Mangan

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 2. října 2022; ověření vyžaduje 1 úpravu .

Mangan

← Chrome | Železo →

Mn
↓
Tc

25 Mn

Vzhled jednoduché látky

elektrolytický mangan

Vlastnosti atomu

Jméno, symbol, číslo

Mangan / Manganum (Mn), 25

Skupina , období , blok

17 (zastaralé 7), 4,
d-prvek

atomová hmotnost
( molární hmotnost )

54,938045 (5) [1] a. e. m. ( g / mol )

Elektronická konfigurace

[Ar] 3d 5 4s 2
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

Poloměr atomu

127 hodin

Chemické vlastnosti

kovalentní poloměr

117 hodin

Poloměr iontů

(+7e) 46 (+2e) 80 hodin

Elektronegativita

1,55 (Paulingova stupnice)

Elektrodový potenciál

-1,180 V

Oxidační stavy

0; +1; +2; +3; +4; +5; +6; +7

Ionizační energie
(první elektron)

716,8 (7,43) kJ / mol ( eV )

Termodynamické vlastnosti jednoduché látky

Hustota (v n.a. )

7,21 g/cm³

1517 (1243 °C)

2235 (1961 °C)

13,4 kJ/mol

221 kJ/mol

Molární tepelná kapacita

26,3 [2] J/(K mol)

Molární objem

7,35 cm³ / mol

Krystalová mřížka jednoduché látky

Příhradová konstrukce

krychlový

Parametry mřížky

8,890 Å _

Debyeho teplota

400 tisíc _

Další vlastnosti

Tepelná vodivost

(300 K) 6,87 [3] W/(m K)

Číslo CAS

7439-96-5

25	Mangan
Mn54,9380
3d 5 4s 2

Mangan ( chemická značka - Mn , z lat. Manganum ) je chemický prvek 7. skupiny (podle zastaralé klasifikace - vedlejší podskupina sedmé skupiny, VIIB), čtvrté období periodického systému chemických prvků D. I. Mendělejev , s atomovým číslem 25. [4] .

Jednoduchá látka mangan je tvrdý, ale zároveň křehký stříbrno - bílý přechodový kov . Vztahuje se na neželezné kovy .

Historie objevů

Jeden z hlavních minerálů manganu – pyrolusit – byl ve starověku znám jako černá magnézie a používal se při tavení skla k jeho čiření. Byla považována za druh magnetické železné rudy a skutečnost, že ji nepřitahuje magnet , vysvětlil Plinius starší ženským pohlavím černé magnézie, ke kterému je magnet „lhostejný“. V roce 1774 švédský chemik K. Scheele ukázal, že ruda obsahuje neznámý kov. Vzorky rudy poslal svému příteli, chemikovi Yu.Ganovi , který zahříváním pyrolusitu s uhlím v peci získal kovový mangan. Na počátku 19. století se pro ni vžilo označení „manganum“ (z němčiny Manganerz – manganová ruda).

Rozšíření v přírodě

Mangan je 14. nejrozšířenější prvek na Zemi a po železe je to druhý těžký kov obsažený v zemské kůře (0,03 % z celkového počtu atomů v zemské kůře). Hmotnostní podíl manganu se zvyšuje z kyselých (600 g/t) na zásadité horniny (2,2 kg/t). Doprovází železo v mnoha jeho rudách , existují však i samostatná ložiska manganu. Až 40 % manganových rud je soustředěno v ložisku Chiatura ( oblast Kutaisi ). Mangan, rozptýlený v horninách, je vyplavován vodou a odnášen do oceánů. Jeho obsah v mořské vodě je přitom nepatrný (10 -7 -10 -6 %) a v hlubokých místech oceánu se jeho koncentrace zvyšuje na 0,3 % v důsledku oxidace kyslíkem rozpuštěným ve vodě za vzniku vod- nerozpustný oxid manganu, který v hydratované formě ( 2 x H 2 O) klesá do spodních vrstev oceánu a na dně vytváří tzv. feromanganové uzliny , ve kterých může množství manganu dosahovat až 45 % (tj. obsahují nečistoty mědi , niklu , kobaltu ). Takové konkrementy se mohou v budoucnu stát zdrojem manganu pro průmysl.

