Oxid manganičitý

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.

Oxid manganičitý
Obecné
Systematický název	Oxid manganičitý
Triviální název	Burel
Anglický název	Manganese dioxide
Německý název	Mangan(IV)-oxid
Sumární vzorec	MnO2
Vzhled	Hnědočerná práškovitá látka
Identifikace
Registrační číslo CAS	1313-13-9
Číslo EC (enzymy)	215-202-6
PubChem	14801
Vlastnosti
Molární hmotnost	86,937 g/mol
Teplota rozkladu	535 °C
Hustota	5,03–5,08 g/cm³
Tvrdost	6–6,5
Rozpustnost ve vodě	nerozpustný
Rozpustnost v polárních rozpouštědlech	kyselina chlorovodíková kyselina sírová kyselina dusičná (ne) zásady
Měrná magnetická susceptibilita	329,55×10−6 cm3g−1
Struktura
Krystalová struktura	Čtverečná
Hrana krystalové mřížky	a = 438,8 pm c = 286,5 pm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−520,9 kJ/mol
Standardní molární entropie S°	53,1 J K−1 mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°	−466,0 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp	0,623 JK−1g−1
Bezpečnost
GHS07 Varování
R-věty	R20/22
S-věty	S2, S25
NFPA 704	1 1 2 OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

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.

${\mathsf {4\,MnO_{2}\ {\xrightarrow {t}}\ 2\,Mn_{2}O_{3}+O_{2}}}$

${\mathsf {6\,Mn_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {t}}\ 4\,Mn_{3}O_{4}+O_{2}}}$

${\mathsf {2\,Mn_{3}O_{4}\ {\xrightarrow {t}}\ 6\,MnO+O_{2}}}$

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):

${\mathsf {MnO_{2}+4\,HCl\ \to \ MnCl_{2}+Cl_{2}+2\,H_{2}O}}$

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

${\mathsf {2\,MnO_{2}+2\,H_{2}SO_{4}\ \to \ 2\,MnSO_{4}+O_{2}+2\,H_{2}O}}$

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:

${\mathsf {2\,MnO_{2}+4\,KOH+O_{2}\ \to \ 2\,K_{2}MnO_{4}+2\,H_{2}O}}$

${\mathsf {3\,K_{2}MnO_{4}+2\,CO_{2}\ \to \ 2\,KMnO_{4}+2\,K_{2}CO_{3}+MnO_{2}}}$

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:

${\mathsf {2H_{2}O_{2}\ \to \ 2H_{2}O+O_{2}}}$

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

${\mathsf {cis{\text{-}}RCH{=}CHCH_{2}OH+MnO_{2}\ \to \ cis{\text{-}}RCH{=}CHCHO+MnO+H_{2}O}}$

Související články

• Oxid manganistý

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Manganese dioxide na anglické Wikipedii.

Literatura

• VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5. 

Externí odkazy

• Obrázky, zvuky či videa k tématu Oxid manganičitý na Wikimedia Commons

Portály: Chemie