Mangan je chemický prvek nacházející se v periodické tabulce pod atomovým číslem 25. Jeho sousedy jsou chrom a železo, což způsobuje podobnost fyzikálních a chemických vlastností těchto tří kovů. Jeho jádro obsahuje 25 protonů a 30 neutronů. Atomová hmotnost prvku je 54,938.
Mangan je přechodný kov z rodiny d. Jeho elektronický vzorec je následující: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5. Tvrdost manganu na Mohsově stupnici je hodnocena 4. Kov je poměrně tvrdý, ale zároveň křehký. Jeho tepelná vodivost je 0,0782 W/cm*K Prvek se vyznačuje stříbrno-bílou barvou.
Jsou čtyři člověku známý, kovové úpravy. Každý z nich se vyznačuje termodynamickou stabilitou za určitých teplotních podmínek. A-mangan má tedy poměrně složitou strukturu a vykazuje svou stabilitu při teplotách pod 707 0 C, což určuje jeho křehkost. Tato modifikace kovu obsahuje ve své elementární buňce 58 atomů.
Mangan může mít zcela odlišné oxidační stavy – od 0 do +7, zatímco +1 a +5 jsou extrémně vzácné. Při interakci kovu se vzduchem dochází k jeho pasivaci. Práškový mangan hoří v kyslíku:
Mn+02=Mn02
Pokud je kov vystaven zvýšené teplotě, tzn. zahřátý se za vytěsnění vodíku rozkládá na vodu:
Mn+2H00=Mn(OH)2+H2
Stojí za zmínku, že hydroxid manganu, jehož vrstva se tvoří v důsledku reakce, zpomaluje reakční proces.
Vodík je absorbován kovem. Čím vyšší teplota stoupá, tím vyšší je jeho rozpustnost v manganu. Pokud překročíte teplotu 12000C, tak mangan reaguje s dusíkem, v důsledku čehož vznikají dusitany, které mají různé složení.
Kov také interaguje s uhlíkem. Výsledkem této reakce je tvorba karbidů, stejně jako silicidů, boridů a fosfidů.
Kov je odolný vůči působení alkalických roztoků.
Je schopen tvořit následující oxidy: MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, MnO 3, z nichž poslední není izolován ve volném stavu, a také anhydrid manganu Mn 2 O 7. Za normálních podmínek existence je anhydrid manganu kapalná, olejovitá látka tmavě zelené barvy, která nemá velkou stabilitu. Pokud se teplota zvýší na 90 0 C, pak je rozklad anhydridu doprovázen výbuchem. Mezi oxidy, které vykazují největší stabilitu, patří Mn203 a Mn02, stejně jako kombinovaný oxid Mn304 (2MnO·Mn02 nebo sůl Mn2Mn04).
Oxidy manganu:
Při fúzi pyrolusitu a alkálií za přítomnosti kyslíku dochází k reakci s tvorbou manganistanu:
2Mn02+2KOH+02=2K2MnO4+2H20
Manganátový roztok se vyznačuje tmavě zelenou barvou. Pokud se okyselí, dojde k reakci, kdy se roztok změní na karmínový. K tomu dochází v důsledku tvorby aniontu MnO 4 −, ze kterého se vysráží sraženina hnědého oxid-hydroxidu manganu.
Kyselina manganová je silná, ale nevykazuje zvláštní stabilitu, a proto její maximální přípustná koncentrace není vyšší než 20 %. Samotná kyselina, stejně jako její soli, působí jako silné oxidační činidlo.
Soli manganu nejsou stabilní. Jeho hydroxidy se vyznačují zásaditým charakterem. Chlorid manganatý se při vystavení vysokým teplotám rozkládá. Právě toto schéma se používá k výrobě chlóru.
Tento kov není vzácný - patří k běžným prvkům: jeho obsah v zemská kůra tvoří 0,03 % z celkového počtu atomů. Drží třetí místo v žebříčku mezi těžkými kovy, které zahrnují všechny prvky přechodové řady s předstihem železa a titanu. Těžké kovy jsou ty, jejichž atomová hmotnost přesahuje 40.
V některých se mangan vyskytuje v malém množství skály. V zásadě dochází k jeho lokalizaci kyslíkatých sloučenin ve formě minerálu pyrolusit - MnO 2.
