Mangan

český názevMangan
latinský názevManganum
anglický názevManganese
chemická značkaMn
protonové číslo25
relativní atomová hmotnost54,93805
perioda4
skupinaVII.B
zařazenípřechodné kovy
rok objevu1774
objevitelC. W. Sheele
T. O. Bergman
teplota tání [°C]1244
teplota varu [°C]2061
hustota [g cm-3]7,43
hustota při teplotě tání [g cm-3]5,95
elektronegativita1,55
standardní el. potenciál [V]−1,18
oxidační stavyI ˜ VII
elektronová konfigurace[Ar]3d5 4s2
atomový poloměr [pm]161
kovalentní poloměr [pm]139
specifické teplo [J g-1K-1]0,48
slučovací teplo [kJ mol-1]12,05
tepelná vodivost [W m-1 K-1]7,81
elektrická vodivost [S m-1]6,2.105
1. ionizační potenciál [eV]7,434
2. ionizační potenciál [eV]15,64
3. ionizační potenciál [eV]33,667
tvrdost podle Mohse6
tvrdost podle Vickerse [MPa] -
tvrdost podle Brinella [MPa]196
bod supravodivosti [K] -
modul pružnosti v tahu [GPa]198
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce manganu

Chemický prvek mangan stříbřitě bílý, lesklý, křehký a značně tvrdý kov. Mangan je znám ve třech stabilních modifikacích, mangan α, β a γ. Mangan α a β vzniká při metalurgické výrobě a je tvrdý a křehký. Mangan γ vzniká při elektrolytické výrobě a je velice měkký, kujný a tažný.

Z běžných kovů má mangan nejnižší hodnotu tepelné vodivosti, nižší tepelnou vodivost mají pouze transurany neptunium a plutonium.

Kompaktní kovový mangan reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou bez vývoje vodíku:

Mn + 2H2SO4 → MnSO4 + SO2 + 2H2O
3Mn + 8HNO3 → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Se zředěnými kyselinami reaguje pouze práškový mangan za vývoje vodíku:

Mn + 2HCl → MnCl2 + H2
Mn + H2SO4 → MnSO4 + H2

Při teplotě 150°C reaguje s vodní párou za vzniku hydroxidu manganatého a vývoje vodíku:

Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2

Ve sloučeninách vystupuje mangan nejčastěji jako dvou, čtyř a sedmimocný. Sloučeniny trojmocného, pětimocného a šestimocného manganu jsou méně časté. Jednomocný mangan se vyskytuje pouze v kyanosolích [Mn(CN)6]5-.

Jednoduchý orientační důkaz přítomnosti manganatých iontů v roztoku je možné uskutečnit přídavkem roztoku sulfidu amonného (NH4)2S za vzniku typicky růžově zbarvené sraženiny sulfidu manganatého MnS, viz srážecí reakce kationtů.

Výskyt manganu v přírodě

Mangan objevili v roce 1774 společně švédští chemici Carl Wilhelm Sheele a Torbern Olof Bergman, surový kov připravil ve stejném roce jejich žák Johan Gottlieb Gahn redukcí oxidu manganičitého uhlíkem.

Mangan je po železu druhý nejrozšířenější těžký kov. Podíl manganu v zemské kůře činí 0,01 %. Je známo přibližně 300 minerálů s obsahem manganu. V přírodě se mangan vyskytuje značně rozptýlen, většinou doprovází železo. V rozporu s teorií Beketovovy řady kovů se mangan v přírodě vzácně nachází také jako ryzí kov.

Nejdůležitější manganové rudy:

Mezi další minerály s obsahem manganu patří např. tefroit Mn2SiO4, rodonit MnSiO3, spessartin Mn3Al2(SiO4)3, alabandin MnS, hauerit MnS2, purpurit MnPO4 a manganaxinit Ca2Mn2+Al2BSi4O15(OH).

Pro průmyslovou těžbu se využívají všechny typy ložisek užitkových minerálů manganu, sedimentární čočky pyroluzitu, manganitu a rhodochrozitu, vulkano-sedimentární vrstvy braunitu, hydrotermální žíly pyroluzitu a rhodochrozitu i skarny helvínu.

