1. 물리적 특성
외관 및 모양
은-백색 금속 시트 또는 판으로 표면에 금속 광택이 있습니다.
부서지기 쉽고 경도가 높으며(모스경도 약 5~6), 연성이 낮고 가공시 쉽게 파손됩니다.
밀도와 융점
밀도:7.2~7.4g/cm3(철의 밀도에 가깝지만 알루미늄보다 무겁습니다).
녹는점:1244도, 비등점 약 1962도, 고온에서 휘발성.
전도도 및 자성
좋은 전기 전도도(전도도 약.7.8×10⁶ S/m), 그러나 구리와 알루미늄보다 낮습니다.
상자성이지만 자기 특성이 약하여 강한 자성 재료에는 적합하지 않습니다.
결정 구조
Кубическая кристаллическая система (α-Mn), сложная кубическая структура при комнатной температуре, при высокой температуре (>727도)는 몸체(-Mn)를 중심으로 삼차가 됩니다.
2. 화학적 성질
(1) 산화반응
실온에서 산화:
습한 공기 중에서 표면에 갈색 산화막(MnO2 또는 Mn₃O₄)이 형성됩니다. 반응식은 다음과 같습니다.
2Mn+3O2→2MnO2 산화막이 조밀하여 추가 부식 속도가 느려지지만 장기간 노출되면 라멜라 구조가 초킹됩니다.
고온 산화:
500도 이상으로 가열하면 Mn₃O₄ 또는 MnO가 형성되면서 급속한 산화가 발생합니다.
3Mn+2O2ΔMn3O4
(2) 산과의 반응
묽은산:
묽은 황산 및 염산에 쉽게 용해되고 수소를 방출하며 Mn²⁺ 용액을 형성합니다.
Mn + H2SO4 → MnSO4 + H2↑ 반응이 격렬하므로 산 농도를 조절하는 것이 필요합니다(농축된 산에 의한 부동태화를 피하기 위해).
농축산:
진한 황산이나 진한 질산에서는 부동태화(표면에 산화막 형성)로 인해 반응이 멈춥니다.
(3) 알칼리와의 반응
실온에서는 강염기(예: NaOH)와 반응하지 않지만, 고온에서는 천천히 반응하여 망간산염을 형성할 수 있습니다.
2Mn+4NaOH+3O2Δ2Na2MnO4+2H2O
(4) 기타 반응
할로겐과 반응함:
가열하면 Cl₂, Br₂와 격렬하게 반응하여 할로겐화 망간(예: MnCl₂)을 형성합니다.
황과의 반응:
고온에서는 황화망간(MnS)이 형성되어 철과 강철을 탈황하는 데 사용됩니다.
Mn+SΔMnS
회복적 특성:
강력한 환원제로 작용하여 금속을 고가 금속염으로 대체합니다(예: Fe³⁺를 Fe²⁺로 환원).
3. 응용 분야의 주요 화학적 거동
제강
탈산: 용강의 산소와 결합하여 MnO를 형성하고, 이는 슬래그에 부유하여 제거됩니다.
Mn+O→MnO
탈황: 황과 결합하여 MnS를 형성하여 강의 황 함량을 감소시키고 강도를 증가시킵니다.
배터리 재료
리튬-이온 배터리에서 망간산리튬(LiMn2O₄)의 안정성은 망간의 항산화 능력과 격자 구조의 안정성에 따라 달라집니다.
내식성
이는 자체적으로 쉽게 산화되지만 합금 첨가제(예: 알루미늄 합금)로 사용되면 보호 산화막을 형성합니다.