Mangan má mnoho využití. Je nezbytný pro výrobu mnoha slitin a chemikálie. Bez manganu je nemožné, aby živé organismy existovaly, protože působí jako aktivní stopový prvek a je také přítomen téměř ve všech živých a rostlinných organismech. Mangan má pozitivní vliv na krvetvorné procesy v živých organismech. Nachází se také v mnoha potravinách.
Kov je nepostradatelným prvkem v metalurgii. Právě mangan se používá k odstranění síry a kyslíku z oceli při její výrobě. Tento proces vyžaduje velké objemy kovu. Ale stojí za to říci, že se do taveniny nepřidává čistý mangan, ale jeho slitina se železem, zvaná feromangan. Získává se redukční reakcí pyrolusitu s uhlím. Mangan také působí jako legující prvek pro oceli. Díky přídavku manganu do ocelí se výrazně zvyšuje jejich odolnost proti opotřebení a také se stávají méně náchylnými k mechanickému namáhání. Přítomnost manganu v neželezných kovech výrazně zvyšuje jejich pevnost a odolnost proti korozi.
Oxid kovu našel své použití při oxidaci amoniaku a je také účastníkem organických reakcí a rozkladných reakcí anorganické soli. V v tomto případě oxid manganičitý působí jako katalyzátor.
Bez použití manganu se neobejde ani keramický průmysl, kde se MnO 2 používá jako černé a tmavě hnědé barvivo pro emaily a glazury. Oxid manganatý je vysoce disperzní. Má dobrou adsorpční schopnost, díky které je možné odstraňovat škodlivé nečistoty ze vzduchu.
Mangan se zavádí do bronzu a mosazi. Některé kovové sloučeniny se používají v jemné organické syntéze a průmyslové organické syntéze. Arsenid manganatý se vyznačuje gigantickým magnetokalorickým efektem, který výrazně zesílí, pokud je vystaven vysokému tlaku. Telurid manganu působí jako slibný termoelektrický materiál.
V medicíně je vhodné i použití manganu, respektive jeho solí. Vodný roztok manganistanu draselného se tedy používá jako antiseptický, a také můžete omývat rány, kloktat, mazat vředy a popáleniny. U některých otrav alkaloidy a kyanidy je jeho roztok dokonce indikován k perorálnímu podání.
Důležité: Navzdory obrovskému počtu pozitivní aspekty použití manganu, v některých případech mohou jeho sloučeniny působit na lidský organismus škodlivě a dokonce působit toxicky. Maximální přípustná hodnota koncentrace manganu v ovzduší je tedy 0,3 mg/m3. V případě vyslovené otravy látkou působí nervový systém muže, který je charakterizován syndromem manganového parkinsonismu.
Kov lze získat několika způsoby. Mezi nejoblíbenější metody patří následující:
4Mn02 = 2Mn203+02
Mn203+2Al = 2Mn+Al203
1. Mangan - velmi aktivní kov. V řadě kovových namáhání stojí mezi zinkem a hořčíkem. V práškové formě mangan reaguje při zahřívání s vodou, kyslíkem, sírou a chlórem:
Mn + 2H20 = Mn(OH)2 + H2;
Mn + 02 = Mn02;
Mn + Cl2 = MnCl2
2. Snadno rozpustný v kyselinách:
Mn + 2HCl = MnCl2 + H2
3. Mangan vykazuje oxidační stavy +2, +3, +4, +6, +7 ve svých sloučeninách a produkuje pět oxidů: MnO, Mn 2 O 3 - zásaditý, MnO 2 - amfoterní oxid, MnO 3, Mn 2 O 7 – oxidy kyselin.
