Mangán

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
25 krómmangánvas
-

Mn

Tc
Általános
Név, vegyjel, rendszám mangán, Mn, 25
Elemi sorozat átmenetifémek
Csoport, periódus, mező 7, 4, d
Megjelenés ezüst fémes
Mn,25.jpg
Atomtömeg 54,938044(3) g/mol[1]
Elektronszerkezet [Ar] 3d5 4s²
Elektronok héjanként 2, 8, 13, 2
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot szilárd
Sűrűség (szobahőm.) 7,21 g/cm³
Sűrűség (folyadék) az o.p.-on 5,95 g/cm³
Olvadáspont 1519 K
(1246 °C, 2275 °F)
Forráspont 2334 K
(2061 °C, 3742 °F)
Olvadáshő 12,91 kJ/mol
Párolgáshő 221 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) 26,32 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 1228 1347 1493 1691 1955 2333
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet köbös tércentrált
Oxidációs szám 7, 6, 5, 4, 2, 3
(erősen savas oxid)
Elektronegativitás 1,55 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 717,3 kJ/mol
2.: 1509,0 kJ/mol
3.: 3248 kJ/mol
Atomsugár 140 pm
Atomsugár (számított) 161 pm
Kovalens sugár 139 pm
Egyebek
Mágnesség paramágneses
Fajlagos ellenállás (20 °C) 1,44 µΩ·m
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 7,81 W/(m·K)
Hőtágulási együttható (25 °C) 21,7 µm/(m·K)
Hangsebesség (vékony rúd) (20 °C) 5150 m/s
Young-modulus 198 GPa
Kompressziós modulus 120 GPa
Mohs-keménység 6,0
Brinell-keménység 196 HB
CAS-szám 7439-96-5
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A mangán izotópjai
Izotóp t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
52Mn mest. 5,591 nap ε - 52Cr
β+ 0,575 52Cr
γ 0,7, 0,9, 1,4 -
53Mn mest. 3,74·106 év ε - 53Cr
54Mn mest. 312,3 nap ε - 54Cr
γ 0,834 -
55Mn 100% Mn stabil 30 neutronnal
Hivatkozások

A mangán (latinul: Manganum) a periódusos rendszer 25-ös rendszámú kémiai eleme. Vegyjele Mn. A 4. periódusban és a 7. mellékcsoportban található. Az átmenetifémek közé tartozik. A természetben főként a barnakőben található meg, és nagy mennyiségben termelik. A termelt mangán 90%-át az acélgyártás használja. Ferromangánként fontos ötvözőanyag. Segít eltávolítani az acélból az oxigént és a ként. Gazdasági szempontból fontos még a mangán(IV)-oxid, ami katód az alkáli-mangán elemekben.

Biológiai szempontból is nagy jelentőségű, mivel számos enzim alkotórésze, így a fotoszintézisben is központi helyet foglal el. A vízből mangán-kalcium klaszter vonja ki az oxigént.

Története[forrásszöveg szerkesztése]

A természetben előforduló mangánvegyületeket az őskortól kezdve festékként használták. Így az Ekain és Lascaux barlangokban is kimutatták a fekete mangán-oxidot. A Kr. e. 4.századtól a rómaiak az üveggyártásban is felhasználtak mangánvegyületeket. A piroluzit erős barnás-ibolya színt adott, míg a mangán-oxid a vastartalmú üveghez adva enyhén sárgássá tette az üveget.[2][3]

Az elemet először Ignatius Gottfried Kaim (1746–1778) vonta ki 1770-ben, de ez nem vált ismertté. A piroluzitot szénnel redukálta, és szennyezett mangánt kapott, amit ő piroluzitkirálynak nevezett. 1774-ben Carl Wilhelm Scheele felismerte, hogy a piroluzitnak egy addig nem ismert elemet kell tartalmaznia. Kezdeményezésére Johan Gottlieb Gahn újra előállította a mangánt 1774-ben, Svédországban úgy, hogy fő ásványát, a piroluzitot (MnO2) aktív szénnel hevítve redukálta.[4] Nevét a latin magnes (mágnes) szóból kapta. A pirolizit latin neve ugyanis manganesia nigra. Plinius a mágnesvashoz (magnes masculini sexus) való erős hasonlósága miatt magnes feminei sexusnak nevezte, mivel a piroluzit nem mágneses. A középkorban a manganesia nevet kapta. A fém nevének eredeti alakja manganesium volt, amit a magnézium felfedezése után rövidítettek le, hogy a két név kevésbé legyen összetéveszthető.[5] Nyelvújításkori magyar neve: cseleny.[6]

1839-ben felfedezték, hogy a mangán javítja a vas formálhatóságát. Robert Forester Mushetnek (1811–1891) sikerült a Bessemer-eljárásban az acélhoz adnia a mangánt. Hamarosan a mangán keresett ötvözőanyaggá vált.[7] A pirolizit is technikai jelentőséget nyert 1866-ban, miután Walter Weldon új módszert talált a klór előállítására. A Welton-módszerben sósavat oxidálnak piroluzittal klórrá.

