Filnavn:MANGAN

MANGAN

Mn, atomnr. 25, molvekt 54,93805 g, elektronkonfigurasjon: (Ar)+3d5-4s2, smeltepunkt 1244 °C, kokepunkt 2097 °C, tetthet 7,20 til 7,44 g/cm³ (ved 20 °C). Metallet har en middels varmeutvidelseskoeffisient på 0,000022/K ved 25 °C, litt mer enn sølv, litt mindre enn magnesium. Det er en meget dårlig varmeleder, 0,0781 W/cm/K ved 25 °C, av de kjente metallene er det bare plutonium som ligger lavere. Når det gjelder elektrisk ledningsevne er det enda mer ekstremt, mangan har klart høyeste resistivitet av alle metaller, 185,0 mikrohm-cm ved 23-100 °C. Det har en middels god magnetiserbarhet på +529 cgs-enheter ved 20 °C (a-mangan), litt mindre enn palladium, men mer enn f.eks. vanadium. Mangans viktigste optiske spektrallinjer ligger i det dypt fiolette området, på 4031, 4033 og 4034 Å, men det er også noen ultrafiolette som er like sterke på 1996, 2000, 2004 og 2576 Å.

Mangan har (1981) 15 kjente isotoper og isomerer og en postulert, men bare en, 55, er stabil og forekommer i naturen. 53-isotopen har en lang halveringstid på 3700000 år. Også isotopene 52 (5,6 dager), 54 (312,2 dager) og 56 (2,58 timer) har en viss betydning i kjernekjemien. De andre har halveringstider på noen minutter eller mindre.

HISTORIE
Skinnende blå var himmelen over Anatoliakysten, det lå et perlemorshvitt dislag nede ved horisonten. Skrått var lyset som den flammende solvognen lot falle over aiolerbyene. En lett bris hadde begynt å blåse ned fra fjellene, utover havet. Under murene og mellom de enkle tegl- og tømmerhusene lå det mørke skygger.

Phano, Polos, Leuka og Sosias løp så fort de korte beina kunne bære dem og lot de hvite gevantene flagre i morgenbrisen, for de lekte sin versjon av sisten og glad latter jog gjennom luften. Portene var åpne nå, og de første landmennene var allerede på vei inn til markedet med produktene sine. Megabazos, gjøgleren, var på plass i hjørnet sitt, men han hadde lite publikum ennå. "Kom, unger," ropte han, "skal dere få se noe rart!" De ned på sanden rundt ham, pesende, rastløse, spente i blikkene. Der på bakken, mellom de magre lårene, hadde han en skål, skålen var fylt med vann, i vannet fløt det et stykke tre, på trestykket lå det en stein, avlang i fasongen. "Se nå!" Megabazos tok fram en liten kniv, løftet den foran de beundrende øynene. Den lave Solen blinket kvasst i stålet. Så senket han den mot skålen, og se! Steinen på trestykket beveget seg etter kniven når han flyttet den! "Ååååååååå!" Hvordan gjorde han det? Det måtte være et eller annet trick! Megabazos var jammen flink!! Phano, Polos, Leuka og Sosias løp skvatrende hjem til mor og far. Megabazos visste at han ville få publikum den dagen.

Like under kammen av en høyde hadde en flokk ryttere samlet seg, de hadde nørt opp bålene sine og sto og slo litt floke i den kalde gryningsluften. Ville var de av utseende, kledd i dyreskinn og ru tekstiler, lange i hår og skjegg, blanke var sverdene. De var kimmerere - barbarer, jagd ut av hjemlandet sitt ved Azovhavet av andre, enda villere rytterhorder, de utemmelige skytherne. En mann blant dem tok ordet, stor, sterk var han, en kjempe. Var det Conan? Han løftet den muskelsvellende armen og pekte mot murene som tegnet seg mot den blåhvite horisonten. "De kaller den Magnesia," sa han. "Kom!"

Vel, Magnesia ved Maiandros, grunnlagt av thessalieren Magnetes med kretensiske kolonister, lå i rykende ruiner etter dette kimmererangrepet ca. 650 år før vår tidsregning. Sakte kom den seg på fote igjen og var stor nok til å være satrapresidens under perserherredømmet. Satrapen Oroetes myrdet Polykrates fra Samos der omkring 522. Themistokles kom dit etter sin utvisning fra Athen og fikk byen i gave, sammen med flere andre byer, av perserkongen Artaxerxes I. Den lå for langt inn i landet til å være med i atenernes liga og ble siden flyttet til Thorax-fjellets østlige forberg for bedre beskyttelse. Der blomstret den under kongene av Pergamon og det republikanske Roma og fikk mange monumentale bygninger. Hegesias, grunnlegger av den asiatiske skolen i retorikken kom fra byen. Den sto imot Mithridates VI av Pontos i 87 f.v.t., og ble derfor gitt politisk frihet av seierherren Sulla, men gikk tilbake under keiserdømmet. Idag står bare ruinene igjen.

En av Magnesias eksportartikler var disse merkelige, magiske steinene som gjøgleren Megabazos forbløffet barna med denne skjebnesvangre forsommermorgenen. Thales fra Miletos beskrev dem i 585 f.v.t. og kalte dem magnetis lithos (magnesisk stein, d.v.s. stein fra Magnesia) et navn som siden er blitt hengende ved dem, senere i noe forkortet tilstand.

Det magnetiske mineralet fra Magnesia er idag kjent som magnetitt eller magnetjernstein, Fe₃O₄. Men distriktet omkring Magnesia var et mineralrikt område, og i oldtiden kjente man flere produkter som bar navn etter stedet. Magnes carneus (direkte oversatt kjøtt-magnet) er magnesitt (talkspatt eller bitterspatt), MgCO₃. Både dette og oksydet MgO, som kunne fremstilles ved å brenne magnesitten gikk også under navnet 'he Magnesia lithos' (direkte: stein fra Magnesia). Men denne betegnelsen ble forvirrende nok like fritt brukt om et tredje mineral som fantes i det samme området, nemlig brunstein eller pyrolusitt, MnO₂. 'He Magnesia lithos' ble snart forkortet til magnesia, og etterhvert ble begge substansene så mye brukt i industri og alkymi at man skilte mellom dem ved å gi dem tilnavnene h.h.v. alba (den hvite) og nigra (den svarte) etter fargene.

Magnesia nigra (som vi altså kaller brunstein) ble allerede i antikken et populært remedium i glassindustrien. Hadde du i mye av det fikk du en nydelig fiolett farge på glasset, men mest utbredt var bruken som klargjøringsmiddel. Glass som inneholdt for mye jern ble sterkt grønnfarget av Fe(II)silikat eller svakere gult av Fe(III)silikat. Med litt magnesia nigra ble Fe(II) oksydert til gult (III) av det fireverdige manganet, og siden fiolett er komplimentært til gult, ble resultatet ved riktig mengde et klart, gjennomsiktig glass. De gamle glassmakerne pleide å kalle stoffet sapo vitri, eller "glass-såpe."

I mange språk, deriblant norsk, blir magnesia uttalt "mangnesia" og dette ga opphav til litt forvirring i skrivemåten. Før år 1700 var det blitt vanlig i italienske skrifter å bruke formen manganesia, og det spredde seg også til andre språk, slik at denne formen ble brukt vekselvis med den opprinnelige.

