Mangāna dioksīds

Vikipēdijas lapa
Jump to navigation Jump to search
Mangāna dioksīds
Manganese(IV) oxide.jpg
Mangāna dioksīds
Rutile-unit-cell-3D-balls.png
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 struktūratetragonālā 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. 1,0 1,1 1,2 D. R. Lide. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th Edition. Taylor and Francis, 2006.
  2. 2,0 2,1 E. Jansons, U. Bergmanis, I. Meirovics, P. Vītols. Ķīmija. Rokasgrāmata skolēniem. Zvaigzne, 1994.
  3. 3,0 3,1 «Pyrolusite Mineral Data». Skatīts: 2019-09-28.
  4. 4,0 4,1 И. Л. Кнунянц, Н. С. Зефиров, Н. Н. Кулов. Химическая энциклопедия. Том 2. Советская энциклопедия, 1990.
  5. «Ramsdellite Mineral Data». Skatīts: 2019-09-28.
  6. 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.
  7. Р. А. Либин, В. А. Молояко, Л. Л. Андреева. Химические свойства неорганических веществ. Химия, 2000.