Fizikai tulajdonságai[forrásszöveg szerkesztése]

A mangán ezüstszürke, rideg, kemény fém. Egyes tulajdonságaiban a vashoz hasonlít. Olvadáspontja 1244 és 1246 ˚C körüli, forráspontja 2061 ˚C. A legtöbb más fémtől eltérően szobahőmérsékleten nem sűrű gömbpakolásban vagy tércentrált kockarácsban kristályosodik. Szokatlan szerkezetét α-mangánként ismerik. Négy módosulata különböző hőmérsékleteken stabil. Szobahőmérsékleten paramágneses, 100 Kelvinen a Néel-hőmérséklet alatt antiferromágneses, míg a β-mangán nem mutat ilyen viselkedést.[8]

Mangán

Az α-mangán 727 °C-ig stabil.[9] Ez egy eltorzult köbös szerkezet, amiben az elemi cella 58 atomot tartalmaz. A különböző atomok koordinációs száma lehet 12, 13 vagy 16.[10] 727 °C és 1095 °C között a β-mangán stabil, elemi cellánként 20 atommal és 12 vagy 14 koordinációs számmal.[11] 1095 °C-tól a mangán sűrű gömbpakolásra alakul, ez a γ-mangán. 1133 °C-tól térközepes kristályrács jön létre.[9]

Módosulat α-Mn[10] β-Mn[11] γ-Mn[12] δ-Mn[12]
Szerkezet Az α-Mn kristályrácsa A β-Mn kristályrácsa A γ-Mn kristályrácsa A δ-Mn kristályrácsa
Kristályrendszer köbös köbös köbös köbös
Koordinációs szám 16+16+13+12 14+12 12 8
Tércsoport I-43m P4132 Fm-3m Im-3m
Rácsparaméter a = 891,1 pm a = 631,5 pm a = 386,3 pm a = 308,1 pm
Atomok száma egy cellában 58 20 4 2
Számított sűrűség 7,463 g/cm3 7,24 g/cm3 6,33 g/cm3 6,238 g/cm3

Kémiai tulajdonságai[forrásszöveg szerkesztése]

A mangán sok nemfémmel reagál, így oxigénnel, fluorral, klórral, bórral, szénnel, szilíciummal, arzénnal és kénnel. A tömbös mangán oxigénnel csak lassan és felületesen reagál, felszínén oxidréteg jön létre. Ellenben a fém pora pirofóros, levegőn meggyullad, és mangán(II,III)-oxid jön létre. A többi itt felsorolt elemmel is lassan reagál szobahőmérsékleten, amit a magasabb hőmérséklet meggyorsít. Még nitrogénnel is reakcióba lép 1200 Celsius fok fölött, és mangán-nitritet hoz létre (Mn3N2). Ellenben a hidrogénnel nem reagál.[13][14]

A mangán vegyületeiben számos vegyértékű (és így színű) lehet:[13][14]

1 vegyértékű a mangán egyes komplexekben pl. K5[Mn(CN)6]

  • 2 vegyértékű a mangán(II)-ionban (Mn2+), halvány rózsaszín színű.
  • 3 vegyértékű a mangán(III)-ionban (Mn3+), vöröses színű.
  • 4 vegyértékű a mangán-dioxidban (MnO2), és a manganit-ionban (MnO2−3), mindkét esetben barna színű.
  • 5 vegyértékű a hipomanganát-ionban (MnO3−4), kék színű.
  • 6 vegyértékű a manganát-ionban (MnO2−4), zöld színű.
Vizes oldatban a levegő szén-dioxidja hatására diszproporcionálódik permanganáttá és mangán-dioxiddá
  • És 7 vegyértékű a permanganát-ionban (MnO4), lila színű.[13][14]

Ahogy a legtöbb fém, a mangán is hidrogént fejleszt hígított savakból, és ebben a vastag oxidréteg sem akadályozza meg, szemben a klórral történő reakciójával. Lassan még a vízből is fejleszt hidrogént. Tömény kénsavban kén-dioxidot fejleszt. Vizes oldatokban a Mn2+-ionok különösen stabilak az oxidációval és a redukcióval szemben. Ennek az az oka, hogy a részben feltöltött d-pálya energetikailag kedvező.[13][14]

Kémiai reakciói[forrásszöveg szerkesztése]

Égése:

Mangán oxigénnel egyesül mangán(II,III)-oxiddá.

Nitrogénnel való egyesülése:

Mangán nitrogénnel egyesül mangán-nitriddé.

Reakciói halogénekkel[forrásszöveg szerkesztése]

Mangán egyesülése klórral mangán(II)-kloriddá.
Mangán egyesülése brómmal mangán(II)-bromiddá.
Mangán egyesülése jóddal Mangán(II)-jodiddá.
Mangán egyesülése fluorral mangán(II)-fluoriddá.
Mangán egyesülése fluorral mangán(III)-fluoriddá.

Reakciói savvakkal[forrásszöveg szerkesztése]

Mangán és kénsav kénsav reakciója mangán-ionná, szulfátionná és hidrogéngázzá.

Vegyületei[forrásszöveg szerkesztése]

A mangán a vegyületeiben többféle oxidációs számú (2, 3, 4, 5, 6, 7) is lehet, ezek a vegyületek általában színesek. Legstabilabbak a 2, 3 és 4 értékűek; az alacsonyabb oxidációs számúak komplexekben találhatók meg; a magasabb oxidációs számúak többnyire oxidok.

Halogénvegyületek[forrásszöveg szerkesztése]

Halogénvegyületei közül mangán(II)-halogenidek és a mangán(III)-fluorid stabil, az MnF4 bomlékony.[15] A legjelentősebb a mangán(II)-klorid, ami egy halvány rózsaszínű, rétegrácsos szerkezetű vegyület. Mangán(IV)-oxid és sósav reakciójából nyerik. Vízben jól oldódik, az oxidációra érzékeny. Ismert még a mangán(III)-klorid. Többek között szárazelemek, korróziónak ellenálló és kemény magnéziumötvözetek, és oktánszámjavító metil-ciklopentadienil-mangán-trikarbonil (MMT) szintéziséhez használják.[16] A megfelelő bróm- és jódvegyületek nem stabilak, mivel a bromid- és jodidionok a Mn(III)-at Mn(II)-vé redukálják.[17]

Oxigénvegyületek[forrásszöveg szerkesztése]