Glass- og porselensteknologen Johann Heinrich Pott fra Berlin i kurfyrstendømmet Brandenburg opptrer i flere av grunnstoffenes historie, og var vel den første som gjorde noen vitenskapelige undersøkelser på magnesia eller manganesia nigra. Han mente at det besto av flogiston (et stoff som man da trodde var det essensielle i ilden) og en jordart som liknet den i alunet. (Jord, vann, luft og ild - man var fremdeles dypt nedgravet i alkymiens tenkemåte.) I 1740 ble han den første som fremstilte noe han kalte Chameleonmineral, nemlig kaliummanganat, K₂MnO₄. Årsaken til navnet var at han hadde løst det i vann og observert at den grønne løsningen plutselig skiftet farge til fiolett, p.g.a. at manganatet disproporsjonerte og delvis ble oksydert til permanganat.

Så, i 1770, kom det ut en publikasjon i Wien av en Ignatius Gottfred Kaim, som forteller at han varmet opp en del pulverisert brunstein med to deler 'svart fluks' og fikk ut et blåhvitt, sprøtt metall med utallige skinnende fasetter av forskjellig form og farge. Han hevdet at det var fritt for jern, men fikk liten oppmerksomhet for sin oppdagelse.

Omtrent samtidig sa den svenske mineralogen og geologen Torbern Bergman at "Mineralet som kalles svart magnesia er ikke noe annet enn et nytt metalls calx (=oksyd), og må ikke forveksles hverken med kalk (kalsiumoksyd) eller magnesia alba (magnesiumoksyd)." Han gjorde flere forsøk på å redusere oksydet, men mislyktes, og overga i 1771 arbeidet til Carl Wilhelm Scheele. Etter å ha eksperimentert i 3 år presenterte denne resultatene sine til det svenske akademiet. I det epokegjørende dokumentet som han titulerte "Om manganesia og dets egenskaper," erklærte han at manganesia var calx av et metall som var forskjellig fra alle til da kjente metaller. Enda mer oppsiktsvekkende var det kanskje at han under arbeidet med manganet hadde funnet en grønn gass som han kalte klor, samt at de opplysningene som han offentliggjorde også la grunnlaget for oppdagelsen av oksygen og barium.

I Voxna i Dalarne, omtrent midt mellom Rättvik og Ljusdal og rett vest for Söderhamn, slet en faderløs gutt seg gjennom ungdomsårene i jerngruvene, dypt under føttene på sine medborgere. Han kunne vært dømt til et kort liv med få gleder og en tidlig knekket rygg som så mange av kollegene sine, men Johan Gottlieb Gahn klarte å kjempe seg opp av gruvedypet, studerte mineralogi under Torbern Bergman og ble en ekvilibrist med instrumentene, særlig var han god til å få istand sterk varme med et "mineralogisk blåserør". Etter å ha lest Scheeles dokument kledde han en digel med fuktig trekull innvendig, hadde knust brunstein i den og fylte godt opp med mer trekullstøv. Så kittet han en annen digel fast i den første som deksel og utsatte arrangementet for intens varme i en time. Resultatet sendte han til Scheele, men Scheele var misfornøyd og kalte det "redusert pyrolusitt kombinert med mye flogiston og litt jern." Imidlertid sendte han ham 16/5 1774 tilbake en prøve av høyrenset brunstein med ordene: "Jeg venter i spenning på å se resultatet når du prøver helvetesilden din på den, og håper at du vil sende meg en bit av det så snart som mulig." Gahn gjorde ikke noen opptegnelser, og vi vet ikke når forsøket ble gjort, men 27/6 sendte Scheele et nytt brev til ham hvor han takket for manganklumpen og sa: "Jeg tror at denne brunstein-regulus er et halvmetall som er forskjellig fra alle andre halvmetaller og nær beslektet med jern." Dermed regnes mangan for å være oppdaget.

Gahn ble i 1784, 39 år gammel, utnevnt til assessor ved gruvehøyskolen i Stockholm, han var også varamann til riksdagen i 1809 og kjent som en liberal politiker. Han var en dyktig kjemiker og mineralog, og tjente som de fleste sådanne på den tiden bra med penger, han eide flere gruver og smelteovner og introduserte nye metoder i industrien. Det var i hans svovelsyrefabrikk at Berzelius oppdaget selen. Det fortelles at hans gjestfrihet overgikk det meste noen reisende hadde opplevd. Hvis en reisende i kjemi eller mineralogi eller kjemi kom på besøk viste han en nidkjærhet av nesten religiøs karakter for å finne svar på vitenskapelige spørsmål som opptok dem, han gikk inn av alle krefter både for å stimulere og tilfredsstille de besøkendes nysgjerrighet.

Underlig nok publiserte han selv nesten ingenting av det vitenskapelige arbeidet sitt. Isolasjonen av mangan er bare en av de tingene som bare er kjent annenhånds fra. Hans vitenskapelige forfatterskap begrenser seg til noen artikler om det mineralogiske blåserøret, om en følsom vekt og om smelteovnsøkonomien. Han døde i Stockholm 8/12 1818, 73 år gammel.

Bynavnet Magnesia har antagelig sin opprinnelse fra halvøya Magnesia i Thessalia øst på det egentlige Hellas, hvor de opprinnelige kolonistene sannsynligvis kom fra, personen Magnetes har sannsynligvis ikke eksistert. Magnesia er trolig opprinnelig en sammensetning av megas 'stor' + nesos 'øy'.

Megas stammer fra indoeuropeisk meg(h)- 'stor' som gjennom germansk og norrønt kommet til oss som mye, mykje og lånt gjennom dansk som meget.

Det indoeuropeiske meg(h)- er også opprinnelsen til latin magnus 'stor', magis 'mere', maior 'større', maximus 'størst', maiestas 'storhet', deus Maius 'den største guden, Jupiter', Maius 'jupiters måned, mai'. Disse ordene finner vi igjen i våre låneord magnum, mester, magister, major, meieri, maksimal, majestet, mai m.fl.

Det greske ordet nesos har ukjent opprinnelse, men siden ordet også ofte brukes om halvøyer, går det an å gjette på at det har sammenheng med indoeuropeisk nas- 'nese, nesebor', som også gjennom germansk og norrønt er opphavet til vårt nes og nese. Samme opprinnelse har latin nasus 'nese' og nos 'snute' som er opphavet til noen fremmedord, bl.a. kanskje narr, som kan være kommet gjennom tysk fra en senlatin form nario 'en som spotter, rynker på nesen av noe'.

Som nevnt har også byen Magnesia gjennom formen magnetes lithos gitt opphav til ord som magnet, magnetisk o.s.v.

GEOLOGI
Mangan er det 21. hyppigste grunnstoff i universet, og utgjør etter vanlige estimater 0,020 % av all masse som ikke er hydrogen eller helium. Her nede hos oss ligger det enda høyere, og med 0,09 vekts-% av den faste, øvre jordskorpen ligger det helt oppe på en 12.-plass. Jordas jernkjerne inneholder sannsynligvis ca. 1,5 % mangan.

