Mangāna dioksīds
| Mangāna dioksīds | |
|---|---|
_oxide.jpg) Mangāna dioksīds  Mangāna dioksīda elementāršūna | |
| Citi nosaukumi | Mangāna(IV) oksīds |
| CAS numurs | 1313-13-9 |
| Ķīmiskā formula | MnO2 |
| Molmasa | 86,937 g/mol |
| Blīvums | 5080 kg/m3 [1] |
| Kušanas temperatūra | 535 °C[1] (sadalās) |
| Šķīdība ūdenī | Nešķīst |
Mangāna(IV) oksīds jeb mangāna dioksīds ir neorganisks ķīmiskais savienojums, zināmākais un visplašāk izmantotais mangāna oksīds. Tas ir tumšbrūna cieta viela,[2] ūdenī nešķīst. Dabā sastopams minerāla piroluzīta veidā.[3]
Uzbūve[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Zināmākā un stabilākā mangāna dioksīda polimorfā forma ir β-MnO2 (piroluzīts), kam, kā daudziem dioksīdiem, ir rutila tipa kristāliskā struktūra — tetragonālā singonija, telpiskā grupa P4/mnm (atbilst 20. kristālu klasei), kristāliskā režģa parametri a=0,439 nm, b=0,286 nm, formulvienību skaits elementāršūnā Z=2.[3][4] Šajā struktūrā mangānam ir oktaedrāla konfigurācija. Ir zināma arī rombisks γ-MnO2 (minerāls ramsdelīts),[5] kā arī citas polimorfās formas.
Mangāna dioksīda uzbūves pētīšanu traucē tas, ka tas ir nestehiometrisks savienojums — tā kristālrežģī vienmēr ir novērojams skābekļa trūkums, tāpēc tā formulu var pierakstīt kā MnO2-x. Piemēram, piroluzīta ķīmiskais sastāvs var būt no MnO1,93 līdz MnO2,0.[6] No ūdens šķīdumiem mangāna dioksīds kristalizējas hidratētās formās, kurās ir raksturīga katjonu apmaiņa. Šīs formas nevar tikt pilnīgi dehidratētas, nezaudējot daļu no skābekļa.[6]
Iegūšana[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Dabā sastopamais mangāna dioksīds satur dažādus piemaisījumus, tāpēc to bieži iegūst ķīmiski. Mangāna dioksīdu var iegūt, termiski sadalot mangāna(II) nitrātu temperatūrā virs 180 °C:[4]
- Mn(NO3)2 → MnO2 + 2 NO2
To var iegūt, neitrālā vidē reducējot kālija permanganātu, piemēram, ar mangāna(II) sulfātu:
- 2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4
Mangāna dioksīdu var arī iegūt, elektrolītiski oksidējot mangāna(II) sāļus, piemēram, mangāna(II) sulfātu.[6]
Ķīmiskās īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Mangāna dioksīds temperatūrā virs 535 °C sadalās, veidojot mangāna(III) oksīdu:[7]
- 4 MnO2 → 2 Mn2O3 + O2
Tas ir amfotērs oksīds, tomēr gan skābes, gan bāzes īpašības tam ir vāji izteiktas. Tas nešķīst ūdenī un atšķaidītās skābēs.[2] Toties tam ir stipras oksidējošās spējas:
- MnO2 + 4 H+ + 2 e- ⇌ Mn2+ + 2 H2O, E0=1,224 V [1]
Tas reaģē ar karstu, koncentrētu sērskābi vai sālsskābi, veidojot mangāna(II) sāļus:[6]
- 2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + O2 + 2 H2O
- MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Mangāna dioksīda reakciju ar sālsskābi var izmantot hlora iegūšanai. Mangāna dioksīdu reducējot ar koksu, var iegūt metālisku mangānu:
- MnO2 + 2 C → Mn + 2 CO
Mangāna dioksīdam piemīt arī reducējošas spējas. Ja tā maisījumu ar kālija vai nātrija hidroksīdu karsē gaisā, tas oksidējas, veidojot manganātus:
- 2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 H2O
Iegūto kālija manganātu izmanto kālija permanganāta iegūšanai.
Mangāna dioksīds katalizē vairākas reakcijas, kurās izdalās skābeklis, piemēram, ūdeņraža peroksīda sadalīšanos:
- 2 H2O2 → 2 H2O + O2
Izmantošana[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Galvenais mangāna dioksīda pielietojums ir metalurģijā — to izmanto tērauda ražošanā. Mangāna dioksīds tiek pielietots arī sārmu un cinka-oglekļa baterijās. Tas var tikt izmantots kā pigments keramikā un stiklrūpniecībā.[6]
Mangāna dioksīds tiek pielietots arī kā oksidētājs organiskajā sintēzē, piemēram, oksidējot anilīnu hidrohinona sintēzes procesā.[6]
Atsauces[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
- ↑ 1,0 1,1 1,2 D. R. Lide. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th Edition. Taylor and Francis, 2006.
- ↑ 2,0 2,1 E. Jansons, U. Bergmanis, I. Meirovics, P. Vītols. Ķīmija. Rokasgrāmata skolēniem. Zvaigzne, 1994.
- ↑ 3,0 3,1 «Pyrolusite Mineral Data». Skatīts: 2019-09-28.
- ↑ 4,0 4,1 И. Л. Кнунянц, Н. С. Зефиров, Н. Н. Кулов. Химическая энциклопедия. Том 2. Советская энциклопедия, 1990.
- ↑ «Ramsdellite Mineral Data». Skatīts: 2019-09-28.
- ↑ 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 6,5 N. N. Greenwood, A. Earnshaw. Chemistry of the Elements. 2nd edition. Butterworth-Heinemann, 1998.
- ↑ Р. А. Либин, В. А. Молояко, Л. Л. Андреева. Химические свойства неорганических веществ. Химия, 2000.