Kálium-permanganát, a mangán fontos vegyülete

A mangánnak számos oxidja létezik, ezek közül a mangán(II)-oxid (MnO) és a mangán(III)-oxid (Mn2O3) bázisos, a mangán(IV)-oxid amfoter, a mangán(VII)-oxid (Mn2O7) savas jellegű. Az 5, 6 és 7 oxidációs számú mangán anion jellegű manganátokban és mangánhalogénoxidokban fordul elő. A legstabilabb a trimangán-tetraoxid vagy mangán(II)-dimangán(III)-oxid (Mn3O4). Ez más mangán-oxidok hevítésekor képződik (kb. 900 °C felett). A természetben a hausmannit nevű ásványként található meg. A mangán-oxidokat az Mn3O4 keletkezéséhez szükségesnél alacsonyabb hőmérsékleten hevítve (pl. 7-800 °C) a fekete mangán(III)-oxid keletkezik. Vízben nem oldódik, oxalát és oxálsav jelenlétében nem túl gyorsan [Mn(C2O4)3]3− képződése közben, vörös színnel oldódik. Ismert még a mangán(II,III)-oxid is. A mangán(IV)-oxid vagy mangán-dioxid fekete színű, vízben nem oldódik. Erős oxidálószer, a természetben szintén előfordul, mint ásvány (barnakő vagy piroluzit). Főként katód alkáli-mangán elemekben. Az elem töltésekor mangánoxidhidroxid és mangán(II)-hidroxid keletkezik. A dimangán-heptoxid igen erős oxidálószer, a szerves anyagokat nagyon könnyen lángra lobbantja. Ütésre és melegítésre érzékeny, 95 °C felett robban. Kálium-permanganát és tömény kénsav reakciójában képződik. A mangán(VII)-oxid zöld, olajszerű, robbanékony folyadék.

A mangán(II)-hidroxid (Mn(OH)2) gyenge bázis, a mangán(II)-vegyületek oldataiból választható le fehér csapadékként lúg hozzáadásával (a levegő kizárásával). A levegő oxigénje hatására nagyon könnyen mangán(III)-hidroxiddá (Mn(OH)3) oxidálódik és megbarnul.

Átalakulhat mangán(III,IV)-oxidhidroxiddá is.[18] Könnyű oxidálhatósága miatt használják a Winkler--eljárásban. Ismert még a mangán(IV)-hidroxid is.

A mangán +6-os oxidációs számú vegyületei általában manganát (MnO2−4) iont tartalmaznak, zöld színűek. A legjelentősebb a kálium-manganát. (K2MnO4). Oldatban csak lúgos közegben állandóak, savas közegben diszproporcionálódnak. Mangán-dioxid oxidatív ömlesztésével állíthatók elő, pl.:

Oxidálószerként iparilag főleg kálium-nitrátot (KNO3) használnak, de a felsoroltakon kívül más oxidálószerek is használhatóak.

A permangánátok +7-es oxidációs számú mangánt tartalmaznak. MnO4 ion található bennük, ami ibolyaszínű. Iparilag (a lúgos oxidatív ömlesztéssel könnyen előállítható) manganátokból állítják elő őket elektrolízissel, pl.:

Erélyes oxidálószerek. A permangánsav sóinak tekinthetők, de ez a sav leginkább híg oldatban ismeretes, meglehetősen bomlékony, bár kristályai előállíthatók a híg oldat megfelelő körülmények között végzett vákuumdesztillációjával. A legjelentősebb permanganátsó a kálium-permanganát (KMnO4). Szerves reakciókban oxidálószerként, fertőtlenítőszerként, sebet összehúzó, vérzéscsillapító és gyulladásgátló szerként és a manganometriában használják. Az öt értékű hipomanganát (MnO43−) és a zöld manganát (MnO42−) instabil, és a permanganátgyártás köztes termékei. Emellett komplex permanganátok is léteznek, például hexamanganato(VII)-mangán(IV)-sav, (H3O)2[Mn(MnO4)6]·11H2O ami csak alacsony hőmérsékleten stabil mélyviola vegyület.[19]

Egyéb vegyületek[forrásszöveg szerkesztése]

A manganocén szerkezete

A mangán nem képez szobahőmérsékleten stabil vegyületet a hidrogénnel. Az argon-mátrixban alacsony hőmérsékleten mangán(II)-hidrid ábrázolható.

A mangánnak sok komplexe ismert II oxidációs számmal. Ezek főként magas spin komplexek öt párosítatlannal elektronnal és elég erős mágneses momentummal bírnak. A kristálymező- és ligandummezőelmélet szerint nincs előnyben részesített geometria. A ligandumtól függően tetraéderes, oktaéderes, síknégyzetes és dodekaéderes Mn2+ komplexek ismertek. A kvantummechanikában tiltott d-d átmenetek miatt halványan színesek; az oktaéderesek többnyire rózsaszínűek, a tetraéderesek zöldessárgák. Erős ligandumokkal, például cianiddal alacsony spinű komplexek is képződnek egy párosítatlan elektronnal és erős ligandummezőfelhasítással. A kisebb oxidációs számú komplexek közé tartozik a Mn2(CO)10 dimangándekakarbonil, amiben a mangán oxidációs száma 0. Vannak más hasonló komplexek is, például a Mn(NO)3CO, amiben a mangán oxidációs száma -3.[14]

A mangafodipir egy májspecifikus paramágneses kontrasztanyag, amit a mágneses rezonanciatomográfia (MRT) használ. A kontrasztnövelő hatás a Mn2+ ionok paramágneses tulajdonságán múlik, amit az öt párosítatlan elektron okoz. A mangánionok mérgező hatását a dipiridoxildifoszfát ligandumok küszöbölik ki. A képalkotáshoz a májat gadolínium alapú standard MRT-kontrasztanyagokat adnak.[20]

A mangán metallocénja a manganocén. Ez a ferrocén 18 elektronjához képest csak 17 elektronnal bír, ám kedvező magas spin d5-konfigurációja miatt nem redukálódik Mn+-szá, és a szilárd testben polimeres szerkezetet alkot.[21]

Izotópjai[forrásszöveg szerkesztése]

25 izotópja ismert a 44Mn-tól a 69Mn-ig. Egyetlen, természetes izotópja a 55Mn. Radioaktív izotópjai közül a legstabilabb a 53Mn 3,7 millió éves felezési idővel, utána a 54Mn áll a sorban 312,3 nap felezési idővel, majd az 52-es tömegszámú 52Mn 5,591 nap felezési idővel. A többi radioaktív izotópjának felezési ideje kevesebb, mint 3 óra, legtöbbjüké még 1 óránál is kevesebb.

