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Lexikon der Chemie: Manganoxide

Manganoxide. Mangan(II)-oxid, MnO, graugrüne reguläre, in Wasser unlösliche Kristalle, D. 5,43 g cm-3, F. 1650 °C. MnO kommt in der Natur als Manganosit vor. Als ausgesprochen basisches Oxid ist es in Säuren unter Mangan(II)-salzbildung löslich. Man erhält MnO durch Reduktion von Braunstein oder durch Erhitzen von Mangancarbonat im Wasserstoff- oder Stickstoffstrom und verwendet es für Düngezwecke sowie zur Herstellung oxidkeramischer Magnetwerkstoffe. Mangan(II,III)-oxid, rotes Manganoxid, Mn3O4(MIIM2IIIO4), kristalline, in der Natur als Hausmannit vorkommende Verbindung mit Spinellstruktur, D. 4,856 g cm-3, F. 1705 °C. Mn3O4 entsteht beim Erhitzen von Mn2O3 auf über 950 °C und wird in hochreiner Form für Magnetwerkstoffe und Halbleiter verwendet. Mangan(III)-oxid, Mn2O3, braune, in der Natur als Braunit und als Bestandteil der Farberde Umbra vorkommende Verbindung, die beim Erhitzen von MnO2 an der Luft auf über 550 °C entsteht; D. 4,50 g cm-3, Mn2O3 hat basische Eigenschaften und ist in Säuren unter Mangan(III)-salzlösung löslich, wobei auch Disproportionierungsreaktionen zu Mn2+ und MnO2 beobachtet werden. Man verwendet Mn2O3 für Magnetwerkstoffe und Halbleiter. Mangan(IV)-oxid, Mangandioxid, MnO2, dunkelbraune bis tiefschwarze, allgemein als Braunstein bekannte Verbindung; D. 5,026 g cm-3. In der Natur kommt annähernd reines MnO2 als Pyrolusit (Weichmanganerz) β-MnO2 vor; weitere Formen von natürlichem und synthetischem Braunstein der Zusammensetzung MnO1,7 bis MnO<2,0 weisen wechselnde Anteile von niederwertigem Mangan, Fremdionen und Wasser sowie unterschiedliche Grade von Kristallinität auf. Während β-MnO2 hohe Kristallinität mit fast idealer Stöchiometrie und geringer Reaktivität verbindet, ist γ-MnO2 fast amorph und sehr reaktionsfreudig. MnO2 ist in Wasser schwer löslich, bildet mit konz. Salzsäure eine rotbraune, unbeständiges MnCl4 enthaltende Lösung. Schweflige Säure wird durch MnO2 gemäß MnO2 + 2 H2SO3 → Mn2+ + S2O26-+ 2 H2O in der Kälte glatt zu Dithionat oxidiert, eine Reaktion, die zur Entfernung von MnO2-Rückständen, z. B. an Glaswandungen, benutzt wird. MnO2 katalysiert die Sauerstoffabspaltung aus Wasserstoffperoxid und fördert die Sauerstoffentwicklung beim Erhitzen von Kaliumchlorat. Ab 535 °C spaltet MnO2 Sauerstoff ab; man erhält über Mn2O3 als Produkt des Glühprozesses Mn2O3. Technisch gewinnt man MnO2 im großen Umfang durch anodische Oxidation von Mangan(II)-sulfatlösungen, durch Reduktion von Kaliumpermanganat, durch Oxidation von Mangan(II)-salzen oder durch thermische Zersetzung von Mangan(II)-nitrat: Mn(NO3)2 → MnO2 + 2 NO2. Natürliches und synthetisches MnO2 wird vor allem zur Herstellung von Trockenbatterien verwendet, weiterhin zur Ferritproduktion, als Ausgangsmaterial zur Gewinnung von Mangan und Ferromangan, zur Erzeugung von Pigmenten und Sikkativen für Lacke und Farben, als Oxidationsmittel im Laboratorium und in der Pyrotechnik, als Katalysator der Sauerstoffübertragung. In der Glasindustrie dient MnO2 als "Glasmacherseife" zur Herstellung farbloser Glasschmelzen. Als Manganschwarz wird es für Kalkfarbenanstriche und zur Zementfärbung (Zementschwarz) eingesetzt. Mangan(VII)-oxid, Mn2O7, dunkelrotes, in Aufsicht grünmetallisch glänzendes Öl von eigenartigem Geruch, D. 2,396 g cm-3, F. 5,9 °C. Mn2O7 ist unterhalb 0 °C destillierbar, in Kohlenstofftetrachlorid monomolekular löslich, erleidet beim Erwärmen explosionsartige Zersetzung und reagiert mit kaltem Wasser zu Mangan(VII)-säure. Man erhält es durch Einwirkung von konz. Schwefelsäure auf trockenes, gepulvertes Kaliumpermanganat.

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