Aký vyšší oxidačný stav môže vykazovať mangán? Zlúčeniny mangánu (VII).

Najvyššiemu oxidačnému stavu mangánu +7 zodpovedá kyslý oxid Mn2O7, kyselina mangánová HMnO4 a jej soli - manganistanu.

Zlúčeniny mangánu (VII) sú silné oxidačné činidlá. Mn2O7 je zelenohnedá olejovitá kvapalina, pri kontakte s ktorou sa vznietia alkoholy a étery. Oxid Mn(VII) zodpovedá kyseline mangánovej HMnO4. Existuje iba v roztokoch, ale považuje sa za jeden z najsilnejších (α - 100%). Maximálna možná koncentrácia HMnO4 v roztoku je 20 %. Soli HMnO4 – manganistan – sú najsilnejšie oxidačné činidlá; vo vodných roztokoch, podobne ako samotná kyselina, majú karmínovú farbu.

Pri redoxných reakciách Manganistan sú silné oxidačné činidlá. V závislosti od reakcie prostredia sa redukujú buď na dvojmocné soli mangánu (v kyslom prostredí), oxid mangánu (IV) (v neutrálnom prostredí) alebo zlúčeniny mangánu (VI) - manganitany - (v alkalickom prostredí). Je zrejmé, že v kyslom prostredí sú oxidačné schopnosti Mn+7 najvýraznejšie.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Manganistan oxiduje organické látky v kyslom aj alkalickom prostredí:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H5OH → 2MnSO4 + K2SO4 + 5CH3COH + 8H2O

aldehydový alkohol

4KMnO4 + 2NaOH + C2H5OH → MnO2↓ + 3CH3COH + 2K2MnO4 +

Pri zahrievaní sa manganistan draselný rozkladá (táto reakcia sa používa na výrobu kyslíka v laboratóriu):

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

Teda, pre mangán sú charakteristické rovnaké závislosti: pri prechode z nižšieho oxidačného stavu do vyššieho sa zvyšujú kyslé vlastnosti kyslíkatých zlúčenín a pri OM reakciách sú redukčné vlastnosti nahradené oxidačnými.

Manganistan sú pre telo toxické kvôli svojim silným oxidačným vlastnostiam.

Pri otrave manganistanom sa ako protijed používa peroxid vodíka v kyseline octovej:

2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH → 2(CH3COO)2Mn + 2CH3COOK + 5O2 + 8H2O

Roztok KMnO4 je kauterizačné a baktericídne činidlo na ošetrenie povrchu kože a slizníc. Silné oxidačné vlastnosti KMnO4 v kyslom prostredí sú základom analytickej metódy manganatometrie, ktorá sa používa v klinickej analýze na stanovenie oxidovateľnosti vody a kyseliny močovej v moči.

Ľudské telo obsahuje asi 12 mg Mn v rôznych zlúčeninách, pričom 43 % sa koncentruje v kostnom tkanive. Ovplyvňuje krvotvorbu, tvorbu kostí, rast, reprodukciu a niektoré ďalšie funkcie organizmu.

hydroxid manganatý (II). má slabo zásadité vlastnosti, oxiduje sa vzdušným kyslíkom a inými oxidačnými činidlami na manganistan alebo jeho soli manganity:

Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3↓ + H2O kyselina manganičitá

(hnedá zrazenina) V alkalickom prostredí sa Mn2+ oxiduje na MnO42- a v kyslom prostredí na MnO4-:

MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O

Vznikajú soli mangánu Н2МnО4 a mangánových kyselín НМnО4.

Ak v experimente Mn2+ vykazuje redukčné vlastnosti, potom sú redukčné vlastnosti Mn2+ slabo vyjadrené. V biologických procesoch nemení oxidačný stav. Stabilné biokomplexy Mn2+ stabilizujú tento oxidačný stav. Stabilizačný účinok sa prejaví v dlhom retenčnom čase hydratačného obalu. Oxid mangánu (IV). MnO2 je stabilná prírodná zlúčenina mangánu, ktorá sa nachádza v štyroch modifikáciách. Všetky modifikácie sú amfotérnej povahy a majú redoxnú dualitu. Príklady redoxnej duality MnO2: МnО2 + 2КI + 3СО2 + Н2О → I2 + МnСО3 + 2КНСО3

6MnO2 + 2NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

4MnO2 + 3O2 + 4KOH → 4KMnO4 + 2H2O

zlúčeniny Mn(VI).- nestabilný. V roztokoch sa môžu premeniť na zlúčeniny Mn (II), Mn (IV) a Mn (VII): oxid mangánu (VI) MnO3 je tmavočervená hmota, ktorá spôsobuje kašeľ. Hydrátová forma MnO3 je slabá kyselina manganičitá H2MnO4, ktorá existuje iba vo vodnom roztoku. Jeho soli (manganáty) sa ľahko zničia v dôsledku hydrolýzy a pri zahrievaní. Pri 50 °C sa MnO3 rozkladá:

2MnO3 → 2MnO2 + O2 a po rozpustení vo vode hydrolyzuje: 3MnO3 + H2O → MnO2 + 2HMnO4

Deriváty Mn(VII) sú oxid mangánu (VII) Mn2O7 a jeho hydrátová forma – kyselina НМnО4, známa len v roztoku. Mn2O7 je stabilný do 10°C, explozívne sa rozkladá: Mn2O7 → 2MnO2 + O3

Po rozpustení v studenej vode vzniká kyselina Mn2O7 + H2O → 2НМnО4

Soli kyseliny mangánovej НМnО4- manganistan. Ióny spôsobujú fialovú farbu roztokov. Tvoria kryštalické hydráty typu EMnO4∙nH2O, kde n = 3-6, E = Li, Na, Mg, Ca, Sr.

Manganistan KMnO4 je vysoko rozpustný vo vode . Manganistan - silné oxidačné činidlá. Táto vlastnosť sa využíva v lekárskej praxi na dezinfekciu, v liekopisných rozboroch na identifikáciu H2O2 interakciou s KMnO4 v kyslom prostredí.

