Dùng C làm chất hoàn nguyên luyện FeMn chỉ có thể luyện FeMn chứa C 6-7%, còn muốn giảm hàm lượng C nữa là không thể được. Cho dù FeMnC có thể bị hoàn nguyên được quặng Mn theo phản ứng:
Mn3C + MnO = 4Mn + CO
Nhưng phản ứng này chỉ được thực hiện ở nhiệt độ rất cao. Trong thực tế, nhiệt độ cao hơn 1973K chỉ có thể luyện được từ FeMnC (chứ 67-71%Mn, 6- 6,7%C) xuống tới FeMnC chứa 2,5-3%C. đồng thời nhiệt độ cao Mn bốc hơi mãnh liệt gây tổn thất lớn, điều kiện làm việc khắc nghiệt, nên không ứng dụng trong sản xuất công nghiệp.
Trong thực tế, phương pháp được sử dụng để luyện FeMn chứa cacbon vừa và thấp là nhiệt điện silic. Nguyên liệu sử dụng là: quặng Mn, hợp kim SiMn và vôi cho lò điện.
2MnO + Si = 2Mn + SiO2
Mn2O3 + 2Si = 3Mn + 2SiO2
MnO và Mn3O4 có từ quặng Mn và xỉ giàu Mn, sử dụng xỉ giàu Mn luyện
được FeMn cacbon vừa và thấp chứa P thấp, nhưng SiO2 trong xỉ tương đối cao,
kết hợp với MnO thành 2MnO.SiO2 làm cho hoàn nguyên MnO trở nên khó
khăn.
3. Ứng dụng các sản phầm của Mangan.
3.1. Mangan đioxit MnO2
- Trong các lò sản xuất sắt và thép, các kim loại màu
- Thủy tinh hay xi măng.
- Mangan đioxit và các hợp chất khác cũng được sử dụng trong nông nghiệp
- Trong công nghiệp hóa chất và xây dựng
- Nó còn được được sử dụng để tạo các hợp kim nhôm - magiê dùng trong sản
xuất vỏ đồ hộp
- Ứng dụng trong thành phần cấu trúc của ô tô và máy móc.
- Sử dụng là chất khử cực trong pin khoặc cực pin
- Chất xúc tác trong công nghệ hóa học
3.2. Mangan sunfat MnSO4
- Sử dụng trong sản xuất điện hóa Mn, EMD
- Sản xuất các muối Mn2+ từ axit hữu cơ
- Sản xuất thủy tinh
- Phụ gia phân bón,thức ăn gia súc
- Thuốc trừ nấm maneb
3.3. Mangan clorua MnCl2
- Dùng cho các acqui khô
3.4. Mangan cacbonat MnCO3
- Sử dụng trong sản xuất các muối Mn khác
- Các ferit, que hàn
3.5. Mn3O4, Mn2O3
- Được sử dụng trong sản xuất mangan kim loại theo phương pháp nhiệt mangan.
- Oxit tinh khiết được sử dụng làm vật liệu từ và bán dẫn.
- Mangan (IV) oxit: MnO2.
- Sử dụng trong sản xuất pin khô, chất oxi hóa trong tổng hợp hữu cơ.
- Tác nhân liên kết ngang trong cao sulphate.
- Hợp phần của các chất xúc tác oxi hóa.
3.6. Kali pemaganat KMnO4
Thuốc tím có công thức hóa học là KMnO4, được bắt đầu đưa vào trị bệnh trên cá vào năm 1918. Thuốc tím là một chất oxy hóa mạnh, có thể oxy hóa vật chất vô cơ lẫn hữu cơ. Nhiều nghiên cứu cho thấy khi sử dụng thuốc tím, không có sự tồn lưu Mn trong cơ và gan cá. Thuốc tím mang tính đối kháng với một số hợp chất như là formaline, cồn, các hợp chất arsenite bromide, iodine, phosphorus, axít sulfuric, sulfur, than hoạt tính, và H2O2.