V Rusku je to akutně nedostatková surovina, jsou známá tato ložiska: Usinskoje v Kemerovské oblasti, Polunochnoje ve Sverdlovské oblasti, Porožinskoje na Krasnojarském území, Južno-Khinganskoje v Židovské autonomní oblasti, Rogačevo-Taininskaja oblast a Severo -Taininskoje » pole na Nové zemi.

Minerály manganu

pyrolusit Mn O 2 x H 2 O, nejběžnější minerál ( obsahuje 63,2 % manganu);
manganit (hnědá manganová ruda) MnO(OH) (62,5 % manganu);
brownit 3Mn 2 O 3 Mn Si O 3 (69,5 % manganu);
hausmanit (Mn II Mn 2 III )O 4 ;
rodochrozit (manganová jitrocel, malinová jitrocel) MnCO 3 (47,8 % manganu);
psilomelan m MnO MnO 2 n H 2 O (45-60 % manganu);
purpurový Mn3 + [P04 ] , (36,65 % manganu) .

Fyzikální vlastnosti

Je známo pět alotropních modifikací manganu – čtyři s kubickou a jedna s tetragonální krystalovou mřížkou [2] .

Některé vlastnosti jsou uvedeny v tabulce. Další vlastnosti manganu:

Funkce práce elektronů : 4,1 eV
Koeficient tepelné roztažnosti : 0,000022 K- 1 (při 0 °C)
Elektrická vodivost: 0,00695⋅10 6 Ohm −1 cm −1
Tepelná vodivost: 0,0782 W/(cm K)
Entalpie atomizace: 280,3 kJ/mol při 25 °C
Entalpie fúze: 14,64 kJ/mol
Entalpie odpařování: 219,7 kJ/mol
Tvrdost :
- na Brinellově stupnici: MN/ m2
- na Mohsově stupnici: 4 [5]
Tlak par: 121 Pa při 1244 °C
Molární objem: 7,35 cm 3 / mol

Chemické vlastnosti

Standardní redoxní potenciály vzhledem k vodíkové elektrodě

oxidovaná forma	Obnovená forma	středa	E0 , V
Mn2 +	Mn	H +	−1,186
Mn3 +	Mn2 +	H +	+1,51
MnO2 _	Mn3 +	H +	+0,95
MnO2 _	Mn2 +	H +	+1,23
MnO2 _	Mn(OH) 2	OH- _	−0,05
Mn04 2 _	MnO2 _	H +	+2,26
Mn04 2 _	MnO2 _	OH- _	+0,62
MnO 4 -	Mn04 2 _	OH- _	+0,56
MnO 4 -	H2MnO4 _ _ _	H +	+1,22
MnO 4 -	MnO2 _	H +	+1,69
MnO 4 -	MnO2 _	OH- _	+0,60
MnO 4 -	Mn2 +	H +	+1,51

Charakteristické oxidační stavy manganu: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (oxidační stavy +1, +5 jsou necharakteristické a oxidační stav −1 je velmi vzácný).

Při oxidaci na vzduchu se pasivuje. Práškový mangan hoří v kyslíku:

{\ce {Mn + O2 -> MnO2}}

Mangan, když reaguje s přehřátou vodní párou, tvoří hydroxid, vytlačující vodík :

{\ce {Mn{}+2H2O->[^{\circ }t]Mn(OH)2{}+H2\uparrow }}

V tomto případě vytvořená vrstva hydroxidu manganu zpomaluje reakci.

Mangan absorbuje vodík, s rostoucí teplotou jeho rozpustnost v manganu roste. Při teplotách nad 1200 °C interaguje s dusíkem a vytváří nitridy různého složení .

Uhlík reaguje s roztaveným manganem za vzniku karbidů Mn 3 C a dalších. Tvoří také silicidy , boridy , fosfidy .

Reaguje s kyselinou chlorovodíkovou a sírovou podle rovnice

{\ce {Mn{}+2H^{+}->Mn^{2}+{}+H2\uparrow }}

S koncentrovanou kyselinou sírovou probíhá reakce podle rovnice

{\ce {Mn{}+2H2SO4->MnSO4{}+SO2\uparrow +2H2O}}

Se zředěnou kyselinou dusičnou probíhá reakce podle rovnice

{\ce {3Mn{}+8HNO3->3Mn(NO3)2{}+2NO\uparrow +4H2O))

Mangan je stabilní v alkalickém roztoku.

