Mangan

Mangan jest srebrzystoszarym, twardym i kruchym metalem.

Konfiguracja elektronowa atomu manganu: [Ar] 4s² 3d⁵.

W związkach mangan występuje na stopniach utlenienia: II, IV, VI i VII.

 

Konfigurację jonu manganu w zależności od stopnia utlenienia w związku przedstawiono poniżej:

II	IV	VI	VII
[Ar]3d5	[Ar]3d3	[Ar]3d1	[Ar]

Mangan jest pierwiastkiem aktywnym chemicznie. W postaci rozdrobnionej spala się w tlenie tworząc mieszaninę tlenków MnO₂ i Mn₃O₄, reaguje z wodą oraz kwasami:
Mn + 2 HCl → MnCl₂ + H₂

Mangan tworzy trzy podstawowe tlenki: tlenek manganu(II) MnO, tlenek manganu(IV) MnO₂ i tlenek manganu(VII) Mn₂O₇, które można otrzymać w następujących reakcjach opisanych równaniami:
MnCO₃ → MnO + CO₂
2 KMnO₄ + 3 K₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 K₂SO₄ + 2 KOH
2 KMnO₄ + H₂SO₄ → Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

Charakter chemiczny tych tlenków zmienia się wraz ze zmianą stopnia utlenienia manganu:

• MnO – tlenek zasadowy
• MnO₂ – tlenek amfoteryczny
• Mn₂O₇ – tlenek kwasowy

Roztwory wodne rozpuszczalnych soli manganu(II) są bezbarwne.Siarczek manganu(II) to cielisty osad. Świeżo strącony biały osad wodorotlenku manganu(II) pod wpływem tlenu z powietrza lub nadtlenku wodoru brunatnieje wskutek utleniania:
MnCl₂ + Na₂S → MnS↓ + 2 NaCl
MnCl₂ + 2 NaOH → Mn(OH)₂↓ + 2 NaCl
2 Mn(OH)₂ + O₂ → 2 (MnO₂ · H₂O)

Wodorotlenek manganu(II) posiada charakter zasadowy, czyli reaguje z kwasami, np.
Mn(OH)₂ + 2 HCl → MnCl₂ + 2 H₂O

Tlenek manganu(IV) – brunatny osad – jest utleniaczem. W reakcjach z kwasami następuje redukcja do II stopnia utlenienia, np.
MnO₂ + 4 HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O
2 MnO₂ + 2 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + 2 H₂O

Podczas ogrzewania rozkłada się z wydzieleniem tlenu:
4 MnO₂ → 2 Mn₂O₃ + O₂

Podczas stapiania tlenku manganu(IV) z wodorotlenkami litowców pod wpływem powietrza powstają sole manganiany(VI):
2 MnO₂ + 4 KOH + O₂ → 2 K₂MnO₄ + 2 H₂O

Reakcja opisana powyższym równaniem potwierdza jego charakter amfoteryczny. Manganiany(VI) powstają również podczas stapiania tlenku manganu(IV) z azotanem(V) potasu i węglanem potasu:
MnO₂ + KNO₃ + K₂CO₃ → K₂MnO₄ + KNO₂ + CO₂

W roztworach wodnych manganiany(VI) mają barwę zieloną.

W środowisku kwaśnym ulegają dysproporcjonowaniu:
3 MnO₄^2– + 4 H⁺ → 2 MnO₄^– + MnO₂ + 2 H₂O

Tlenek manganu(VII) reagując z zasadami tworzy sole kwasu manganowego(VII) – manganiany(VII), np. manganian(VII) potasu KMnO₄. Sól ta jest wykorzystywana do laboratoryjnego otrzymywania tlenu:
2 KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

oraz do otrzymywania gazowego chloru:
2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 2 KCl + 8 H₂O

Manganian(VII) potasu jako jeden z najsilniejszych utleniaczy łatwo się redukuje, a produkt reakcji zależy od pH roztworu:

• redukcja w środowisku kwaśnym (odbarwienie fioletowego roztworu):
  2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O
• redukcja w środowisku obojętnym (wytrąca się brunatny osad):
  2 KMnO₄ + 3 Na₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂↓ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH
• redukcja w środowisku zasadowym (zmiana barwy z fioletowej na zieloną):
  2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2 KOH → 2 K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Podsumowując powyższe równania reakcji można stwierdzić, że właściwości utleniająco-redukujące związków manganu zmieniają się ze zmianą stopnia utlenienia manganu w związku:

• związki manganu(II) są reduktorami,
• związki manganu(IV) w zależności od doboru pozostałych reagentów mogą pełnić rolę utleniacza, jak i reduktora,
• związki manganu(VII) są utleniaczami.