Dióxido de manganês(IV)
Alerta sobre risco à saúde
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| Nome IUPAC
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dióxido de manganês
óxido de manganês(IV)
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| Outros nomes
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pirolusita
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| Identificadores
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| Número CAS
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1313-13-9
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| Número EINECS
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215-202-6
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| Propriedades
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| Fórmula molecular
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MnO2
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| Massa molar
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86.9368 g/mol (varia)
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| Aparência
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sólido preto
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| Densidade
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5.026 g/cm3, sólido
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| Ponto de fusão
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535 °C decomp.
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| Solubilidade em água
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Insolúvel
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| Termoquímica
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Entalpia padrão
de formação ΔfHo298
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−520.9 kJ/mol
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Entropia molar
padrão So298
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53.1 J.K−1.mol−1
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| Riscos associados
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| Classificação UE
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Nocivo (Xn)
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| NFPA 704
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| Frases R
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R20/22
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| Frases S
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S2, S25
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| Compostos relacionados
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| Outros aniões/ânions
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Dissulfito de manganês(IV)
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| Outros catiões/cátions
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Dióxido de tecnécio
Dióxido de rênio
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| Compostos relacionados
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Óxido de manganês(II)
Hausmannite
Óxido de manganês(III)
Trióxido de manganês
Heptóxido de manganês
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| Página de dados suplementares
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| Estrutura e propriedades
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n, εr, etc.
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| Dados termodinâmicos
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Phase behaviour
Solid, liquid, gas
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| Dados espectrais
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UV, IV, RMN, EM
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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.
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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:
- 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.
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