Manganistan sú jedy pre telo, ich neutralizácia môže prebiehať nasledovne: 2KMnO4 + 5H2O2 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 + 2CH3COOK + 8H2O + 5O2

Na liečbu akútnej otravy manganistanom používa sa 3% vodný roztok H2O2 okyslený kyselinou octovou. Manganistan draselný oxiduje organické látky v tkanivových bunkách a mikróboch. V tomto prípade sa KMnO4 redukuje na MnO2. Oxid mangánu (IV) môže tiež reagovať s proteínmi za vzniku hnedého komplexu.

Pod vplyvom manganistanu draselného KMnO4 dochádza k oxidácii a koagulácii bielkovín. Na základe toho jeho uplatnenie ako vonkajší prípravok s antimikrobiálnymi a kauterizačnými vlastnosťami. Navyše sa jeho účinok prejavuje len na povrchu kože a slizníc. Oxidačné vlastnosti vodného roztoku KMnO4 použitie na neutralizáciu toxických organických látok. V dôsledku oxidácie vznikajú menej toxické produkty. Napríklad liečivo morfín sa premieňa na biologicky neaktívny oxymorfín. Manganistan draselný uplatniť v titrimetrickej analýze na stanovenie obsahu rôznych redukčných činidiel (permanganatometria).

Vysoká oxidačná schopnosť manganistanu použitie v ekológii na hodnotenie znečistenia odpadových vôd (manganistanová metóda). Množstvo zoxidovaného (odfarbeného) manganistanu určuje obsah organických nečistôt vo vode.

Používa sa manganistanová metóda (permanganatometria). aj v klinických laboratóriách na stanovenie hladiny kyseliny močovej v krvi.

Soli kyseliny mangánovej sa nazývajú manganistan. Najznámejšia je manganistan draselný KMnO4 - tmavofialová kryštalická látka, stredne rozpustná vo vode. Roztoky KMnO4 majú tmavú karmínovú farbu a pri vysokých koncentráciách fialovú, charakteristickú pre anióny MnO4.

Manganistan draslík sa pri zahrievaní rozkladá

2KMnO4 = K2MnO4 + Mn02 + O2

Manganistan draselný je veľmi silné oxidačné činidlo, ľahko oxiduje mnohé anorganické a organické látky. Stupeň redukcie mangánu veľmi závisí od pH prostredia.

zotavenie Manganistan draselný v prostrediach s rôznou kyslosťou postupuje podľa nasledujúcej schémy:

Kyslé pH<7

mangán(II) (Mn2+)

KMnO4 + redukčné činidlo pH neutrálneho prostredia = 7

mangán (IV) (MnO2)

Alkalické prostredie pH>7

mangán(VI) (MnO42-)

Mn2+ odfarbenie roztoku KMnO4

MnO2 hnedá zrazenina

Roztok MnO42 sa zmení na zelenú

Príklady reakcií za účasti manganistanu draselného v rôznych prostrediach (kyslé, neutrálne a zásadité).

pH<7 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

Mn04 - +8H++5℮→Mn2++ 4H205 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+ 2 5

2Mn04 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42-+10H+

2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-

pH = 7 3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

MnO4- + 2H2O+3ē = MnO2 + 4OH- 3 2

SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+- 2 3

2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+ 6H2O + 2OH-

2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42

pH>7 K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + Н2O

MnO4- +1 ē → MnO42- 1 2

SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О 2 1

2MnO4- + SO32- + 2ОH- →2MnO42- + SO42-+ H2О

Používa sa manganistan draselný KMnO4 v lekárskej praxi ako dezinfekčný a antiseptický prostriedok na umývanie rán, výplachy, výplachy a pod. Svetloružový roztok KMnO4 sa používa perorálne na výplach žalúdka v prípade otravy.

Manganistan draselný je veľmi široko používaný ako oxidačné činidlo.

Pomocou KMnO4 sa analyzuje veľa liečiv (napríklad percentuálna koncentrácia (%) roztoku H2O2).

Všeobecná charakteristika d-prvkov podskupiny VIIIB. Štruktúra atómov. Prvky rodiny železa. Oxidačné stavy v zlúčeninách. Fyzikálne a chemické vlastnosti železa. Aplikácia. Prevalencia a formy výskytu d-prvkov železitých v prírode. Soli železa (II, III). Komplexné zlúčeniny železa (II) a železa (III).

Všeobecné vlastnosti prvkov podskupiny VIIIB:

1) Všeobecný elektronický vzorec posledných úrovní (n - 1)d(6-8)ns2.

2) V každom období sú v tejto skupine 3 prvky, ktoré tvoria triády (rodiny):

a) Skupina železa: železo, kobalt, nikel.

b) Skupina ľahkých platinových kovov (rodina paládia): ruténium, ródium, paládium.

c) Skupina ťažkých platinových kovov (rodina platiny): osmium, irídium, platina.

3) Podobnosť prvkov v každej rodine sa vysvetľuje blízkosťou atómových polomerov, preto je hustota v rámci rodiny blízka.

4) Hustota sa zvyšuje so zvyšujúcim sa počtom periód (atómové objemy sú malé).

5) Sú to kovy s vysokou teplotou topenia a varu.

6) Maximálny oxidačný stav jednotlivých prvkov rastie s číslom periódy (u osmia a ruténia dosahuje 8+).

7) Tieto kovy sú schopné inkorporovať atómy vodíka do kryštálovej mriežky v ich prítomnosti sa objavuje atómový vodík - aktívne redukčné činidlo. Preto sú tieto kovy katalyzátormi reakcií zahŕňajúcich pridanie atómu vodíka.

8) Zlúčeniny týchto kovov sú lakované.

9) Charakteristické oxidačné stavy pre železo +2, +3, v nestabilných zlúčeninách +6. Nikel má +2, nestabilné majú +3. Platina má +2, nestabilné +4.

Železo. Získanie železa(všetky tieto reakcie sa vyskytujú pri zahrievaní)

*4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8S02. Podmienka: pálenie pyritu železa.

*Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20. *Fe203 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

*FeO + C = Fe + CO.

*Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 (termitová metóda). Podmienka: kúrenie.

* = Fe + 5CO (rozklad pentakarbonylu železa sa používa na získanie veľmi čistého železa).

Chemické vlastnosti železa Reakcie s jednoduchými látkami

*Fe + S = FeS. Podmienka: kúrenie. *2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

*Fe + I2 = FeI2 (jód je menej silné oxidačné činidlo ako chlór; FeI3 neexistuje).