Mangan tvoří následující oxidy: MnO, Mn 2 O 3 , MnO 2 , MnO 3 (neizolován ve volném stavu) a anhydrid manganu Mn 2 O 7 .

Mn 2 O 7 je za normálních podmínek tmavě zelená kapalná olejovitá látka, velmi nestabilní; ve směsi s koncentrovanou kyselinou sírovou zapaluje organické látky. Při 90 °C se Mn 2 O 7 rozkládá výbuchem. Nejstabilnějšími oxidy jsou Mn 2 O 3 a MnO 2 , stejně jako kombinovaný oxid Mn 3 O 4 (2MnO·Mn 2 O 3 nebo sůl Mn 2 MnO 4 ).

Když se oxid manganičitý ( pyrolusit ) taví s alkáliemi v přítomnosti kyslíku, vznikají manganany :

{\ce {2 MnO2{}+ 4 KOH{}+ O2 -> 2 K2MnO4{}+ 2 H2O}}

Roztok manganistanu má tmavě zelenou barvu. Po okyselení reakce pokračuje

{\ce {3 K2MnO4{}+ 3 H2SO4 -> 3 K2SO4{}+ 2 HMnO4{}+ MnO(OH)2 v + H2O))

Roztok zbarví karmínově vzhledem k aniontu MnO 4 − a vysráží se z něj hnědá sraženina oxidu-hydroxidu manganatého.

Kyselina manganičitá je velmi silná, ale nestabilní, nelze ji koncentrovat na více než 20 %. Samotná kyselina a její soli ( manganistan ) jsou silná oxidační činidla. Například manganistan draselný v závislosti na pH roztoku oxiduje různé látky, přičemž se redukuje na sloučeniny manganu různého oxidačního stupně. V kyselém prostředí - až sloučeniny manganu (II), v neutrálním - až sloučeniny manganu (IV), v silně alkalickém - až sloučeniny manganu (VI).

Při kalcinaci se manganistan rozkládají za uvolňování kyslíku (jedna z laboratorních metod získávání čistého kyslíku). Reakce probíhá podle rovnice (například manganistan draselný)

{\ce {2KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4{}+MnO2{}+O2))

Působením silných oxidačních činidel přechází iont Mn 2+ na iont MnO 4 − :

{\ce {2 MnSO4{}+ 5 PbO2{}+ 6 ​​​​HNO3 -> 2 HMnO4{}+ 2 PbSO4{}+ 3 Pb(NO3)2{}+ 2 H2O))

Tato reakce se používá pro kvalitativní stanovení Mn 2+ (viz část "Stanovení metodami chemické analýzy").

Při alkalizaci roztoků Mn(II) solí se z nich vysráží sraženina hydroxidu manganatého, který na vzduchu v důsledku oxidace rychle hnědne. Podrobný popis reakce naleznete v části "Stanovení metodami chemické analýzy". V neutrálních nebo kyselých vodných roztocích tvoří iont Mn 2+ světle růžový akvakomplex [Mn(H 2 O) 6 ] 2+ .

Soli MnCl 3 , Mn 2 (SO 4 ) 3 jsou nestabilní. Hydroxidy Mn (OH) 2 a Mn (OH) 3 jsou bazické, MnO (OH) 2 - amfoterní. Chlorid manganatý MnCl 4 je velmi nestabilní, při zahřívání se rozkládá, což se používá k získání chloru :

{\ce {MnO2{}+4HCl->MnCl2{}+Cl2\uparrow +2H2O}}

Nulový oxidační stav manganu se projevuje u sloučenin s σ-donorovými a π-akceptorovými ligandy. Takže pro mangan je znám karbonyl o složení Mn2 ( CO) 10 .

Jsou známy i další sloučeniny manganu s σ-donorovými a π-akceptorovými ligandy (PF 3 , NO, N 2 , P(C 5 H 5 ) 3 ).

{\ce {2 Na + Mn2{}(CO)10{}-> 2 Na[Mn(CO)5{}]}}

Získání

Aluminotermická metoda, redukující oxid Mn 2 O 3 , vznikající při kalcinaci pyrolusitu: ${\ce {4 MnO2 -> 2 Mn2O3 + O2}}$ ${\ce {Mn2O3 + 2 Al -> 2 Mn + Al2O3))$
Získávání železných oxidových rud manganu koksem . Feromangan (~80 % Mn) se obvykle získává tímto způsobem v metalurgii .
Čistý kovový mangan se vyrábí elektrolýzou.

