Dióxido de manganês

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.

Dióxido de manganês(IV) Alerta sobre risco à saúde

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 Δ_fH^o₂₉₈	−520.9 kJ/mol
Entropia molar padrão S^o₂₉₈	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, ε_r, 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.

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:

2 H₂O₂(aq) → O₂(g) + 2 H₂O(l)

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.

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[1] 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.