*3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO Fe2O3 je najstabilnejší oxid železa). Fe2O3 nH2O vzniká vo vlhkom vzduchu.

Mangán je tvrdý sivý kov. Jeho atómy majú elektrónovú konfiguráciu vonkajšieho obalu

Kovový mangán reaguje s vodou a reaguje s kyselinami za vzniku mangánových iónov:

V rôznych zlúčeninách mangán vykazuje oxidačné stavy Čím vyšší je oxidačný stav mangánu, tým väčšia je kovalentná povaha jeho zodpovedajúcich zlúčenín. So zvyšujúcim sa stupňom oxidácie mangánu sa zvyšuje aj kyslosť jeho oxidov.

mangán (II)

Táto forma mangánu je najstabilnejšia. Má vonkajšiu elektronickú konfiguráciu s jedným elektrónom v každom z piatich orbitálov.

Vo vodnom roztoku sa mangánové ióny hydratujú za vzniku svetloružového komplexného iónu hexaaquamangánu (II). vlastnosti zásaditých oxidov.

mangán (III)

Mangán (III) existuje iba v komplexných zlúčeninách. Táto forma mangánu je nestabilná. V kyslom prostredí sa mangán (III) disproporcionuje na mangán (II) a mangán (IV).

mangán (IV)

Najdôležitejšou zlúčeninou mangánu (IV) je oxid. Táto čierna zlúčenina je nerozpustná vo vode. Je mu priradená iónová štruktúra. Stabilita je spôsobená vysokou entalpiou mriežky.

Oxid mangánu (IV) má slabo amfotérne vlastnosti. Je to silné oxidačné činidlo, napríklad vytláča chlór z koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej:

Táto reakcia sa môže použiť na výrobu chlóru v laboratóriu (pozri časť 16.1).

mangán (VI)

Tento oxidačný stav mangánu je nestabilný. Manganan draselný (VI) možno získať fúziou oxidu manganatého (IV) s nejakým silným oxidačným činidlom, napríklad chlorečnanom draselným alebo dusičnanom draselným:

Manganistan draselný (VI) má zelenú farbu. Je stabilný iba v alkalickom roztoku. V kyslom roztoku sa disproporcionuje na mangán (IV) a mangán (VII):

mangán (VII)

Mangán má tento oxidačný stav v silne kyslom oxide. Najdôležitejšou zlúčeninou mangánu (VII) je však manganistan draselný (VII) (manganistan draselný). Táto tuhá látka sa veľmi dobre rozpúšťa vo vode a vytvára tmavofialový roztok. Manganát má štvorstennú štruktúru. V mierne kyslom prostredí sa postupne rozkladá za vzniku oxidu mangánu (IV):

V alkalickom prostredí sa redukuje manganistan draselný (VII), pričom vzniká najprv zelený manganistan draselný (VI) a potom oxid mangánu (IV).

Manganan draselný (VII) je silné oxidačné činidlo. V dostatočne kyslom prostredí sa redukuje a vytvára mangánové ióny. Štandardný redox potenciál tohto systému je , ktorý prevyšuje štandardný potenciál systému, a preto manganistan oxiduje chloridový ión na plynný chlór:

Oxidácia chloridového iónu manganistanu prebieha podľa rovnice

Manganan draselný (VII) je široko používaný ako oxidačné činidlo v laboratórnej praxi, napr.

na výrobu kyslíka a chlóru (pozri kapitoly 15 a 16);

vykonať analytický test na oxid siričitý a sírovodík (pozri kapitolu 15); v preparatívnej organickej chémii (pozri kapitolu 19);

ako objemové činidlo v redoxnej titrimetrii.

Príkladom titračného použitia manganistanu draselného (VII) je kvantitatívne stanovenie pomocou železa (II) a etándioátov (oxalátov):

Keďže je však ťažké získať manganan draselný (VII) vo vysokej čistote, nemôže sa použiť ako primárny titrimetrický štandard.

Jedna zo zlúčenín tohto prvku, a to jeho oxid (známy ako pyrolusit), bola dlho považovaná za druh minerálnej magnetickej železnej rudy. Až v roku 1774 jeden zo švédskych chemikov zistil, že pyrolusit obsahuje neprebádaný kov. V dôsledku zahrievania tohto minerálu uhlím bolo možné získať rovnaký neznámy kov. Najprv sa nazýval mangán, neskôr sa objavil moderný názov - mangán. Chemický prvok má veľa zaujímavých vlastností, o ktorých sa bude diskutovať nižšie.

Nachádza sa vo vedľajšej podskupine siedmej skupiny periodickej tabuľky (dôležité: všetky prvky vedľajších podskupín sú kovy). Elektronický vzorec 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (typický vzorec d-prvku). Mangán ako voľná látka má striebristo-bielu farbu. Pre svoju chemickú aktivitu sa v prírode vyskytuje len vo forme zlúčenín ako oxidy, fosforečnany a uhličitany. Látka je žiaruvzdorná, teplota topenia je 1244 stupňov Celzia.

Zaujímavé! V prírode sa nachádza iba jeden izotop chemického prvku s atómovou hmotnosťou 55. Zvyšné izotopy sa získavajú umelo a najstabilnejší rádioaktívny izotop s atómovou hmotnosťou 53 (polčas rozpadu je približne rovnaký ako u uránu ).

Oxidačný stav mangánu

Má šesť rôznych oxidačných stavov. V nulovom oxidačnom stave je prvok schopný tvoriť komplexné zlúčeniny s organickými ligandami (napríklad P(C5H5)3), ako aj s anorganickými ligandami:

• oxid uhoľnatý (dekakarbonyl dimangánu),
• dusík,
• fluorid fosforitý,
• oxid dusnatý.

Oxidačný stav +2 je typický pre soli mangánu. Dôležité: tieto zlúčeniny majú čisto regeneračné vlastnosti. Najstabilnejšie zlúčeniny s oxidačným stavom +3 sú oxid Mn2O3, ako aj hydrát tohto oxidu Mn(OH)3. Pri +4 sú najstabilnejšie MnO2 a amfotérny oxid-hydroxid MnO(OH)2.

