Il manganese ha configurazione elettronica [Ar] 3d54s2 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) + O2(g) → 2 Mn2O3(s) + 4 H2O(l)
per dare Mn2O3 che è un precipitato di colore scuro.
In presenza di carbonati lo ione Mn2+ dà un precipitato bianco di carbonato di manganese:
Mn2+(aq) + CO32-(aq) → MnCO3(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) + H2O2(aq) + 2 OH–(aq) → MnO2(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 MnO42-.Lo stato di ossidazione +6 non è stabile in ambiente acido in quanto avviene una reazione di disproporzione:
3 MnO42- + 4 H+ → MnO2 + 2 MnO4– + 2 H2O
e in ambiente acido avviene la reazione anch’essa di disproporzione:
3 MnO42- + 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 MnO42- + 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 MnO42- + Cl2 → 2 MnO4– + 2 Cl–
Il permanganato di potassio si decompone alla luce in una reazione di dismutazione:
2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2