Cơ chế oxy hóa vật chất hữu cơ:
- Trong môi trường axit
MnO4- + 4H+ + 3e- = MnO2 + 2H2O MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
Trong môi trườngkiềm, MnO4- tác dụng với nhóm OH tạo thành gốc [OH]
tự do. Gốc [OH] tự do sẽ phản ứng với nhau tạo thành gốc oxy nguyên tử [O]. 2(OH) = [O] + H2O
Gốc oxy nguyên tử [O] sẽ oxy hóa vật chất hữu cơ theo phản ứng: CxHyOz + (2x + y/2 -z) [O] = xCO2 + y/2H2O
Sử dụng sát trùng:
Thuốc tím có khả năng tiêu diệt vi khuẩn, nấm, tảo và cả vi rút thông qua việc oxy hóa trực tiếp màng tế bào của vi sinh vật, phá hủy các enzyme đặc biệt điều khiển quá trình trao đổi chất của tế bào. Đối với nhóm protozoa, hiệuquả của thuốc tím kém hơn. Cơ chế tủa sắt (Fe) và manganese (Mn) trong nước:
Thuốc tím thường được sử dụng để oxy hóa Fe, Mn, các hợp chất gây ra mùi và vị của nước. Để oxy hóa 1mg Fe và 1mg Mn, cần 0,94 và 1,92mg thuốc tím tương ứng trong vòng 5-10 phút.
3Fe2+ + KMnO4 + 7H2O = 3Fe(OH)3 + MnO2 + K+ + 5H+
3Mn2+ + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2 + 2K+ + 4H+
Làm trong nước:
Thứ nhất, thuốc tím oxy hóa từ đó làm giảm lượng vật chất hữu cơ trong môi trường.
Thứ hai, đối với nước có độ đục do phù sa, các hạt keo khoáng (tích điện âm) gây ra, Mn2+ sẽ tác dụng lên bề mặt của keo khoáng, làm cho keo khoáng trở nên trung tính và lắng tụ.
Trong thủy sản, việc sử dụng thuốc tím sẽ làm giảm lượng oxy hòa tan trong ao, vì thuốc tím sẽ diệt một lượng lớn tảo trong môi trường ao nuôi. Độ độc của thuốc tím sẽ gia tăng ở môi trường có pH cao, và trong nước cứng (độ cứng lớn hơn 150mg CaCO3/l). Nếu sử dụng để diệt tảo thì thuốc tím có lợi thế hơn sulfate đồng (CuSO4) vì trong môi trường có độ kiềm thấp, thuốc tím sử dụng an toàn hơn.
Thuốc tím được sử dụng trong việc làm giảm lượng hữu trong nước, oxy hóa chất hữu cơ lắng tụ ở nền đáy, giảm mật độ tảo, xử lý một số bệnh liên quan đến vi khuẩn, kí sinh trùng ở mang và nấm trên tôm cá. Ngoài ra, thuốc tím cũng có khả năng oxy hóa các chất diệt cá như rotenone và antimycin và có thể ngăn chặn quá trình nitrite hóa.
- Tách các vết tạp chất
- Tinh chế khí lò
- Trong sản xuất nước uống, làm trắng
- Tinh chế ZnSO4 dành cho điện phân Zn kim loại.
- Sử dụng làm tác nhân oxi hóa trong tổng hợp hữu cơ.
3.7. Mangan (IV) oxit MnO2
Oxit mangan có nhiều ứng dụng trong thực tế như: làm chất xúc tác trong tổng hợp hữu cơ, xử lí môi trường (xử lí asen, hấp thụ CO,…), và đặc biệt được sử dụng làm điện cực trong pin và ăcqui. Một số loại pin sử dụng điện cực MnO2
như: pin Zn-MnO2, Li-MnO2, Mg-MnO2
Pin Leclancher:
Sơ đồ điện hóa tổng quát của pin:
(-) Zn/NH4Cl/MnO2 (+) E = 1.5 ÷ 1.9V
Cơ chế phóng điện của điện cực MnO2: Trong dung dịch điện li, mangan có hóa trị 4, sau đó nó bị khử dần đến hóa trị thấp hơn. Các phản ứng xảy ra trên điện cực như sau:
MnO2 + 2H2O → Mn(OH)4
Mn(OH)4 → Mn4+ + OH-
Mn4+ + 2e → Mn2+
Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2
⇒ phản ứng tổng:
MnO2 + H2O + 2e → Mn2O3 + 2OH-
Điện thế và dung lượng của điện cực phụ thuộc vào bề mặt tiếp xúc, có nghĩa là MnO2 hoạt động tại những vị trí tiếp xúc chứ không phải toàn bộ hạt
MnO2. Điều này mâu thuẫn với luận điểm của Lơblang cho rằng ion Mn4+ từ
điện cực chuyển vào dung dịch.
