Oxid manganičitý

Oxid manganičitý je jedným z oxidov mangánu. V prírode sa vyskytuje ako černastý alebo hnedý minerál pyroluzit. Čistý oxid manganičitý je čierna práškovitá látka s výraznými redoxnými schopnosťami, nerozpustný vo vode ani v kyseline dusičnej. Je dobre rozpustný v kyseline chlorovodíkovej za studena a za tepla v kyseline sírovej a hydroxide draselnom.

Oxid manganičitý
Oxid manganičitý
Oxid manganičitý
Všeobecné vlastnosti
Sumárny vzorec MnO2
Synonymá Burel
Vzhľad Hnedočierna práškovitá látka
Fyzikálne vlastnosti
Molekulová hmotnosť 87,0 u
Molárna hmotnosť 86,937 g/mol
Teplota rozkladu 535 °C
Hustota 5,03 – 5,08 g/cm³
Rozpustnosť vo vode:
nerozpustný
v polárnych rozpúšťadlách:
kyselina chlorovodíková
kyselina sírová
kyselina dusičná (nerozpustný)
Teplota vzplanutia 535 °C
Termochemické vlastnosti
Štandardná zlučovacia entalpia −520,9 kJ/mol
Štandardná entropia 53,1 J K−1 mol−1
Štandardná Gibbsová energia −466,0 kJ/mol
Merná tepelná kapacita 0,623 J K−1 g−1
Bezpečnosť
Globálny harmonizovaný systém
klasifikácie a označovania chemikálií
Hrozby
Nebezpečenstvo
Vety H H302, H332
Vety EUH žiadne vety EUH
Vety P P221
Európska klasifikácia látok
Hrozby
Oxidačné
činidlo
(O)		 Škodlivá
látka
(Xn)
Vety R R20/22
Vety S S2, S25
NFPA 704
1
1
2
OX
Ďalšie informácie
Číslo CAS 1313-13-9
Číslo UN 1479
EINECS číslo 215-202-6
Číslo RTECS OP0350000
Pokiaľ je to možné a bežné, používame jednotky sústavy SI.
Ak nie je hore uvedené inak, údaje sú za normálnych podmienok.
 Chemický portál

Fyzikálno-chemické vlastnosti

Oxid manganičitý sa pri teplote 535 °C rozkladá za vzniku oxidu manganitého a kyslíka. Pri teplotách blízkych 1000 °C pokračuje rozklad na podvojnú zlúčeninu oxid manganato-manganitého. Pri ešte vyšších teplotách pokračuje rozklad na oxid manganatý.

4 MnO2 t → 2 Mn2O3 + O2
6 Mn2O3 t → 4 Mn3O4 + O2
2 Mn3O4 t → 6 MnO + O2

Oxid manganičitý má silné redukčné aj oxidačné schopnosti. Pôsobením kyseliny chlorovodíkovej dochádza k jeho redukcii za vzniku manganatej soli a chlóru (túto reakciu využil Carl Wilhelm Scheele k prvej izolácii chlóru v roku 1774):

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Pri pôsobení horúcej kyseliny sírovej na oxid manganičitý dochádza k uvoľneniu kyslíka:

2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + O2 + 2 H2O

Zahriatím hydroxidu draselného s oxidom manganičitým a za prebublávania vzduchu dochádza k oxidácii na manganan draselný, ktorý ďalej samovoľne prechádza na manganistan draselný (vďaka oxidu uhličitému vo vzduchu) a vzniknutý oxid manganičitý ďalej reaguje opäť za vzniku mangananu:

2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 H2O
3 K2MnO4 + 2 CO2 → 2 KMnO4 + 2 K2CO3 + MnO2

Využitie

Redukčné schopnosti sa využívajú pri výrobe manganistanu draselného. Oxidačné schopnosti sa využívali pri výrobe chlóru, horúca kyselina chlorovodíková sa liala na pyroluzit a uvoľňoval sa chlór. Používa sa v alkalických batériách a zinkovo-uhlíkových článkoch v zmesi s uhlíkom ako depolarizačné činidlo, aby sa zabránilo prebíjaniu batérie naprázdno.[1]

Oxid manganičitý sa v laboratóriách využíva na katalyzovaný rozklad peroxidu vodíka na vodu a kyslík:

2H2O2 → 2H2O + O2

V organickej syntéze sa využíva k oxidácii allylických alkoholov na príslušné aldehydy alebo ketóny.

cis-RCH=CHCH2OH + MnO2 → cis-RCH=CHCHO + „MnO“ + H2O

Podobné látky
  • Sulfid manganičitý
  • Oxid rénatý
  • Oxid techničitý
  • Oxid manganato-manganitý
  • Oxid manganatý
  • Oxid manganistý
  • Oxid manganitý

Referencie
  1. Norman Neil Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, 1nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford : Pergamon, UK, 1997, pp. 1218–20, ISBN 0-08-022057-6.

Pozri aj

Literatúra
  • VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabuľky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.

Zdroj

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Oxid manganičitý na českej Wikipédii.

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.