4. MnO – zelené barvy, nerozpustné ve vodě. Lze jej získat tepelným rozkladem uhličitanu manganatého nebo redukcí MnO 2 vodíkem:
MnC03 = MnO + C02
Mn02 + H2 = MnO + H20
Odpovídající hydroxid MnO Mn(OH) 2 je síra- růžová barva, získané ze solí působením zásad:
MnS04 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + Na2S04
Hydroxid manganatý (II) Mn(OH) 2 – slabá zásada nerozpustná ve vodě. Mn(OH) 2 se na vzduchu snadno oxiduje na Mn(OH) 4:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H20 = 2Mn(OH)4
Mn(OH)4 je také nestabilní sloučenina:
Mn(OH)4 = Mn02 + 2H20
5. Soli Mn +2 jsou růžové barvy, stabilní v kyselém prostředí. Vlivem silných oxidačních činidel se přeměňují na sloučeniny vyšších oxidačních stupňů manganu:
2MnS04 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2PbSO4 +
3Pb(N03)2 + 2HMn04 + 2H20
6. MnO 2 – hnědý, ve vodě nerozpustný prášek. Používá se jako adsorbent a katalyzátor. Silné oxidační činidlo v kyselém prostředí:
Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20
V alkalickém prostředí se projevuje obnovující vlastnosti:
MnO 2 + KNO 3 + 2NaOH = Na 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O
7. Kyselinu manganitou lze získat reakcí:
Na2MnO4 + H2SO4 = Na2S04 + H2MnO4
Tato kyselina je extrémně nestabilní a rychle se rozkládá:
3H2MnO4 = Mn02 + 2HMnO4 + 2H20
Soli kyseliny manganistanové (manganáty) jsou barevné zelený. Snadno hydrolyzují ve vodě a zelená barva zmizí:
3K 2 MnO 4 + H 2 O = 4 KOH + MnO 2 + 2 KMnO 4
8. Sloučeniny manganu v oxidačním stavu +7 lze získat oxidací manganitanů:
2K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2 KCl + 2 KMnO 4
Manganistan draselný KMnO 4 má velký praktický význam. Používá se v různých syntézách jako silné oxidační činidlo. V lékařství - jako dezinfekční prostředek.
Oxid Mn 2 O 7 lze získat z manganistanu draselného:
2KMnO 4 + H 2 SO 4 (konc) = K 2 SO 4 + Mn 2 O 7 + H 2 O
Mn 2 O 7 je zelená kapalina, velmi výbušná. Explozivně oxiduje organické látky. Velmi nestabilní, rozkládá se s uvolňováním ozónu:
Mn207 = 2Mn02 + O3
Při zahřívání v suché formě se manganistan draselný rozkládá:
2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2
V závislosti na prostředí se manganistan redukují do následujících stavů:
MnO 4 - ® Mn +2 - v kyselém prostředí,
MnO 4 - ® MnО 2 – v neutrálním a mírně alkalickém prostředí,
MnO 4 - ® MnO 4 -2 – v alkalickém prostředí.
Dostal barvu, která se dodnes nazývá „Scheele green“, arsin (AsH 3), glycerin, kyselinu močovou a kyanovodíkovou. Pravda, Scheele neizoloval ani mangan, ani molybden, ani wolfram v čisté formě; pouze naznačil, že jím zkoumané minerály tyto nové prvky obsahují.
Prvek č. 25 byl objeven v minerálu pyrolusitu MnO 2 -H 2 O, známém Plinnu staršímu. Plinius to považoval za typ magnetické železné rudy, ačkoli pyrolusit není přitahován magnetem. Plinius podal vysvětlení tohoto rozporu. Připadá nám to úsměvné, ale nesmíme zapomínat, že v 1. stol. INZERÁT Vědci věděli o látkách mnohem méně než dnešní školáci. Ale pro Plinia je pyrolusit „lapis magnes“ (magnetická železná ruda), pouze je ženský, a proto je k němu magnet „lhostejný“. Přesto se „černá magnézie“ (jak se tehdy pyrolusit nazývala) začala používat při tavení skla, protože pozoruhodná vlastnost rozjasnit sklo. To se děje, protože když vysoká teplota oxid manganičitý odevzdává část svého kyslíku a mění se na oxid o složení Mn 2 O 3. Uvolněný kyslík oxiduje sloučeniny síry železa, které dodávají sklu tmavou barvu. Pyroluzit se stále používá jako „čistič“ skla.
V rukopisech slavného alchymisty Alberta Magnuse (13. století) se tento minerál nazývá „magnesia“. V 16. stol již se našel název „mangan“, který možná dali skláři a pochází ze slova „manganidzein“ – čistit.
