po sobě ve skle zanechávají stopy železa.

U keramických materiálů nebo porcelánu se používá glazování, kdy je primárně vypálený střep pokryt vrstvou tekuté glazury, která jako barvicí pigmenty obsahuje většinou soli různých těžkých kovů. Opětným vypálením předmětu v peci se glazura stabilizuje ve formě různých směsných oxidů, křemičitanů a dalších solí, které trvale zbarví její povrch. Společně se solemi manganu se do glazur přidávají obvykle sloučeniny železa a výsledným efektem je hnědé až červeno-hnědé zabarvení.

Galvanické články[editovat | editovat zdroj]

Nejstarší komerčně vyráběný elektrický galvanický článek (baterie) se skládal ze zinkové katody a anody, kterou tvořil grafitový váleček umístěný v pastě s vysokým obsahem oxidu manganičitého (burel) MnO2. Článek poskytuje napětí přibližně 1,5 V a při odběru proudu dochází k oxidaci elementárního zinku na Zn+2 a redukci čtyřmocného manganu na Mn+2.

V průběhu posledních desetiletí byly tyto články z velké části nahrazeny jinými typy, které poskytují vyšší výkon na jednotku vlastní hmotnosti a nehrozí u nich riziko korozního zničení, i když články obsahující burel se stále komerčně využívají.

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Z mnoha sloučenin manganu jsou nejvýznamnější sloučeniny v mocenství Mn+2, Mn+4 a Mn+7. Většina sloučenin manganu je jen minimálně toxická a téměř všechny jsou barevné.

Sloučeniny manganaté Mn2+[editovat | editovat zdroj]

Chlorid manganatý
Síran manganatý

Soli dvojmocného manganu Mn+2 jsou jak v bezvodém stavu tak i v roztoku narůžovělé. Na vzduchu a v roztoku za přítomnosti nadbytečné kyseliny jsou stálé. V zásaditém prostředí vzniká hydroxid manganatý, který je nestabilní. Také v neutrálních roztocích při delším stání nejsou manganaté soli úplně stálé, ale oxidují se na soli manganité a oxid manganičitý. Soli manganaté jsou většinou dobře rozpustné ve vodě a vytváří také podvojné sloučeniny.

  • Hydroxid manganatý Mn(OH)2 je v čerstvém stavu bílá látka, která na vzduchu hnědne až černá a je nerozpustná ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako nerost pyrochroit. Připravuje se srážením roztoků manganatých solí alkalickým hydroxidem.
  • Sulfid manganatý MnS je v čerstvém stavu růžová práškovitá látka, nerozpustná ve vodě. Zahříváním přechází ve stálejší zelenou modifikaci, která se v přírodě vyskytuje jako nerost alabandin. V přírodě se vyskytuje i disulfid manganatý MnS2 jako nerost hauerit. Sulfid manganatý se připravuje srážením roztoků manganatých solí alkalickým sulfidem nebo kyselinou sirovodíkovou.
  • Thiokyanatan manganatý Mn(SCN)2 je v podobě dihydrátu a trihydrátu žlutá a v podobě tetrahydrátu zelená krystalická látka. Při rozpouštění tetrahydrátu ve vodě se při zřeďování roztoku mění barva roztoku ze zelené do růžové. Thiokyanatan manganatý tvoří komplexní sloučeniny, o kterých je pojednáno níže v komplexních sloučeninách. Thiokyanatan manganatý se připravuje rozpouštěním uhličitanu manganatého v kyselině thiokyanaté.

Sloučeniny manganité Mn3+[editovat | editovat zdroj]

Manganité soli nejsou pro mangan úplně typické, ale lze je získat redukcí manganičitých sloučenin nebo oxidací manganatých sloučenin. Manganité sloučeniny jsou stabilní a na vzduchu ani ve vodě se nerozkládají. Jsou většinou temně zbarveny a mají silný sklon k tvorbě komplexních sloučenin – někdy nejde soli získat v jiném stavu.

Sloučeniny manganičité Mn4+[editovat | editovat zdroj]

Oxid manganičitý

Ze sloučenin Mn+4 má největší praktický význam burel. Burel je velmi stabilní, ale manganičité soli jsou velmi málo stabilní. Většinou jsou známy pouze komplexní sloučeniny. K velmi stabilním sloučeninám patří komplexní manganičitany – acidomanganičitany (viz níže).