Oxidačný stav mangánu +6 je typický pre kyselinu mangánovú a jej soli, ktoré existujú iba vo vodnom roztoku. Oxidačný stav +7 je typický pre kyselinu manganičitú, jej anhydrid a soli - manganistan (podobne ako chloristany) - silné oxidačné činidlá, existujúce len vo vodnom roztoku. Je zaujímavé, že pri redukcii manganistanu draselného (v každodennom živote nazývanom manganistan draselný) sú možné tri rôzne reakcie:

• V prítomnosti kyseliny sírovej sa anión MnO4- redukuje na Mn2+.
• Ak je médium neutrálne, ión MnO4- sa redukuje na MnO(OH)2 alebo MnO2.
• V prítomnosti alkálie sa anión MnO4- redukuje na manganičitý ión MnO42-.

Mangán ako chemický prvok

Chemické vlastnosti

Za normálnych podmienok je neaktívny. Dôvodom je oxidový film, ktorý sa objaví pri vystavení atmosférickému kyslíku. Ak je kovový prášok mierne zahriaty, horí a mení sa na MnO2.

Pri zahrievaní interaguje s vodou a vytláča vodík. Výsledkom reakcie je prakticky nerozpustný hydroxid Mn(OH)2. Táto látka zabraňuje ďalšej interakcii s vodou.

Zaujímavé! Vodík je rozpustný v mangáne a so zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť zvyšuje (získa sa roztok plynu v kove).

Pri veľmi silnom zahriatí (teplota nad 1200 stupňov Celzia) reaguje s dusíkom, čím vznikajú nitridy. Tieto zlúčeniny môžu mať rôzne zloženie, čo je typické pre takzvané berthollidy. Interaguje s bórom, fosforom, kremíkom a v roztavenej forme - s uhlíkom. Posledná reakcia nastáva pri redukcii mangánu koksom.

Pri reakcii so zriedenou kyselinou sírovou a chlorovodíkovou sa získa soľ a uvoľní sa vodík. Interakcia so silnou kyselinou sírovou je však iná: produkty reakcie sú soľ, voda a oxid siričitý (na začiatku sa kyselina sírová redukuje na kyselinu sírovú, ale kvôli nestabilite sa kyselina sírová rozkladá na oxid siričitý a vodu).

Pri reakcii so zriedenou kyselinou dusičnou sa získajú dusičnany, voda a oxid dusnatý.

Tvorí šesť oxidov:

• oxid dusný alebo MnO,
• oxid alebo Mn2O3,
• oxid-oxid Mn3O4,
• oxid MnO2,
• anhydrid mangánu MnO3,
• anhydrid mangánu Mn2O7.

Zaujímavé! Oxid dusný sa vplyvom vzdušného kyslíka postupne mení na oxid. Anhydrid manganistanu nebol izolovaný vo voľnej forme.

Oxid je zlúčenina s takzvaným frakčným oxidačným stavom. Pri rozpustení v kyselinách vznikajú soli dvojmocného mangánu (soli s katiónom Mn3+ sú nestabilné a redukujú sa na zlúčeniny s katiónom Mn2+).

Dioxid, oxid, oxid dusný sú najstabilnejšie oxidy. Anhydrid mangánu je nestabilný. Existujú analógie s inými chemickými prvkami:

• Mn2O3 a Mn3O4 sú zásadité oxidy a ich vlastnosti sú podobné podobným zlúčeninám železa;
• MnO2 je amfotérny oxid, ktorý má podobné vlastnosti ako oxidy hliníka a trojmocného chrómu;
• Mn2O7 je kyslý oxid, jeho vlastnosti sú veľmi podobné vyššiemu oxidu chlóru.

Je ľahké si všimnúť analógiu s chlorečnany a chloristany. Manganitany, podobne ako chlorečnany, sa získavajú nepriamo. Ale manganistan je možné získať buď priamo, to znamená interakciou anhydridu a oxidu/hydroxidu kovu v prítomnosti vody, alebo nepriamo.

V analytickej chémii patrí katión Mn2+ do piatej analytickej skupiny. Existuje niekoľko reakcií, ktoré dokážu zistiť tento katión:

• Pri interakcii so sulfidom amónnym sa tvorí zrazenina MnS, jej farba je telovej farby; Keď sa pridajú minerálne kyseliny, zrazenina sa rozpustí.
• Pri reakcii s alkáliami sa získa biela zrazenina Mn(OH)2; pri interakcii so vzdušným kyslíkom sa však farba zrazeniny zmení z bielej na hnedú – získa sa Mn(OH)3.
• Ak sa k soliam s katiónom Mn2+ pridá peroxid vodíka a alkalický roztok, vyzráža sa tmavohnedá zrazenina MnO(OH)2.
• Keď sa k soliam s katiónom Mn2+ pridá oxidačné činidlo (oxid olovnatý, bizmutitan sodný) a silný roztok kyseliny dusičnej, roztok sa zmení na karmínový - to znamená, že Mn2+ bol oxidovaný na HMnO4.

Chemické vlastnosti

Valencia mangánu

Prvok je v siedmej skupine. Typický mangán - II, III, IV, VI, VII.

Pre voľnú látku je typická nulová valencia. Dvojmocné zlúčeniny sú soli s katiónom Mn2+, trojmocné zlúčeniny sú oxid a hydroxid, štvormocné zlúčeniny sú oxid, ako aj oxid-hydroxid. Hexa- a heptavalentné zlúčeniny sú soli s aniónmi MnO42- a MnO4-.

Ako získať a z čoho sa mangán získava? Z mangánových a feromangánových rúd, ako aj zo soľných roztokov. Existujú tri rôzne spôsoby, ako získať mangán:

• regenerácia koksom,
• aluminotermia,
• elektrolýza.

V prvom prípade sa ako redukčné činidlo používa koks a oxid uhoľnatý. Kov sa získava z rudy obsahujúcej prímes oxidov železa. Výsledkom je feromangán (zliatina so železom) aj karbid (čo je karbid? je to zlúčenina kovu a uhlíka).

Na získanie čistejšej látky sa používa jedna z metód metalotermie - aluminotermia. Najprv sa pyrolusit kalcinuje, čím vzniká Mn2O3. Výsledný oxid sa potom zmieša s hliníkovým práškom. Počas reakcie sa uvoľňuje veľké množstvo tepla, v dôsledku čoho sa výsledný kov roztaví a oxid hlinitý ho zakryje troskou.