Manganmineraler er ikke særlig løselig i vann, så i sjøvann ligger det lavt, med bare 0,00000002 vekts-% nede på en 37.-plass. En av de store sensasjonene på 1970-tallet var imidlertid oppdagelsen av store mengder mangannudler... æh mangannoduler får vi vel kalle dem, på bunnen av verdenshavene. Senere er de også funnet på bunnen av store innlandssjøer som Lake Superior, Michigan etc. De likner poteter i farge og fasong, men kan variere mye i størrelsen. Typisk kan de inneholde ca. 20 % hver av jern og mangan og rundt en halv prosent kobolt, nikkel og kobber. Ressursene er enorme, men merkelig nok har ingen satt igang utnyttelsen av dem enda.

I hyppighetsstatistikken drar mangan fordeler av at den ligger i skråningen opp mot jern, hvor isotopene har mindre bindingsenergi pr. nukleon enn noen andre, slik at det ikke er mulig å få noen energigevinst ved å slå sammen eller spalte disse kjernene. I stjerner, som bruker slike prosesser for å skaffe seg energi, dannes det derfor veldig mye av disse nuklidene, jernisotopene og deres naboer, når brennstoffet i stjernene begynner å nærme seg slutten.

Som en av Jordens hovedbestanddeler (12.-plass er ikke verst!) har mangan en vidt utbredt mineralogi, og regnes (1977) som en hovedkomponent av hele 300 mineraler. Av de grunnstoffene som mangan forekommer sammen med i disse mineralene er oksygen vanligst, med 292 mineraler (av de 8 som ikke inneholder oksygen er 6 sulfider og 2 klorider), deretter hydrogen med 185 (74 er hydrater, d.v.s. inneholder krystallvann), jern 128, silisium 111, kalsium 82, magnesium 66, fosfor 59, natrium 47, aluminium 41, sink 33, arsen 31, titan 27, kalium 26, svovel 23 (16 sulfater, 7 sulfider), fluor 20, bly 17, barium 16, bor, klor og niob 15, antimon 10, litium, karbon (alle karbonater) og tantal 9, strontium 7, beryllium og vanadium 6, tinn og wolfram 5 og noen færre av noen av de andre grunnstoffene.

Mangan opptrer i mineraler nesten utelukkende kationisk i oksydasjonstrinn +2. Det er noen få mineraler hvor det deltar i +3-trinnet og en liten håndfull +4-mineraler, ingen høyere. I +2 har metallet nesten samme ioneradius som jern i det samme trinnet, og et viktig trekk ved manganmineralogien er alle blandingsmineralene hvor mangan og jern forekommer om hverandre i de samme krystallografiske posisjonene. Det samme gjelder i noe mindre grad magnesium og kalsium.

I de primære mineralene, de som kommer opp fra Jordas indre, er det oksydasjonstallet +2 som dominerer helt, med noen få +3-mineraler. Men manganmineraler er utsatt for forvitring, de oksyderes av luft og vann og omdannes først til manganets versjon av rust, vannholdig oksydhydroksyd, MnO(OH), så videre til dioksyd, MnO₂, medeller uten vann. Det er disse sekundære mineralene som utgjør de største manganmalmressursene. Siden manganmineraler forvitrer lett, føres mye Mn(II)-ioner ut i havet, men blir ikke værende i løsning da det igjen oksyderes av luftoksygenet som er løst i vannet, felles som oksydhydroksyd og lagrer seg som noduler nede på bunnen.

Pyrolusitt eller brunstein, MnO₂, er det viktigste manganmineralet, det er gråsvart, med svart strek og forekommer i masser av små, heksagonale krystaller eller som et brunt pulver. Det er aldri primært, men dannes ved forvitring av andre manganmineraler. Store forekomster i de gamle sovjetrepublikkene.

Av de andre manganertsene er også de sekundære de viktigste:

Manganitt er et monoklint mineral med sammensetning MnO(OH). Det er jernsvart med brun strek, ugjennomsiktig med ufullkommen metallglans og en eneste velutviklet spalteretning. Hardhet 3,5-4. Det er et forvitringsmineral som dannes ved forholdsvis lave temperaturer. Drives på mangan i utlandet, er påvist i Norge ved Kristiansand.

Psilomelan er en svart og jordaktig mye brutt manganmalm som er en oksydfase av varierende sammensetning med forskjellige mengder barium, kalium, natrium og vann.

Andre, primære mineraler som er mer eller mindre aktuelle som manganmalm:

Rodokrositt er et trigonalt rosa mineral, et mangankarbonat, MnCO₃, som er beslektet med kalkspatt. Sjeldent i Norge, men finnes i Botnedalen i Telemark.

Rodonitt, (Mn,Fe,Ca,Mg)SiO₃, er et rosa, trigonalt mineral med perlemorsglans. Finnes på mangan- og jernforekomster, men sjelden i Norge: Klodeberg ved Arendal, Grua på Hadeland.

Braunitt, 3Mn₂O₃.MnSiO₃ er et tetragonalt, mørkt mineral som i Norge er kjent fra kisforekomster i Telemark.

Hausmannitt er et tetragonalt mineral med sammensetning Mn₃O₄ som forekommer i manganertser, i Norge i Leksvik i Nordtrøndelag.

Haueritt er MnS₂, et kubisk mineral i pyrittgruppen.

Alabandin, manganblende eller manganglans er MnS, et kubisk mineral som er forholdsvis sjeldent, men forekommer på ertsganger f.eks. i Siebenbürgen, Lilleasia, Mexico og Brasil.

Spessartin, Mn₃Al₂(SiO₄)₃, er mangangranaten. Krystalliserer kubisk, i ren tilstand rosa i fargen, men forekommer mest som tilblanding til almandin, Fe₃Al₂(SiO₄)₃, med 20-40 % i noen pegmatittganger.

Helvin, Mn₄Be₃(SiO₄)₃S, er et gult, grønt eller rødligbrunt, kubisk mineral med en litt uvanlig sammensetning. Finnes i pegmatitt eller på kontaktforekomster, f.eks. i Oslofeltet.

Mangan opptrer også som underordnet bestanddel, men ofte i betydelige mengder i en rekke mineraler, som regel sammen med jern:

Ankeritt, Ca(Fe,Mg,Mn)(CO₃)₂ er et gult til brunlig, trigonalt mineral beslektet med kalkspatt, egentlig en variant av dolomitt.

Astrofyllitt, (K,Na)₃(Fe,Mn)₇Ti₂Si₈O₂₄(O,OH)₇, krystalliserer triklint, i gyllenbrune blader som kan likne glimmer og ble oppdaget i Norge, i Langesund i 1854.

Kloritoid, (Fe,Mg,Mn)₂Al₄Si₂O₁₀(OH)₄ er et grønnligsvart, monoklint eller triklint mineral som finnes i visse trykk- og temperaturomvandlede skifere. Kjent i Norge fra Stavangerfeltet.

Columbitt, (Fe,Mn)(Nb,Ta)₂O₆, er et rombisk mineral av mørk farge, hardhet 6, tetthet 5,2 g/cm³. Typisk for mange granittpegmatitter. Finnes flere steder i Norge.

Tantalitt, (Fe,Mn)(Ta,Nb)₂O₆ er et rombisk mineral som i Norge er funnet på pegmatittganger ved Iveland.