Velikou perspektivu do budoucnosti mají doposud netěžené polymetalické konkrece birnessitu (Na,Ca)0,5(Mn4+,Mn3+)2O4·1,5H2O, todorokitu (Mn,Mg,Ca,Ba,K,Na)2Mn3O12·3H2O nebo vernaditu (Mn,Fe,Ca,Na)(O,OH)2·nH2O na dně Indického a Tichého oceánu.

Těžba a zásoby

V roce 2012 se vytěžilo 16 Mt manganu, největším producentem manganu je JAR (3,5 Mt), Čína (3 Mt), Austrálie (3,4 Mt), Gabon (2 Mt) a Brazílie (1,1 Mt). Celkové těžitelné ověřené světové zásoby manganu jsou 630 Mt čistého kovu. Největší naleziště manganových rud má JAR (150 Mt), Ukrajina (140 Mt), Brazílie (110 Mt), Austrálie (97 Mt) a Indie (49 Mt).

Velmi významné zásoby rud manganu jsou i na území ČR, 3 evidovaná výhradní ložiska (Chvaletice, Chvaletice-odkaliště 1, 2 a Řečany-odkaliště 3) skrývají nebilanční zásobu ve výši 138 Mt. Na ložisku byl od 17. století do roku 1975 těžen zejména pyrit, souběžně těžené rudy manganu, zejména fe-rhodochrozit, nebyly z technologických důvodů zpracovávány a jsou v současnosti deponovány na 3 odkalištích bývalé úpravny. V období 1. světové války probíhala těžba manganové rudy v dole Marie Terezie v Potůčkách a v dole Štěpánka v Horní Blatné.

Mangan v lidském organismu

Mangan je součástí 36 enzymů a hraje značnou roli při metabolismu sacharidů, bílkovin a tuků. Dostatečný přísun manganu v potravinách má kladný vliv na vývoj kostí a chrupavek a na produkci pohlavních hormonů.

Mezi potraviny s největším obsahem manganu patří ořechy, kakao, čokoláda, káva, čaj, mandle, obilí, rýže, sojové boby, vejce, olivový olej, zelené fazolky a ústřice. Nedostatek manganu v potravinách způsobuje bolesti kloubů, pocit únavy, zhoršení sluchu a způsobuje pokles pohlavní touhy.

Nadbytek manganu v organismu působí toxicky, nejtoxičtější jsou sloučeniny trojmocného manganu. Chronická otrava manganem - manganismus, může nastat v případě dlouhodobého vdechování prachů s obsahem manganu. Chronická otrava nejčastěji postihuje centrální nervový systém a může vést až k trvalé invaliditě. Mezi příznaky chronické otravy manganem patří malátnost, ospalost, slabost, emoční poruchy, spastická chůze, vracející se křeče v nohách nebo ochrnutí.

Smrtelná dávka manganistanu draselného pro dospělého člověka je 5 g. Některé sloučeniny manganu patří mezi potenciální karcinogeny.

Výroba manganu

Pro technické účely se mangan nejčastěji vyrábí jako feromangan přímou redukcí bohatých kyslíkatých rud uhlíkem ve vysoké nebo obloukové peci:

MnO + C → Mn + CO
MnO2 + C → Mn + CO2

Čistý kovový mangan se vyrábí aluminotermicky nebo elektrolýzou okyseleného vodného roztoku síranu manganatého. Pro aluminotermickou výrobu nelze použít přímo MnO2, reakce s hliníkem by probíhala velice prudce a za vývoje velkého množství tepla. Burel se nejprve praží v rotační peci při teplotě 525°C za vzniku Mn2O3, při teplotě nad 900°C poté vzniká Mn3O4, který se redukuje:

3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3

Chudé manganové rudy, které není možné přímo redukovat, se zpracovávají mokrým postupem. Jemně nadrcená ruda se nejprve redukčně praží v rotační peci při teplotě 900-1000°C, výpražek se louhuje zředěnou kyselinou sírovou, z výluhu s obsahem síranu manganatého se neutralizací vysráží železo, fosfor a arsen. Další nečistoty měď, nikl a kobalt se vysráží působením sulfanu. Po okyselení se roztok zpracovává elektrolyticky. Elektrolýza probíhá v diafragmovém elektrolyzéru při teplotě 35°C, katodou je ocelový plech, anoda je z olova legovaného stříbrem. Pracuje se z rozkladným napětím 5 V a proudovou hustotou 5 A. Mangan vyloučený na katodě obsahuje velké množství vodíku, musí se proto vakuově přetavovat.