A 53Mn nyomokban megtalálható a természetben. Vastartalmú sziklában jön létre a kozmikus sugárzás hatására. A 54Fe a 3He-mal 53Fe-t alkot, ami rövid életű, és bomlásával 53Mn-t hagy maga után. [22]

Az izotópok mellett még hét magizomer ismert.

Kimutatása[forrásszöveg szerkesztése]

Foszforsógyöngyök, legjobbra mangán

A mangánionok jelenlétének kémiai kimutatásához a violaszínű permanganát keletkezését használják fel. Ez keletkezik ólom(IV)-oxid, ammóniumperoxodiszulfát (ezüstionokkal mint katalizátorral) vagy hipobromit hatására lúgos oldatban.

A mangán és a hidrogén-peroxid és a nátronlúg reakciója, amiben mangán(IV)-oxidhidroxid keletkezik.

A kationok leválasztásához kapcsolódva használható az alkalikus leválasztás, ami a mangánt hidrogén-peroxiddal és nátronlúggal oxidálja. Ennek eredménye szilárd mangán(IV)-oxidhidroxid, ami kicsapódik.

A mangán, a hidrogén-peroxid és a nátronlúg reakciója, amiben mangán(IV)-oxidhidroxid jön létre.

Előpróbaként használható a foszforsógyöngy, ami a mangán(III) ionoktól violára színeződik. Egy másik lehetséges előpróbában használnak egy olyan szert, amivel a nehezen oldható anyagból könnyen oldható lesz. Itt nitrátionokkal manganát(VI) (MnO42−) képződik, ha kevés az oxigén, akkor manganát(V) (MnO43−) is létrejön. Ha savat is adnak hozzá, akkor lila permanganátot kapnak.[23]

A mangán mennyisége mérhető atomabszorpciós spektroszkópiával (279,5 nm),[13] a permanganát fotometrikus meghatározásával, aminek elnyelési maximuma 525 nm,[24] vagy pedig titrálással. Itt Vollhard-Wolff manganometrikus eljárását követve a Mn2+ ionokat permanganáttal titrálják, így barnakövet hozva létre. Végül a maradék permanganát okozta rózsaszín elszíneződés mutatja a reakció végét.[25]

Előfordulása a természetben[forrásszöveg szerkesztése]

Rodokrozit (piros) és mangánit (fekete)

A mangán gyakori elem, a kontinentális földkéreg 0,95 %-ban tartalmazza, a foszforhoz és a fluorhoz hasonló mennyiségben. A vas és a titán után a harmadik leggyakoribb átmeneti fém. A természetben rendkívül ritkán fordul elő elemi formájában. Önálló ásványai már jóval gyakoribbak, de a leggyakrabban a vassal együtt fordul elő.

Legfontosabb ércásványai:

mint látható, ezek többsége oxid, illetve hidroxid. Legtöbb természetes vegyülete oxid, szilikát vagy karbonát.

Kémiai rokonságuk eredményeként jelentős mennyiségű mangánt tartalmaznak a vas ásványai, és a szilikátok közül is azokban van több mangán, amelyekben viszonylag sok a vas, tehát az olivinekben és a piroxénekben – ezek Mn-tartalma többnyire 0,2% fölötti. Ebből adódóan a bázikus magmás kőzetek mangántartalma nagyobb, mint a savanyúaké.

Míg sok két értékű mangánvegyület vízben oldható, a magasabb oxidációs számú vegyületek nehezen oldódnak, fizikailag és kémiailag is stabilak. Emiatt a mangánércek többnyire oxidatív körülmények között képződnek. Viszonylag kevés mangán-vas érc van, habár a vas a mangánhoz hasonlóan viselkedik, és a könnyen oldódó két értékű vegyületei oxidatív körülmények között három értékű, nehezen oldható vegyületekké oxidálódnak. Ennek az az oka, hogy a mangánnak több oxigénra van szüksége az oxidációhoz, mint a vasnak.[7]

Szokásos mennyisége:

Korábbi adatok[26] szerint:

  • a földkéregben átlagosan 0,095%;
  • a tengervízben 0,2 µg/l;
  • édesvizekben 8 µg/l;
  • az emberi szervezetben 200 µg/kg.

A tengerfenéken kialakuló mangángumók mangántartalma mintegy 24%.