Muylơ, Grun, Guntơ, Sunxe đã đưa ra cơ chế sau: 2MnO2 + 2e → Mn2O3 + O2-
O2- + H2O → 2OH-
⇒ phản ứng tổng: 2MnO2 + H2O + 2e → Mn2O3 + 2OH-
Theo Keller cơ chế phóng điện là:
2MnO2 + 2e → 2MnO22-
2MnO22- + 2H+ → 2HMnO2
2HMnO2 → Mn2O3 + H2O
Tuy nhiên, các cơ chế giải thích trên không phù hợp với các số liệu thực nghiệm. Chính vì vậy, Lukopxep đã giải thích cơ chế phóng điện của MnO2 như sau: Trong dung dịch trung tính hoặc kiềm, trên bề mặt tiếp xúc giữa lớp oxit với dung dịch chất điện li xuất hiện lớp điện kép. Khi phóng điện, proton từ dung dịch đi qua lớp đi qua lớp điện kép để chuyển vào MnO2 và ở đó nó được trung hòa bởi điện tử tự do và tạo thành oxit có hóa trị thấp hơn:
MnO2 + H+ + e → MnOOH
MnOOH + H+ + e → Mn(OH)2
Mn(OH)2 + 2H+ → Mn2+ + 2H2O
Điện thế điện cực phụ thuộc vào pH. Khi pH < 4÷5 thì thế điện cực còn phụ thuộc vào hoạt độ của MnO2:
ϕ = ϕ0 + 0.118lgaH+- 0.059lgaMn2+
Trong môi trường kiềm hoặc trung tính:
ϕ = ϕ0 - 0.059pH
Khi pin hoạt động, H+ tham gia vào phản ứng điện cực nên nồng độ của nó giảm dần, pH tăng lên và thế điện cực giảm.
Hình 8. Cấu tạo pin Leclancher Pin Zn-MnO2 trong dung dịch kiềm
Sơ đồ suất điện động của pin: (-) Zn/KOH/MnO2 (+) Các phản ứng xảy ra trong pin:
Catot: MnO2 + H2O + 2e → 2MnOOH + 2OH-
Pin kiềm là pin có thể phóng nạp nhiều lần, suất điện động ban đầu của pin khoảng 1.5V. Nồng độ KOH sử dụng trong pin khoảng 30% (ở nồng độ này tránh được sự thụ động của điện cực Zn).
Cơ chế phóng điện của điện cực MnO2 gồm 2 bước:
Bước 1: MnO2 + H2O + e → MnOOH + OH-
Bước 2: MnOOH + H2O + e → Mn(OH)2 + OH-
Cơ chế này đã được giải thích ở phần trên. Trong quá trình oxi hóa khử chuyển Mn4+ thành Mn3+, một lượng MnOOH tạo ra có thể chuyển thành Mn3O4
theo phản ứng:
MnOOH + e → HMnO2-
HMnO2- + MnOOH → Mn3O4 + H2O + OH-
Mn3O4 là một chất trơ về mặt điện hóa làm cho khả năng phóng điện của pin giảm.
Pin Leclancher và pin Zn-MnO2 trong dung dịch kiềm được sử dụng khá
rộng rãi, vì vậy đòi hỏi chúng phải luôn được cải tiến về công nghệ chế tạo và khả năng phóng điện.