Оксид марганцю(IV)

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.

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.

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

${\displaystyle \mathrm {Mn(NO_{3})_{2}{\xrightarrow {195-300^{o}C}}MnO_{2}+2NO_{2}} }$

У лабораторних умовах MnO₂ отримують термічним розкладанням перманганату калію.

${\displaystyle \mathrm {2KMnO_{4}{\xrightarrow {200-240^{o}C}}MnO_{2}+K_{2}MnO_{4}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {3KMnO_{4}{\xrightarrow {500-700^{o}C}}2MnO_{2}+K_{3}MnO_{4}+2O_{2}} }$

Також можна отримати реакцією перманганату калію з пероксидом водню.

${\displaystyle \mathrm {2KMnO_{4}+H_{2}O_{2}{\xrightarrow {}}2MnO_{2}+2KOH+2O_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {Mn(OH)_{2}+Cl_{2}+2KOH{\xrightarrow {}}MnO_{2}+2KCl+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3MnCO_{3}+KClO_{3}{\xrightarrow {}}3MnO_{2}+KCl+3CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {MnCl_{2}+O_{3}+H_{2}O{\xrightarrow {}}MnO_{2}+2HCl+O_{2}} }$

Солі Mn(IV) гідролізуються з утворенням осаду MnO₂:

${\displaystyle \mathrm {MnCl_{4}+2H_{2}O\leftrightarrow MnO_{2}\downarrow +4HCl} }$

При температурі вище 100 °C перманганат калію відновлюється воднем:

${\displaystyle \mathrm {10KMnO_{4}+10H_{2}{\xrightarrow {>100^{o}C}}5MnO_{2}+5K_{2}MnO_{4}+10H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {4MnO_{2}{\xrightarrow {580-620^{o}C}}2Mn_{2}O_{3}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {3MnO_{2}{\xrightarrow {950-1100^{o}C}}Mn_{3}O_{4}+O_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+4HCl{\xrightarrow {}}MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +H_{2}O} }$

З сірчаною і азотною кислотами MnO₂ розкладається з виділенням кисню:

${\displaystyle \mathrm {2MnO_{2}+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}2MnSO_{4}+O_{2}+2H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {3MnO_{2}+KClO_{3}+6KOH{\xrightarrow {}}3K_{2}MnO_{4}+KCl+3H_{2}O} }$

MnO₂ проявляє амфотерні властивості. Він реагує з концентрованими лугами:

${\displaystyle \mathrm {2MnO_{2}+3NaOH(conc.){\xrightarrow {0^{o}C}}MnO(OH)+Na_{3}MnO_{4}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {4MnO_{2}+12NaOH+O_{2}{\xrightarrow {800^{o}C}}4Na_{3}MnO_{4}+6H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+CaO{\xrightarrow {800^{o}C}}CaMnO_{3}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+H_{2}{\xrightarrow {170-800^{o}C}}MnO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+C{\xrightarrow {600-700^{o}C}}Mn+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {MnO_{2}+CO{\xrightarrow {25^{o}C,kat.CuO}}Mn+CO_{2}} }$

Оксид марганцю є каталізатором розкладання пероксиду (перекису) водню:

${\displaystyle \mathrm {2H_{2}O_{2}{\xrightarrow {kat.MnO_{2}}}2H_{2}O+O_{2}\uparrow } }$

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 використовується як адсорбент хлору, діоксиду сірки, солей барію, радію, срібла, алюмінію та калію.

Оксид застосовується як деполяризатор в елементах Лекланше (наприклад, у вугільно-цинкових батареях).

• Марганцеві руди
• Оксид марганцю

• 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.)

• Двооксид марганцю // Універсальний словник-енциклопедія. — 4-те вид. — К. : Тека, 2006.