Loot

Místo narození:

Usinské ložisko manganu

Izotopy

Mangan je monoizotopický prvek - v přírodě existuje pouze jeden stabilní izotop 55 Mn. Všechny ostatní izotopy manganu jsou nestabilní a radioaktivní , získávají se uměle. Je známo 25 radioaktivních izotopů manganu s hmotnostním číslem A v rozmezí od 44 do 70. Nejstabilnější z nich jsou 53 Mn (poločas rozpadu T 1/2 = 3,7 milionu let ), 54 Mn ( T 1/2 = 312,3 dne ) a 52 Mn ( Ti /2 = 5,591 dne ) . Převládajícím rozpadovým kanálem pro lehké izotopy manganu ( A < 55 ) je záchyt elektronů (a někdy mu konkurující rozpad pozitronů ) na odpovídající izotopy chrómu. Pro těžké izotopy ( A > 55 ) je hlavním rozpadovým kanálem β − - rozpad na odpovídající izotopy železa. Existuje také 7 izomerů (metastabilní excitované stavy) s poločasy nad 100 ns .

Aplikace v průmyslu

Aplikace v metalurgii

Mangan ve formě feromanganu se používá k dezoxidaci oceli při jejím tavení, tedy k odstranění kyslíku z ní. Navíc váže síru , což také zlepšuje vlastnosti ocelí. Zavedení až 12-13 % Mn do oceli (tzv. Hadfieldova ocel ), někdy v kombinaci s jinými legujícími kovy, ocel silně zpevňuje, činí ji tvrdou a odolnou proti opotřebení a nárazu (tzv. "). Taková ocel se používá k výrobě kulových mlýnů, zemních a kamenných drtících strojů, pancéřových prvků atd. Do "zrcadlové litiny" se zavádí až 20 % Mn.

Ve 20. – 40. letech 20. století umožnilo použití manganu tavit pancéřovou ocel. Počátkem 50. let se v časopise „Stal“ rozproudila diskuse o možnosti snížit obsah manganu v litině, a tím odmítnout podporovat určitý obsah manganu v procesu tavení na otevřeném ohni, ve kterém spolu s V. I. Zúčastnili se Yavoisky a V. I. Baptizmansky , E.I. Zarvin, kteří na základě výrobních experimentů prokázali nevhodnost stávající technologie. Později ukázal možnost provedení procesu s otevřenou nístějí na litině s nízkým obsahem manganu. Se spuštěním ZSMK byl zahájen vývoj zpracování nízkomanganové litiny v konvertorech [6] .

Slitina 83 % Cu , 13 % Mn a 4 % Ni ( manganin ) má vysoký elektrický odpor, který se s teplotou jen málo mění. Proto se používá k výrobě reostatů atd.

Mangan se zavádí do bronzu a mosazi .

Aplikace v chemii

Významné množství oxidu manganičitého se spotřebovává při výrobě mangan- zinkových galvanických článků , MnO 2 se v těchto článcích používá jako oxidační činidlo- depolarizátor .

Sloučeniny manganu se také široce používají jak v jemné organické syntéze (MnO 2 a KMnO 4 jako oxidační činidla), tak v průmyslové organické syntéze (složky katalyzátorů oxidace uhlovodíků, např. při výrobě kyseliny tereftalové oxidací p - xylenu , oxidací parafiny na vyšší mastné kyseliny).

Arsenid manganu má obrovský magnetokalorický efekt , který se zvyšuje s tlakem.

Telurid manganu je slibný termoelektrický materiál ( termo-EMF 500 μV/K).

Stanovení metodami chemické analýzy

Mangan patří do páté analytické skupiny kationtů.

Specifické reakce používané v analytické chemii k detekci kationtů Mn2 + jsou následující:

1. Žíravé alkálie se solemi manganu (II) poskytují bílou sraženinu hydroxidu manganatého:

{\mathsf {MnSO_{4}+2KOH\rightarrow Mn(OH)_{2}\downarrow +K_{2}SO_{4))}

{\mathsf {Mn^{{2+}}+2OH^{-}\rightarrow Mn(OH)_{2}\downarrow }}

Sraženina na vzduchu mění barvu na hnědou v důsledku oxidace vzdušným kyslíkem.