A mangán gazdaságosan kitermelhető érceit három csoportra osztják:

  • Rodokrozit-braunit prekambriumi vulkáni kőzetbe ágyazva. Főként az Atlanti-óceán déli részén, Brazíliában, Guyanában, Elefántcsontparton, Ghánában, Burkina Fasóban és Kongóban található.
  • Erősen oxidált, vasban és szilikátban gazdag ércek proteozós üledékes kőzetekben. Ilyenek lelhetők fel Dél-Afrikában Hotazelben, Brazíliában Corumbában; ezek a két legnagyobb mangánelőfordulás.
  • Mangánpala, ami sekély selftengerekben rakódott le. Ukrajnában, Gabonban és a Fekete-tenger mellékén fordul elő.[7]

A mangánércek ismert előfordulásainak 75%-a a Kalaháriban van. Ezen kívül még Ukrajna, Brazília, Ausztrália, India, Gabon és Kína területén lelhető fel nagyobb mennyiségű mangánérc. A legnagyobb mangántermelők Ausztrália, Kína és Dél-Afrika. 2009-ben az össztermelés 10,8 millió tonna volt.[27]

Nagyobb mennyiségben a mangán mangángumókban fordul elő. Ezek gömbölyűek, legfeljebb 20 cm méretű, porózus kiválások a mélytengerekben, amelyek akár 50% mangánt tartalmaznak. A Csendes-óceánban Hawaiitól délre, és az Indiai-óceánban különösen sok található belőlük. Kitermelésük lehetőségét tanulmányozták, ám egyelőre nem gazdaságos a szárazföldi bányászattal szemben.[28]

A talajokban[forrásszöveg szerkesztése]

A talajokba elsősorban a szilikát ásványok bomlásából kerül; a talajok Mn-vegyületei többnyire kloridok, szulfátok, nitrátok, karbonátok vagy foszfátok. A mangán-foszfátok kémiai tulajdonságai a kalcium-foszfátokéhoz hasonlóak, így például a Mn(H2PO4)2 vízoldható, a MnHPO4 gyengén oldható, a Mn3(PO4)2 pedig rosszul oldódik. A MnCO3 desztillált vízben rosszul oldódik, de ha a vízben van némi CO2-fölösleg, akkor jól, mert ilyenkor vízben jól oldódó Mn(HCO3)2-vé alakul. A mangán oxidjai a vízben nem oldódnak, és a hidroxidjai is rosszul, de ezek oldhatósága a pH-val nő.

Általános érvénnyel a talajok szervetlen vegyületeiben a mangán alábbi négy formáját különíthetjük el:

  • Mn++ – vízoldható,
  • Mn++ – kicserélhető,
  • MnOOH – könnyen redukálható,
  • MnO2 – nehezen redukálható.

A talajok átlagos mangántartalma 0,076% (760 mg/kg); koncentrációi rendkívül tág tartományban (1–18 300 mg/kg között) változnak.[29] Az egyes talajok mangántartalma viszonylag állandó, de a növények számára felvehető, úgynevezett mozgékony mangántartalom állandóan változik, mert a talajokban a mangán két-, három- és négy vegyértékű állapota is előfordul, és ezek az aktuális külső körülmények (értelemszerűen főképp a redoxpotenciál hatására rendszeresen átalakulnak egymásba. A mangán oxidálódásában rendszerint fontos szerepet játszanak a különféle mikroorganizmusok.

A magyarországi talajtípusok átlagos mangántartalma többnyire 100–1100 mg/kg,[30] a háttér értéktartomány 100–2000 mg/kg[31] A talajok szervetlen mangánvegyületei a leggyakrabban kloridok, szulfátok, nitrátok, karbonátok vagy foszfátok. A tejsav, a hangyasav és az ecetsav Mn-sói vízben jól oldódó vegyületek; ezeken túl a talajok mangántartalmának egy része (zömmel negatív töltésű) szerves komplexekben fordul elő. Különösen erősen kötik meg a mangánt a humuszsavak.

A talajból a növények leginkább a mozgékony, két vegyértékű mangán-iont tudják felvenni, ez azonban a talaj mangántartalmának mindössze 0,1–1%-a, a szántott talajrétegben ez hektáronként 0,3–33 t körül ingadozik. Ehhez azonban nem okvetlenül szükséges, hogy a Mn eleve két vegyértékű formában legyen a talajban, mivel savas közegben (tehát a gyökérsavak hatására is) a mangán könnyen redukálódik. A szántóföldi növények betakarításával ebből évente mintegy 0,2–1 kg-ot vonunk ki; a kivont mennyiséget a magasabb oxidációs fokú Mn-formák redukálódása többnyire pótolja. Éppen ezért mangánhiány gyakorlatilag csak a nagy humusztartalmú láptalajokon vagy a nagyon meszes talajokon fordul elő (tehát túlmeszezés eredményeként is). Utóbbiakban a mangán a karbonátásványok felületén adszorbeálódik.[32] Mn-hiány a nagyon nagy vastartalmú talajokon is kialakulhat, de erre Magyarországon nem ismerünk példát. A mangán-toxicitás savanyú talajokban jelentkezhet, főleg az intenzív N- vagy K-műtrágyázás, illetve a redukáló hatású szerves trágyázás eredményeként.

Lelőhelyei, bányászata[forrásszöveg szerkesztése]

A legtöbb mangánt termelő országok:

Az évi mangántermelés 140 000 tonna.[28]

Előállítása[forrásszöveg szerkesztése]

Elektrolízissel nyert tiszta (99,99 %) mangán

A gazdaságosan kitermelhető mangánércek legalább 35% mangánt tartalmaznak. Tartalmuk szerint a különféle alkalmazásokhoz különféle érceket használnak. Metallurgiai hasznosításra 38 és 55% közötti mangántartalmú érceket választanak, A battery-grade-ércet alkáli-mangán elemek céljára használják; legalább 44% mangánt kell tartalmaznia, és nem lehet benne sok vas, nikkel vagy kobalt. Hasonló ércek a chemical grade-ércek, amelyekből tiszta mangánt nyernek.[28]

A legtöbb célra nem szükséges tiszta mangán, megteszi a ferromangán is, aminek 78%-a mangán, a többi vas. Oxidos mangán- és vasércekből koksszal redukálják elektromos kemencében. Hasonlóan nyerik a szilikomangánt, ami szilíciumot is tartalmaz, amihez a szilíciumot kvarcként adagolják.[28]

Tiszta mangán nem kapható a fenti módszerrel, mivel a szénnel végzett redukálás során mangán-karbid is keletkezik. Csak 1600 °C fölött marad el a karbidképződés, azonban ezen a hőmérsékleten a mangán erősen párolog; ez a veszteség gazdaságtalanná teszi az eljárást. A tiszta mangánt elektrolízissel nyerik vizes sóoldataiból. Ez többnyire mangán-szulfát oldat, és nemesacél elektródákkal és 5–7 V feszültséggel elektrolizálják. A katódon tiszta mangán válik ki, az anódon oxigén.