Viridin, (Al,Mn)₂SiO₅, er et grønt, rombisk leirmineral.

Wolframitt, (Fe,Mn)WO₄, et monoklint, meget tungt mineral som har vært drevet i Ørsdalen i Bjerkreim i Dalane.

Zinkitt, sinkitt eller rødsinkerts er (Zn,Mn)O, et heksagonalt mineral som er farget rødt av manganet og brytes for sinkinnholdet.

Ametyst er kvarts (SiO₂) med et lite tilskudd av mangansilikat som farger kvartsen fiolett på samme måte som brunsteinen gjør i glass.

De viktigste manganprodusentene er Ukraina, Armenia, Georgia, Sørafrika, Ghana, Gabon, Congo, Marokko, Brasil, India og Kina. Mangangruvene i Långban nær Filipstad i Sverige er kjente for sin rikdom av sjeldne mineraler.

KJEMI
Mangan hører til gruppe 7 (også kalt 7b eller VIIB eller side/bigruppe 7) i det periodiske systemet. Det er et lyst stålgrått, middels hardt metall (5,0 på Mohs skala, litt hardere enn rent jern). Det har et halvfylt 3d-skall og altså et maksimalt antall elektroner som spinner samme vei, og burde derfor ha gode magnetiske egenskaper. Det er paramagnetisk ved romtemperatur, men kan gjøres ferromagnetisk ved spesialbehandling, samt ved legering med kobber. Mangan opptrer i fire ulike krystallstrukturer: alfa-mangan, som er stabil opptil 727 °C, beta-mangan derfra opp til 1095 °C, gamma-mangan opp til 1133 °C og delta-mangan opp til smeltepunktet. Alfa- og betamodifikasjonene har begge en komplisert struktur med kubisk enhetscelle, noe som gir en uvanlig sprø konsistens. Mangan er et metall som det er lett å pulverisere. Beta'en kan opptre også ved romtemperatur hvis den bråkjøles. Gammaformen har en flatesentrert tettpakket kubisk struktur, mens deltaformen er romsentrert kubisk. Begge disse er smidigere og bløtere enn de to andre.

I kompakt form anløper mangan noe i fuktig luft, men danner et beskyttende oksydlag og angripes deretter bare sakte. I finfordelt form oksyderes det lett og viser alment stor reaktivitet overfor mange reagenser. Det løses lett i syrer, også de oksyderende, og reagerer livlig med f.eks. fluor, klor, oksygen, svovel, nitrogen, fosfor, karbon, silisium og bor ved oppvarming. Det korroderer også sakte i vann, omtrent som jern, ved oppvarming går prosessen raskt, med hydrogenutvikling.

Mangan har en rik og variert redokskjemi og kan opptre i alle oksydasjonstrinn fra +2 til +7, men +5 har liten stabilitet og +4 er kjent bare fra noen få forbindelser, deriblant riktignok den aller viktigste, brunstein. De stabileste er +2 og +7, noe som har sammenheng med manganets elektronkonfigurasjon med et 3d-skall som med 5 elektroner er halvfylt og dermed forholdsvis vanskelig å bryte opp, pluss de to 4s-elektronene. Elektronkonfigurasjonen er også årsak til manganets relativt lave smelte- og kokepunkt sammenliknet med naboene Cr og Fe, fordi d-elektronene deltar lite i metallbindingene.

At det bare er to ledningselektroner forklarer også delvis metallets dårlige elektriske ledningsevne. Det halvfylte d-skallet hvor alle elektronene har likt spinn gir også mangan sterk magnetisme, noe som antakelig har negativ effekt på ledningsevnen. Mangan kan har for tett krystallstruktur ved vanlige forhold til å danne ferromagnetiske domener, men ved å "fryse" en romsligere krystallstruktur eller legere inn visse fremmedatomer som f.eks. kobber, kan det gjøres ferromagnetisk. De fleste manganforbindelsene er også paramagnetiske.

I de to lavere oksydasjonstrinnene er mangan overveiende basisk og foreligger i løsninger som to- og treverdige kationer. I de tre øvre er det i økende grad surt og foreligger som oksoanioner, manganat(V) og (VI) og permanganat(VII). I oksydasjonstrinn +4 er det amfotert og kan omtrent like lett foreligge kationisk som anionisk. Som alle overgangsmetallene har mangan både sterke, vakre og karakteristiske farger i alle oksydasjonstrinnene. Mn²⁺ er rosa, Mn³⁺ dypgrønt, MnO₄^3- blått, MnO₄^2- mørkegrønt og MnO₄^- fiolett. Fargeforandringene ga opphav til betegnelsen chameleonmineral på visse manganforbindelser tidlig i kjemihistorien. Mn(IV)-forbindelsene er som regel svarte.

Mn(II)-ionene har mange likhetstrekk med Mg(II)- og Fe(II)-ionene, og danner lettløselig klorid, sulfat og nitrat, mens fluoridet, oksydet, sulfidet, karbonatet og fosfatet er tungtløselige. Ionet er stabilt i sur løsning, men viser en svak tendens til hydrolyse i nøytral, med en sakte utfelling av hvitt mangan(II)hydroksyd som blir brunt p.g.a. oksydasjon. I basisk løsning oksyderes det raskt til brunstein, som danner et brunt bunnfall. Hvis Mn(II)løsninger tilsettes base, felles hydroksydet. Dette oksyderes lett til brunstein via et treverdig oksyhydroksyd MnO(OH). Luftoksygenet er et tilstrekkelig oksydasjonsmiddel.

Det finnes mange treverdige faste forbindelser av mangan, men i vannløsning er trinnet stabilt bare i komplekser med fluorid, cyanid eller oksalat. I sur løsning disproporsjonerer frie Mn(III)-ioner raskt under felling av brunstein: 2Mn³⁺ + 2H₂O = Mn²⁺ + MnO₂ + 4H⁺. I nøytral og basisk løsning felles oksydhydroksyd, som lett oksyderes videre til brunstein.

En særegenhet ved mangankjemien er det fireverdige dioksydet, som har meget stor stabilitet i luft og er sluttprodukt ved mange redoksprosesser med mangan. Alle andre mangan(IV)forbindelser har svært liten stabilitet, men det er interessant at trinnet er amfotert og kan opptre både surt og basisk.

Med egnede oksydasjons- eller oksydasjonsmidler er det mulig å fremstille manganat(V)-ioner, MnO₄^3-. De er nokså lite stabile, men holder seg i sterkt basisk løsning.

Med manganat menes vanligvis det seksverdige manganatet(VI), MnO₄^2-. Manganationet er intenst grønt av farge. I nøytral eller sur løsning disproporsjonerer det raskt i brunstein, som felles, og permanganat, som farger løsningen fiolett: 3MnO₄^2- + 4H⁺ = MnO₂ (s) + 2MnO₄^- + 2H₂O. I mer moderne tid er det manganatet som har hatt betegnelsen kameleonmineral eller den mineralske kameleon.

