I – Trạng thái đơn chất
1. Đặc điểm
Mangan là nguyên tố hóa học được xếp vào nhóm VIIB trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học, kí hiệu là Mn và số nguyên tử là 25. Mangan có khả năng cho các điện tử hóa trị thể hiện số oxi hóa từ +2 đến +7, số oxi hóa đặc trưng bền là +2,+4, +7. Trong hợp chất phức Mn có số phối trí đặc trưng là 4 và 6.
2.Tính chất vật lý
Mangan là kim loại màu trắng xám, giống sắt, ở dạng bột có màu xám. Nó là kim loại cứng và rất giòn, khó nóng chảy. Một số hằng số vật lý của Mn:
+ Khối lượng riêng (g/cm3): 7.44
+ Năng lượng ion hóa (eV): 7.44
+ Nhiệt độ nóng chảy (toC): 1245
+ Nhiệt độ sôi (toC): 2080
+ Nhiệt thăng hoa (kj/mol): 280
+ Độ cứng (thang Moxo): 5÷6
+ Độ dẫn điện(Hg = 1): 5
3. Tính chất hóa học
Trong nhóm VIIB, Mn là kim loại tương đối hoạt động. Mn dễ bị oxi không khí oxi hóa nhưng màng oxit Mn2O3 được tạo nên bảo vệ cho kim loại này không bị oxi hóa tiếp tục kể cả đun nóng.
Ở dạng bột và nhất là khi đun nóng, Mn tác dụng với các phi kim như O2, S, N2, P, C, Si...Đặc biệt Mn phản ứng mạnh với các halogen (với flo tạo MnF4, với clo tạo MnCl2).
Trong dãy điện hóa, Mn đứng trước hidro và đứng giữa Mg và Zn nên bột Mn khi đun nóng sẽ phân hủy được nước:
Mn + 2H2O  Mn(OH)2 + H2
Phản ứng này xảy ra mãnh liệt khi có mặt muối amoni vì Mn(OH)2 tan trong dung dịch muối amoni:
Mn(OH)2 + NH4+  Mn2+ + 2NH3 + 2H2O
Mn tác dụng mạnh với các dung dịch axit loãng của các axit như HCl, H2SO4 tạo thành muối Mn2+ :
Mn + HCl  MnCl2 + H2
Mn + H2SO4  MnSO4 + H2
Mn + 2H2SO4  MnSO4 + SO2 + H2O
Mn bị thụ động hóa trong axit nitric không đặc và nguội. Nhưng khi đun nóng nó phản úng theo phương trình:
3Mn + 8HNO3  3 Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4. Ứng dụng và điều chế:
Quặng chính của Mn là pyrolusit MnO2. Công dụng chính của Mn là lĩnh vực luyện kim. Do Mn có ái lực với oxi và lưu huỳnh lớn hơn Fe nên trong giai đoạn cuối của quá trình luyện thép, người ta thêm Mn vào (dưới dạng hợp kim trung gian feromangan chứa 70-80 % Mn), Oxi và lưu huỳnh có mặt trong thép dưới dạng FeO và FeS sẽ bị Mn khử biến thành MnO, MnS đi vào xỉ.
Thép chứa 12.15% rất cứng chịu nén, không mòn, nên dung làm đường xe lửa máy đập. Hợp kim manganin (83%Cu, 13%Mn, 4%Ni) dùng làm các cuộn điện trở nhờ tính dẫn điện của nó hầu như không biến đổi theo nhiệt độ.
Mn kim loại được điều chế từ MnO2 bằng phương pháp nhiệt nhôm hay bằng con đường điện phân muối Mn.
MnO2  Mn3O4 + O2
Mn3O4 + 8Al  9Mn + 4Al2O3
II – Trạng thái hợp chất
1.Hợp chất Mn(+2).
Các hợp chất đơn giản cũng như phức chất của Mn(2+) có số phối trí đặc trưng là 6 (tương ứng với phối trí bát diện).
MnO là chất rắn màu xanh lục thu được khi khử các dạng oxit khác của Mn bằng H2.
Mn(OH)2 là chất kết tủa trắng tạo thành khi cho muối Mn(+2) phản ứng với dung dịch kiềm, không tan trong nước, dễ tan trong axit, tan trong kiềm khi đốt nóng mạnh và lâu.
Mn+2 + 2OH-  Mn(OH)2
Mn(OH)2 + 2HCl  MnCl2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2OH-  [Mn(H2O)6]4-
Tuy nhiên phức anion hidroxo này phân hủy hoàn toàn trong nước nên thực tế có thể MnO, Mn(OH)2 không tác dụng với kiềm, để trong không khí Mn(OH)2 bị oxi hóa thành Mn(OH)4.
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O  2Mn(OH)4
Các muối Mn được tạo thành khi cho Mn phản ứng với dung dịch axit hoặc cho axit phản ứng với quặng Mn. Các Mn2+ khi kết tinh tạo thành tinh thể màu hồng [Mn(H2O)6]2+ và các tinh thể hidrat kết tinh từ dung dịch nước cũng có màu sắc giống như vậy với số phối trí là 6 (Mn(NO3)2.6H2O, MnCl2.4H2O, MnSO4.4H2O). Các muối MnS, MnCO3, Mn3(PO4)2 không tan trong nước.