Egy másik, gyakran alkalmazott eljárás az aluminotermia, vagy az ércet szilíciummal redukálják.[28]

Felhasználása[forrásszöveg szerkesztése]

Az elemi mangánnak nincs nagy gyakorlati jelentősége; a vas ötvözőfémeként azonban a feketefémek egyike. A mangán 90%-át az acélipar használja fel. Számos, iparilag fontos ötvözete közül fontosabbak:

A ferromangán acélok nagyon kemények, a tükörvasat az acélipar dezoxidálásra és kéntelenítésre alkalmazza. A mangán nagyon stabil vegyületeket alkot oxigénnal, ezért a szilíciumhoz és az alumíniumhoz hasonlóan oxigént vonnak el vele. Megakadályozza a könnyen oldódó vasszulfid képződését is. Ezzel együtt segíti a nitrogén oldását a vasban, ami segíti az ausztenitek kialakulását, ami több rozsdamentes acél lényeges összetevője.[28] A mangánt nemcsak vassal ötvözik. Többek között a réz és az alumínium szilárdságának és alakíthatóságának növelésére, és a korrózióvédelemre használják. A manganin elektromos ellenállása a hőmérséklettel csak kevéssé változik, ezért elektromos mérőellenállásokat készítenek belőle.[28] A cink-mangámn-ferritekből áramköri elemeket készítenek.[28]

A mangánt fény sugárzására is használják. Oxidációs állapota szerint a kibocsátott fény 450 és 750 nm (Mn2+) illetve 620 és 730 nm (Mn4+) közötti. Gyakorlati fontossága a BaMgAl10O17:Eu2+,Mn2+ (zöld) és Mg14Ge5O24:Mn4+ (piros) fénysugárzónak van a fehér ledben.[33]

Élettani szerepe[forrásszöveg szerkesztése]

A növények és az állatok fejlődése szempontjából fontos a talaj mangántartalma, ekképpen az emberi szervezetben is nélkülözhetetlen elem. Minden élőlény számára esszenciális, és különféle enzimek alkotórésze. Többek között alkotója a Lewis-savnak, részt vesz az enzimszerkezet felépítésében és a redoxireakciókban. Egyes baktériumokban az energiatermelést is szolgálja. Így például a tengerben élő Shewanella putrefaciens baktérium anaerob lélegzésében Mn4+ a terminális elektronakceptor, ami Mn2+-vé redukálódik.[34]

A dioxigenázok oxigénmolekulákat építenek be. Többnyire vasat tartalmaznak, de ismert több mangántartalmú is például az Arthrobacter globoformis és Bacillus brevis baktériumokból. A Phanerochaete chrysosporium mangánperoxidáza egy kevéssé ismert enzim, ami részt vesz a lignin lebontásában. A mangán egy sor más enzimnek is része: arginázok, hidrolázok, kinázok, dekarboxilázok és transzferázok mint piruvat-karboxiláz, mevalonatkináz és glükoziltranszferáz, továbbá bizonyos ribonukleotidreduktázok és katalázok.[13][35]

A növények életében[forrásszöveg szerkesztése]

Mangán-kalcium klaszter (Mn4CaO5) az oxigéntermelő komplexben

A mangán élettani szerepe igen sokrétű. A prosztetikus csoport részeként több, biológiailag fontos enzim (peptidáz, prolidáz, glutamil-transzferáz, enoláz, karboxiláz, argináz, cisztein-deszulfhidráz, élesztő-foszfatáz stb.) aktivátoraként közreműködik:

A fotoszintézisben a 2. fotorendszerben lényegi szerephez jut a víz oxidációjában és az oxigén termelésében. A fotorendszer központi alkotórésze egy négy mangánatomot és egy kalciumatomot tartalmazó komplex, amiket oxigénhidak kötnek össze. Ez az oxigénképző komplex (oxygen-evolving complex, OEC) egy több lépéses ciklusban, a Kok-ciklusban napfény hatására felbomlanak a vízmolekulák, és oxigén, hidrogénionok és elektronok szabadulnak fel.[36]

A mangán tartalmú szuperoxidmutázokban két és három értékű mangánionok katalizálják a szuperoxid átalakítását oxigénné és hidrogén-peroxiddá[35] a mitokondriumokban és a peroxiszómákban.[37]

Elsősorban komplexképző tulajdonsága miatt, másodsorban azért, mert könnyen változtatja vegyértékét, szerepe meghatározó a növények nitrogén-anyagcseréjében – így például a mangánhiányos növény a nitrátot nem tudja hasznosítani.

A növényen belül csak minimális mértékben képes áthelyeződni, azaz az öregebb részek nem adják át mangántartalmukat a fiatalabbaknak. Ezért a mangánhiány először a fiatalabb levelekben alakul ki. A krónikus mangánhiányban szenvedő növények gyökérzete a szokásosnál gyérebb.