Manganat(VII), MnO₄^- , er mer kjent som permanganat, etter analogi med perkloratet. Dette ionet har en meget sterk fiolett farge, og er et sterkt oksydasjonsmiddel. I sterkt basisk vannløsning reduseres det til manganat under utvikling av oksygen: 4MnO₄^- + 4OH^- = 4MnO₄^2- + O₂ (g) + 2H₂O. I svakt basisk og nøytral løsning reduseres det til brunstein: MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- = MnO₂ (s) + 4OH^-. I sur løsning reduseres det til Mn(II): MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O. Siden det oksyderer klorid til klor kan ikke saltsyre brukes til surgjøringen, men heller oksyderende syrer som svovel- og salpetersyre. Permanganat oksyderer også vann langsomt og vannløsningen kan derfor ikke brukes som standardløsning, men den kan brukes i analyse og syntese uten merkbar feil hvis den tillages samme dagen.

En rekke dobbeltoksyder, dobbeltsalter og komplekssalter og oksosalter av mangan(II) med andre overgangsmetaller er kjent: heksakloroplatinatet, MnPtCl₆.6H₂O, kromittet, MnCr₂O₄, ferrocyanatet, Mn₂Fe(CN)₆.7H₂O, heksajodoplatinat MnPtI₆.9H₂O, tantalat, Mn(TaO₃)₂ og titanat, MnTiO₃.

Mangan danner to borider, et monoborid, MnB, og et diborid, MnB₂. De er harde, dekomponerer i vann, men løses i syrer.

Et fluorogallat, MnGaF₅.7H₂O er rosa og lettløselig i vann.

Et mangankarbid, Mn₃C, likner boridene i egenskapene og ikke det tilsvarende jernkarbidet (cementitt).

Hvis en CO₂-mettet løsning av natriumbikarbonat settes til en mangankloridløsning felles et svakt rosa mangankarbonat, MnCO₃.H₂O. Det er uløselig i vann, men løses i syrer. Spaltes ved oppvarming.

Som flere andre overgangsmetaller danner også mangan en rekke interessante komplekse forbindelser med ligander som karbonyl (CO) og nitrosyl (NO) hvor det formelle oksydasjonstallet kan få unormale verdier. I slike forbindelser har nitrosyl og karbonyl formelt oksydasjonstallet 0, og manganets regnes ut i forhold til dette. Eksempler er dimangandekakarbonyl, Mn₂(CO)₁₀, mangantrinitrosylmonokarbonyl, Mn(NO)₃CO og pentakarbonylmanganmonoklorid, [Mn(CO)₅]Cl. Også forbindelser med cyanid (CN) og derivater av cyanid kan oppføre seg på liknende måte, da med -1 som formelt oksydasjonstall på liganden. Eksempel: pentakaliumheksacyanomanganat, K₅[Mn(CN)₆]. Men i disse forbindelsene er ikke bindingsforholdene slik at vanlige valensberegninger har full gyldighhet.

Heksamanganocyansyre(II), H₄Mn(CN)₆, er et fast stoff som er uløselig i vann og dekomponerer ved oppvarming. Et tiocyanat, Mn(SCN)₂.3H₂O, er løselig i vann, lett i varmt, også lett løselig i alkohol. Mangan(II)acetat, (CH₃COO)₂Mn.4H₂O, er luftbestandig og krystalliserer i gjennomsiktige, blekrosa nåler eller tavler. Det er løselig i vann. Det finnes også et mangan(III)oksyacetat, med en komplisert struktur: CH₃COO[(CH₃COO)₆Mn₃O]. Det brune valeratet, (C₄H₉COO)₂Mn.2H₂O, er også vannløselig. Mangan(II)oksalat, MnC₂O₄, er et hvitt, krystallinsk pulver som er uløselig i vann. Det har rosa hydrater som løses, men tungt. Et mangan(II)benzoat, (C₆H₅COO)₂Mn.4H₂O, krystalliserer i blekrøde plater og er løselig i vann. Laktatet, (CH₃CHOHCOO)₂Mn.3H₂O, er blekrødt og lett løselig i vann, særlig varmt. Løses også i alkohol. Citratet, Mn₃(C₆H₅O₇)₂, er et hvitt-rødlig pulver som er tungtløselig i vann, men løses i en natriumcitratløsning p.g.a. kompleksdannelse.

Silicidene er MnSi₂, MnSi og Mn₂Si. De er alle uløselige i vann. Silikatet MnSiO₃ er uløselig i vann og syre, smelter ved 1323 °C og er rødt, men kan altså farge glass eller kvarts med en fin, fiolett ametystfarge. Fluorosilikatet MnSiF₆.6H₂O, er rosa og løses meget lett i vann.

Mangan brenner i nitrogengass ved 1200 °C og danner et nitrid, Mn₃N₂. Fosfidene, MnP og Mn₃P₂, er mørkegrå, smelter over 1000 °C og løses ikke i vann. Tre arsenider, MnAs, Mn₂As og Mn₃As₂, er alle uløselige vann. Det sistnevnte sies å være magnetisk, men eksistensen er usikker.

Det blekrosa mangan(II)nitratet, Mn(NO₃)₂, danner mange hydrater med lavt smeltepunkt (f.eks. 26 °C for heksahydratet) som smelter til en rødfarget væske. Mangan(II)ortohydrogenfosfatene Mn(H₂PO₄)₂.2H₂O og MnHPO₄.3H₂O løses i vann, men det helsubstituerte Mn₃(PO₄)₂.3H₂O gjør det ikke. Pyrofosfatet Mn₂P₂O₇ er uløselig, også den trihydratiserte formen. Ortofosfitt, MnHPO₃.H₂O er tungt løselig i vann. Hypofosfittet, Mn(H₂PO₂)₂.H₂O løses forholdsvis lett i vann, men ikke i alkohol. Alle disse fosfatene er blekrosa til røde. Mangan(III)ortofosfatet, MnPO₄.H₂O, er et grått, krystallinsk pulver som ikke løses i vann. Det finnes også et metafosfat i dette oksydasjonstrinnet, som skrives Mn₂(PO₃)₆.2H₂O og er løselig i vann.

Manganets oksygenforbindelser har en tendens til å avvike fra eksakt støkiometri, slik oksydene til mange andre grunnstoffer med flere oksydasjonstrinn har. Monoksydet, MnO, er et grågrønt til gressgrønt pulver som er sluttproduktet for reduksjonen av alle manganoksyder med hydrogen. Når brunstein oppvarmes i luft inntil 900 °C fås mangan(III)oksyd, Mn₂O₃ som et brunsvart pulver (men også en annen allotropisk modifikasjon er kjent). Ved enda høyere temperatur avgis mer oksygen og vi får blandingsforbindelsen Mn(II,III)oksyd, Mn₃O₄, et ildrødt pulver eller svarte krystaller med metallglans. Det er også dette som er sluttproduktet når mangan brenner i luft. Det er også fremstilt et mangan(II,IV)oksyd, Mn₅O₈, ved å oksydere (II,III)oksydet. Mangan(IV)oksydet er brunstein, MnO₂. Det er tungt løselig i vann og felles ved mange redoksprosesser med mangan i vannløsning. Mangan(VII)oksyd, Mn₂O₇, kan fremstilles ved reaksjon mellom permanganat og sterkt avkjølt (<-5 °C) svovelsyre. Det er en flyktig, oljeaktig, mørkt grønnbrun væske, meget eksplosiv, like slagømfintlig som kvikksølvfulminat (knallkvikksølv). Det holder seg i tørr luft, men spaltes i fuktig luft til brunstein og en blanding av oson og oksygen. Oksydet er anhydridet til permangansyren, den som permanganatene er avledet av.