Mangán je kov strednej aktivity a stojí v sérii Beketov naľavo od vodíka a napravo od hliníka. To znamená, že pri elektrolýze vodných roztokov solí s katiónom Mn2+ sa na katóde redukuje katión kovu (pri elektrolýze veľmi zriedeného roztoku sa na katóde redukuje aj voda). Počas elektrolýzy vodného roztoku MnCl2 dochádza k nasledujúcim reakciám:

MnCl2 Mn2+ + 2Cl-

Katóda (záporne nabitá elektróda): Mn2+ + 2e Mn0

Anóda (kladne nabitá elektróda): 2Cl- - 2e 2Cl0 Cl2

Výsledná reakčná rovnica je:

MnCl2 (el-z) Mn + Cl2

Elektrolýzou vzniká najčistejší kov mangánu.

Užitočné video: mangán a jeho zlúčeniny

Aplikácia

Použitie mangánu je pomerne rozšírené. Používa sa ako samotný kov, tak aj jeho rôzne zlúčeniny. Vo voľnej forme sa používa v metalurgii na rôzne účely:

• ako „deoxidant“ pri tavení ocele (kyslík sa viaže a vzniká Mn2O3);
• ako legujúci prvok: vyrába pevnú oceľ s vysokou odolnosťou proti opotrebeniu a odolnosťou proti nárazu;
• na tavenie takzvanej pancierovej ocele;
• ako súčasť bronzu a mosadze;
• na vytvorenie manganínu, zliatiny s meďou a niklom. Z tejto zliatiny sa vyrábajú rôzne elektrické zariadenia, ako napríklad reostaty

MnO2 sa používa na výrobu Zn-Mn galvanických článkov. MnTe a MnAs sa používajú v elektrotechnike.

Aplikácie mangánu

Manganistan draselný, často nazývaný manganistan draselný, je široko používaný v každodennom živote (na liečivé kúpele), ako aj v priemysle a laboratóriách. Karmínová farba manganistanu sa zmení, keď cez roztok prejdú nenasýtené uhľovodíky s dvojitými a trojitými väzbami. Pri silnom zahriatí sa manganistanu rozkladajú. To produkuje manganitany, MnO2 a kyslík. Ide o jeden zo spôsobov, ako získať chemicky čistý kyslík v laboratórnych podmienkach.

Soli manganistanu je možné získať len nepriamo. Na tento účel sa Mn02 zmieša s pevnou zásadou a zahrieva sa v prítomnosti kyslíka. Ďalším spôsobom získania pevných manganistanu je kalcinácia manganistanu.

Roztoky mangánov majú krásnu tmavozelenú farbu. Tieto roztoky sú však nestabilné a podliehajú disproporčnej reakcii: tmavozelená farba sa mení na karmínovú a tvorí sa aj hnedá zrazenina. Výsledkom reakcie je manganistan a MnO2.

Oxid manganičitý sa v laboratóriu používa ako katalyzátor na rozklad chlorečnanu draselného (Bertholletova soľ), ako aj na výrobu čistého chlóru. Je zaujímavé, že v dôsledku interakcie MnO2 s chlorovodíkom sa získa medziprodukt - extrémne nestabilná zlúčenina MnCl4, ktorá sa rozkladá na MnCl2 a chlór. Neutrálne alebo okyslené roztoky solí s katiónom Mn2+ majú svetloružovú farbu (Mn2+ tvorí komplex so 6 molekulami vody).

Užitočné video: mangán - prvok života

Záver

Toto je stručný popis mangánu a jeho chemických vlastností. Je to strieborno-biely kov strednej aktivity, s vodou interaguje iba pri zahrievaní a v závislosti od stupňa oxidácie vykazuje kovové aj nekovové vlastnosti. Jeho zlúčeniny sa používajú v priemysle, doma a v laboratóriách na výrobu čistého kyslíka a chlóru.

Elektrónová konfigurácia neexcitovaného atómu mangánu je 3d 5 4s 2; excitovaný stav je vyjadrený elektrónovým vzorcom 3d 5 4s 1 4p 1.

Najtypickejšie oxidačné stavy mangánu v zlúčeninách sú +2, +4, +6, +7.

Mangán je strieborno-biely, krehký, pomerne aktívny kov: v rozsahu napätia je medzi hliníkom a zinkom. Na vzduchu je mangán pokrytý oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou. V jemne rozdrvenom stave mangán ľahko oxiduje.

Oxid mangánu (II) MnO a jemu zodpovedajúci hydroxid Mn(OH) 2 majú zásadité vlastnosti - pri interakcii s kyselinami vznikajú dvojmocné soli mangánu: Mn(OH) 2 + 2 H + ® Mn 2+ + 2 H 2 O.

Katióny Mn 2+ vznikajú aj pri rozpustení kovového mangánu v kyselinách. Zlúčeniny mangánu (II) vykazujú redukčné vlastnosti, napríklad biela zrazenina Mn(OH) 2 na vzduchu rýchlo tmavne a postupne oxiduje na MnO 2: 2 Mn(OH) 2 + O 2 ® 2 MnO 2 + 2 H 2 O .

Oxid mangánu MnO 2 je najstabilnejšia zlúčenina mangánu; ľahko vzniká ako pri oxidácii zlúčenín mangánu v nižšom oxidačnom stupni (+2), tak aj pri redukcii zlúčenín mangánu vo vyšších oxidačných stupňoch (+6, +7):

Mn(OH)2 + H202® Mn02 + 2 H20;

2 KMn04 + 3 Na2S03 + H20® 2 Mn02¯ + 3 Na2S04 + 2 KOH.

MnO2 je amfotérny oxid, avšak jeho kyslé aj zásadité vlastnosti sú slabo vyjadrené. Jedným z dôvodov, prečo MnO 2 nevykazuje jasne definované základné vlastnosti, je jeho silná oxidačná aktivita v kyslom prostredí ( = +1,23 V): MnO 2 sa redukuje na Mn 2+ ióny, namiesto tvorby stabilných solí štvormocného mangánu. Hydrátová forma zodpovedajúca oxidu manganičitému by sa mala považovať za hydratovaný oxid manganičitý MnO 2 × x H 2 O. Oxid manganatý ako amfotérny oxid formálne zodpovedá orto- a meta-formám kyseliny manganistanu draselného neizolovaných v voľný stav: H 4 MnO 4 – orto forma a H 2 MnO 3 – meta forma. Známy je oxid mangánu Mn 3 O 4, ktorý možno považovať za dvojmocnú mangánovú soľ orto-formy kyseliny manganičitej Mn 2 MnO 4 - mangánový (II) ortomanganit. V literatúre sú správy o existencii oxidu Mn203. Existencia tohto oxidu sa dá vysvetliť tak, že sa považuje za dvojmocnú mangánovú soľ meta-formy kyseliny manganičitej: MnMnO 3 - metamanganit mangánu (II).

