Mangan i jego związki
Mangan posiada konfigurację elektronową 4s² 3d⁵, dzięki czemu może występować na wielu stopniach utlenienia. Najważniejsze to Mn(II), Mn(IV), Mn(VI) i Mn(VII), które tworzą odpowiednio tlenki: MnO, MnO₂, MnO₃ i Mn₂O₇. Charakter tych tlenków zmienia się od zasadowego (MnO) przez amfoteryczny (MnO₂) do kwasowego (wyższe tlenki).
Związki manganu mają charakterystyczne zabarwienie: Mn(II) jest jasnoróżowy lub bezbarwny, Mn(IV) – brunatny, Mn(VI) – zielony, a Mn(VII) – intensywnie fioletowy. Szczególnie ważny jest manganian(VII) potasu (KMnO₄), który jest silnym utleniaczem o charakterystycznym fioletowym zabarwieniu.
W zależności od środowiska, jony MnO₄⁻ redukują się do różnych produktów: w środowisku kwasowym (H⁺) do Mn²⁺, w środowisku obojętnym (H₂O) do MnO₂, a w środowisku zasadowym (OH⁻) do MnO₄²⁻. Te różnice są podstawą wielu reakcji utleniania-redukcji z udziałem manganu.
Uwaga! Podczas bilansowania równań redoks z udziałem manganianu(VII) w środowisku zasadowym, zamiast jonów H⁺ używamy OH⁻, a zamiast wody (H₂O) używamy jonów OH⁻.
Przykładem typowej reakcji redoks jest redukcja KMnO₄ przez azotyn sodu: 2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5NaNO₃ + 3H₂O. W tej reakcji mangan(VII) redukuje się do manganu(II), a azotyn utlenia do azotanu.