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Óxido de manganeso (II)

El óxido de manganeso (II) es un compuesto inorgánico con fórmula química MnO. [2] Forma cristales verdes. El compuesto se produce a gran escala como componente de fertilizantes y aditivos alimentarios .

Estructura, estequiometría, reactividad.

Al igual que muchos monóxidos, el MnO adopta la estructura de la sal de roca , donde los cationes y los aniones están coordinados octaédricamente. También como muchos óxidos, el óxido de manganeso (II) a menudo no es estequiométrico : su composición puede variar de MnO a MnO 1.045 . [3]

Por debajo de 118 K el MnO es antiferromagnético . [3] El MnO tiene la distinción de ser uno de los primeros compuestos [4] en tener su estructura magnética determinada por difracción de neutrones , cuyo informe apareció en 1951. [5] Este estudio mostró que los iones Mn 2+ forman una subred magnética cúbica centrada en las caras donde hay láminas acopladas ferromagnéticamente que son antiparalelas con las láminas adyacentes.

El óxido de manganeso (II) sufre las reacciones químicas típicas de un óxido iónico. Al tratarlo con ácidos, se convierte en la sal de manganeso (II) correspondiente y agua . [3] La oxidación del óxido de manganeso (II) produce óxido de manganeso (III) .

Preparación y ocurrencia

El MnO se encuentra en la naturaleza como el mineral raro manganosita .
Se prepara comercialmente mediante la reducción de MnO 2 con hidrógeno , monóxido de carbono o metano , por ejemplo: [2]

MnO2 + H2 → MnO + H2O
MnO2 + CO → MnO + CO2

Al calentar a 450  °C, el nitrato de manganeso (II) produce una mezcla de óxidos, MnO 2-x , que se puede reducir al monóxido con hidrógeno a ≥750  °C. [6] El MnO es particularmente estable y resiste una mayor reducción. [7] El MnO también se puede preparar calentando el carbonato: [8]

MnCO3 → MnO + CO2

Este proceso de calcinación se lleva a cabo de forma anaeróbica para evitar la formación de Mn2O3 .

Una ruta alternativa, principalmente con fines demostrativos, es el método del oxalato, que también es aplicable a la síntesis de óxido ferroso y óxido estannoso . Al calentarse en una atmósfera libre de oxígeno (normalmente CO2 ) , el oxalato de manganeso (II) se descompone en MnO: [9]

MnC 2 O 4 ·2H 2 O → MnO + CO 2 + CO + 2 H 2 O

Aplicaciones

Junto con el sulfato de manganeso, el MnO es un componente de fertilizantes y aditivos alimentarios. Se consumen anualmente miles de toneladas para este fin. Otros usos incluyen: como catalizador en la fabricación de alcohol alílico , cerámica, pinturas, vidrio coloreado, blanqueamiento de sebo y estampación textil. [2]

Referencias

  1. ^ de Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos, sexta edición . Houghton Mifflin Company. pág. A22. ISBN 978-0-618-94690-7.
  2. ^ abc Arno H. Reidies "Compuestos de manganeso" Ullmann's Encyclopedia of Chemical Technology 2007; Wiley-VCH, Weinheim. doi :10.1002/14356007.a16_123
  3. ^ abc Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Química de los elementos (2.ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
  4. ^ JE Greedon, (1994), Óxidos magnéticos en Enciclopedia de química inorgánica Ed. R. Bruce King, John Wiley & Sons ISBN 0-471-93620-0 
  5. ^ Shull, CG; Strauser, WA; Wollan, EO (15 de julio de 1951). "Difracción de neutrones por sustancias paramagnéticas y antiferromagnéticas". Physical Review . 83 (2). American Physical Society (APS): 333–345. doi :10.1103/physrev.83.333. ISSN  0031-899X.
  6. ^ H. Lux (1963). "Óxido de manganeso (II)". En G. Brauer (ed.). Manual de química inorgánica preparativa, 2.ª edición . Vol. 2 páginas = 1455. Nueva York, NY: Academic Press.
  7. ^ Wellbeloved, David B.; Craven, Peter M.; Waudby, John W. (2000). "Manganeso y aleaciones de manganeso". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . doi :10.1002/14356007.a16_077. ISBN 3527306730.
  8. ^ WH McCarroll (1994) Óxidos: química del estado sólido , Enciclopedia de química inorgánica Ed. R. Bruce King, John Wiley & Sons ISBN 0-471-93620-0 
  9. ^ Arthur Sutcliffe (1930) Química práctica para estudiantes avanzados (Ed. 1949), John Murray - Londres.