Oxid manganičitý - Manganese(II) oxide

Oxid manganičitý
Oxid manganičitý
Jména
Název IUPAC
Oxid manganičitý
Ostatní jména
Oxid manganatý
Manganosit
oxid manganičitý
Oxid hypomanganitý
oxomangan
Identifikátory
Informační karta ECHA100.014.269 Upravte to na Wikidata
Číslo RTECS
  • OP0900000
UNII
Vlastnosti
MnO
Molární hmotnost70,9374 g / mol
Vzhledzelené krystaly nebo prášek
Hustota5,43 g / cm3
Bod tání 1920 ° C (3533 ° F; 2218 K)
nerozpustný
Rozpustnostrozpustný v kyselině
+4850.0·10−6 cm3/ mol
2.16
Struktura
Halit (krychlový), cF8
Fm3m, č. 225
Octahedral (Mn2+); oktaedrický (O.2−)
Termochemie
60 J · mol−1· K.−1[1]
-385 kJ · mol−1[1]
Nebezpečí
NFPA 704 (ohnivý diamant)
Bod vzplanutíNehořlavé
Související sloučeniny
jiný anionty
Fluorid manganatý
Sulfid manganatý (II)
jiný kationty
Oxid železitý
Příbuzný mangan oxidy
Oxid manganatý (II, III)
Oxid manganičitý
Oxid manganičitý
Heptoxid manganatý
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
šekY ověřit (co je šekY☒N ?)
Reference Infoboxu

Oxid manganičitý je anorganická sloučenina s chemický vzorec MnO.[2] Vytváří zelené krystaly. Sloučenina se vyrábí ve velkém měřítku jako složka hnojiva a potravinářské přídatné látky.

Struktura, stechiometrie, reaktivita

Jako mnoho oxidů monoxidu, i MnO přijímá struktura kamenné soli, kde kationty a anionty jsou oba osmistěnně koordinovány. Stejně jako mnoho oxidů je i oxid manganičitý často nestechiometrické: jeho složení se může lišit od MnO po MnO1.045.[3]

Pod 118 K MnO je antiferomagnetický.[3] MnO se vyznačuje tím, že je jednou z prvních sloučenin[4] aby se jeho magnetická struktura určila difrakcí neutronů, zpráva z roku 1951.[5] Tato studie ukázala, že Mn2+ ionty tvoří obličejově centrovanou kubickou magnetickou sub-mřížku, kde jsou feromagneticky spojené listy, které jsou antiparalelní se sousedními listy.

Oxid manganatý podléhá chemické reakce typické pro iontový oxid. Po ošetření kyselinami se převede na odpovídající sůl manganu (II) a voda.[3] Oxidace oxidu manganičitého poskytuje oxid manganičitý.

Příprava a výskyt

MnO se v přírodě vyskytuje jako vzácný minerál manganosit.
Komerčně se připravuje redukcí MnO2 s vodík, kysličník uhelnatý nebo metan, např .:[2]

MnO2 + H2 → MnO + H2Ó
MnO2 + CO → MnO + CO2

MnO lze také připravit dekarbonizací uhličitanu:[6]

MnCO3 → MnO + CO2

Tento kalcinace proces probíhá anaerobně, jinak Mn2Ó3 formulář.

Alternativní cestou, většinou pro demonstrační účely, je oxalátová metoda, která je rovněž použitelná pro syntézu oxid železnatý a oxid cínatý. Při zahřívání v atmosféře bez kyslíku (obvykle CO2), oxalát manganatý (II) se rozkládá na MnO:[7]

MnC2Ó4· 2H2O → MnO + CO2 + CO + 2 H2Ó

Aplikace

Spolu se síranem manganatým je MnO součástí hnojiva a potravinářské přídatné látky. Za tímto účelem se ročně spotřebuje mnoho tisíc tun. Mezi další použití patří: a katalyzátor při výrobě allylalkohol, keramika, barvy, barevné sklo, bělící loj a potisk textilu.[2]

Reference

  1. ^ A b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemické principy 6. vydání. Společnost Houghton Mifflin. p. A22. ISBN  0-618-94690-X.
  2. ^ A b C Arno H. Reidies „Sloučeniny manganu“ Ullmann's Encyclopedia of Chemical Technology 2007; Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002 / 14356007.a16_123
  3. ^ A b C Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN  978-0-08-037941-8.
  4. ^ J.E Greedon, (1994), Magnetické oxidy v Encyclopedia of Anorganic chemistry Ed. R. Bruce King, John Wiley & Sons ISBN  0-471-93620-0
  5. ^ Difrakce neutronů paramagnetickými a antiferomagnetickými látkami C. G. Shull, W. A. ​​Strauser a E. O. Wollan, Phys. Rev. 83, 333 - 345 (1951), doi:10.1103 / PhysRev.83.333
  6. ^ W.H. McCarroll (1994) Oxidy - chemie pevných látek, Encyclopedia of Anorganic Chemistry Ed. R. Bruce King, John Wiley & Sons ISBN  0-471-93620-0
  7. ^ Arthur Sutcliffe (1930) Praktická chemie pro pokročilé (1949 ed.), John Murray - Londýn.