Manganese: chimica

Il manganese ha configurazione elettronica [Ar] 3d⁵, 4s² e presenta numeri di ossidazione che vanno da +1 a +7. Si analizzerà il suo comportamento  negli stati di ossidazione più importanti

Manganese (II)

In soluzione acquosa il manganese (II) di colore rosa pallido si coordina con sei molecole di acqua per dare Mn(H₂O)₆²⁺. In soluzione basica tale complesso dà luogo alla formazione di un complesso neutro poco solubile secondo la reazione:

Mn(H₂O)₆²⁺ + 2 OH^– → [Mn(H₂O)₄(OH)₂]_(s)

Nella pratica quotidiana il complesso neutro [Mn(H₂O)₄(OH)₂] viene semplicemente indicato come Mn(OH)₂. L’idrossido  è di colore bianco, ma reagisce con l’ossigeno:

4 Mn(OH)_2(s) + O_2(g) → 2 Mn₂O_3(s) + 4 H₂O_(l)

per dare Mn₂O₃ èche è un precipitato di colore scuro.

In presenza di carbonati lo ione Mn²⁺ dà un precipitato bianco  di carbonato di manganese:

Mn²⁺_(aq) + CO₃^2-_(aq) → MnCO_3(s)

che, analogamente all’idrossido  (II) si ossida rapidamente a Mn₂O₃.

Nelle soluzioni acide  non viene ossidato da H₂O₂ mentre in soluzioni basiche si ha la seguente reazione:

Mn²⁺_(aq) + H₂O_2(aq) + 2 OH^–_(aq) → MnO_2(s) + 2 H₂O_(l)

Manganese (III)

Presenta stato di ossidazione + 3 in composti come l’acetato  (III), il fluoruro  (III) e l’ossido  Mn₂O₃. Quest’ultimo può essere ottenuto un una cella alcalina secondo la reazione:

2 MnO₂ + Zn → Mn₂O₃ + ZnO

Esso) tende a disproporzionarsi in soluzione a manganese (II) e manganese (IV):

2 Mn³⁺ → Mn²⁺ + Mn⁴⁺

Un metodo frequentemente usato per ottenere il manganese (III) consiste nel trattare il solfato di manganese (II) con permanganato di potassio in presenza di acido solforico:

2 KMnO₄ + 8 MnSO₄ + 8 H₂SO₄ → 5 Mn₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8 H₂O

Manganese (IV)

Il composto più importante in cui  ha stato di ossidazione IV è il biossido di manganese, solido di colore nero. Il biossido  è usato quale catalizzatore in reazioni che danno luogo alla formazione di O₂ quali la decomposizione del clorato di potassio:

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂

e la decomposizione del perossido di idrogeno:

2 H₂O₂ →2 H₂O + O₂

Il biossido di manganese si decompone a circa 530°C a ossido di manganese (III) e ossigeno:

4 MnO₂ → 2 Mn₂O₃ + O₂

In presenza di acido solforico concentrato, a caldo,  il biossido di manganese si riduce a solfato di manganese (II):

2 MnO₂  +  2H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + 2 H₂O

Il biossido di manganese reagisce con cloruro di idrogeno per dare cloruro di manganese (II) e cloro:

MnO₂  +  4 HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O

Manganese (VI)

Il manganese nel suo stato di ossidazione +6 si trova abitualmente sotto forma di ione manganato MnO₄^2-.Lo stato di ossidazione +6 non è stabile in ambiente acido in quanto avviene una reazione di disproporzione:

3 MnO₄^2- + 4 H⁺ → MnO₂ + 2 MnO₄^– + 2 H₂O

e in ambiente acido avviene la reazione anch’essa di disproporzione:

3 MnO₄^2- + 2 H₂O → MnO₂ + 2 MnO₄^– + 4 OH^–

Si può ottenere una soluzione di manganato per riscaldamento del biossido di manganese in presenza di idrossido di potassio e clorato di potassio secondo la reazione:

3 MnO₂ +  ClO₃^– + 6 OH^–  → 3 MnO₄^2-  + Cl^– + 3 H₂O

Manganese (VII)

E’ il numero di ossidazione più elevato  e il composto più importante con questo stato di ossidazione è il permanganato di potassio KMnO₄ noto quale agente ossidante. Esso infatti è usato, ad esempio, nella titolazione di ferro (II), perossido di idrogeno, ossalati, cloruri  e nitriti.

Il permanganato di potassio si ottiene dal biossido di manganese fuso in presenza di idrossido di potassio e di ossigeno; a seguito di questa reazione si ottiene il manganato di potassio:
2 MnO₂ + 4 KOH + O₂ → 2 K₂MnO₄ + 2 H₂O

Il manganato di potassio, in ambiente basico, reagisce con il cloro per dare permanganato:

2 MnO₄^2- + Cl₂ → 2 MnO₄^– + 2 Cl^–

Il permanganato di potassio si decompone alla luce in una reazione di dismutazione:

2 KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