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Óxido de manganeso(II)
compuesto químico
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El óxido de manganeso (II) es un compuesto inorgánico cuya fórmula química es .[2] Forma cristales verdes y es inodoro. Es el óxido iónico más simple. Aunque está clasificado como una base muy fuerte, cuando está disuelto no es corrosivo y no ataca la piel.
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Óxido de manganeso
Manganosita
Monóxido de manganeso
Oxomanganeso| Óxido de manganeso(II) | ||
|---|---|---|
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| General | ||
| Otros nombres |
Óxido de manganeso Manganosita Monóxido de manganeso Oxomanganeso | |
| Fórmula molecular | MnO | |
| Identificadores | ||
| Número CAS | 1344-43-0[1] | |
| Número RTECS | OP0900000 | |
| PubChem | 14940 | |
| Propiedades físicas | ||
| Apariencia | cristales verdes | |
| Masa molar | 70,937 g/mol | |
| Punto de fusión | 1945 °C (2218 K) | |
| Índice de refracción (nD) | 2.16 | |
| Propiedades químicas | ||
| Solubilidad en agua | insoluble | |
| Solubilidad | soluble en ácido | |
| Valores en el SI y en condiciones estándar (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario. | ||
Se puede encontrar en la naturaleza como el mineral raro manganosita.
El compuesto se produce a gran escala como componente de fertilizantes y aditivos alimentarios.
Estructura, estequiometría, reactividad
Al igual que muchos monóxidos metálicos, el adopta la estructura de la sal gema, en la que tanto los cationes como los aniones están coordinados octaédricamente. También como muchos óxidos metálicos, el óxido de manganeso (II) suele ser no estequiométrico: su composición puede variar entre y .[3]
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{1}}{,}{\mkern {3mu}}{\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{045}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aa54134d1ee2f085283b0a157aa18e801a8e5c68)
Por debajo de 118 K, el es antiferromagnético.[3] El tiene la particularidad de ser uno de los primeros compuestos cuya estructura magnética se determinó mediante difracción de neutrones,[4] según un informe publicado en 1951.[5] Este estudio demostró que los iones forman una subred magnética cúbica centrada en las caras, en la que 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. Tras el tratamiento con ácidos, se convierte en la sal de manganeso (II) correspondiente.[3] La oxidación del óxido de manganeso (II) da lugar al óxido de manganeso (III).
Preparación y ocurrencia
El se encuentra en la naturaleza como el mineral raro manganosita.
Se prepara comercialmente mediante la reducción de con hidrógeno, monóxido de carbono o metano, por ejemplo:[2]
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/510fe5b43c5be2e56c017f0541972a83116dcf27)
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MnO} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1488e6ae0c5320b23ee1f6c68dc0ad4374470bd6)
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {CO} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MnO} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f84b1732dcbab8d7e02f992e10751333e1c39d44)
Al calentarse a 450 °C, el nitrato de manganeso (II) produce una mezcla de óxidos, denominada , que puede reducirse a monóxido con hidrógeno a ≥750 °C.[6] El es especialmente estable y resiste una mayor reducción.[7] El también se puede preparar calentando el carbonato:[8]
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{-x}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f133305d1b3bd5e738f29a849876c51515f8a8d4)
![{\displaystyle {\mathrm {MnCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MnO} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5ac93586cca01e6a683c024ddcf72feec07dcf74)
Este proceso de calcinación se lleva a cabo en condiciones anaeróbicas, para evitar la formación de Mn2O3.
Una ruta alternativa, muy interesante para fines demostrativos, es el «método del oxalato». También aplicable a la síntesis de óxido ferroso y óxido estannoso, consiste en calentar en una atmósfera libre de oxígeno (a menudo de ) oxalato de manganeso (II) hidratado:[9]
![{\displaystyle {\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c3ed885c7553085f5d3a2bb0a63616656248699d)
![{\displaystyle {\mathrm {MnC} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\cdot 2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MnO} {\text{+}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\text{+}}\mathrm {CO} {\text{+}}{\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/006439135d712fc4f8ac5e40f9e7dd1965c150c7)
Aplicaciones
Junto con el sulfato de manganeso, el es un componente de fertilizantes y aditivos alimentarios. Cada año se consumen miles de toneladas con este fin. Otros usos incluyen: catalizador en la fabricación de alcohol alílico, cerámica, pinturas, vidrio coloreado, lejía de sebo y estampación textil.[2]
