Oxid manganičitý
Všeobecné vlastnosti
Sumárny vzorec	MnO2
Synonymá	Burel
Vzhľad	Hnedočierna práškovitá látka
Fyzikálne vlastnosti
Molekulová hmotnosť	87,0 u
Molárna hmotnosť	86,937 g/mol
Teplota rozkladu	535 °C
Hustota	5,03 – 5,08 g/cm³
Rozpustnosť	vo vode: nerozpustný v polárnych rozpúšťadlách: kyselina chlorovodíková kyselina sírová kyselina dusičná (nerozpustný)
Teplota vzplanutia	535 °C
Termochemické vlastnosti
Štandardná zlučovacia entalpia	−520,9 kJ/mol
Štandardná entropia	53,1 J K−1 mol−1
Štandardná Gibbsová energia	−466,0 kJ/mol
Merná tepelná kapacita	0,623 J K−1 g−1
Bezpečnosť Globálny harmonizovaný systém klasifikácie a označovania chemikálií Hrozby Nebezpečenstvo Vety H H302, H332 Vety EUH žiadne vety EUH Vety P P221 Európska klasifikácia látok Hrozby Oxidačné činidlo (O) Škodlivá látka (Xn) Vety R R20/22 Vety S S2, S25 NFPA 704 1 1 2 OX
Ďalšie informácie
Číslo CAS	1313-13-9
Číslo UN	1479
EINECS číslo	215-202-6
Číslo RTECS	OP0350000
Pokiaľ je to možné a bežné, používame jednotky sústavy SI. Ak nie je hore uvedené inak, údaje sú za normálnych podmienok.
Chemický portál

Oxid manganičitý je jedným z oxidov mangánu. V prírode sa vyskytuje ako černastý alebo hnedý minerál pyroluzit. Čistý oxid manganičitý je čierna práškovitá látka s výraznými redoxnými schopnosťami, nerozpustný vo vode ani v kyseline dusičnej. Je dobre rozpustný v kyseline chlorovodíkovej za studena a za tepla v kyseline sírovej a hydroxide draselnom.

Oxid manganičitý sa pri teplote 535 °C rozkladá za vzniku oxidu manganitého a kyslíka. Pri teplotách blízkych 1000 °C pokračuje rozklad na podvojnú zlúčeninu oxid manganato-manganitého. Pri ešte vyšších teplotách pokračuje rozklad na oxid manganatý.

4 MnO₂ ^t → 2 Mn₂O₃ + O₂

6 Mn₂O₃ ^t → 4 Mn₃O₄ + O₂

2 Mn₃O₄ ^t → 6 MnO + O₂

Oxid manganičitý má silné redukčné aj oxidačné schopnosti. Pôsobením kyseliny chlorovodíkovej dochádza k jeho redukcii za vzniku manganatej soli a chlóru (túto reakciu využil Carl Wilhelm Scheele k prvej izolácii chlóru v roku 1774):

MnO₂ + 4 HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O

Pri pôsobení horúcej kyseliny sírovej na oxid manganičitý dochádza k uvoľneniu kyslíka:

2 MnO₂ + 2 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + 2 H₂O

Zahriatím hydroxidu draselného s oxidom manganičitým a za prebublávania vzduchu dochádza k oxidácii na manganan draselný, ktorý ďalej samovoľne prechádza na manganistan draselný (vďaka oxidu uhličitému vo vzduchu) a vzniknutý oxid manganičitý ďalej reaguje opäť za vzniku mangananu:

2 MnO₂ + 4 KOH + O2 → 2 K₂MnO₄ + 2 H₂O

3 K₂MnO₄ + 2 CO₂ → 2 KMnO₄ + 2 K₂CO₃ + MnO₂

Redukčné schopnosti sa využívajú pri výrobe manganistanu draselného. Oxidačné schopnosti sa využívali pri výrobe chlóru, horúca kyselina chlorovodíková sa liala na pyroluzit a uvoľňoval sa chlór. Používa sa v alkalických batériách a zinkovo-uhlíkových článkoch v zmesi s uhlíkom ako depolarizačné činidlo, aby sa zabránilo prebíjaniu batérie naprázdno.

Oxid manganičitý sa v laboratóriách využíva na katalyzovaný rozklad peroxidu vodíka na vodu a kyslík:

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

V organickej syntéze sa využíva k oxidácii allylických alkoholov na príslušné aldehydy alebo ketóny.

cis-RCH=CHCH₂OH + MnO₂ → cis-RCH=CHCHO + „MnO“ + H₂O

• Sulfid manganičitý
• Oxid rénatý
• Oxid techničitý
• Oxid manganato-manganitý
• Oxid manganatý
• Oxid manganistý
• Oxid manganitý

1. ↑ Norman Neil Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, 1nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford : Pergamon, UK, 1997, pp. 1218–20, ISBN 0-08-022057-6.

• oxid manganistý

• VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabuľky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Oxid manganičitý na českej Wikipédii.