Oxid manganistý Mn2O7 (b. t. 6 °C; zahřátím na 95 °C exploduje) je tmavozelená olejovitá kapalina vznikající účinkem koncentrované kyseliny sírové na manganistany
Jeho molekulu tvoří dva tetraedry MnO4 spojené vrcholem. (O3Mn-O-MnO3). Nelze ho připravit přímo z prvků, už za laboratorní teploty se pomalu rozkládá za uvolnění kyslíku
Je anhydridem kyseliny manganisté HMnO4 schopné existence pouze v roztoku (lze ji připravit reakcí manganistanu barnatého s kyselinou sírovou).
Oxid manganičitý MnO2 se zahřátím (500 °C) rozkládá na kyslík a oxid manganitý. Je berthollidem a v hydratované formě (bez částečného rozkladu ho nelze úplně dehydratovat) má vlastnosti katexu. Slouží jako účinné oxidační činidlo (používá se v Leclanchéových suchých článcích), k odbarvování skla a k výrobě ferritů (MnFe2O4). Horké kyseliny sírová a chlorovodíková s ním reagují za vzniku manganatých solí
Směsný oxid manganatodimanganitý Mn3O4 (MnIIMn2IIIO4, minerál hausmannit) se strukturou spinelu vzniká při zahřívání (1000 °C) kteréhokoliv oxidu manganu. Oxid manganitý Mn2O3, který má podobnou strukturu jako Mn3O4 (jediný z oxidů přechodných kovů se stechiometrií M2O3 nemá strukturu korundu), se tvoří oxidací roztoků manganatých solí vzdušným kyslíkem. Redukcí vyšších oxidů manganu vodíkem je možno připravit šedý až zelený antiferromagnetický oxid manganatý MnO.
Disulfid manganatý MnS2 se strukturou analogickou pyritu se zahříváním rozkládá na sulfid manganatý MnS známý v několika modifikacích (zelený, červený, růžová hydratovaná forma).
Nejvyšším halogenidem manganu je fluorid manganičitý MnF4 (dostupný reakcí prvků) a také v oxidačním stupni +III je pevný červenofialový fluorid manganitý MnF3 (získá se působením fluoru na halogenidy manganaté) jediným známým halogenidem tohoto prvku. Fluorid manganatý MnF2 je ve vodě nerozpustný a netvoří hydráty, zbývající tři halogenidy manganaté MnX2 (X = Cl, Br, I) jsou rozpustné a běžně krystalují jako tetrahydráty.
V alkalických roztocích může málo rozpustný hydroxid manganatý Mn(OH)2 existovat jen bez pří tomnosti kyslíku, jímž je rychle oxidován na tmavohnědý hydratovaný oxid manganitý, případně až na černý hydratovaný oxid manganičitý. Soli manganaté jsou známy s mnoha anionty, jejich rozpustnost se podobá solím hořečnatým. V roztocích jsou běžné kationty hexaaquamanganaté [Mn(H2O)6]2+, krystalohydráty jsou obvykle růžové (MnCl2.4H2O, Mn(NO3)2.6H2O).
Soli manganité v roztoku samovolně disproporcionují
Stálé jsou jen nerozpustné sloučeniny manganité (hydratovaný oxid manganitý).
Při tavení s alkalickými hydroxidy se oxid manganičitý oxiduje vzdušným kyslíkem na tmavozelené, ve vodě rozpustné manganany
Ty jsou stálé jen v silně zásaditém prostředí, jinak rychle disproporcionují
Světle modré manganičnany MI3MnO4 vznikají redukcí silně alkalických roztoků mangananů (nebo manganistanů) siřičitany za chladu (0 °C). Při okyselení roztoku rychle disproporcionují
Pouze nejsilnější oxidovadla (oxid olovičitý, bismutičnany) jsou schopna v roztoku převést soli manganaté až na manganistany MIMnO4
Manganistany jsou silnými oxidovadly v kyselém
i zásaditém prostředí
Oxidační vlastnosti manganistanu draselného se využívají ke kvantitativnímu odměrnému stanovení (manganometrie) železnatých solí, peroxidu vodíku a jiných redukujících látek
Manganometrická titrace probíhá zpočátku pomalu a její rychlost se výrazně zvýší po vzniku iontů manganatých (jde o typický příklad autokatalytické reakce, k indikaci ekvivalenčního bodu slouží vlastní zbarvení manganistanu draselného). Průmyslově je k výrobě manganistanů využívána elektrochemická oxidace mangananů.