Az állatok életében és az emberi szervezetben[forrásszöveg szerkesztése]

A mangán ásványi anyag, részt vesz az anyagcsere folyamatokban. Szükséges a szaporodáshoz, a növekedéshez, a sebgyógyuláshoz, és serkenti az agyműködést. A szervezetben kb. 15-20 mg mennyiségben van jelen és az epével választódik ki. A mangán ásványi anyag hiánya terméketlenséget okozhat, idegrendszeri avarokat, ataxia tüneteket (az izommozgás összerendezetlensége) válthat ki, csontrendszer fejlődési zavarait idézheti elő, és a szénhidrát anyagcseréjét is rontja.[13] Általános tünetek mangán ásványi anyag hiány esetén: térdfájdalom, szédülés, hallászavar, rossz egyensúlyérzék. Kiegyensúlyozott, vegyes táplálkozás mellett nincs szükség mangán ásványi anyag utánpótlásra. Fő forrásai: teljes kiőrlésű gabona magvak, teljes kiőrlésű barna kenyér, zabpehely, búzacsíra; mogyoró, lenmag, szója; ananász, alma, szamóca, áfonya, datolyaszilva; cékla, paraj, petrezselyemgyökér, fejes saláta; tojás; fekete tea tartalmaznak.[38]

A mangán a vékonybélben szívódik fel, és a májban, csontokban, vesében és a hasnyálmirigyben raktározódik. A sejtekben a legtöbb mangán a sejtmagban, a mitokondriumokban és a lizoszómákban található. Az agyban speciális fehérjékhez kapcsolódik, főként a glutamát-ammónium-ligáz tartalmazza az asztrocitákban.[39] Az emberi testben 10-40 mg mangán található, és a napi szükséglet 1 mg.

Biztonság és toxicitás[forrásszöveg szerkesztése]

Ahogy több más fém, a por alakú mangán is éghető, és vízzel is reagál. Ezért csak D osztályú fémoltó vagy homok használható tüzének megfékezésére. Ellenben a kompakt mangán nem gyullad meg.[40]

Ha nagy mennyiségben lélegeznek be mangántartalmú port, akkor az méregként hat. Károsítja a tüdőt, és köhögést vált ki, továbbá hörghurutot és tüdőgyulladást idézhet elő. Továbbá idegméregként is hat, és a központi idegrendszert károsítja. Ez a mangánizmus, ami a Parkinson-kórhoz hasonlít. Ezért a mangánporra a MAK-érték 0,02 mg/m3, mivel be tud jutni a hörgőcskék hólyagocskáiba; és 0,2 mg/m3 a belélegezhető porra.[40]

A mangánnak való kitettség foglalkozási ártalom. Előfordulhat a fém kinyerésekor, szállításakor, feldolgozásakor és használatakor, hogyha a fémet vagy vegyületeit por vagy füst alakban lélegzik be. Ez vonatkozik az elektrohegesztésre is, ha csupasz mangántartalmú elektródát használnak.[41]

Lásd még[forrásszöveg szerkesztése]

Jegyzetek[forrásszöveg szerkesztése]

