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 MnO42– + 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.