Oxid manganistý

Oxid manganistý
Obecné
Systematický název	Oxid manganistý
Anglický název	Manganese(VII) oxide
Německý název	Mangan(VII)-oxid
Sumární vzorec	Mn2O7
Vzhled	tmavě červený (v procházejícím světle) nebo tmavě zelený (v rozptýleném světle) olej
Identifikace
Registrační číslo CAS	12057-92-0
PubChem	13879826
SMILES	O=(O=)(O=)MnOMn(=O)(=O)=O
Vlastnosti
Molární hmotnost	221,872 g/mol
Teplota tání	5,9 °C
Teplota sublimace	−10 °C
Teplota rozkladu	55 °C ; 70–95 °C (explozivní rozklad)
Hustota	2,396 g/cm3 (20 °C)
Rozpustnost ve vodě	rozpouští se a za horka reaguje na HMnO4
Rozpustnost v polárních; rozpouštědlech	kyselina sírová
Relativní permitivita εr	3,28 (20 °C)
Měrný elektrický odpor	2,5×106 Ώm
Struktura
Krystalová struktura	jednoklonná
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−728,9 kJ/mol
Bezpečnost
	; Výbušný (E) ; Oxidující (O) ; Žíravý (C)
	Není-li uvedeno jinak, jsou použity; jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

Oxid manganistý (Mn₂O₇) je jedním z oxidů manganu. Oxidační číslo manganu ve sloučenině je sedm. Je anhydridem kyseliny manganisté.

Je to jediný oxid kovového prvku, který je za normální teploty kapalný. Je to nestálá vysoce reaktivní olejovitá kapalina.^[1] Její příprava a izolace je obtížná. Byla popsána poprvé roku 1860.^[2]

Základní vlastnosti

Sloučenina se jeví zelená v odraženém světle a červená ve světle prošlém. Je rozpustná v chloridu uhličitém, taje při 5,9 °C, a sublimuje při −10 °C. Tyto vlastnosti naznačují, že látka má nepolární molekulární strukturu. Molekula se skládá z dvojice tetraedrů spojených přes jeden vrchol. Kyslíkové atomy jsou umístěny ve vrcholech tetraedrů přičemž manganové atomy leží uprostřed každého z nich. Vazby lze vyjádřit vzorcem O₃Mn-O-MnO₃. Délka terminální vazby Mn-O je 1,585 Å a pro můstkový atom kyslíku pak 1,77 Å od obou atomů Mn. Úhel Mn-O-Mn je 120.7°.^[3]

Příprava a reakce

Mn₂O₇ vzniká jako olejovitá kapalina po přidání studené koncentrované kyseliny sírové k manganistanu draselnému. Reakcí z počátku vzniká kyselina manganistá, HMnO₄ (též popisována vzorcem HOMnO₃), která spontánně dehydratuje za vzniku svého anhydridu, Mn₂O₇.

2 KMnO₄ + 2 H₂SO₄ → Mn₂O₇ + H₂O + 2 KHSO₄

Mn₂O₇ může dále reagovat s kyselinou sírovou za vzniku kationtu MnO₃⁺, který je isoelektronový s oxidem chromovým:

Mn₂O₇ + 2 H₂SO₄ → (MnO₃)⁺(HSO₄)⁻ + H₂O

Mn₂O₇ se pozvolna rozkládá již při pokojové teplotě, explosivně pak při teplotě nad 70 °C. Exploze může být též iniciována stopovým množstvím organických látek.^[1] Jako produkty rozkladu vznikají oxid manganičitý a kyslík.^[1]^[4] Jako vedlejší produkt vzniká též ozón, který propůjčuje této sloučenině ostrý zápach.

Likvidace látky

Jelikož se jedná o velice reaktivní substanci, přičemž po sebemenším kontaktu s organickou hmotou může dojít k agresivní deflagraci, je nutné její zbytky či všechny odpady, jež jsou touto látkou znečištěné po využití pro daný účel zlikvidovat. To je jednoduše provedeno smísením látky s vodou. Oxid okamžitě reaguje za vzniku kyseliny manganisté. Tato reakce je provázena změnou barvy ze zelené na fialovou, není zvláště agresivní. Kyselina manganistá, byť je méně nebezpečná než původní oxid, je stále velmi silná kyselina se silnými oxidativními vlastnostmi. Nejlepším postupem se poté jeví být jednoduše nechat tento roztok stát několik dní na místě s přístupem slunečního světla, přičemž postupně dojde ke spontánnímu rozpadu této kyseliny na oxid manganičitý, vodu a kyslík. Výsledný roztok je pak již relativně bezpečný.

Odkazy

Reference

↑ ^a ^b ^c GREENWOOD, Norman Neill. Chemie prvků. Sv. 2.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s., 1 příl s. ISBN 80-85427-38-9, ISBN 978-80-85427-38-7. S. 1293–1294.
↑ Aschoff, H. Ann. Phys. Chem. Ser. 2 volume 111 (1860) page 217 and page 224.
↑ Simon, A.; Dronskowski, R.; Krebs, B.; Hettich, B. "Die Kristallstruktur von Mn₂O₇" Angewandte Chemie 1987, volume 99, pages 160 - 161.
↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. „Inorganic Chemistry“ Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.