Mangan(II)hydroksyd, Mn(OH)₂, felles som et hvitt, geléaktig bunnfall når Mn(II)-løsninger gjøres basiske. Fellingen går ikke med ammoniakk fordi det dannes løselige amminmangankomplekser. Hydroksydbunnfallet farges raskt brunt fordi det oksyderes av luftoksygenet til mangan(III)oksydhydroksyd, MnO(OH). Et trihydroksyd finnes ikke. Det er kjent flere dobbeltoksyder med Mn(III)oksyd og alkalioksyder, bl.a. et tilsynelatende ekte salt K₆Mn₂O₆, som inneholder atskilte Mn₂O₆^6--ioner. I alle oksydasjonstrinnene over +4 kan mangan opptre surt og danne ekte salter med mer basiske grunnstoffer, men bare permangansyren(VII) kan fremstilles i ren form. Manganater(IV) eller manganitter, f.eks. CaMnO₃, kan fremstilles ved å smelte sammen brunstein og basiske oksyder. De er løselige i vann, men spaltes i nøytral eller sur løsning. De er ikke ekte salter, krystallene inneholder ikke veldefinerte manganittioner. Hvis permanganat løst i iskald natronlut reduseres med sulfittioner fås en blå løsning som det er mulig å krystallisere et ustabilt natriummanganat(V), Na₃MnO₄.10H₂O, fra.

Manganat(VI) kan fås ved sammensmelting av mangandioksyd og alkalihydroksyder ved forsiktig oksydering med f.eks. luftoksygen, salpeter eller natriumperoksyd. Bare natrium- og kaliumsaltene har vært fremstilt, og natriumsaltet bare i hydratisert form. De løses lett i basiske vannløsninger. I nøytrale og sure disproporsjonerer de.

Permanganater kan fremstilles ved å oksydere en manganatløsning med klor eller oson, eller ved anodisk oksydasjon. Alkali- og jordalkalipermanganatene er lettløselige i vann, men er meget sterke oksydasjonsmidler, særlig i sur løsning. Det er også kjent et sinkpermanganat. Som magnesiumpermanganatet er det meget reaktivt. Redokstitrering med kaliumpermanganat pleier å foregå ved at man drypper det som skal titreres ned i en permanganatløsning som er surgjort med en syre som ikke kan oksyderes av permanganatet. Dermed reduseres permanganatet helt ned til Mn(II), som har en svak farge, og overgangen sees lett. Ren permangansyre, HMnO₄, er sterkt hygroskopisk og spaltes ofte heftig ved temperaturer over +3 °C. En fiolett vannløsning av den kan fås ved forsiktig tilsetning av vann til det grønne mangan(VII)oksydet.

Mangan(II)sulfid, MnS, felles når Mn(II)-løsninger tilsettes ammoniumsulfid. Fellingen med sulfidioner er fullstendig bare i basisk løsning. Ferskt bunnfall er lyserødt(kjøttfarget). Uten lufttilgang blir det grønt p.g.a. krystallisering, med lufttilgang brunt p.g.a. oksydasjon. Det ferske bunnfallet går i oppløsning igjen hvis det tilsettes syre. Mangandisulfid, MnS₂, er ikke som dioksydet en Mn(IV)-forbindelse, men et toverdig polysulfid hvor svovelatomene er kovalent forbundet med hverandre. Både MnS, MnSe og MnTe er sterkt antiferromagnetiske, d.v.s. at strukturen har understrukturer som er magnetiserte, men i hver sin retning, slik at de opphever hverandre.

Mangan(II)sulfat, MnSO₄, fås med svovelsyre og hvilket som helst oksyd av mangan. Det er hvitt og vannløselig og fra løsning kan det fås flere rosafargede hydrater med forskjellige mengder krystallvann, mer jo lavere temperaturen er. Det mest brukte er tetrahydratet, som fås ved 35-40 °C. Alle hydratene unntatt monohydratet forvitrer langsomt i fri luft. Et ditionat, MnS₂O₆, er løselig i vann, særlig i varmt. Mangan(III)sulfat, Mn₂(SO₄)₃, er grønt, dekomponerer i vann og ved oppvarming til 160 °C. Selenatet, MnSeO₄, er også vannløselig og har flere hydrater. Selenittet, MnSeO₃.2H₂O er meget tungt løselig.

Mangandifluorid, MnF₂, danner røde, tetragonale krystaller eller et rødlig pulver som smelter ved 856 ºC og er løselig i vann. Trifluoridet, MnF₃, danner røde krystaller som øyeblikkelig hydrolyseres i vann, men de tåler varme. Det er også kjent et ustabilt blått tetrafluorid, MnF₄, og et mangan(VII)oksyfluorid MnO₃F, en væske som eksploderer ved romtemperatur. Mangan(II)klorid, MnCl₂, kan fås ved å brenne mangan i klorgass. Det er rosafarget, lett løselig i vann og krystalliserer ut av løsningen med 4 molekyler krystallvann hvis den inndampes. En slik mangandikloridløsning er også resultatet når man fremstiller klorgass av brunstein og saltsyre: MnO₂ + 4 HCl(aq) = MnCl₂ (aq) + 2H₂O + Cl₂. Et svart triklorid MnCl₃ kan dannes ved å klorere MnO(OH) i karbontetraklorid ved lav temperatur. Det begynner å avgi klor ved -40 °C, men danner purpurfargede løsninger i dietyleter som er rimelig stabile ved -10 °C. En av de få rimelig stabile mangan(V)forbindelsene er et mangan(V)oksyklorid, MnOCl₃, som dekomponerer til oksygen og triklorid over 0 °C. Det finnes også et mangan(VII)oksyklorid MnO₃Cl. Begge disse stoffene er grønne, flyktige, eksplosive væsker. Et brunt mangan(VI)oksyklorid, MnO₂Cl₂, er uhyre ustabilt. Det er også kjent et dibromid MnBr₂ og et dijodid, MnI₂. Det kan dannes halogenidkomplekser med mangan i de tre laveste oksydasjonstrinnene og i en rekke forskjellige konfigurasjoner. Dikaliumheksafluoromanganat, K₂MnF₆, er en av de få stabile Mn(IV)forbindelsene, og krystalliserer som gule, heksagonale tavler som hydrolyserer i vann. Den tilsvarende klorforbindelsen er ikke stabil.

Av organometalliske forbindelser kan nevnes cyklopentadienylmangan (C₅H₅)₂Mn, som er brunt og antiferromagnetisk under 180 °C, men mellom denne temperaturen og 193 °C er det rosa og har høyt spinn. Også andre organiske derivater av denne forbindelsen og endog forbindelser hvor et annet metall erstatter hydrogenet i cyklopentadienet er kjent. En forbindelse mellom Mn(IV) og bisyklo(2,2,1)heptan (også kalt norbornylan), en forbindelse som likner sykloheksan, men har en tverrforbindelse mellom to punkter i periferien v.hj.a. en CH₂-gruppe, er bemerkelsesverdig stabil så lenge den oppbevares i mørke, men den spaltes av lyset. Likevel er det underlig nok fastslått at den har en grønn farge. Flere komplekser med organometalliske manganforbindelser med karbonyl, cyan og cyanderivater er kjent og har en omfattende kjemi. Mangan kan også danne komplekser med en lang rekke organiske forbindelser.