Provedení reakce. Dvě kapky alkalického roztoku se přidají ke dvěma kapkám roztoku manganové soli. Pozorujte změnu barvy sraženiny.

2. Peroxid vodíku v přítomnosti alkálie oxiduje soli manganu (II) na tmavě hnědou sloučeninu manganu (IV):

{\mathsf {MnSO_{4}+H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow MnO(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}+H_{2}O))

{\mathsf {Mn^{{2+))+H_{2}O_{2}+2OH^{-}\rightarrow MnO(OH)_{2}\downarrow +H_{2}O))

Provedení reakce. Ke dvěma kapkám roztoku manganové soli se přidají čtyři kapky alkalického roztoku a dvě kapky roztoku H 2 O 2 .

3. Oxid olovnatý PbO 2 v přítomnosti koncentrované kyseliny dusičné oxiduje při zahřívání Mn 2+ na MnO 4 - za vzniku malinové kyseliny manganové:

{\mathsf {2MnSO_{4}+5PbO_{2}+6HNO_{3}\rightarrow 2HMnO_{4}+2PbSO_{4}\downarrow +3Pb(NO_{3})_{2}+2H_{2}O} }

{\mathsf {2Mn^{{2+}}+5PbO_{2}+4H^{+}\rightarrow 2MnO_{4}^{-}+5Pb^{{2+}}+2H_{2}O}}

Tato reakce dává negativní výsledek v přítomnosti redukčních činidel, jako je kyselina chlorovodíková a její soli, protože interagují s oxidem olovnatým a také s vytvořenou kyselinou manganistanou. S velkým množstvím manganu nelze tuto reakci provést, protože nadbytek iontů Mn 2+ redukuje výslednou kyselinu manganovou HMnO 4 na MnO (OH) 2 a místo karmínové barvy se objevuje hnědá sraženina. Místo oxidu olovnatého lze pro oxidaci Mn 2+ na MnO 4 - použít jiná oxidační činidla, např. persíran amonný (NH 4 ) 2 S 2 O 8 v přítomnosti katalyzátoru - Ag + ionty nebo sodík bismut NaBiO3 :

{\mathsf {2MnSO_{4}+5NaBiO_{3}+16HNO_{3}\rightarrow 2HMnO_{4}+5Bi(NO_{3})_{3}+NaNO_{3}+2Na_{2}SO_{4} +7H_{2}O}}

Provedení reakce. Do zkumavky se skleněnou špachtlí přidá trochu PbO 2 a poté 5 kapek koncentrované kyseliny dusičné HNO 3 a směs se zahřívá ve vroucí vodní lázni. K zahřáté směsi přidejte 1 kapku roztoku síranu manganatého MnSO 4 a znovu zahřívejte po dobu 10-15 minut za občasného protřepávání obsahu zkumavky. Přebytek oxidu olovnatého se nechá usadit a pozoruje se karmínová barva výsledné kyseliny manganové.

Při oxidaci vizmutem sodným se reakce provádí následovně. Do zkumavky dejte 1-2 kapky roztoku síranu manganitého a 4 kapky 6N hydroxidu sodného. HNO 3 , přidejte několik zrnek bismutitanu sodného a protřepejte. Pozorujte vzhled karmínové barvy roztoku.

4. Sulfid amonný (NH 4 ) 2 S sráží sulfid manganatý (II) nabarvený v masové barvě z roztoku solí manganu:

{\mathsf {MnSO_{4}+(NH_{4})_{2}S\arrowarrow MnS\downarrow +(NH_{4})_{2}SO_{4}}}

{\mathsf {Mn^{{2+}}+S^{{2-}}\rightarrow MnS\downarrow }}

Sraženina se snadno rozpouští ve zředěných minerálních kyselinách a dokonce i v kyselině octové.

Provedení reakce. Do zkumavky dejte 2 kapky roztoku manganité (II) soli a přidejte 2 kapky roztoku sulfidu amonného.

