Reazioni del manganese (II)

Le reazioni del manganese (II) avvengono on presenza di idrossidi, alogeni, perossido di idrogeno, ammoniaca, alogeni e ossidi metallici.

Il manganese (II) è uno dei numeri di ossidazione del manganese, metallo scoperto dal chimico Carl-Wilhelm Scheele nel 1774.  E’ un metallo di transizione che in natura non si trova libero ma in molti minerali tra cui la pirolusite dove è presente sotto forma di biossido .
Ha numeri di ossidazione che vanno da -3 a +7 sebbene quelli più comuni siano +2, +4 e +7.
In soluzione acquosa lo ione Mn²⁺ è presente sotto forma di ione complesso esaacquomanganese (II) [Mn(H₂O)₆]²⁺ anche se viene abitualmente indicato come Mn²⁺.

Composti del manganese (II)

I composti del manganese (II) sono spesso di colore rosa e possono essere sia solubili che poco solubili.

I suoi alogenuri  sono solubili ad eccezione del fluoruro che è poco solubile.

Risultano poco solubili il solfato MnSO₄, il solfuro MnS, il carbonato MnCO₃, l’idrossido Mn(OH)₂, lo iodato Mn(IO₃)₂.

Sono invece solubili l’acetato Mn(CH₃COO)₂ e il nitrato Mn(NO₃)₂

Reazioni del manganese (II)

Lo ione Mn²⁺ in presenza di idrossido di sodio precipita come idrossido di manganese (II) di colore bianco:
Mn²⁺_(aq)+ 2 OH^–_(aq) → Mn(OH)_2(s)

Lo ione Mn²⁺  in presenza di ammoniaca precipita come idrossido di manganese (II) :
Mn²⁺_(aq) + 2 NH_3(aq) + 2 H₂O_(l)→ Mn(OH)_2(s) + 2 NH₄⁺_(aq)

L’idrossido di manganese (II) a una temperatura maggiore di 220°C dà luogo a una reazione di per formare l’ossido di manganese (II):
Mn(OH)_2(s) → MnO_(s) + H₂O_(g)

In presenza di ossigeno l’idrossido di manganese (II) si ossida a ossido di manganese (IV):
2 Mn(OH)_2(s) + O_2(g) → 2 MnO_2(s) + 2 H₂O_(l)

L’idrossido di manganese (II) in presenza di perossido di idrogeno viene ossidato a ossido di manganese (IV):
Mn(OH)_2(s) + H₂O_2(aq) → MnO_2(s) + 2 H₂O_(l)

L’ossido di manganese (IV) è poco solubile in ambiente acido ma reagisce a caldo con acido cloridrico concentrato in presenza di perossido di idrogeno per dare ossigeno gassoso:
MnO_2(s) + H₂O_2(aq) + 2 HCl_(aq) → MnCl_2(aq) + 2 H₂O_(l) + O_2(g)

Lo ione Mn²⁺  in ambiente acido e in presenza di bismutato si ossida a permanganato mentre il bismutato si riduce a bismutile:
2 Mn²⁺_(aq)+ 5 BiO₃^–_(aq) + 14 H⁺_(aq) → 2 MnO₄^–_(aq) + 5 BiO⁺_(aq) + 7 H₂O_(l)

In presenza di acido nitrico il manganese (II) è ossidato dall’ossido di piombo a permanganato
2 Mn²⁺ _(aq) + 5 Pb₃O_4(s) + 24 H+_(aq)    →MnO₄⁻_(aq) + 15 Pb²⁺_(aq) + 12 H₂O_(l)

Tra le reazioni del manganese (II) vi è quella con acqua ossigenata in ambiente basico da cui si forma  il biossido di manganese:
Mn²⁺_(aq) + H₂O_2(aq) + 2 OH^–_(aq)→ MnO_2(s) + 2 H₂O_(l)
in cui il manganese passa da numero di ossidazione + 2 a numero di ossidazione +7 e l’ossigeno da numero di ossidazione – 1 a – 2

In presenza di ioni ammonio il manganese (II) reagisce con lo ione fosfato per dare il fosfato di ammonio e manganese che, essendo poco solubile, precipita sotto forma di un precipitato rosa:
Mn²⁺_(aq) + NH₄⁺_(aq) + PO₄^3-_(aq)→ MnNH₄PO_4(s)

Il manganese (II) in presenza di solfuro di sodio dà luogo alla formazione di un precipitato costituito da solfuro di manganese che è di colore rosa