  1. Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights – Commission II.I of the International Union of Pure and Applied Chemistry, 2013. (Hozzáférés: 2013. október 13.)
  2. E. V. Sayre, R. W. Smith: Compositional Categories of Ancient Glass. In: Science. 133, 1961, S. 1824–1826, doi:10.1126/science.133.3467.1824.
  3. W. Patrick McCray: Glassmaking in renaissance Italy: The innovation of venetian cristallo. In: JOM - Journal of the Minerals, Metals and Materials Society. 50, 1998, S. 14–19, doi:10.1007/s11837-998-0024-0.
  4. E. Rancke-Madsen: The Discovery of an Element. In: Centaurus. 19, 1975, S. 299–313, doi:10.1111/j.1600-0498.1975.tb00329.x.
  5. Justus von Liebig, Johann C. Poggendorff, Friedrich Wöhler, Hermann Kolbe: Handwörterbuch der reinen und angewandten Chemie, Band 5. 1851, S. 594–595 (Sablon:Google Buch)
  6. ^ a b Webelements.com: Manganese
  7. ^ a b c L.A: Corathers, J.F. Machamer: Manganese. In: Society for Mining, Metallurgy, and Exploration (U.S.): Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses. 7. Auflage, SME, 2006, ISBN 978-0-87335-233-8, S. 631–636 (Sablon:Google Buch).
  8. J. S. Kasper, B. W. Roberts: Antiferromagnetic Structure of α-Manganese and a Magnetic Structure Study of β-Manganese. In: Physical Review. 101, 1956, S. 537–544, doi:10.1103/PhysRev.101.537.
  9. ^ a b K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. In: Acta Crystallographica. 1974, B30, S. 193–204, doi:10.1107/S0567740874002469.
  10. ^ a b J. A. Oberteuffer, J. A. Ibers: A refinement of the atomic and thermal parameters of α-manganese from a single crystal. In: Acta Crystallographica. 1970, B26, S. 1499–1504, doi:10.1107/S0567740870004399.
  11. ^ a b C. B. Shoemaker, D. P. Shoemaker, T. E. Hopkins, S. Yindepit: Refinement of the structure of β-manganese and of a related phase in the Mn-Ni-Si system. In: Acta Crystallographica. 1978, B34, S. 3573–3576, doi:10.1107/S0567740878011620.
  12. ^ a b R. G. W. Wykhoff: Crystal structures. 1963, 1, S. 7–83.
  13. ^ a b c d e f g Eintrag zu Mangan. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. März 2011.
  14. ^ a b c d e A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1608–1609.
  15. Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978311022566-2, S. 831
  16. Arno H. Reidies: Manganese Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (doi:10.1002/14356007.a16_123).
  17. Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978311022566-2, S. 831
  18. Heinrich Remy: Lehrbuch der Anorganischen Chemie Band II, Akademische Verlagsgesellschaft Geest & Portig Leipzig 1961, S. 255-258.
  19. Bernt Krebs, Klaus-Dieter Hasse: Hexamanganato(VII)-mangan(IV)-säure: eine "Pseudopermangansäure". In: Angewandte Chemie. 86, Nr. 17, 1974, S. 647-648, doi:10.1002/ange.19740861708.
  20. M. F. Bellin: MR contrast agents, the old and the new. In: European Journal of Radiology Band 60, Nummer 3, Dezember 2006, S. 314–323, doi:10.1016/j.ejrad.2006.06.021. PMID 17005349.
  21. Christoph Elschenbroich: Organometallchemie. 6. Auflage, Teubner, Wiesbaden 2008, ISBN 978-3-8351-0167-8, S. 460–468.
  22. J. Schaefer, T. Faestermann, G. Herzog, K. Knie, G. Korschinek, J. Masarik, A. Meier, M. Poutivtsev, G. Rugel, C. Schlüchter: Terrestrial manganese-53 - A new monitor of Earth surface processes. In: Earth and Planetary Science Letters. 251, 2006, S. 334–345, doi:10.1016/j.epsl.2006.09.016.
  23. J. Strähle, E. Schweda: Jander · Blasius – Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 186–192.
  24. J. Strähle, E. Schweda: Jander · Blasius – Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 460.
  25. J. Strähle, E. Schweda: Jander · Blasius – Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 378–379.
  26. * Szabó S. A., Regiusné Mőcsényi Á., Győri D. & Szentmihályi S. 1987: Mikroelemek a mezőgazdaságban. Mezőgazdasági Kiadó, Budapest, p. 44–67.
  27. U.S. Geological Survey: Manganese (PDF; 33 kB). In: Mineral Commodity Summaries, Januar 2011.
  28. ^ a b c d e f g h David B. Wellbeloved, Peter M. Craven, John W. Waudby: Manganese and Manganese Alloys. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (doi:10.1002/14356007.a16_077).
  29. Bowen, H.J.M., 1979: Environmental chemistry of the elements. Academic Press, London – New York – Toronto–Sidney – San Francisco; Bowen, H.J.M., 1982: Environmental chemistry. Vol. 2. The Royal Society of Chemistry, Burlington House, London.
  30. Győri D., Cseh E., Keresztes I.-né, 1971: Changes in a Mn uptake of red clover (Trifolium pratense) as a reaction to liming. Acta Agr. Hung. 20. p. 319–327.
  31. Ódor L., Horváth I., Fügedi U., 1997: Low-density geochemical mapping in Hungary. In: K. Marsina & K. Vrana (Editors), Environmental Geochemical Baseline Mapping in Europe. Special Issue, Journal of Geochemical Exploration, 60(1), 55-66.
  32. [Boischot, P., Durroux, M., 1949: Passage and solution de manganese des sols calcaire Compt. Rand 229, p. 380–381.]
  33. Shigeo Shionoya, William M. Yen, Hajime Yamamoto (Hrsgg.) : Phosphor Handbook. 2. Auflage, CRC Press, Boca Raton, FL 2006, ISBN 978-0-849-33564-8, S. 153ff.
  34. Michael T. Madigan, John M. Martinko, Thomas Lazar (Übersetzer) und Freya Thomm-Reitz (Übersetzer): Brock Mikrobiologie. Pearson Studium; 11. aktualisierte Auflage 2009; ISBN 978-3-8273-7358-8; S. 644.
  35. ^ a b Neil A. Law, M. Tyler Caudle, Vincent L. Pecoraro: Manganese Redox Enzymes and Model Systems: Properties, Structures, and Reactivity. In: Advances in Inorganic Chemistry. 46, 1998, S. 305–440, doi:10.1016/S0898-8838(08)60152-X.
  36. J. Yano et al.: Where Water Is Oxidized to Dioxygen: Structure of the Photosynthetic Mn4Ca Cluster. In: Science. 314, 2006, S. 821–825, doi:10.1126/science.1128186.
  37. R. G. Alscher: Role of superoxide dismutases (SODs) in controlling oxidative stress in plants. In: Journal of Experimental Botany. 53, 2002, S. 1331–1341, doi:10.1093/jexbot/53.372.1331.
  38. Cem Ekmekcioglu, Wolfgang Marktl: Essentielle Spurenelemente: Klinik und Ernährungsmedizin. Springer, 2006, ISBN 978-3-211-20859-5, S. 148 (Sablon:Google Buch).
  39. A. Takeda: Manganese action in brain function. In: Brain Research Reviews. 41, 2003, S. 79–87, doi:10.1016/S0165-0173(02)00234-5.
  40. ^ a b Eintrag zu Mangan in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA
  41. Merkblatt zur BK Nr. 1105 Bek. des BMA v. 19.5.1964, BArbBl Fachteil Arbeitsschutz 1964, 128f.

Források[forrásszöveg szerkesztése]

  • Erdey-Grúz Tibor: Vegyszerismeret
  • Nyilasi János: Szervetlen kémia, Gondolat Kiadó, Budapest, 1975.
  • Szabó S. A., Regiusné Mőcsényi Á., Győri D. & Szentmihályi S. 1987: Mikroelemek a mezőgazdaságban. Mezőgazdasági Kiadó, Budapest, p. 44–67.
  • Webelements.com: Manganese (angolul)
  • Győri Dániel: A talaj termékenysége. Mezőgazdasági Kiadó, Budapest, 1984. p. 184–192.
  • David B. Wellbeloved, Peter M. Craven, John W. Waudby: Manganese and Manganese Alloys. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (doi:10.1002/14356007.a16_077).
  • A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1607–1620.

Fordítás[forrásszöveg szerkesztése]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Mangan című német Wikipédia-szócikk fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Commons
A Wikimédia Commons tartalmaz Mangán témájú médiaállományokat.