Když Scheele v roce 1774 zkoumal pyrolusit, poslal vzorky tohoto minerálu svému příteli Johanu Gottliebovi Hahnovi. Hahn, pozdější profesor a vynikající chemik své doby, válel pyrolusit do kuliček, do rudy přidával olej a silně je zahříval v kelímku vystlaném dřevěné uhlí. Výsledné kovové kuličky vážily třikrát méně než kuličky rudy. Tohle byl mangan. Nový kov se nejprve nazýval „magnesia“, ale protože v té době byla již známá bílá magnézie, oxid hořečnatý, byl kov přejmenován na „magnesium“; tento název přijala francouzská komise pro názvosloví v roce 1787. Ale v roce 1808 Humphry Davy objevil hořčík a také jej nazval „magnesium“; pak, aby nedošlo k záměně, se manganu začalo říkat „manganum“.
V Rusku se mangan po dlouhou dobu nazýval pyrolusit, až v roce 1807 L.I. Scherer navrhl nazývat kov získaný z pyrolusitu manganem a samotný minerál se v těchto letech nazýval černý mangan.
Mangan se v přírodě v čisté formě nevyskytuje. V rudách je přítomen ve formě oxidů, hydroxidů a uhličitanů. Hlavním minerálem obsahujícím mangan je stejný pyrolusit, poměrně měkký tmavě šedý kámen. Obsahuje 63,2 % manganu. Existují další manganové rudy: psilomelan, braunit, hausmannit, manganit. Všechno to jsou oxidy a silikáty prvku č. 25. Valence manganu v nich je 2, 3 a 4. Existuje další potenciální zdroj prvku č. 25 - uzliny, které leží na dně oceánů a hromadí mangan a další kovy. Ale máme o nich zvláštní rozhovor.
Manganové rudy se dělí na chemické a hutnické. První z nich obsahují alespoň 80 % MnO2. Používají se v galvanických článcích (oxid manganičitý je výborný depolarizátor), při výrobě skla, keramiky, minerálních barviv, „manganistanu draselného“ (KMnO 4) a některých dalších produktů chemického průmyslu.
A železo je sousedy nejen podle periodické tabulky, železo je vždy přítomno v manganových rudách. Ale ne vždy železné rudy obsahují mangan (v dostatečném množství). Bohužel – protože prvek č. 25 je jednou z nejdůležitějších legovacích přísad.
Na všech kontinentech jsou ložiska manganových rud. Naše země tvoří asi 50 % světové produkce manganových rud. Indie, Ghana, Maroko, Brazílie a Jižní Afrika jsou také bohaté na mangan. Většina průmyslově vyspělých zemí je nucena dovážet manganovou rudu ze zahraničí, protože jejich vlastní ložiska neuspokojují potřeby hutnictví železa, ať už množstvím, ani kvalitou rudy. Naše země nejen plně zásobuje svou hutnictví kvalitní manganovou rudou, ale také ji ve značném množství vyváží.
Před Velikou Vlastenecká válka V SSSR se manganová ruda těžila ve dvou oblastech – v Chiatuře (Gruzie) a u Nikopolu (Ukrajina). Když za války Nikopolskou pánev obsadili nacisté, bylo to neslýchané krátkodobě Nová ložiska manganových rud byla vyvinuta na Uralu a Kazachstánu. Sovětský železářský průmysl získal dostatek manganu a dokázal vyrobit vysoce kvalitní ocel pro obrněnce tanků a dělostřelectvo.
Již bylo zmíněno, že první kovový mangan byl získán redukcí pyrolusitu dřevěným uhlím: MnO 2 + C → Mn + 2CO. Ale nebyl to elementární mangan. Stejně jako jeho sousedé v periodické tabulce – chrom a železo, i mangan reaguje s uhlíkem a vždy obsahuje příměs karbidu. To znamená, že čistý mangan nelze získat pomocí uhlíku. V současnosti se pro získávání kovového manganu používají tři způsoby: silikotermická (redukce křemíkem), aluminotermická (redukce hliníkem) a elektrolytická.