Sloučeniny manganičnanové Mn5+[editovat | editovat zdroj]

Při tavení oxidu manganičitého s dusičnanem a uhličitanem sodným se tvoří modré manganičnany alkalických kovů. Manganičnany lze také připravit žíháním libovolného oxidu manganu s oxidem barnatým při 900 °C. O něco později byly manganičnany používány jako nátěrová barva – manganová modř.

Sloučeniny manganové Mn6+[editovat | editovat zdroj]

Manganové sloučeniny nejsou příliš stabilní a mají snahu se oxidovat na manganisté sloučeniny, stejně tak jako manganany, které mají v roztoku sytě zelenou barvu a okamžitě se vodou štěpí na manganistan a oxid manganičitý. Velmi rychle přechází v manganistany, jsou to tedy silná redukční činidla.

Manganany se získávají při zahřívání oxidu manganičitého s dusičnanem nebo žíháním hydroxidu draselného s oxidem manganičitým za přístupu vzduchu.

Sloučeniny manganisté Mn7+[editovat | editovat zdroj]

Krystalický manganistan draselný

V běžném životě se patrně nejčastěji setkáme se sloučeninami sedmimocného manganu – manganistany. Manganistany se připravují oxidací mangananů.

  • Manganistan draselný KMnO4, hypermangan je fialová látka, která se velmi dobře rozpouští ve vodě. V analytické chemii jsou roztoky KMnO4 jedním ze základních oxidimetrických činidel pro redox-titrace. Při této titraci je analyzovaná látka v roztoku vzorku kvantitativně oxidována postupnými přesnými přídavky roztoku manganistanu do definovaného stádia a v okamžiku, kdy je celý vzorek zoxidován, odečte se objem spotřebovaného titračního roztoku a z tohoto údaje lze spočíst množství analyzované látky ve vzorku. Situace, kdy bylo dosaženo uvedené rovnováhy se nazývá bod ekvivalence a dosažení tohoto stavu je indikováno obvykle potenciometricky nebo i vizuálně za použití vhodného indikátoru.
  • Manganistan sodný Tato látka je vlastnostmi podobná na manganistan draselný, je však reaktivnější a mnohonásobně lépe rozpustná ve vodě. Je mnohem obtížnější na výrobu, proto je dražší a používá se mnohem méně, než manganistan draselný.

Komplexní sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Nuvola apps important.svg

Tento článek používá staré názvosloví komplexů. Nové názvosloví bylo přeloženo v létě 2007. Změny se týkají zejména názvů anorganických ligandů.

Oxidační stav IV (d3)[editovat | editovat zdroj]

Oxidační stav IV je nejvyšším oxidačním stavem manganu, ve kterém je schopen tvořit komplexy. Jejich počet je však malý – známé jsou tzv. acidomanganičitany [MnX6]2- a [MnX5]-, kde X= F, Cl, IO3 a CN. K zvláště stabilním sloučeninám patří chloromanganičitany a fluoromanganičitany.

Oxidační stav III (d4)[editovat | editovat zdroj]

Komplexy s manganem s oxidačním číslem III mají ve vodném roztoku silné oxidační vlastnosti. Dochází k disproporciaci na MnIV (oxid manganičitý MnO2) a MnII. Kyslíkové donorové atomy však tento oxidační stupeň stabilizují. Např. bílý hydroxid manganatý Mn(OH)2 se působením vzdušného kyslíku rychle mění na hydratovaný Mn2O3 (dochází k hnědnutí sraženiny). Podobně vzniká i [Mn(acac)3] vzdušnou oxidací manganatých solí v přítomnosti penta-2,4-dionu (acetylacetonu, acac). Znám je také trihydrát oxalatomanganitanu draselného K3[Mn(C2O4)3] • 3 H2O. Ostatní anionty schopné koordinace (fosforečnan a síran) však ve vodném roztoku stabilizují MnII.

Komplexy MnIII jsou většinou oktaedrické a vysokospinové. Nejdůležitější nízkospinový oktaedrický komplex je tmavě červený hexakyanomanganitý anion [Mn(CN)6]3-, který se připravuje proháněním vzduchu vodným roztokem obsahující Mn2+ a CN-. Také jsou známy komplexy [MnX5]2-, kde X = F, Cl (fluoromanganitany jsou tmavě červené). Sůl (bipyH2)2+[MnCl5]2- má tetragonálně pyramidální uspořádání koordinační sféry.