Biologická role a obsah v živých organismech

Mangan se nachází v organismech všech rostlin a živočichů, i když jeho obsah je obvykle velmi nízký, v řádu tisícin procent, má významný vliv na životní činnost, to znamená, že je to stopový prvek . Mangan ovlivňuje růst, krvetvorbu a funkci gonád . Obzvláště bohaté na mangan jsou listy řepy a plody durianu - až 0,03% a velké množství se nachází v organismech červených mravenců - až 0,05%. Některé bakterie obsahují až několik procent manganu.

Nadměrné hromadění manganu v těle ovlivňuje především činnost centrálního nervového systému. To se projevuje únavou, ospalostí, zhoršením paměťových funkcí. Mangan je polytropní jed, který působí také na plíce, kardiovaskulární a hepatobiliární systém, způsobuje alergický a mutagenní účinek.

Toxicita

Toxická dávka pro člověka je 40 mg manganu denně. Smrtelná dávka pro člověka nebyla stanovena.

Při perorálním podání je mangan jedním z nejméně toxických stopových prvků. Hlavními příznaky otravy manganem u zvířat jsou inhibice růstu, snížená chuť k jídlu, narušený metabolismus železa a změněná funkce mozku.

Neexistují žádné zprávy o případech otravy manganem u lidí způsobených požitím potravin s vysokým obsahem manganu. V zásadě jsou otravy lidí pozorovány v případech chronického vdechování velkého množství manganu při práci [7] . Projevuje se formou těžkých duševních poruch, včetně hyperiritability, hypermotility a halucinací – „manganového šílenství“. V budoucnu se vyvinou změny v extrapyramidovém systému, podobně jako u Parkinsonovy choroby.

Obvykle trvá několik let, než se vyvine klinický obraz chronické otravy manganem. Vyznačuje se spíše pomalým nárůstem patologických změn v organismu způsobených zvýšeným obsahem manganu v prostředí (zejména šířením endemické strumy, která není spojena s nedostatkem jódu).

Odkazy

Mangan na Webelements
Mangan v Science and Technology Popular Library of Chemical Elements
Mangan v ložiskách /webarchiv/

Poznámky

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomové hmotnosti prvků 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Sv. 85 , č. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ 1 2 Ed.: Knunyants I. L. (šéfredaktor). Chemická encyklopedie: v 5 svazcích - Moskva: Sovětská encyklopedie, 1990. - T. 2. - S. 647. - 671 s. — 100 000 výtisků. V. V. Eremin a další.Chemie . Stupeň 10. úroveň profilu. - Moskva: Drofa, 2008. - S. 166. - 463 s. - 7000 výtisků. - ISBN 978-5-358-01584-5 .
↑ V. E. Zinověv. Termofyzikální vlastnosti kovů při vysokých teplotách . - 1989. - 384 s.
↑ Velká ruská encyklopedie : [ve 35 svazcích] / kap. vyd. Yu. S. Osipov . - M .: Velká ruská encyklopedie, 2004-2017.
↑ Cookery A.S. Tvrdost minerálů. - Akademie věd Ukrajinské SSR, 1963. - S. 197-208. — 304 s.
↑ Ochotskij V. B. Hutnictví Ruska na přelomu XXI. Novokuzněck. 2005.
↑ Lopina O. D., G. A. Avrunina G. A., Vorontsova E. I., Pryadilova N. V., Ryzhkova M. N., Khizhnyakova K. I. Manganese // Velká lékařská encyklopedie : ve 30 tunách . / Ch. vyd. B.V. Petrovský . - 3. vyd. - Moskva: Sovětská encyklopedie , 1980. - T. 13. Lenin a zdravotnictví - Medinal . — 552 s. — 150 500 výtisků.

Slovníky a encyklopedie

Velká dánština
Skvělý norský
Velký Rus
Velký sovět (1 ed.)
Brockhaus a Efron
okolo světa
Malý Brockhaus a Efron
Britannica (11.)
Britannica (online)
Brockhaus
Treccani
Universalis
Universalis

V bibliografických katalozích
BNE : XX530755 BNF : 11938451d GND : 4037315-0 J9U : 987007548467705171 LCCN : sh85080479 NDL : 00567440 NKC : ph122608

