Permanganat

Izvor: Wikipedia
struktura anjona

Permanganat je so permanganatne kiseline čiji kiselinski ostatak (anjon) ima formulu MnO4-. Oksidacioni broj mangana je +7.

Dobijanje[uredi - уреди]

Permanganati se mogu dobiti iz manganata; delovanjem kiseline, anodnom oksidacijom ili oksidacijom hlorom[1]:

3MnO42- + 4H+ → 2MnO4- + MnO2 • H2O(s) + H2O
MnO42- → MnO4- + e-

Svojstva[uredi - уреди]

U odnosu na pertehnate i perrenate, permanganati su najmanje stabilni pri zagrevanju. Tako, kalijum-permanganat gubi kiseonik pri 200 °C, dok je za raspad kalijum-perrenata potrebna znatno viša temperatura. Stabilan je u širokom području pH, ali se sporo raspada u kiseloj sredini:

4MnO4- + 4H+ → 4MnO2(s) + 3O2(g) + 2H2O

Ova reakcija se ubrzava na svetlosti, pa je zato potrebno rastvore permanganata čuvati u tamnim bocama. Zbog toga što se raspada u kiseloj sredini, pH tog rastvora treba da bude nešto više od 7.[1]

Oksido-redukcione reakcije[uredi - уреди]

Permanganatni anjon je jako oksidaciono sredstvo:

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + H2O

Permanganat se u kiseloj sredini pri tome redukuje do Mn2+ - jona. Standardni redoks potencijal iznosi +1,51 V.[1]

U slabo - baznoj ili neutralnoj sredini permanganat se redukuje do mangan-dioksida:

MnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-

Standardni redoks potencijal iznosi +1,23 V.[1]

U jakim bazama, redukcija ide do manganata:

MnO4- e- → MnO42-

Standardni redoks potencijal je +0,56 V.[1]

Primeri[uredi - уреди]

Najpoznatiji su permanganati alkalnih metala, pre svega kalijum-permanganat, ali i natrijum-permanganat.[1] Manje poznati su barijum-permanganat i srebro-permanganat.[2]

Izvori[uredi - уреди]

  1. 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 Filipović I. & Lipanović, S. (1982.) Opća i anorganska kemija. Školska knjiga: Zagreb.
  2. Parkes, G. D. & Fil, D. 1973. Melorova moderna neorganska hemija. Naučna knjiga. Beograd.