Oxidační stav II (d5)[editovat | editovat zdroj]

V tomto oxidačním stavu tvoří mangan nejvíce komplexů. Stálost MnII vůči oxidaci i redukci je dána vlivem symetrické konfigurace d5. Vysokospinový stav ale neposkytuje žádnou stabilizační energii ligandového pole a proto konstanty stability jsou v porovnání se sousedními MII komplexy nižší.

Nejtypičtější komplex je světle růžový hexaaqua-manganatý kation [Mn(H2O)6]2+. Patří k vysokospinovým oktaedrickým komplexům podobně jako manganaté komplexy s ethylendiaminem (en), chelatonem III (ethylendiamintetraoctová kyselina – EDTA) a šťavelovou kyselinou (C2O4).

Nízkospinové komplexy tvoří dvojmocný mangan pouze s ligandy ležícimi ve spektrochemické řadě zcela napravo. K nejdůležitějším patří kyanidové komplexy. Oktaedrický modrofialový hexakyanomanganatanový anion [Mn(CN)6]4- se však v roztoku obsahujícím nadbytek CN- za přístupu kyslíku oxiduje na tmavě červený hexakyanomanganitanový anion [Mn(CN)6]3- (samotný kyanid manganitý není znám). Za nepřístupu vzduchu působením hliníkové krupice lze získat žluté kyanomangannany M5I[Mn(CN)6], které jsou v roztoku bezbarvé.

Existují také komplexy se žlutozelenou barvou s tetraedrickým anionem [MnX4]2- (X = Cl-, Br-, I-). Lze je získat krystalizací z ethanolických roztoků.

Nižší oxidační stavy[editovat | editovat zdroj]

Mangan je schopen vytvářet komplexy i s nižšími oxidačními čísly než MnII a MnIII. Komplexy (sice spíše organické) vytváří mangan i se zápornými oxidačními čísly. Nejběžnější organický komplex manganu je [Mn2(CO)10] dekakarbonyl dimanganu, který patří mezi karbonyly manganu. Mangan v něm má oxidační číslo Mn0. Tato sloučenina je výchozí látkou pro tvorbu dalších komplexních organických sloučenin manganu.


Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Nejběžnější organické sloučeniny manganu jsou organokovy manganu. Jde především o komplexní karbonylové sloučeniny (karbonyly manganu), o kterých je pojednáno výše. Tyto sloučeniny se připravují redukcí oxidu manganičitého (např. pomocí LiAlH4) za zvýšeného tlaku a obsahem CO v atmosféře.

  • Octan manganatý Mn(C2H3O2)2 krystaluje z vodných roztoků jako červený tetrahydrát, který se velmi dobře rozpouští ve vodě. Používá se jako stimulační hnojivo, sikativ a jako přenašeč kyslíku. Připravuje se rozpouštěním uhličitanu manganatého v kyselině octové.

Biologický význam[editovat | editovat zdroj]

Přítomnost malých množství manganu v organizmu a jeho pravidelný přísun v potravě je nezbytný pro jeho správnou funkci. Dlouhodobý nedostatek manganu v potravě vede především k problémům v cévním systému, protože dochází k nežádoucím změnám v metabolizmu cholesterolu a jeho zvýšenému ukládání na cévní stěnu. Tento jev v dlouhodobém měřítku značně zvyšuje riziko vzniku kardiovaskulárních chorob.

Mangan je důležitý i pro správný metabolismus cukrů a jeho nedostatek může vést k nebezpečí onemocnění cukrovkou (diabetes mellitus).

Hlavními přirozenými zdroji manganu v potravě je rostlinná strava jako obilniny, hrášek, olivy, borůvky, špenát a ořechy.

Doporučená denní dávka v potravě se pohybuje mezi 2–3 mg Mn denně.

Naopak přebytek manganu v potravě působí negativně především na nervovou soustavu a působí potíže podobné projevům Parkinsonovy nemoci. Dlouhodobá expozice vysokými dávkami manganu může podle některých údajů zapříčinit vznik Parkinsonovy nemoci.

Rostliny přijímají mangan jako všechny minerály z půdního roztoku, kde se vyskytuje ve špatně rozpustných oxidech nebo dobře rozpustných chelátech. Cheláty jsou pro příjem příznivější. V rostlinách je mangan důležitou součástí komplexu rozkládajícího vody, který se účastní primární fáze fotosyntézy. Vyskytuje se také v superoxiddismutázách. Nedostatek poškozuje chloroplasty a je příčinou chlorózy.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

Logo Wikimedia Commons
Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu
  • Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]




Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f