Dióxido de manganês
Dióxido de manganês(IV) Alerta sobre risco à saúde | |
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Nome IUPAC | dióxido de manganês óxido de manganês(IV) |
Outros nomes | pirolusita |
Identificadores | |
Número CAS | 1313-13-9 |
Número EINECS | 215-202-6 |
Propriedades | |
Fórmula molecular | MnO2 |
Massa molar | 86.9368 g/mol (varia) |
Aparência | sólido preto |
Densidade | 5.026 g/cm3, sólido |
Ponto de fusão | 535 °C decomp. |
Solubilidade em água | Insolúvel |
Termoquímica | |
Entalpia padrão de formação ΔfH | −520.9 kJ/mol |
Entropia molar padrão S | 53.1 J.K−1.mol−1 |
Riscos associados | |
Classificação UE | Nocivo (Xn) |
NFPA 704 | 0 0 2 OX |
Frases R | R20/22 |
Frases S | S2, S25 |
Compostos relacionados | |
Outros aniões/ânions | Dissulfito de manganês(IV) |
Outros catiões/cátions | Dióxido de tecnécio Dióxido de rênio |
Compostos relacionados | Óxido de manganês(II) Hausmannite Óxido de manganês(III) Trióxido de manganês Heptóxido de manganês |
Página de dados suplementares | |
Estrutura e propriedades | n, εr, etc. |
Dados termodinâmicos | Phase behaviour Solid, liquid, gas |
Dados espectrais | UV, IV, RMN, EM |
Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde. |
O dióxido de manganês ou óxido de manganês(IV) é um composto químico (fórmula química MnO2), conhecido e disponível na natureza como o mineral pirolusita, é o óxido mais importante do manganês, mas não o mais estável. Seu peso molecular é de 86,938 g/mol.
Usos
Utiliza-se em pinturas e vernizes para pintar cristais e cerâmica, na obtenção laboratorial de cloro, iodo, oxigênio e como despolarizador em pilhas secas.
É utilizado na produção de permanganatos (MnO4–) especialmente o permanganato de potássio (KMnO4).
Em síntese orgânica
É usado extensivamente como um agende oxidante em síntese orgânica. A efetividade do reagente depende do método de preparação, um problema que é típico para outros reagentes heterogêneos onde a área da superfície de contato, entre outras variáveis, é um fator significativo.[1] A pirolusita mineral comporta-se como um reagente pouco ativo. Usualmente, entretanto, o reagente é gerado por tratamento de uma solução aquosa de KMnO4 com um sal de Mn (II), tipicamente o sulfato a vários pH's.
Como exemplo predominantemente do uso como oxidante, temos a oxidação de álcoois alifáticos aos correspondentes aldeídos:
- cis-RCH=CHCH2OH + MnO2 → cis-RCH=CHCHO + "MnO" + H2O
A configuração da ligação dupla é conservada na reação. Os correspondentes álcoois acetilênicos são também substratos apropriados, embora os aldeídos propargílicos resultantes podem ser completamente reativos. Álcool benzílico e mesmo álcoois não ativados são também bons substratos. 1,2-Dióis são modificados por MnO2 a dialdeídos ou dicetonas. Assim, as aplicações de MnO2 em síntese são numerosas, sendo aplicáveis a muitos tipos de reações incluindo oxidação de aminas, aromatização, acoplamento oxidativo, e oxidação de tióis.
Usos diversos
Alguns exemplos de uso do MnO2 são:
- MnO2 é usado como um catalisador na preparação laboratorial clássica de oxigênio do clorato de potássio. Uma mistura de clorato de potássio e dióxido de manganês é aquecido em um frasco de vidro resistente e o oxigênio é coletado sob água.
- MnO2 é usado em combinação com antracita, areia, e cascalho em plantas de tratamento de água industrial.
- Dióxido de manganês também catalisa a decomposição de peróxido de hidrogênio a oxigênio e água:
- Químicos britânicos do século XVIII referiam-se a MnO2 simplesmente como manganês. Manganês elementar era conhecido como um regulus de manganês.
- Antigos pintores em cavernas usaram MnO2 como um pigmento preto ou marrom.
- MnO2 foi usado para a produção de cloro no século XVIII, antes de ser disponível pelos métodos eletrolíticos. O dióxido de manganês foi redescoberto subsequentemente pelo processo Weldon.
- Os fabricantes primordiais de vidro usaram MnO2 para remover o tom azul-esverdeado do vidro, ou para adicionar uma coloração rósea ou purpúrea.
Referências
- ↑ Attenburrow, J.; Cameron, A. F. B.; Chapman, J. H.; Evans, R. M.; Hems, B. A.; Jansen, A. B. A.; Walker, T. J. Chem. Soc. 1952, 1094.
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