El óxido de manganeso (II) es un compuesto inorgánico cuya fórmula química es MnO.Arno H. Reidies "Manganese Compounds" Ullmann's Encyclopedia of Chemical Technology 2007; Wiley-VCH, Weinheim. Forma cristales verdes y es inodoro. Es el óxido iónico más simple. Aunque está clasificado como una base muy fuerte, cuando está disuelto no es corrosivo y no ataca la piel.
Se puede encontrar en la naturaleza como el mineral raro manganosita.
El compuesto se produce a gran escala como componente de fertilizantes y aditivos alimentarios.
Estructura, estequiometría, reactividad Al igual que muchos monóxidos metálicos, el MnO adopta la estructura de la sal gema, en la que tanto los cationes como los aniones están coordinados octaédricamente. También como muchos óxidos metálicos, el óxido de manganeso (II) suele ser no estequiométrico: su composición puede variar entre MnO y MnO1,_045 .
Por debajo de 118 K, el MnOes antiferromagnético. El MnO tiene la particularidad de ser uno de los primeros compuestos cuya estructura magnética se determinó mediante difracción de neutrones,J.E Greedon, (1994), Magnetic oxides in Encyclopedia of Inorganic chemistry Ed. R. Bruce King, John Wiley & Sons según un informe publicado en 1951. Este estudio demostró que los iones Mn^2+ forman una subred magnética cúbica centrada en las caras, en la que hay láminas acopladas ferromagnéticamente que son antiparalelas con las láminas adyacentes.
El óxido de manganeso (II) sufre las reacciones químicas típicas de un óxido iónico. Tras el tratamiento con ácidos, se convierte en la sal de manganeso (II) correspondiente. La oxidación del óxido de manganeso (II) da lugar al óxido de manganeso (III).
Preparación y ocurrencia El MnO se encuentra en la naturaleza como el mineral raro manganosita.
Se prepara comercialmente mediante la reducción de MnO2 con hidrógeno, monóxido de carbono o metano, por ejemplo:
MnO2 + H2 -> MnO + H2O MnO2 + CO -> MnO + CO2
Al calentarse a 450 °C, el nitrato de manganeso (II) produce una mezcla de óxidos, denominada MnO2_{-x}, que puede reducirse a monóxido con hidrógeno a ≥750 °C. El MnO es especialmente estable y resiste una mayor reducción. El MnO también se puede preparar calentando el carbonato:W.H. McCarroll (1994) Oxides- Solid State Chemistry, Encyclopedia of Inorganic Chemistry Ed. R. Bruce King, John Wiley & Sons
MnCO3 -> MnO + CO2
Este proceso de calcinación se lleva a cabo en condiciones anaeróbicas, para evitar la formación de Mn2O3.
Una ruta alternativa, muy interesante para fines demostrativos, es el «método del oxalato». También aplicable a la síntesis de óxido ferroso y óxido estannoso, consiste en calentar en una atmósfera libre de oxígeno (a menudo de CO2) oxalato de manganeso (II) hidratado:Arthur Sutcliffe (1930) Practical Chemistry for Advanced Students (1949 Ed.), John Murray - London.
MnC2O4\cdot2H2O -> MnO{+}CO2{+}CO{+}2H2O
Aplicaciones Junto con el sulfato de manganeso, el MnO es un componente de fertilizantes y aditivos alimentarios. Cada año se consumen miles de toneladas con este fin. Otros usos incluyen: catalizador en la fabricación de alcohol alílico, cerámica, pinturas, vidrio coloreado, lejía de sebo y estampación textil.
Véase también Óxido básico Anexo:Óxidos metálicos
Referencias
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