Manganat

Manganat je jon MnO₄²⁻, i manganat je svako jedinjenje koje sadrži MnO₄²⁻ grupu. Soli, kao što je kalijum manganat, su konjugovane baze hipotetične manganske kiseline, H₂MnO₄. Manganatne soli su intermedijari u industrijskoj sintezi kalijum permanganata. Ponekad se imena soli permanganata i manganata greškom poistovete. Ove dve grupe supstanci imaju različite osobine.

MnO₄²⁻ je tetraedarska struktura koja je srodna sa drugim tetraedarskim oksidima kao što su permanganat i osmijum tetroksid. Sali jona MnO₄²⁻, SO₄²⁻, i CrO₄²⁻ su obično izostrukturne ili približno tome, što znači da one mogu da formiraju mešavine, i da imaju sličnu rastvorljivost. Za razliku od sulfata i hromata, međutim, MnO₄²⁻ je paramagnetičan.

Manganatni jon je stabilan u vodi samo u jako baznim uslovima. Konsekventno, soli se formiraju sa elektropozitivnim metalima, kao što su Na⁺, K⁺, i Ba²⁺ koji ne formiraju nerastvorne hidrokside. Manganati se mogu pripremiti oksidacijom MnO₂ ili redukcijom permanganata. O₂ je nedovoljno oksidirajući da dalje konvertuje Mn(VI) u Mn(VII). Mn(VI)/Mn(VII) oksidacija se izvodi koristeći jake oksidante kao što su O₃ ili Cl₂.

MnO₄²⁻ je konjugovana baza hipotetične manganske kiseline, H₂MnO₄, koja je suviše nestabilna da bi se izolovala. Polu-deprotonizirana kiselina je, međutim, bila ispitana. pK_a vrednost jona HMnO₄⁻ je bila ustanovljena da je 7.1. MnO₄²⁻ je oko 100 puta bazniji nego acetatni jon.^[1] Na nižim pH vrednostima, manganatni jon se disproporcioniše i permanganati ion i mangan dioksid:

3 K₂MnO₄ → 2 KMnO₄ + MnO₂ + 4 KOH

Višebojna priroda ove reakcije je uzrokovala da se manganat/permanganat par naziva "hemijski kameleon." Ova disproporciona reakcija, koja postaje brza kad je [OH_-] < 1M, sledi bimolekulsku kinetiku.^[2]

Gornja reakcija ilustruje blisku hemijsku srodnost između dva glavna rastvorna oksida mangana, permanganat i manganat. Dva druga, manje rasprostranjena člana serije su takođe poznata, vidi tabelu ispod. Hipomanganat, MnO₄³⁻, je plavo-obojeni jon Mn(V) koji se formira kad se MnO₄²⁻ tretira sa manganitom MnO₄⁴⁻ na pH>12. On je bio generisan tretmanom KMnO₄ u 10M KOH sa H₂O₂. pK_a HMnO₄²⁻ je 13.7,^[3] što indicira da rastvori hipomanganata sadrže značajne količine protonisane forme čak i u visokim pH uslovima. Oksidacije alkena permanganatom su predložene da se odvijaju putem posredovanja "estara" hipomanganata, drugim rečima putem intermedijara tipa MnO₂(OR)₂⁻ gde je R alkilna grupa.^[4] Smeđe-obojeni manganitni jon, Mn(IV), nastaje rastvaranjem anhidrida njegove kiseline MnO₂ u jakim alkalijama. Alternativno, MnO₄⁴⁻ može biti generisan MnO₄³⁻ redukcijom.

BaMnO₄ i K₂MnO₄ se koriste za oksidaciju primarnih i sekundarnih alkohola. Primarni alkoholi se oksidišu u aldehide, a zatim u karboksilne kiseline. Sekundari alkoholi se oksidišu u ketone. Tercijarni alkoholi nemogu biti oksidisani na ovaj način. Njihova upotreba je slična upotrebi Jonesovog reagensa.

1. ↑ Nyholm R.S., Woolliams P.R. (1986). „"Manganates(VI)"”. Inorganic Syntheses XI: 56–61. 
2. ↑ Lee D.G. Chen T. (1993). „Reduction of Manganate(VI) by Mandelic Acid and Its Significance to Development of a General Mechanism for Oxidation of Organic Compounds by High-Valent Transition Metal Oxides”. Journal of the American Chemical Society 115: 11231–11236. DOI:10.1021/ja00077a023. 
3. ↑ Rush J.D. Bielski B.H. (1995). „Studies of Manganate(V), -(VI), and -(VII) Tetraoxyanions by Pulse Radiolysis. Optical Spectra of Protonated Forms”. Inorg. Chem. 34: 5832–8. DOI:10.1021/ic00127a022. 

• ↑  G. Procter, S. V. Ley, G. H. Castle “Barium Manganate” (2004). L. Paquette. ur. Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. New York: J. Wiley & Sons. DOI:10.1002/047084289. 
• ↑  Holleman, A. F.; Wiberg, E. (2001). Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. 

• Jedinjenja mangana Arhivirano 2006-03-01 na Wayback Machine-u