Analyse:

Løsninger med manganioner i forskjellige oksydasjonstrinn har karakteristiske absorpsjonsbånd og kan analyseres spektrofotometrisk. Den sterke fargen til manganat- og permanganationene kan registreres i svært lave konsentrasjoner, hvis det er aktuelt å bruke oksydasjonsmidler på prøven. Redokstitrering er også velegnet for mangananalyse. Meget velegnet er også nøytronaktiveringsanalyse, da isotopen som dannes, ⁵⁶Mn, har en hensiktsmessig halveringstid på 2,58 timer, god strålingsintensitet selv ved meget lav aktiveringsgrad og uvanlig veldefinerte og karakteristiske gammalinjer.

Fremstilling:

Mangan kan fremstilles ved å redusere brunstein eller andre oksydmalmer med aluminium i sterk varme, men renheten av produktet blir ikke overveldende. Rent mangan kan fås effektivt ved elektrolyse av en mangan(II)sulfatløsning. Sulfatet fremstilles av oksyder som beskrevet over.

Manganmalm inneholder gjerne en del jern, og i industrien er produktet som regel såkalt ferromangan, med manganinnhold på 20-80 %, fremstilt av oksydmalmer ved reduksjon med kull eller koks i masovn eller elektriske ovner. Er malmen fattigere på mangan (manganholdig jernmalm) fås såkalt speiljern, med store, blanke krystallblad av manganholdig cementitt (Fe₃C). Sammensetningen kan være en 5-20 % Mn, 4-5 % C og resten jern. En god del ferromangan og en tredje variant, ferrosilikomangan (også kalt bare silikomangan) med 65-70 % Mn, 15-20 % Si, 1,5 % C og resten jern, har vært laget i Norge i Porsgrunn og Sauda og på Notodden, med importert malm.

Demonstrasjonsforsøk:

Mangan er et takknemlig grunnstoff for kjemilærere. Mange iøynefallende demonstrasjoner kan gjøres, og har også blitt gjort siden kjemiundervisningens barndom. Velkjent er fremstillingen av oksygen ved oppvarming av kaliumpermanganat: 2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂. Denne metoden er tryggere å bruke enn med kaliumklorat, p.g.a. eksplosjonsfaren.

Mangan(VII)oksyd er også et artig kjemikalium med litt futt i. Sett et reagensrør loddrett i stativ. Hell konsentrert svovelsyre et par cm opp i røret og deretter minst like mye av en organisk væske, f.eks. etanol, propanol eller aceton. Prøv å unngå at de blander seg for mye. Skuff så nedi noen krystaller kaliumpermanganat med en spatel. Når krystallene har dalt ned til svovelsyren dannes mangan(VII)oksyd, som reagerer med den organiske væsken under fine lys- og lydfenomener. Tar seg særlig bra ut med lyset av. Det kan være lurt å holde et begerglass e.l. over reagensrøret for å unngå problemer med svovelsyresprut. Reaksjonen kan vare i 5-10 minutter. Likninger:

2KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O.

2Mn₂O₇ + C₂H₅OH = 4MnO₂ + 2CO₂ + 3H₂O.

De katalytiske egenskapene til brunstein kan demonstreres fint ved å fremstille oksygen ved forsiktig oppvarming av kaliumklorat med og uten tilsetting av en knivsodd brunstein. Med brunsteinen går det mye fortere, mye mindre oppvarming trengs. Vei brunsteinen før bruk, vask ut kaliumklorat-kloridblandingen etter reaksjonen, vei brunsteinen som ikke er løselig i vaskevannet og se om det er brukt opp noe. Prøv også med å varme opp kaliumkloratet til smeltepunktet. Sjekk med en glødende stikke at det ikke dannes oksygen. Ta reagensrøret bort fra varmen og ha i litt brunstein. Nå dannes det oksygen selv om røret kjøles ned til under smeltepunktet for kloratet.

En annen god demonstrasjon kan være redokstitrering med kaliumpermanganat. Løs en kjent mengde jern(II)sulfat i fortynnet svovelsyre og drypp nedi en kaliumpermanganatløsning med kjent konsentrasjon fra en byrette til fargeforandringen er permanent. Avles volumet og bestem dermed hvor mye permanganat som er brukt og hva reaksjonslikningen er.

Prøv å lage grønt natriummanganat ved å smelte sammen svartbrun brunstein eller rosa mangan(II)klorid med hvit soda og salpeter. Løs det grønne manganatet i vann og observer hvorfor det kalles den mineralske kameleon. Hvis det går tregt, prøv å gjøre vannet surere ved å blåse litt karbondioksyd fra lungene ned i det gjennom et sugerør.

Noen viktige manganforbindelser:

Mangan(IV)oksyd, mangandioksyd, brunstein, pyrolusitt, sapo vitri eller magnesia (manganesia) nigra, kjært barn har mange navn. Svarte, rombiske krystaller eller brunsvart pulver. Tetthet 5,026 g/cm³. Avgir oksygen ved oppvarming over 535 °C. Uløselig i vann. Løses i saltsyre, ikke i salpetersyre eller eddiksyre. Med kald, konsentrert saltsyre fås en mørkebrun løsning som inneholder Mn(IV)ioner. Med mer varme reduseres manganionene til toverdig, og det avgis klor, slik Scheele observerte i 1771-74. Fortsatt en mye brukt metode til å fremstille klor. Forbindelsen er ikke helt støkiometrisk, og inneholder vanligvis rundt 1,97 O pr. Mn.

Kaliumpermanganat, dypfiolette, rombiske krystaller, tetthet 2,703 g/cm³. Avgir oksygen ved oppvarming over 240 °C. Løselig i vann og i svovelsyre. Meget lett løselig i lut og i aceton. Dekomponerer i alkohol. Et meget brukt oksydasjonsmiddel, særlig til titrering, p.g.a. den sterke fargen.

Kaliummanganat, grønne rombiske krystaller som dekomponerer i vann og ved oppvarming til 190 °C, men danner en stabil løsning i kalilut.

Mangan(II)sulfat, lyserøde krystaller, tetthet 3,25 g/cm³, smeltepunkt 700 °C, dekomponerer ved 850 °C. Lett løselig i vann. Løselig i alkohol, ikke i eter. Kan krystallisere fra vannløsning med 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7 molekyler krystallvann. Den vanlige handelsvaren er med 4.

Mangan(II)sulfid, grønne, kubiske krystaller som er tungt løselige i vann men løses i alkohol og svake syrer. Uløselig i en ammoniumsulfidløsning. Dekomponerer ved oppvarming. Når det dannes fra en vandig Mn(II)-løsning ved felling med ammoniumsulfid dannes først en av to rødlige amorfe faser. Ved henstand uten lufttilgang eller ved oppvarming fås den grønne krystallinske. Kommer luft til farges det brunt av oksydasjonsprodukter.

Mangan(VII)oksyd, en mørkerød, oljeaktig, hygroskopisk væske. Tetthet 2,396 g/cm³. Smeltepunkt 5,9 °C. Avgir oksygen ved forsiktig oppvarming til 55 °C. Eksploderer over 95 °C. Meget lettløselig i kaldt vann. Dekomponerer i varmt. Løselig i svovelsyre.

