Oxid manganičitý

Šablona:Infobox - chemická sloučenina Oxid manganičitý (chemický vzorec MnO₂) je jedním z oxidů manganu. V přírodě se vyskytuje jako načernalý nebo hnědý minerál pyroluzit (starším českým názvem burel). Čistý oxid manganičitý je černá práškovitá látka s výraznými redoxními schopnostmi, nerozpustná ve vodě ani v kyselině dusičné. Je však dobře rozpustná v kyselině chlorovodíkové za studena a za horka i v kyselině sírové a hydroxidu draselném.

Fyzikálně-chemické vlastnosti

Oxid manganičitý se při teplotě 535 °C rozkládá za vzniku oxidu manganitého Mn₂O₃ a kyslíku. Při teplotách blízkých 1 000 °C pokračuje rozklad na podvojnou sloučeninu se vzorcem Mn₃O₄ (oxid manganato-manganitý). Při ještě vyšších teplotách pokračuje rozklad až na oxid manganatý MnO.

$\mathrm{𝟦}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{𝟤}𝖬{𝗇}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

$\mathrm{𝟨}𝖬{𝗇}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{𝟦}𝖬{𝗇}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

$\mathrm{𝟤}𝖬{𝗇}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{𝟨}𝖬𝗇𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Oxid manganičitý má silné redukční i oxidační schopnosti. Působením kyseliny chlorovodíkové dochází k jeho redukci za vzniku chloridu manganatého a uvolňuje se chlór (této reakce využil i Carl Wilhelm Scheele k první izolaci chlóru roku 1774):

$𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖧𝖢𝗅\mathsf{\to }𝖬𝗇𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Při působení horké kyseliny sírové na oxid manganičitý dochází dokonce k uvolnění kyslíku:

$\mathrm{𝟤}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖬𝗇𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Zahřátím směsi hydroxidu draselného, oxidu manganičitého a za probublávání vzduchem dochází k oxidaci na manganan draselný, který dále samovolně přechází na manganistan draselný (díky oxidu uhličitému obsaženém ve vzduchu) a vzniklý oxid manganičitý dále reaguje opět za vzniku mangananu:

$\mathrm{𝟤}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$\mathrm{𝟥}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖪𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Využití

Redukční schopnosti se dnes využívají nejvíce při výrobě manganistanu draselného KMnO₄. Oxidační schopnosti se využívaly dříve při výrobě chlóru, horká kyselina chlorovodíková se lila na pyroluzit a uvolňoval se chlór.

Používá se mimo jiné v alkalických bateriích a zinko-uhlíkových článcích ve směsi s uhlíkem jako depolarizační činidlo, aby tak zabránil probíjení baterie naprázdno. .

Využívá se dále ke katalyzovanému rozkladu peroxidu vodíku v laboratořích na vývoj kyslíku:

$\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

V organické syntéze se využívá k oxidaci allylických alkoholů na příslušné aldehydy nebo ketony.

$𝖼𝗂𝗌\text{-}𝖱𝖢𝖧\mathsf{=}𝖢𝖧𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮𝖧\mathsf{+}𝖬𝗇{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }𝖼𝗂𝗌\text{-}𝖱𝖢𝖧\mathsf{=}𝖢𝖧𝖢𝖧𝖮\mathsf{+}𝖬𝗇𝖮\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Související články

• Oxid manganistý

Literatura

• Šablona:Citace monografie

Externí odkazy

• Šablona:Commonscat