Nejpoužívanější metodou je aluminotermická metoda, vyvinutá v r konec XIX PROTI. V tomto případě je lepší použít jako manganovou surovinu oxid manganu Mn 3 O 4 spíše než pyrolusit. Pyroluzit reaguje s hliníkem a uvolňuje následující velké množství teplo, že se reakce může snadno stát nekontrolovatelnou. Proto se před redukcí pyrolusitu spálí a již získaný oxid-oxid se smíchá s hliníkovým práškem a zapálí ve speciální nádobě. Reakce 3Mn 3 O 4 + 8Al → 9Mn + 4Al 2 O 3 začíná - poměrně rychlá a nevyžaduje další energii. Vzniklá tavenina se ochladí, křehká struska se naseká a manganový ingot se rozdrtí a pošle k dalšímu zpracování.
Aluminotermická metoda, stejně jako silikotermická metoda, však neprodukuje vysoce čistý mangan. Aluminotermický mangan lze čistit sublimací, ale tato metoda je neefektivní a drahá. Hutníci proto dlouho hledali nové způsoby získávání čistého kovového manganu a samozřejmě primárně spoléhali na elektrolytickou rafinaci. Ale na rozdíl od mědi, niklu a dalších kovů nebyl mangan usazený na elektrodách čistý: byl kontaminován oxidovými nečistotami. Navíc byl výsledný kov porézní, křehký a nepohodlný pro zpracování.
Mnoho slavných vědců se pokusilo najít optimální režim elektrolýza sloučenin manganu, ale bez úspěchu. Tento problém vyřešil v roce 1939 sovětský vědec R.I.Agladze (později řádný člen Akademie věd Gruzínské SSR). Pomocí technologie elektrolýzy, kterou vyvinul, se z chloridových a síranových solí získává dosti hustý kov obsahující až 99,98 % prvku č. 25. Tato metoda vytvořila základ pro průmyslovou výrobu kovového manganu.
Navenek je tento kov podobný železu, jen je tvrdší. Na vzduchu oxiduje, ale stejně jako hliník film oxidu rychle pokryje celý povrch kovu a zabrání další oxidaci. Mangan rychle reaguje s kyselinami, s dusíkem tvoří nitridy a s uhlíkem karbidy. Obecně typický kov.
Mangan se obvykle zavádí do oceli spolu s dalšími prvky – chromem, křemíkem, wolframem. Existuje však ocel, která kromě železa, manganu a uhlíku neobsahuje nic. Jedná se o tzv. Hadfieldovu ocel. Obsahuje 1-1,5% uhlíku a 11-15% manganu. Tato ocel má obrovskou odolnost proti opotřebení a tvrdost. Používá se k výrobě drtičů, které drtí nejtvrdší horniny, části bagrů a buldozerů. Tvrdost této oceli je taková, že nemůže být obrábění, díly lze odlévat pouze z něj. Obecně existuje poměrně hodně ocelí obsahujících mangan. Přesněji řečeno, neexistuje jediná ocel, která by v určitých množstvích neobsahovala mangan. Mangan se totiž do oceli dostává z litiny. Někdy je však jeho množství tak malé, že písmeno G není do třídy oceli vloženo. Mangan však zlepšuje vlastnosti nejen železa. Slitiny manganu a mědi mají tedy vysokou pevnost a odolnost proti korozi. Lopatky turbín jsou vyrobeny z těchto slitin a vrtule letadel a další části letadel jsou vyrobeny z manganových bronzů.
Mangan se neleskne jako zlato, neteče jako zlato, nevzplane na vzduchu jako sodík. Ale tento navenek nevýrazný šedý kov je životně důležitý: dokud bude technologii dominovat železo, bude potřeba i jeho věrný společník, mangan.
Ještě na začátku minulého století se vědělo, že mangan je součástí živých organismů. Nyní bylo zjištěno, že malé množství manganu se nachází ve všech rostlinných a živočišných organismech. Nenachází se pouze v bílkovinách slepičí vejce a velmi málo v mléce. Mangan je v těle distribuován nerovnoměrně. Například 100 g sušiny hroznových stonků obsahuje 191 mg manganu, kořeny - 130 mg a bobule - pouze 70 mg. V krvi lidí a většiny zvířat je obsah manganu asi 0,02 mg/l. Výjimkou jsou ovce, jejichž krev je bohatší na mangan – 0,06 mg/l. Bylo zjištěno, že mangan hraje významnou roli v metabolismu. U rostlin urychluje tvorbu chlorofylu a zvyšuje jejich schopnost syntetizovat vitamín C. Přidávání manganu do půdy proto výrazně zvyšuje výnos mnoha plodin, zejména ozimé pšenice a bavlny.