Keď sa oxid manganičitý taví v alkalickom prostredí s oxidačnými činidlami, ako je chlorečnan alebo dusičnan draselný, štvormocný mangán sa oxiduje na šesťmocný a vzniká manganistan draselný - soľ, ktorá je veľmi nestabilná aj v roztoku kyseliny manganičitej H 2 MnO 4, ktorého anhydrid (MnO3) nie je známy:

Mn02 + KN03 + 2 KOH ® K2 MnO4 + KN02 + H20.

Manganáty sú nestabilné a náchylné na disproporcionáciu podľa reverzibilnej reakcie: 3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O ⇆ 2 KMnO 4 + MnO 2 ¯ + 4 KOH,

V dôsledku toho sa zelená farba roztoku, spôsobená manganičitými iónmi MnO 4 2–, zmení na fialovú farbu charakteristickú pre manganistanové ióny MnO 4 – .

Najpoužívanejšou zlúčeninou sedemmocného mangánu je manganistan draselný KMnO 4 - soľ známa len v roztoku kyseliny manganičitej HMnO 4. Manganistan draselný možno získať oxidáciou manganistanu silnými oxidačnými činidlami, napríklad chlórom:

2 K2Mn04 + Cl2® 2 KMn04 + 2 KCl.

Oxid mangánu (VII) alebo anhydrid mangánu, Mn 2 O 7 je výbušná zeleno-hnedá kvapalina. Mn207 možno získať reakciou:

2 KMn04 + 2 H2S04 (konc.) ® Mn207 + 2 KHS04 + H20.

Zlúčeniny mangánu v najvyššom oxidačnom stupni +7, najmä manganistan, sú silné oxidačné činidlá. Hĺbka redukcie manganistanových iónov a ich oxidačná aktivita závisí od pH média.

V silne kyslom prostredí je produktom redukcie manganistanu ión Mn2+, výsledkom čoho sú soli dvojmocného mangánu:

Mn04 – + 8 H+ + 5e – ® Mn2+ + 4 H20 (= +1,51 V).

V neutrálnom, mierne alkalickom alebo mierne kyslom prostredí vzniká MnO 2 ako výsledok redukcie manganistanu:

MnO 4 – + 2 H 2 O + 3 e – ® MnO 2 ¯ + 4 OH – ( = +0,60 V).

Mn04 – + 4 H + + 3 e – ® Mn02 ¯ + 2 H20 (= +1,69 V).

V silne alkalickom prostredí sa ióny manganistanu redukujú na ióny manganistanu MnO 4 2– a tvoria sa soli ako K 2 MnO 4 a Na 2 MnO 4:

MnO 4 – + e – ® MnO 4 2– ( = +0,56 V).

Jedným z najdôležitejších kovov pre metalurgiu je mangán. Navyše ide vo všeobecnosti o dosť nezvyčajný prvok, s ktorým sa spájajú zaujímavé skutočnosti. Dôležité pre živé organizmy, potrebné pri výrobe mnohých zliatin a chemikálií. Mangán - fotografiu, ktorú môžete vidieť nižšie. V tomto článku sa budeme zaoberať jeho vlastnosťami a charakteristikami.

Charakteristika chemického prvku

Ak hovoríme o mangáne ako prvku, tak v prvom rade by sme mali charakterizovať jeho postavenie v ňom.

1. Nachádza sa vo štvrtom hlavnom období, siedmej skupine, sekundárnej podskupine.
2. Poradové číslo je 25. Mangán je chemický prvok, ktorého atómy sa rovnajú +25. Počet elektrónov je rovnaký, neutrónov - 30.
3. Hodnota atómovej hmotnosti je 54,938.
4. Symbol chemického prvku pre mangán je Mn.
5. Latinský názov je mangán.

Nachádza sa medzi chrómom a železom, čo vysvetľuje jeho podobnosť s nimi vo fyzikálnych a chemických vlastnostiach.

Mangán - chemický prvok: prechodný kov

Ak vezmeme do úvahy elektrónovú konfiguráciu daného atómu, jeho vzorec bude vyzerať takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5. Je zrejmé, že prvok, ktorý uvažujeme, je prechodný kov z rodiny d. Päť elektrónov v 3d podúrovni indikuje stabilitu atómu, čo sa prejavuje v jeho chemických vlastnostiach.

Ako kov je mangán redukčným činidlom, ale väčšina jeho zlúčenín je schopná vykazovať pomerne silné oxidačné schopnosti. Je to spôsobené rôznymi oxidačnými stavmi a mocnosťami, ktoré daný prvok má. To je zvláštnosť všetkých kovov tejto rodiny.

Mangán je teda chemický prvok, ktorý sa nachádza medzi inými atómami a má svoje špeciálne vlastnosti. Pozrime sa, aké sú tieto vlastnosti podrobnejšie.

Mangán je chemický prvok. Oxidačný stav

Už sme uviedli elektrónový vzorec atómu. Podľa nej je tento prvok schopný vykazovať niekoľko pozitívnych oxidačných stavov. toto:

Valencia atómu je IV. Najstabilnejšie zlúčeniny sú tie, v ktorých mangán vykazuje hodnoty +2, +4, +6. Najvyšší stupeň oxidácie umožňuje zlúčeninám pôsobiť ako silné oxidačné činidlá. Napríklad: KMnO 4, Mn 2 O 7.

