Перманганат

Из Википедије, слободне енциклопедије
структура анјона

Перманганат је со перманганатне киселине чији киселински остатак (анјон) има формулу MnO4-. Оксидациони број мангана је +7.

Добијање[уреди]

Перманганати се могу добити из манганата; деловањем киселине, анодном оксидацијом или оксидацијом хлором[1]:

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

Својства[уреди]

У односу на пертехнате и перренате, перманганати су најмање стабилни при загревању. Тако, калијум-перманганат губи кисеоник при 200°C, док је за распад калијум-перрената потребна знатно виша температура. Стабилан је у широком подручју pH, али се споро распада у киселој средини:

4MnO4- + 4H+ → 4MnO2(s) + 3О2(g) + 2H2O

Ова реакција се убрзава на светлости, па је зато потребно растворе перманганата чувати у тамним боцама. Због тога што се распада у киселој средини, pH тог раствора треба да буде нешто више од 7.[1]

Оксидо-редукционе реакције[уреди]

Перманганатни анјон је јако оксидационо средство:

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + H2O

Перманганат се у киселој средини при томе редукује до Mn2+ - јона. Стандардни редокс потенцијал износи +1,51 V.[1]

У слабо - базној или неутралној средини перманганат се редукује до манган-диоксида:

MnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-

Стандардни редокс потенцијал износи +1,23 V.[1]

У јаким базама, редукција иде до манганата:

MnO4- e- → MnO42-

Стандардни редокс потенцијал је +0,56 V.[1]

Примери[уреди]

Најпознатији су перманганати алкалних метала, пре свега калијум-перманганат, али и натријум-перманганат.[1] Мање познати су баријум-перманганат и сребро-перманганат.[2]

Извори[уреди]

  1. ^ а б в г д ђ Филиповић И. & Липановић, С. (1982.) Опћа и анорганска кемија. Школска књига: Загреб.
  2. ^ Паркес, Г. Д. & Фил, Д. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига. Београд.