Mangāna dioksīds
Mangāna(IV) oksīds jeb mangāna dioksīds ir neorganisks ķīmiskais savienojums, zināmākais un visplašāk izmantotais mangāna oksīds. Tas ir tumšbrūna cieta viela, ūdenī nešķīst. Dabā sastopams minerāla piroluzīta veidā.

Uzbūve 
Zināmākā un stabilākā mangāna dioksīda polimorfā forma ir β-MnO2 (piroluzīts), kam, kā daudziem dioksīdiem, ir rutila tipa kristāliskā struktūra — tetragonālā singonija, telpiskā grupa P4/mnm (atbilst 20. kristālu klasei), kristāliskā režģa parametri a=0,439 nm, b=0,286 nm, formulvienību skaits elementāršūnā Z=2. Šajā struktūrā mangānam ir oktaedrāla konfigurācija. Ir zināma arī rombisks γ-MnO2 (minerāls ramsdelīts), kā arī citas polimorfās formas.

Mangāna dioksīda uzbūves pētīšanu traucē tas, ka tas ir nestehiometrisks savienojums — tā kristālrežģī vienmēr ir novērojams skābekļa trūkums, tāpēc tā formulu var pierakstīt kā MnO2-x. Piemēram, piroluzīta ķīmiskais sastāvs var būt no MnO1,93 līdz MnO2,0. No ūdens šķīdumiem mangāna dioksīds kristalizējas hidratētās formās, kurās ir raksturīga katjonu apmaiņa. Šīs formas nevar tikt pilnīgi dehidratētas, nezaudējot daļu no skābekļa.

Iegūšana 
Dabā sastopamais mangāna dioksīds satur dažādus piemaisījumus, tāpēc to bieži iegūst ķīmiski. Mangāna dioksīdu var iegūt, termiski sadalot mangāna(II) nitrātu temperatūrā virs 180 °C:

 Mn(NO3)2 → MnO2 + 2 NO2

To var iegūt, neitrālā vidē reducējot kālija permanganātu, piemēram, ar mangāna(II) sulfātu:

2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4

Mangāna dioksīdu var arī iegūt, elektrolītiski oksidējot mangāna(II) sāļus, piemēram, mangāna(II) sulfātu.

Ķīmiskās īpašības 
Mangāna dioksīds temperatūrā virs 535 °C sadalās, veidojot mangāna(III) oksīdu: 

 4 MnO2 → 2 Mn2O3 + O2

Tas ir amfotērs oksīds, tomēr gan skābes, gan bāzes īpašības tam ir vāji izteiktas. Tas nešķīst ūdenī un atšķaidītās skābēs. Toties tam ir stipras oksidējošās spējas:

 MnO2 + 4 H+ + 2 e- ⇌ Mn2+ + 2 H2O, E0=1,224 V 

Tas reaģē ar karstu, koncentrētu sērskābi vai sālsskābi, veidojot mangāna(II) sāļus:

 2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + O2 + 2 H2O
 MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Mangāna dioksīda reakciju ar sālsskābi var izmantot hlora iegūšanai. Mangāna dioksīdu reducējot ar koksu, var iegūt metālisku mangānu:

 MnO2 + 2 C → Mn + 2 CO

Mangāna dioksīdam piemīt arī reducējošas spējas. Ja tā maisījumu ar kālija vai nātrija hidroksīdu karsē gaisā, tas oksidējas, veidojot manganātus:

 2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 H2O

Iegūto kālija manganātu izmanto kālija permanganāta iegūšanai.

Mangāna dioksīds katalizē vairākas reakcijas, kurās izdalās skābeklis, piemēram, ūdeņraža peroksīda sadalīšanos:

 2 H2O2 → 2 H2O + O2

Izmantošana 
Galvenais mangāna dioksīda pielietojums ir metalurģijā — to izmanto tērauda ražošanā. Mangāna dioksīds tiek pielietots arī sārmu un cinka-oglekļa baterijās. Tas var tikt izmantots kā pigments keramikā un stiklrūpniecībā.

Mangāna dioksīds tiek pielietots arī kā oksidētājs organiskajā sintēzē, piemēram, oksidējot anilīnu hidrohinona sintēzes procesā.