Sloučeniny manganu

Arsenid dimanganu (Mn 2 As)
Arsenid manganatý (MnAs)
Octan manganatý ( Mn ( CH3COO) 2 )
Acetylacetonát manganatý ( [ Mn(C 5H 7O 2 ) 3 ] )
Borid manganu (MnB)
Bromid manganatý ( MnBr2 )
Hexakarbonyl manganu (Mn(CO) 6 )
Hydroxid manganatý ( Mn(OH) 2 )
Hydrogenortofosforečnan manganatý ( MnHPO4 )
Dekakarbonyldimangan (Mn2 ( CO) 10 )
Diborid manganu (MnB 2 )
Dihydroorthofosforečnan manganatý ( Mn (H 2 PO 4 ) 2
Dinitrid pentamanganu (Mn 5 N 2 )
Dinitrid trimanganu (Mn 3 N 2 )
Disilicid manganu (MnSi 2 )
Difosfid trimanganu (Mn 3 P 2 )
Jodid manganatý ( MnI2 )
metahydroxid manganu (MnO(OH))
Karbid trimanganu (Mn 3 C)
karbidy manganu
Uhličitan manganatý (MnCO 3 )
Manganan barnatý (BaMnO 4 )
Manganistan draselný (K 2 MnO 4 )
Manganistan sodný (Na 2 MnO 4 )
Kyselina manganičitá (HMnO 4 )
Metakřemičitan manganatý (MnSiO 3 )
Dusičnan manganatý (Mn(NO 3 ) 2 )
nitrid dimanganu (Mn 2 N)
Nitrid tetramanganu (Mn 4 N)
Oxid manganatý (MnO)
Oxid manganatý (II, III) (Mn 3 O 4 )
Oxid manganatý (II, IV) (Mn 5 O 8 )
Oxid manganatý ( Mn 2 O 3 )
Oxid manganatý (MnO 2 )
Oxid manganatý (MnO 3 )
Oxid manganatý (VII) (Mn 2 O 7 )
Ortokřemičitan manganatý ( Mn 2 SiO 4 )
Ortofosforečnan manganatý ( Mn 3 ( PO 4 ) 2
Manganistan draselný (KMnO 4 )
Manganistan lithný (LiMnO 4 )
Manganistan sodný (NaMnO 4 )
Manganistan stříbrný (AgMnO 4 )
Difosforečnan manganatý (Mn 2 P 2 O 7 )
Silicid dimanganu ( Mn2Si )
Silicid manganu (MnSi)
Síran manganatý ( MnSO 4 )
Síran manganatý ( Mn 2 (SO 4 ) 3 )
Síran manganatý ( Mn (SO 4 ) 2
Sulfid manganatý (MnS)
Sulfid manganatý ( MnS2 )
Tetraoxomanganát sodný (V) (Na 3 MnO 4 )
Thiokyanát manganatý ( Mn(SCN) 2 )
Dimangan fosfid (Mn 2 P)
Fosfid manganatý (MnP)
Tetramangan fosfid (Mn 4 P)
fosfid trimanganu ( Mn3P )
Fluorid manganatý ( MnF2 )
Fluorid manganatý ( MnF3 )
Fluorid manganatý (MnF 4 )
Chlorid manganatý ( MnCl 2 )
Chlorid manganatý ( MnCl 3 )
Chlorid manganatý ( MnCl 4 )
(Cyklopentadienyl) dikarbonyl (thiokarbonyl) mangan
(Mn (C 5 H 5 ) (CO) 2 (CS))

Periodický systém chemických prvků D. I. Mendělejeva

osm

já

Čs

alkalických kovů	kovy alkalických zemin	Lanthanoidy	aktinidy	přechodné kovy
lehké kovy	Polokovy	nekovy	Halogeny	vzácné plyny

Řady elektrochemické aktivity kovů
Eu , Sm , Li , Cs , Rb , K , Ra , Ba , Sr , Ca , Na , Ac , La , Ce , Pr , Nd , Pm , Gd , Tb , Mg , Y , Dy , Am , Ho , Er , Tm , Lu , Sc , Pu , Th , Np , U , Hf , Be , Al , Ti , Zr , Yb , Mn , V , Nb , Pa , Cr , Zn , Ga , Fe , Cd , In , Ti , Co , Ni , Te , Mo , Sn , Pb , H 2 , W , Sb , Bi , Ge , Re , Cu , Tc , Te , Rh , Po , Hg , Ag , Pd , Os , Ir , Pt , Au