Pokusně se také prováděla výroba velice čistého manganu s minimálním obsahem uhlíku elektrolýzou taveniny oxidu manganatého ve směsi s fluoridem vápenatým a oxidem barnatým nebo vakuovou destialcí feromanganu.

Využití

Více než 85% celkové produkce manganu se využívá jako legující přísada ocelí. Mangan podstatným způsobem ovlivňuje pevnost oceli v tahu, tvrdost, v menší míře i pružnost a kujnost. Vysoce pevná a houževnatá je hadfieldova ocel s obsahem manganu okolo 12%. Hadfieldova ocel se využívá zejména ve zbrojní výrobě a ke konstrukci velmi namáhaných strojních součástí.

Významné množství manganu se spotřebovává k legování hliníku. Přídavek 0,8 až 1,5% manganu podstatným způsobem ovlivňuje odolnost hliníku vůči chemické korozi. Manganem legovaný hliník nalézá uplatnění zejména při výrobě obalů pro potravinářství.

Další využití nalézá kovový mangan jako přísada pro barvení skla a jako součást celé řady slitin.

Slitiny manganu

Bismanol - slitina manganu s bismutem se používá k výrobě velmi silných permanentních magnetů. Heuslerova slitina - slitina manganu s antimonem se využívá k výrobě permanentních magnetů. Manganin - slitina manganu s niklem a mědí se používá k výrobě odporových topných drátů a přesných elektrických odporů. Manganový bronz - slitina manganu s mědí a cínem se používá k odlévání velmi přesných součástek pro jemnou mechaniku. Duraluminium - slitina manganu s mědí, hořčíkem, hliníkem a křemíkem, důležitý konstrukční materiál v letectví a kosmické technice.

Sloučeniny manganu

Sloučeniny manganu se používají jako pigmenty, oxidační činidla a katalyzátory. Manganistan draselný KMnO4 je důležité oxidační činidlo a desinfekční prostředek, podobné využití má také manganistan sodný NaMnO4. Manganistan amonný NH4MnO4 - velmi silné oxidační činidlo, nacházel omezené využítí v pyrotechnice. Síran manganatý MnSO4 se používá jako bílý pigment k barvení keramiky, pro výrobu laků a barev. Dusičnan manganatý Mn(NO3)2 slouží zdroj manganu v hnojivech a prostředcích pro výžvu rostlin. Oxid manganatý MnO je zelený pigment, zdroj manganu v hnojivech a prostředcích pro výživu rostlin. Oxid manganitý Mn2O3 nachází využití jako černý pigment. Oxid manganičitý MnO2 - černý pigment, oxidační činidlo, depolarizátor suchých elektrických článků, přísada do skla. Oxid manganistý Mn2O7 - velmi silné oxidační činidlo. Uhličitan manganatý MnCO3 - oxidační činidlo pro výrobě hydrochinonu z anilínu, výchozí surovina pro výrobu dalších sloučenin manganu. Octan manganatý (CH3COO)2Mn - katalyzátor při výrobě kyseliny octové oxidací acetaldehydu.

Reakce manganistanu draselného

Z hlediska laboratorní praxe patří mezi nejdůležitější sloučeniny manganu manganistan draselný (hypermangan) KMnO4, který se využívá jako silné oxidační činidlo. Mangan se postupně redukuje z ox. stavu VII až na ox. stav II. Při redukci dochází k barevným změnám od fialové (VII), přes zelenou (VI), hnědou (IV) až k bezbarvé či lehce narůžovělé (II). Využití při manganomterické titraci. Stupeň redukce, a tím i zbarvení, je ovlivněno reakčním prostředím.

V kyselém prostředí se původně fialový manganistan redukuje až na bezbarvý čí narůžovělý manganatý kation:

2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

V neutrálním prostředí se redukuje na hnědý až černý oxid manganičitý:

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

Zcela odlišně reaguje manganistan v oxidačně-redukčních reakcích v alkalickém prostředí, kdy dochází k redukci za vzniku zeleného mangananu:

8KMnO4 + KI + 8KOH → 8K2MnO4 + KIO4 + 4H2O

Manganometrie se využívá např. při stanovení obsahu peroxidu vodíku. Peroxid vodíku při reakci s manganistanem draselným v prostředí kyseliny sírové způsobuje redukci fialového manganistanu draselného na bezbarvou manganatou sůl:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

Zdroje

TOPlist