Mangan

Zdroj: http://www.tabulka.cz/prvky/ukaz.asp?id=25

název	Mangan
latinsky	Manganum
anglicky	Manganese
francouzsky	Manganése
německy	Mangan
značka	Mn
protonové číslo	25
relativní atomová hmotnost	54,938049
Paulingova elektronegativita	1,55
elektronová konfigurace	[Ar] 3d⁵4s² 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²
teplota tání	1519 K, 1246°C
teplota varu	2334 K, 2061°C
skupina	7 (VII.B)
perioda	4
skupenství (při 20°C)	pevné
oxidační čísla ve sloučeninách	+2, +3, +4, +5, +6, +7

Objevitel

Rok objevu	Objevitel
1774	Carl W. Scheele (1742-1786)

Výskyt

V přírodě je mangan velmi rozšířen a většinou doprovází rudy železa. Vyskytuje se převážně v minerálech pyroluzitu (oxid manganičitý - MnO₂), hausmatitu (oxid manganato-manganitý - MnO . Mn₂O₃), manganitu - MnO(OH), braunitu (Mn₂O₃ - oxid manganitý) nebo dialogitu (uhličitan manganatý - MnCO₃). Dále může být obsažen v minerálních vodách a v nepatrném množství se vyskytuje i v rostlinných a živočišných organizmech.

Vlastnosti

Je to stříbrolesklý, tvrdý a křehký kov podobný železu. Poměrně ochotně reaguje s kyselinami a zásadami za vzniku vodíku. Nejstálejší oxidační čísla manganu jsou II, IV a VII.
Tento kov byl objeven roku 1774 švédským chemikem Carlem W. Scheelem (1742-1786) a ten samý rok také izolován jeho spolupracovníkem Johanem G. Gahnem.

Průmyslová výroba

Mangan se vyrábí přímou redukcí směsi oxidu manganičitého (MnO₂) a oxidu železitého (Fe₂O₃). V průběhu reakce vzniká slitina ferromangan, která však není čistá a obsahuje asi 80 % manganu. Naproti tomu čistý mangan se vyrábí elektrolýzou vodného roztoku síranu manganatého - MnSO₄ nebo aluminotermií (podrobnější informace viz. hliník):

3Mn₃O₄ + 8Al → 4Al₂O₃ + 9Mn

Použití

Samotný mangan nemá velmi významného použití a využívá se tedy pouze na výrobu různých slitin - ferromangan (Mn + Fe) a manganové slitiny.
Významnější využití než mangan mají jeho sloučeniny - např. oxid manganičitý (MnO₂) neboli burel je významný katalyzátor při chemických reakcích. Dále se používá také na výrobu galvanických článků (nejběžnější tzv. Leclancheův článek) nebo při výrobě skla. Dříve se jeho reakce s kyselinou chlorovodíkovou využívala na výrobu chloru:

MnO₂ + 4HCl → Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Velmi silných oxidačních vlastností manganistanu draselného (KMnO₄) se využívá v kvantitativní analytické chemii ke stanovení množství látky, která se manganistanem oxiduje - tzv. manganometrie. V kyselém prostředí se manganistan redukuje až na oxidační číslo II, v neutrálním na IV.

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O
MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- → MnO₂ + 4OH^-

Sloučeniny

1. manganaté

MnCl₂ . 4H₂O - tetrahydrát chloridu manganatého
MnSO₄ . 7H₂O - heptahydrát síranu manganatého

2. manganité - málo stálé

3. manganičité

MnO₂ - oxid manganičitý (burel)
katalyzátor, ... viz. Použití

4. manganisté

Mn₂O₇ - oxid manganistý
nestálá sloučenina, která postupně ztrácí kyslík a přechází na oxid manganičitý

5. manganany (MnO₄^2-) - zelené

K₂MnO₄ - manganan draselný

6. manganistany (MnO₄^-) - fialové

KMnO₄ - manganistan draselný
silné oxidační vlastnosti; použití v manganometrii; podrobnější informace viz. oddíl Použití