Atsauces 

Mangāns
Oksīdi
Oksidētāji
Mangāna ( IV ) oksīds jeb mangāna dioksīds ir neorganisks ķīmiskais savienojums , zināmākais un visplašāk izmantotais mangāna oksīds . Tas ir tumšbrūna cieta viela , ūdenī nešķīst . Dabā sastopams minerāla piroluzīta veidā . Uzbūve Zināmākā un stabilākā mangāna dioksīda polimorfā forma ir β-MnO2 ( piroluzīts ) , kam , kā daudziem dioksīdiem , ir rutila tipa kristāliskā struktūra — tetragonālā singonija , telpiskā grupa P4 / mnm ( atbilst kristālu klasei ) , kristāliskā režģa parametri a=0 , 439 nm , b=0 , 286 nm , formulvienību skaits elementāršūnā Z=2. Šajā struktūrā mangānam ir oktaedrāla konfigurācija . Ir zināma arī rombisks γ-MnO2 ( minerāls ramsdelīts ) , kā arī citas polimorfās formas . Mangāna dioksīda uzbūves pētīšanu traucē tas , ka tas ir nestehiometrisks savienojums — tā kristālrežģī vienmēr ir novērojams skābekļa trūkums , tāpēc tā formulu var pierakstīt kā MnO2 -x . Piemēram , piroluzīta ķīmiskais sastāvs var būt no MnO1,93 līdz MnO2,0 . No ūdens šķīdumiem mangāna dioksīds kristalizējas hidratētās formās , kurās ir raksturīga katjonu apmaiņa . Šīs formas nevar tikt pilnīgi dehidratētas , nezaudējot daļu no skābekļa . Iegūšana Dabā sastopamais mangāna dioksīds satur dažādus piemaisījumus , tāpēc to bieži iegūst ķīmiski . Mangāna dioksīdu var iegūt , termiski sadalot mangāna ( II ) nitrātu temperatūrā virs ° C : Mn ( NO3) 2 → MnO2 + NO2 To var iegūt , neitrālā vidē reducējot kālija permanganātu , piemēram , ar mangāna ( II ) sulfātu : 2 KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4 Mangāna dioksīdu var arī iegūt , elektrolītiski oksidējot mangāna ( II ) sāļus , piemēram , mangāna ( II ) sulfātu . Ķīmiskās īpašības Mangāna dioksīds temperatūrā virs ° C sadalās , veidojot mangāna ( III ) oksīdu : MnO2 →Mn2O3 + O2 Tas ir amfotērs oksīds , tomēr gan skābes , gan bāzes īpašības tam ir vāji izteiktas . Tas nešķīst ūdenī un atšķaidītās skābēs . Toties tam ir stipras oksidējošās spējas : MnO2 + H + + e - ⇌ Mn2 + + H2O , E0=1, 224 V Tas reaģē ar karstu , koncentrētu sērskābi vai sālsskābi , veidojot mangāna ( II ) sāļus : MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O Mangāna dioksīda reakciju ar sālsskābi var izmantot hlora iegūšanai . Mangāna dioksīdu reducējot ar koksu , var iegūt metālisku mangānu : MnO2 + C → Mn +CO Mangāna dioksīdam piemīt arī reducējošas spējas . Ja tā maisījumu ar kālija vai nātrija hidroksīdu karsē gaisā , tas oksidējas , veidojot manganātus : MnO2 + KOH + O2 → K2MnO4 + H2O Iegūto kālija manganātu izmanto kālija permanganāta iegūšanai . Mangāna dioksīds katalizē vairākas reakcijas , kurās izdalās skābeklis , piemēram , ūdeņraža peroksīda sadalīšanos : H2O2 → H2O + O2 Izmantošana Galvenais mangāna dioksīda pielietojums ir metalurģijā — to izmanto tērauda ražošanā . Mangāna dioksīds tiek pielietots arī sārmu un cinka -oglekļa baterijās . Tas var tikt izmantots kā pigments keramikā un stiklrūpniecībā . Mangāna dioksīds tiek pielietots arī kā oksidētājs organiskajā sintēzē , piemēram , oksidējot anilīnu hidrohinona sintēzes procesā . Atsauces Mangāns Oksīdi Oksidētāji