Nedostatek manganu v potravě zvířat ovlivňuje jejich růst a vitalitu. Myši krmené pouze mlékem, které obsahuje velmi málo manganu, ztratily schopnost reprodukce. Když byl do jejich potravy přidán chlorid manganatý, tato schopnost byla obnovena.
Element č. 25 ovlivňuje i krvetvorné procesy. Navíc urychluje tvorbu protilátek, které neutralizují škodlivé účinky cizorodých proteinů. Jeden z německých vědců píchl morčatům smrtelné dávky bakterií tetanu a úplavice. Pokud se po tomto podávalo pouze sérum proti tetanu a úplavici, pak už to zvířatům nepomohlo. Podávání séra a chloridu manganatého vyléčilo morčata. Intravenózní infuze roztoku síranu manganatého může zachránit ty, které kousl karakurt, nejjedovatější ze středoasijských pavouků.
Za objevitele manganu jsou považováni švédští chemici K. Scheele a J. Gan, z nichž první v roce 1774 objevili neznámý kov v hojně používané železné rudě, zvané ve starověku černá magnézie, druhý, zahřátím směsi pyrolusitu (hlavního minerálu manganu) s uhlím, získal kovový mangan (kalorizátor). Nový kov dostal své jméno z němčiny Manganerz, tj. manganová ruda.
Mangan je prvkem sekundární podskupiny VII skupiny IV období periodická tabulka chemické prvky D.I. Mendělejev, má atomové číslo 25 a atomovou hmotnost 54,9380. Přijaté označení je Mn(z latiny Manganum).
Mangan je poměrně běžný a je jedním z druhé desítky nejrozšířenějších prvků. V zemské kůře se nejčastěji vyskytuje společně se železnými rudami, ale jsou zde i ložiska manganu například v Gruzii a Rusku.
Mangan je těžký stříbřitě bílý kov, tzv černý kov. Při zahřívání má tendenci rozkládat vodu a vytlačovat vodík. V normálním stavu absorbuje vodík.
Pro zdravého dospělého člověka je denní potřeba manganu 5-10 mg.
Mangan vstupuje do lidského těla s jídlem, proto je nutné každý den jíst jednu nebo více potravin z následujícího seznamu:
Funkce manganu v lidském těle:
Mangan pomáhá aktivovat enzymy potřebné pro správné použití tělo a Interakce manganu s a je uznávaným antioxidačním činidlem. Velké dávky zpomalí vstřebávání manganu.
Mangan našel největší uplatnění v metalurgii, také při výrobě reostatů a galvanických článků. Sloučeniny manganu se používají jako termoelektrické materiály.
S těžkou dietou velký počet sacharidů, dochází v těle k nadměrné spotřebě manganu, která se projevuje těmito příznaky: chudokrevností, sníženou pevností kostí, zpomalením růstu, dále atrofií vaječníků u žen a varlat u mužů.
Nadbytek manganu také není pro tělo prospěšný, jeho projevy mohou zahrnovat ospalost, bolesti svalů, nechutenství a změny v kostní tvorbě – tzv. „manganová“ křivice.
Jedna ze sloučenin tohoto prvku, totiž jeho oxid (známý jako pyrolusit), byla dlouhou dobu považována za druh minerálu magnetické železné rudy. Teprve v roce 1774 jeden ze švédských chemiků objevil, že pyrolusit obsahuje neprozkoumaný kov. V důsledku zahřívání tohoto minerálu uhlím bylo možné získat stejný neznámý kov. Nejprve se mu říkalo manganum, později se objevil moderní název – mangan. Chemický prvek má mnoho zajímavých vlastností, o kterých bude řeč níže.
Nachází se ve vedlejší podskupině sedmé skupiny periodická tabulka(důležité: všechny prvky vedlejších podskupin jsou kovy). Elektronický vzorec 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (typický vzorec d-prvku). Mangan jako volná látka má stříbřitě bílou barvu. Díky své chemické aktivitě se v přírodě vyskytuje pouze ve formě sloučenin, jako jsou oxidy, fosforečnany a uhličitany. Látka je žáruvzdorná, bod tání je 1244 stupňů Celsia.
