Оксид марганцю(IV)

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Оксид марганцю(IV)
Manganese(IV) oxide.jpg
Manganese(IV) oxide
Rutile-unit-cell-3D-balls.png
β-форма MnO2 (типу рутил)
Назва за IUPAC Манган(IV) оксид
Інші назви діоксид марганцю
Ідентифікатори
Номер CAS 1313-13-9
PubChem 14801
Номер EINECS 215—202-6
SMILES
Властивості
Молекулярна формула MnO2
Молярна маса 86,9368 г/моль
Зовнішній вигляд чорний порошок, чорні кристали
Густина 5,026 г/см3
Тпл 535 °C (розкладається)
Розчинність (вода) нерозчинний
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
−520,9 кДж/моль
Ст. ентропія So298 53,1 Дж/(моль·K)
Теплоємність, cop 54,1 Дж/(моль·K)
Небезпеки
MSDS ICSC 0175
Індекс ЄС 025-001-00-3
Класифікація ЄС Шкідливо Xn Окисник O
Температура спалаху 535 °C
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д ма́рганцю (IV), ма́нган(IV) окси́д — неорганічна сполука, оксид складу MnO2. Являє собою порошок темно-коричневого або чорного кольору, нерозчинний у воді. Проявляє слабкі амфотерні властивості (із перевагою осно́вних).

Найстійкіша сполука марганцю, широко поширена в земній корі. Зустрічається у вигляді мінералів піролюзиту, криптомелану, псиломелану, рамзделіту.

Поширення у природі[ред.ред. код]

Мінерал рамзделіт

Оксид марганцю зустрічається у природі у вигляді чотирьох кристалічних різновидів, а саме: мінералів піролюзиту, криптомелану, псиломелану та рамзделіту. Суттєво переважає у розповсюдженості піролюзит.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Оксид марганцю являє собою чорний парамагнітний порошок амфотерного характеру. При нагріванні вище 535 °C сполука розкладається.

Штучно було створено п'ять різних кристалічних структур оксиду марганцю: α-, β-, γ-, ε- і δ-MnO2. α-Модифікація відповідає структурі мінералу криптомелану, β-форма — піролюзиту, γ-MnO2 — рамзделіту. ε- та δ-форми не мають природних відповідників.

Отримання[ред.ред. код]

Оксид марганцю можна синтезувати прокалюванням на повітрі деяких оксигеновмісних солей Mn(II):

У лабораторних умовах MnO2 отримують термічним розкладанням перманганату калію.

Також можна отримати реакцією перманганату калію з пероксидом водню.

Аналогічно застосовується метод окиснення сполук Mn(II) у лужних (рідше нейтральних) розчинах:

Солі Mn(IV) гідролізуються з утворенням осаду MnO2:

При температурі вище 100 °C перманганат калію відновлюється воднем:

Хімічні властивості[ред.ред. код]

За звичайних умов оксид марганцю поводиться досить інертно. При прокалюванні на повітрі MnO2 розкладається до Mn2O3, а за вищої температури — до Mn3O4:

При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору (даний метод використовується в лабораторії для синтезу хлору):

З сірчаною і азотною кислотами MnO2 розкладається з виділенням кисню:

При взаємодії з сильними окисниками діоксид марганцю окислюється до сполук Mn+7 та Mn+6:

MnO2 проявляє амфотерні властивості. Він реагує з концентрованими лугами:

При сплавленні з осно́вними оксидами MnO2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі манганіти:

Під дією водню, коксу або оксиду вуглецю сполука може відновлюватися до металу або MnO:

Оксид марганцю є каталізатором розкладання пероксиду (перекису) водню:

Застосування[ред.ред. код]

Оксид марганцю застосовується у виготовленні скла: його добавки усувають зелене забарвлення, спричинене наявністю силікату заліза(II), а також надають відтінок від рожевого до чорного, в залежності від об'ємів добавки. Тонкий дисперсний порошок або колоїд MnO2 використовуєтсья в якості адсорбенту хлору, діоксиду сірки, солей барію, радію, срібла, алюмінію та калію.

Оксид застосовується в якості деполяризатору в елементах Лекланше (наприклад, у вугільно-цинкових батареях).

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.) / D. R. Lide, ed. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001
  • Неорганическая химия под редакцией Ю. Д. Третьякова; Химия переходных элементов Кн.1
  • Рипан Р., Чертяну И. Неорганическая химия: Химия металлов: В 2 т. / Под ред. В. И. Спицына. — М. : Изд. «Мир», 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)
  • Реми Г. Курс неорганической химии: в 2 т. / Пер. с нем., под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ,1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
  • Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр. / Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л.; Под ред. Лидина Р. А. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)