Zlúčeniny s +2 sú redukčné činidlá, hydroxid manganatý (II) má amfotérne vlastnosti, s prevahou zásaditých. Stredné oxidačné stavy tvoria amfotérne zlúčeniny.

História objavovania

Mangán je chemický prvok, ktorý nebol objavený okamžite, ale postupne rôznymi vedcami. Ľudia však jeho zlúčeniny používali už od staroveku. Oxid mangánu (IV) sa používal na výrobu skla. Jeden Talian uviedol skutočnosť, že pridanie tejto zlúčeniny pri chemickej výrobe okuliarov zmení ich farbu na fialovú. Spolu s tým tá istá látka pomáha eliminovať zákal vo farebných okuliaroch.

Neskôr v Rakúsku sa vedcovi Keimovi podarilo získať kúsok mangánového kovu vystavením purolyzitu (oxid mangánu (IV)), potaše a uhlia vysokým teplotám. Táto vzorka však mala veľa nečistôt, ktoré nedokázal odstrániť, a tak sa objav nekonal.

Ešte neskôr iný vedec tiež syntetizoval zmes, v ktorej bol významný podiel čistý kov. Bol to Bergman, kto predtým objavil prvok nikel. Nebolo mu však súdené vec dokončiť.

Mangán je chemický prvok, ktorý prvýkrát získal a izoloval vo forme jednoduchej látky Karl Scheele v roku 1774. Urobil to však spolu s I. Ganom, ktorý dokončil proces tavenia kusu kovu. Ale ani tie ho nedokázali úplne zbaviť nečistôt a získať 100 % výťažok produktu.

Napriek tomu bol atóm objavený presne tentoraz. Tí istí vedci sa ho pokúsili pomenovať ako objaviteľov. Zvolili výraz mangán. Po objavení horčíka však začal zmätok a názov mangán sa zmenil na jeho moderný názov (H. David, 1908).

Keďže mangán je chemický prvok, ktorého vlastnosti sú veľmi cenné pre mnohé metalurgické procesy, postupom času bolo potrebné nájsť spôsob, ako ho získať v čo najčistejšej forme. Tento problém riešili vedci na celom svete, no podarilo sa ho vyriešiť až v roku 1919 vďaka práci R. Agladzeho, sovietskeho chemika. Práve on našiel spôsob, ako zo síranov a chloridov mangánu elektrolýzou získať čistý kov s látkovým obsahom 99,98 %. Teraz sa táto metóda používa po celom svete.

Byť v prírode

Mangán je chemický prvok, ktorého fotografiu jednoduchej látky je možné vidieť nižšie. V prírode existuje veľa izotopov tohto atómu, pričom počet neutrónov sa značne líši. Hmotnostné čísla sa teda líšia od 44 do 69. Jediným stabilným izotopom je však prvok s hodnotou 55 Mn, všetky ostatné majú buď zanedbateľne krátky polčas rozpadu, alebo existujú v príliš malých množstvách.

Keďže mangán je chemický prvok, ktorého oxidačný stav je veľmi odlišný, tvorí aj v prírode veľa zlúčenín. Tento prvok sa nikdy nenachádza vo svojej čistej forme. V mineráloch a rudách je jeho stálym susedom železo. Celkovo môžeme identifikovať niekoľko najdôležitejších hornín, ktoré obsahujú mangán.

1. Pyrolusite. Vzorec zlúčeniny: Mn02*nH20.
2. Psilomelan, molekula MnO2*mMnO*nH2O.
3. Manganit, vzorec MnO*OH.
4. Brownit je menej bežný ako ostatné. Vzorec Mn203.
5. Hausmannit, vzorec Mn*Mn204.
6. Rodonit Mn2 (Si03)2.
7. Uhličitanové rudy mangánu.
8. Karmínový trn alebo rodochrozit - MnCO 3.
9. Purpurit - Mn3PO4.

Okrem toho možno identifikovať niekoľko ďalších minerálov, ktoré tiež obsahujú príslušný prvok. toto:

• kalcit;
• siderit;
• ílové minerály;
• chalcedón;
• opál;
• zlúčeniny piesku a bahna.

Okrem hornín a sedimentárnych hornín, minerálov je mangán chemický prvok, ktorý je súčasťou nasledujúcich objektov:

1. Rastlinné organizmy. Najväčšími zásobárňami tohto prvku sú: pagaštan vodný, žaburinka a rozsievky.
2. Hrdzavé huby.
3. Niektoré druhy baktérií.
4. Nasledujúce zvieratá: červené mravce, kôrovce, mäkkýše.
5. Ľudia - denná potreba je približne 3-5 mg.
6. Vody svetového oceánu obsahujú 0,3 % tohto prvku.
7. Celkový obsah v zemskej kôre je 0,1 % hmotnosti.

Celkovo je to 14. najrozšírenejší prvok na našej planéte. Medzi ťažkými kovmi je na druhom mieste za železom.

Fyzikálne vlastnosti

Z hľadiska vlastností mangánu ako jednoduchej látky možno preň identifikovať niekoľko hlavných fyzikálnych vlastností.

1. Vo forme jednoduchej látky je to dosť tvrdý kov (na Mohsovej stupnici je indikátor 4). Farba je strieborno-biela, na vzduchu sa prekryje ochranným oxidovým filmom a pri rezaní sa leskne.
2. Teplota topenia je 1246 °C.
3. Bod varu - 2061 0 C.
4. Vodivé vlastnosti sú dobré, je paramagnetický.
5. Hustota kovu je 7,44 g/cm3.
6. Existuje vo forme štyroch polymorfných modifikácií (α, β, γ, σ), ktoré sa líšia štruktúrou a tvarom kryštálovej mriežky a hustotou atómového zloženia. Ich teploty topenia sa tiež líšia.

V metalurgii sa používajú tri hlavné formy mangánu: β, γ, σ. Alfa je menej bežná, pretože je svojimi vlastnosťami príliš krehká.

Chemické vlastnosti

Z chemického hľadiska je mangán chemický prvok, ktorého iónový náboj sa značne mení od +2 do +7. To zanecháva stopy na jeho činnosti. Vo voľnej forme na vzduchu mangán veľmi slabo reaguje s vodou a rozpúšťa sa v zriedených kyselinách. Akonáhle sa však teplota zvýši, aktivita kovu sa prudko zvýši.