Các hợp chất Mn2+ có thể bị oxi hóa thành Mn+4, Mn+7 bởi các chất oxi hóa mạnh
3MnSO4 + KClO3 + 12KOH  3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 +6H2O
3MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3  2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
Phức chất: Ion Mn2+ có khả năng tạo nên nhiều phức chất nhưng hằng số bền của những phức chất đó không lớn hơn hằng số bền của các kim loại khác (Fe, Co, Ni, Cu)vì rằng ion Mn2+ có bán kính lớn nhất trong các kim loại hóa trị hai và năng lượng làm bền bởi trường tinh thể của các phức chất đều bằng số không
2.Hợp chất Mn(+4).
Đối với các hợp chất Mn(+4) có hiện tượng ngược lại với các hợp chất Mn(+2). Oxit và hidroxit của Mn(+4) bền còn các muối của nó thì kém bền. Mn(OH)4 màu nâu sẫm, MnO2 màu nâu đen có thành phần thay đổi, cấu trúc kiểu rutil nên là những chất rất bền, không tan trong nước và axit khi nung nóng. Các muối Mn+4 kém bền nên khi cho oxit hoặc hidroxit của Mn(+4) tác dụng với axit thường thu được muối Mn(+2). Khi nấu chảy với kiềm tạo thành muối Manganat:
Mn(OH)4 + H2SO4  2MnSO4 + O2 + 6H2O
MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MnO2 + 2KOH  K2MnO4 + H2O
Các muối Mn+4 có tính oxi hó mạnh, tuy nhiên với các chất oxi hóa mạnh hơn như KClO3, PbO2, các hợp chất Mn+4 lại thể hiện tính khử và có thể chuyển thành MnO- hay MnO2- .
MnO2 + KClO3 + 6KOH  3K2MnO4 + KCl + 3H2O
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3  2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O
3.Hợp chất Mn(+6).
Hợp chất tương ứng với số oxi hóa +6 của Mn chỉ biết được trong ion Manganat (MnO42-) có màu lục thẫm. Thu được bằng cách nấu chảy MnO2 với kiềm (KOH, NaOH, Na2CO3)và chất oxi hóa (oxi không khí, KNO3, KClO3)
2MnO2 + 2KOH + O2  K2MnO4 + 2H2O
MnO2 + K2CO3 + KNO3  K2MnO4 + KNO2 + CO2
Muối MnO42- không bền bị phân hủy chậm trong dung dịch nước theo phản ứng
3K2MnO4 + 2H2O  2K2MnO4 + MnO2 + 4KOH
Khi axit hóa MnO42- sẽ thu được axit manganic H2MnO4 tuy nhiên axit này rất kém bền sẽ phân hủy ngay lập tức
3H2MnO4  2HMnO4 + MnO2 + 2H2O
Như vậy thực tế muối MnO42- chỉ tồn tại trong dung dịch kiềm mạnh, còn axit H2MnO4 không tạo thành. Do kém bền nên MnO42- có tính oxi hóa mạnh dễ bị khử thành MnO2 trong môi trường kiềm mạnh và tạo thành muối Mn2+ trong môi trường axit. Tuy nhiên khi gặp chất oxi hóa mạnh MnO42- bị oxi hóa đến MnO4-.
2K2MnO4 + Cl2  2KMnO4 + 2KCl
4. Hợp chất Mn(+7).
Mn2O7 là chất lỏng như dầu màu xanh thẫm tạo thành khi cho H2SO4 đặc phản ứng với KMnO4
KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + Mn2O7 + H2O
Mn2O7 kém bền và phân hủy nổ ở 10oC:
2Mn2O7  4MnO2 + 3O2
Mn2O7 có tính oxi hóa rất mạnh, các chất hữu cơ bốc cháy khi tiếp xúc với Mn2O7:
C2H5OH + 2 Mn2O7  2CO2 + 3H2O + 4MnO2
Trong nước Mn2O7 tạo thành dung dịch axit permanganic là một axit rất mạnh chỉ tồn tại trong dung dịch có nồng độ 20%.
Mn2O7 + H2O  2HMnO4
KMnO4 là hợp chất của Mn được sử dụng rộng rãi nhất. KMnO4 là tinh thể màu tím tan nhiều trong nước. Khi đun nóng đến 200oC nó bị phân tích giải phóng oxi
2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
MnO4- có tính oxi hóa mạnh trong cả 3 môi trường: axit, bazo và trung tính. Tùy thuộc vào môi trường phản ứng mà sản phẩm khử của MnO4- có thể là [Mn(H2O)6]2+ ( môi trường axit), MnO2 (môi trường trung tính hay kiềm), MnO42- (môi trường kiềm mạnh.

5.Phức chất của Mn
5.1 Phức chất của Mn(0)

Sự hình thành liên kết trong phân tử [Mn(CO)5]2
Sự hình thành liên kết trong phân tử [Mn(CO)5]2
Mn (0) 3d7













Tạo liên kết 
Mn CO CO CO CO CO CO
Tạo liên kết Mn-Mn
Liên kếtt  CO Mn

5.2Phức chất mangan(II)( Cấu hình d5)
- Các phức chất Mn(II) thường có hằng số bền nhỏ, số phối trí đặc trưng là 6, ứng với sự lai hóa d2sp3. Hầu hết là các phức thuận từ, là phức spin cao. Chỉ có một số phối tử trường rất mạnh mới tạo phức spin thấp: [Mn(CN)6]4-...
Ví dụ cấu trúc phức chất mangan(II)xitrat









Cấu trúc anion phức [Mn(C6H5O7)2]4-
Đơn vị cấu trúc phức chất {K[Mn(C6H5O7)(H2O)]}n

5.3 Phức chất mangan(III)( Cấu hình d4)
K3[Mn(C2O4)3].3H2O là tinh thể màu đỏ tím được tổng hợp từ KMnO4, tinh thể K3[Mn(C6H4O7)2] được tổng hợp bằng cách oxi hóa nhẹ MnCO3 trong môi trường kiềm(pH=.


Hình 10 : Cấu trúc ion phức [Mn( C6H4O7)2]3-