Manganeso

El manganeso, al igual que el magnesio, recibe su nombre de la región griega de Magnesia, donde existen muchos minerales de manganeso, incluido el colorido mineral rodocrosita. La forma pura del metal se obtiene principalmente de la pirolusita mineral. El manganeso puro es denso, duro y quebradizo. Este elemento está presente en el agua de mar en forma de hidróxido de manganeso y óxido de manganeso, que se han acumulado en capas durante millones de años para formar masas en el lecho marino. El cuerpo humano necesita una pequeña cantidad de manganeso, que podemos obtener de mejillones, nueces, avena y piñas. Las aplicaciones del manganeso incluyen su uso en el fortalecimiento del acero, que se utiliza en la fabricación de vías de ferrocarril y blindaje de tanques. Ciertas baterías de celda seca, llevan una mezcla que contiene óxido de manganeso. Los compuestos de manganeso también se agregan a la gasolina y se usan para limpiar las impurezas del vidrio para aclararlo o darle un color púrpura. En tiempos prehistóricos, el dióxido de manganeso, MnO₂, se trituraba para hacer los colores oscuros utilizados en pinturas rupestres.

Propiedades químicas

El manganeso es un elemento esencial en los animales: ya que aumenta la resistencia de los huesos, ayuda a absorber la vitamina B1 y es un importante cofactor de las enzimas.

El manganeso metálico se oxida fácilmente en presencia de gas oxígeno, agua y ácido clorhídrico. Por ejemplo, en el ácido clorhídrico se produce la siguiente reacción:

Mn(s) + 2HCl(aq) → MnCl₂(aq) + H₂(g)

En los compuestos, el manganeso puede estar en cualquiera de los estados de oxidación de «+2» a «+7», ambos inclusive. Los ejemplos de manganeso en estos estados se ilustran en la siguiente serie: Mn «0»; Mn²⁺ «+2»; Mn³⁺ «+3»; MnO₂ «+4»; MnO₃^– «+5»; MnO₄^2- «+6»; MnO₄^– «+7».

Al estar en el grupo VIIA, su estado de oxidación «+7» es el preferido.

El ion mangánico (Mn³⁺) tiende a ser inestable en solución acuosa y se desproporciona en Mn(II) y Mn(IV), como se muestra en la siguiente reacción

2Mn³⁺(aq) + 2H₂O(l) → Mn²⁺(aq) + MnO₂(s) + 4H⁺(aq)

La desproporción significa que un elemento que inicialmente se encuentra en un solo estado de oxidación cambia a dos productos: un producto que presenta un estado de oxidación más bajo y el otro que presenta un estado más alto.

Los óxidos formados en los estados «+2» y «+3» (óxido de manganeso (MnO) y óxido de manganeso (Mn₂O₃), respectivamente) son bases debido a su solubilidad en soluciones ácidas, como se muestra en el siguiente ejemplo:

MnO(s) + 2HCl(aq) → MnCl₂(aq) + H₂O(l)

En el estado «+4», el manganeso forma dióxido de manganeso negro (MnO₂), que es el único compuesto de manganeso (IV). El dióxido de manganeso es anfótero porque es soluble tanto en soluciones ácidas como básicas. En estados de oxidación superiores, los óxidos de manganeso son ácidos porque se disuelven en soluciones básicas.

El ion manganato (MnO₄^2- ) se desproporciona en solución ácida a los estados «+4» y «+7», como se muestra en la siguiente reacción:

3MnO₄^2-(aq) + 4H+(aq) → MnO₂(s) + 2MnO₄^– (aq) + 2H₂O(l)

donde MnO₄^– es el ion permanganato de color púrpura en el que el manganeso está en el estado de oxidación «+7».

En una solución ácida, el permanganato también oxida el ion manganeso (el estado «+2») para formar dióxido de manganeso (el estado «+4»), como se muestra en la siguiente ecuación

2MnO₄^–(aq) + 3Mn²⁺(aq) + 2H₂O(l) → 5MnO₂(s) + 4H⁺(aq)

En esta reacción, el manganeso comienza en dos estados de oxidación diferentes y forma un producto que presenta un estado de oxidación intermedio entre los dos estados iniciales.

Resumen de propiedades (Mn)

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