Zajímavý! V přírodě se vyskytuje pouze jeden izotop chemický prvek, mající atomovou hmotnost 55. Zbývající izotopy jsou získávány uměle a jsou nejstabilnější radioaktivní izotop S atomová hmotnost 53 (poločas rozpadu přibližně stejný jako u uranu).
Má šest různé stupně oxidace. V nulovém oxidačním stavu je prvek schopen tvořit komplexní sloučeniny s organickými ligandy (například P(C5H5)3) a také s anorganickými ligandy:
Oxidační stav +2 je typický pro soli manganu. Důležité: tyto sloučeniny mají čistě regenerační vlastnosti. Nejstabilnějšími sloučeninami s oxidačním stavem +3 jsou oxid Mn2O3 a také hydrát tohoto oxidu Mn(OH)3. Při +4 jsou nejstabilnější MnO2 a amfoterní oxid-hydroxid MnO(OH)2.
Oxidační stav manganu +6 je typický pro kyselinu manganovou a její soli, které existují pouze ve vodném roztoku. Oxidační stav +7 je typický pro kyselinu manganičitou, její anhydrid a soli - manganistan (obdoba chloristanů) - silná oxidační činidla, existující pouze ve vodném roztoku. Je zajímavé, že při redukci manganistanu draselného (v každodenním životě nazývaném manganistan draselný) jsou možné tři různé reakce:
Mangan jako chemický prvek
Za normálních podmínek je neaktivní. Důvodem je oxidový film, který se objeví při vystavení vzdušnému kyslíku. Pokud se kovový prášek mírně zahřeje, spálí se a změní se na MnO2.
Při zahřátí interaguje s vodou a vytlačuje vodík. V důsledku reakce se získá prakticky nerozpustný hydroxid Mn(OH)2. Tato látka brání další interakci s vodou.
Zajímavý! Vodík je rozpustný v manganu a se zvyšující se teplotou se rozpustnost zvyšuje (získá se roztok plynu v kovu).
Při velmi silném zahřátí (teploty nad 1200 stupňů Celsia) reaguje s dusíkem a vznikají nitridy. Tyto sloučeniny mohou mít různé složení, což je typické pro tzv. berthollidy. Interaguje s borem, fosforem, křemíkem a v roztavené formě - s uhlíkem. K poslední reakci dochází při redukci manganu koksem.
Při interakci se zředěnou sírou a kyseliny chlorovodíkové vzniká sůl a uvolňuje se vodík. Ale interakce se silnou kyselinou sírovou je odlišná: reakčními produkty jsou sůl, voda a oxid siřičitý (zpočátku kyselina sírová se redukuje na síru; ale v důsledku nestability se kyselina siřičitá rozkládá na oxid siřičitý a vodu).
Při reakci se zředěnou kyselinou dusičnou se získá dusičnan, voda a oxid dusnatý.
Tvoří šest oxidů:
Zajímavý! Vlivem vzdušného kyslíku se oxid dusný postupně mění na oxid. Anhydrid manganistanu nebyl izolován ve volné formě.
Oxid je sloučenina s tzv. frakčním oxidačním stavem. Při rozpuštění v kyselinách vznikají soli dvojmocného manganu (soli s kationtem Mn3+ jsou nestabilní a redukují se na sloučeniny s kationtem Mn2+).
Oxid, oxid, oxid dusný jsou nejstabilnější oxidy. Anhydrid manganu je nestabilní. Existují analogie s jinými chemickými prvky:
Je snadné si všimnout analogie s chlorečnany a chloristany. Manganitany se stejně jako chlorečnany získávají nepřímo. Ale manganistan lze získat buď přímo, tj. interakcí anhydridu a oxidu/hydroxidu kovu v přítomnosti vody, nebo nepřímo.
V analytická chemie kation Mn2+ byl na pátém místě analytická skupina. Existuje několik reakcí, které mohou tento kation detekovat:
Chemické vlastnosti
Prvek je v sedmé skupině. Typický mangan - II, III, IV, VI, VII.