Je teda schopný interagovať s:

• dusík;
• uhlík;
• halogény;
• kremík;
• fosfor;
• síra a iné nekovy.

Pri zahrievaní bez prístupu vzduchu kov ľahko prechádza do stavu pary. V závislosti od stupňa oxidácie, ktorú mangán vykazuje, môžu byť jeho zlúčeniny redukčnými aj oxidačnými činidlami. Niektoré vykazujú amfotérne vlastnosti. Hlavné sú teda charakteristické pre zlúčeniny, v ktorých je +2. Amfotérne - +4, a kyslé a silne oxidačné pri najvyššej hodnote +7.

Napriek tomu, že mangán je komplexná zlúčenina, je ho málo. Je to spôsobené stabilnou elektronickou konfiguráciou atómu, pretože jeho 3d podúroveň obsahuje 5 elektrónov.

Spôsoby získavania

Existujú tri hlavné spôsoby, ktorými sa mangán (chemický prvok) vyrába priemyselne. Keďže sa názov číta v latinčine, už sme ho označili ako mangán. Ak to preložíte do ruštiny, bude to „áno, naozaj objasňujem, mením farbu“. Mangán vďačí za svoje meno svojim vlastnostiam, známym už od staroveku.

Napriek jeho popularite ho však bolo možné získať v čistej forme na použitie až v roku 1919. To sa vykonáva pomocou nasledujúcich metód.

1. Elektrolýza, výťažok produktu je 99,98 %. Mangán sa týmto spôsobom získava v chemickom priemysle.
2. Silikotermická, alebo redukcia kremíkom. Pri tejto metóde dochádza k taveniu oxidu kremičitého a mangánu (IV), čo vedie k vytvoreniu čistého kovu. Výťažok je asi 68 %, pretože mangán sa spája s kremíkom za vzniku silicidu ako vedľajšieho produktu. Táto metóda sa používa v metalurgickom priemysle.
3. Aluminotermická metóda - redukcia pomocou hliníka. Tiež nedáva príliš vysoký výťažok produktu, ktorý sa tvorí znečistený nečistotami.

Výroba tohto kovu je dôležitá pre mnohé procesy uskutočňované v metalurgii. Aj malý prídavok mangánu môže výrazne ovplyvniť vlastnosti zliatin. Je dokázané, že sa v ňom rozpúšťa veľa kovov, ktoré vypĺňajú jeho kryštálovú mriežku.

Rusko je na prvom mieste na svete v ťažbe a výrobe tohto prvku. Tento proces sa vykonáva aj v krajinách ako:

• Čína.
• Kazachstan.
• Gruzínsko.
• Ukrajina.

Priemyselné využitie

Mangán je chemický prvok, ktorého využitie je dôležité nielen v metalurgii. ale aj v iných oblastiach. Okrem kovu v čistej forme majú veľký význam aj rôzne zlúčeniny daného atómu. Načrtneme tie hlavné.

1. Existuje niekoľko druhov zliatin, ktoré majú vďaka mangánu jedinečné vlastnosti. Napríklad je taký pevný a odolný voči opotrebovaniu, že sa používa na tavenie dielov pre rýpadlá, stroje na spracovanie kameňa, drviče, guľové mlyny a časti pancierovania.
2. Oxid manganičitý je nevyhnutným oxidačným prvkom pri galvanickom pokovovaní, používa sa pri výrobe depolarizátorov.
3. Na uskutočňovanie organických syntéz rôznych látok je potrebných veľa zlúčenín mangánu.
4. Manganistan draselný (alebo manganistan draselný) sa používa v medicíne ako silný dezinfekčný prostriedok.
5. Tento prvok je súčasťou bronzu, mosadze a tvorí vlastnú zliatinu s meďou, ktorá sa používa na výrobu leteckých turbín, lopatiek a iných dielov.

Biologická úloha

Denná potreba mangánu pre človeka je 3-5 mg. Nedostatok tohto prvku vedie k depresii nervového systému, poruchám spánku, úzkosti a závratom. Jeho úloha ešte nebola úplne preskúmaná, ale je jasné, že v prvom rade ovplyvňuje:

• výška;
• činnosť pohlavných žliaz;
• práca hormónov;
• krvotvorbu.

Tento prvok je prítomný vo všetkých rastlinách, zvieratách a ľuďoch, čo dokazuje jeho dôležitú biologickú úlohu.

Mangán je chemický prvok, zaujímavé fakty, ktoré môžu zapôsobiť na každého človeka a tiež ho pochopiť, aký je dôležitý. Predstavme si tie najzákladnejšie z nich, ktoré našli svoj odtlačok v histórii tohto kovu.

1. V ťažkých časoch občianskej vojny v ZSSR bola jedným z prvých exportných produktov ruda obsahujúca veľké množstvo mangánu.
2. Ak sa oxid manganičitý zlúči s ledkom a potom sa produkt rozpustí vo vode, začnú úžasné premeny. Najprv sa roztok zmení na zelenú, potom sa farba zmení na modrú a potom na fialovú. Nakoniec sa zmení na karmínovú a postupne sa vytvorí hnedá zrazenina. Ak zmes pretrepete, opäť sa obnoví zelená farba a všetko sa bude opakovať. Manganistan draselný dostal svoje meno, čo sa prekladá ako „minerálny chameleón“.
3. Ak sa do pôdy pridajú hnojivá s obsahom mangánu, zvýši sa produktivita rastlín a zvýši sa rýchlosť fotosyntézy. Zimná pšenica bude lepšie tvoriť zrná.
4. Najväčší blok mangánového minerálu rodonit vážil 47 ton a bol nájdený na Urale.
5. Existuje ternárna zliatina nazývaná manganín. Pozostáva z prvkov ako meď, mangán a nikel. Jeho unikátnosťou je vysoký elektrický odpor, ktorý nezávisí od teploty, ale je ovplyvnený tlakom.

Samozrejme, to nie je všetko, čo sa dá o tomto kovu povedať. Mangán je chemický prvok, ktorého zaujímavosti sú veľmi rôznorodé. Najmä ak hovoríme o vlastnostiach, ktoré dodáva rôznym zliatinám.