BIOLOGI
Mangan er et nødvendig næringsstoff for både planter og dyr. I planteriket katalyserer det klorofylldannelsen og er involvert i nitratreduksjonen i grønne planter og alger. Manganinnholdet er forskjellig i forskjellige plantematerialer, fra 0,18 g/kg tørrstoff for furuved til 5,86 g for reddikblader. Det er Mn(II)ioner som opptas i plantene, og planter som vokser i basisk jord får ofte manganmangel fordi manganet der oksyderes lettere. Manganmangelen ytrer seg i grå eller lyse flekker på bladene. Ved gjødsling forhindres oksydasjon ved surgjøring eller ved å binde Mn(II) til vanskelig oksyderbare komplekser.

Hos dyr (deriblant mennesker) inngår mangan i enzymsystemet, det virker som en katalysator for kalsium- og fosforomsetningen og er uunnværlig for å oppnå en normal beinstruktur. Det er også muligens viktig for å nyttiggjøre vitamin B1. Mangan i kroppen er særlig konsentrert i vev, knokler, lever og lymfeknuter. Ved normalt kosthold inntas ca. 2,10 mg mangan pr. dag. De beste mangankildene er erter, nøtter, helkornbakst, te og grønne bladgrønnsaker. Manganmangel kan føre til testikkelsvinn og spebarndødelighet. Store mangandoser har giftvirkninger. Ved innånding av manganstøv kan man få økt ømfintlighet for bronkitt og lungebetennelse. Langvarig inntak kan gi skader på nervesystemet, med symptomer som likner parkinsons sykdom.

UTNYTTELSE
Mangan har stor betydning i stålindustrien. Mangan renser smelten for oksyd og sulfid fordi manganet har betydelig større affinitet til oksygen og svovel enn jern, slik at det lettere danner oksyd og sulfid og reduserer de tilsvarende jernforbindelsene til jern. Siden manganet også er mer basisk enn jern lettes oksygenrensingen ved at man tilsetter silisium, fordi det dannes mangansilikat som flyter opp.

Mangan er også et av de aller viktigste legeringsmetallene. Viktigst er legeringene med jern. Manganet tilsettes i form av ferromangan eller speiljern hvis karboninnholdet kan være høyt. Er kravet til karboninnhold strengere, brukes elektrolyttisk fremstilt mangan. I støpejern tilsettes opptil 0,8 % mangan for støpegods som skal ha høy styrke. I konstruksjonsstål med opptil 2 % mangan påvirkes omkrystalliseringen ved avkjøling slik at man kan oppnå økt styrke uten at legeringen mister seigheten. Det er mye brukt i bygnings- og verktøyindustrien.

Stål med 12-15 % Mn og ca 1 % C herdes uten bråkjøling fordi austenitten (en krystallmodifikasjon av jern) blir stabil helt ned til romtemperatur. Materialet kalles også hadfieldstål og har evnen til å herde i overflaten ved slagpåvirkning fordi det felles ut karbider og dannes martensitt (en annen krystallmodifikasjon, som er spesielt hard). Det oppnår stor styrke og slitasjemotstand og brukes til jernbaneskinner, sporvekslere, steinknusere, kulemøller og militært som panserstål. På verdenshavenes bunn ligger ikke bare manganknoller, men også mange tapre unge menns kalde, våte grav, skrog fulle av mangan, som ga beskyttelse, men ikke nok.

Mange aluminium- og magnesiumlegeringer inneholder mangan, for å forbedre korrosjonsmotstanden og de mekaniske egenskapene. Innholdet er sjelden over 1,2 % for Mg og 1,5 % for Al. Det er også mange legeringer med kobber. Manganin f.eks. er 82-84 % Cu, 12-15 % Mn og 2-4 % Ni og brukes i temperaturuavhengige elektriske presisjonsmotstander. Andre manganholdige kobberlegeringer tåler sjøvann godt og brukes f.eks. i skipspropeller. Heuslerlegeringer er aluminium- eller antimonlegeringer med mangan som er sterkt ferromagnetiske, særlig med små tilsetninger av kobber.

Mangan(II)sulfat brukes som tørremiddel for maling og lakk, i fargerier, ved tøytrykk, porselensfabrikasjon, desinfeksjon, som trebeis og som utgangspunkt for manganproduksjon og fremstilling av brunstein. Ganske mye sulfat brukes som plantegjødning, særlig i sitrusplantasjene. Også karbonatet brukes til gjødning. Mangannitrat (helst heksahydrat) brukes til optiske formål, i elektoteknikk, til fremstilling av porselensfarger og i kjemien til katalyse og syntese. Mangandiklorid brukes i plantegjødning, som tørremiddel for maling og lakk, i elektriske batterier, som katalysator ved organiske reaksjoner, ved behandling av blodmangel i forbindelse med jernpreparater, ved tekstilfarging m.m. Difluoridet brukes i keramikk og som beskyttende dekkstoff for smelter av mangan og dets legeringer.

Mangan(II)oksyd brukes i fôr og gjødning, ved tekstiltrykking, glassfarging, i medisnen og i kjemien som katalysator og utgangsstoff for syntese. Brunstein har vært brukt i store mengder som oksydasjonsmiddel i batterier av typen Leclanché-element, hvor katodereaksjonen er 2MnO₂ + H₂O + 2e^- = 2OH^- + 2MnO(OH). I dette elementet er anoden sink, som avgir de to elektronene på venstresiden av likningen. Leclanché-elementene var enerådende i nærmere hundre år, men er nå umoderne. Brunstein har også vært brukt som oksydasjonsmiddel i noen mer moderne batterityper. Som oksydasjonsmiddel brukes den også i fyrstikkhoder og fyrverkeri og i kjemien, som katalysator, m.m. I glassindustrien blir den brukt til samme formål som i antikken: avfarging av grønt glass eller rosa, purpur eller svart fargetilsetning. Brun keramikkglasur består av en blanding av brunstein og jernoksyder.

Permanganatene brukes p.g.a. sin sterkt oksyderende virkning som desinfeksjonsmiddel og luktfjerner, til luft- og vannrensing, til bleking av papir og cellulose, til behandling av slangebitt og bistikk, som motgift mot blåsyre og cyanid, opium, morfin og fosfor, til brunfarging av hud og hår og i kjemien ved synteser og til redokstitrering.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.13)
Gunnar Hägg, "Allmän och oorganisk kemi" Almqvist & Wiksell, Uppsala 1966.
Michell J. Sienko og Robert A. Plane "Chemical Principles & Properties" McGraw-Hill, 1974.
Per Kofstad "Uorganisk kjemi" Aschehoug 1979.
F. Albert Cotton og Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" John Wiley & Sons, New York 1988.
CRC Handbook of Chemistry anf Physics, 57th ed. 1976-77.
Jon Knut Ringen, Arne Skauge, Roald Skjerdal og Inge Tvedt "Demonstrasjonsforsøk i kjemi" Universitetsforlaget 1980.
Mary Elvira Weeks "Discovery of the Elements" Journal of Chemical Education, Easton, Pennsylvania, USA, 1960.

:-) LEF