Pro volnou látku je typická nulová valence. Dvojmocné sloučeniny jsou soli s kationtem Mn2+, trojmocné sloučeniny jsou oxid a hydroxid, čtyřmocné sloučeniny jsou oxid, jakož i oxid-hydroxid. Hexa- a sedmimocné sloučeniny jsou soli s anionty MnO42- a MnO4-.
Jak získat a z čeho se mangan získává? Z manganových a feromanganových rud, jakož i ze solných roztoků. Jsou známy tři odlišně získávání manganu:
V prvním případě se jako redukční činidlo používá koks a oxid uhelnatý. Kov se získává z rudy obsahující příměs oxidů železa. Výsledkem je jak feromangan (slitina se železem), tak karbid (co je karbid? je to sloučenina kovu a uhlíku).
Pro získání čistší látky se používá jedna z metod metalotermie - aluminotermie. Nejprve se pyrolusit kalcinuje, čímž vzniká Mn2O3. Výsledný oxid se pak smíchá s hliníkovým práškem. Během reakce se uvolňuje velké množství tepla, v důsledku čehož se výsledný kov roztaví a oxid hlinitý jej pokryje struskovou „čepičkou“.
Mangan je kov střední aktivity a stojí v řadě Beketov nalevo od vodíku a napravo od hliníku. To znamená, že při elektrolýze vodných roztoků solí s kationtem Mn2+ se na katodě redukuje kationt kovu (při elektrolýze velmi zředěného roztoku se na katodě redukuje i voda). Během elektrolýzy vodného roztoku MnCl2 probíhají následující reakce:
MnCl2 Mn2+ + 2Cl-
Katoda (záporně nabitá elektroda): Mn2+ + 2e Mn0
Anoda (kladně nabitá elektroda): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2
Konečná reakční rovnice je:
MnCl2 (el-z) Mn + Cl2
Elektrolýzou vzniká nejčistší manganový kov.
Využití manganu je poměrně široké. Jak samotný kov, tak i jeho různá spojení. Ve volné formě se používá v metalurgii pro různé účely:
MnO2 se používá pro výrobu Zn-Mn galvanických článků. MnTe a MnAs se používají v elektrotechnice.
Aplikace manganu
Manganistan draselný, často nazývaný manganistan draselný, je široce používán jak v každodenním životě (pro léčivé koupele), tak v průmyslu a laboratořích. Karmínová barva manganistanu se změní, když roztokem projdou nenasycené uhlovodíky s dvojnými a trojnými vazbami. Při silném zahřátí se manganistan rozkládají. To produkuje manganany, MnO2 a kyslík. Jde o jeden ze způsobů, jak získat chemicky čistý kyslík v laboratorních podmínkách.
Soli manganistanu lze získat pouze nepřímo. K tomu se MnO2 smíchá s pevnou zásadou a zahřívá se v přítomnosti kyslíku. Dalším způsobem získání pevných manganistanu je kalcinace manganistanu.
Roztoky manganistanu mají krásnou tmavě zelenou barvu. Tyto roztoky jsou však nestabilní a podléhají disproporční reakci: tmavě zelená barva se mění na karmínovou a tvoří se i hnědá sraženina. Výsledkem reakce je manganistan a MnO2.
Oxid manganičitý se v laboratoři používá jako katalyzátor pro rozklad chlorečnanu draselného (Bertholletova sůl) a také k výrobě čistého chloru. Zajímavé je, že v důsledku interakce MnO2 s chlorovodíkem vzniká meziprodukt - extrémně nestabilní sloučenina MnCl4, která se rozkládá na MnCl2 a chlór. Neutrální nebo okyselené roztoky solí s kationtem Mn2+ mají světle růžovou barvu (Mn2+ tvoří komplex se 6 molekulami vody).
Tohle je stručný popis mangan a jeho chemické vlastnosti. Je to stříbřitě bílý kov střední aktivity, s vodou interaguje pouze při zahřátí a v závislosti na stupni oxidace vykazuje kovové i nekovové vlastnosti. Jeho sloučeniny se používají v průmyslu, v každodenním životě i v laboratořích k výrobě čistého kyslíku a chlóru.
