Манганат
Манганат је јон MnO42−, и манганат је свако једињење које садржи MnO42− групу. Соли, као што је калијум манганат, су коњуговане базе хипотетичне манганске киселине, H2MnO4. Манганатне соли су интермедијари у индустријској синтези калијум перманганата. Понекад се имена соли перманганата и манганата грешком поистовете. Ове две групе супстанци имају различите особине.
Структура
[уреди | уреди извор]MnO42− је тетраедарска структура која је сродна са другим тетраедарским оксидима као што су перманганат и осмијум тетроксид. Сали јона MnO42−, SO42−, и CrO42− су обично изоструктурне или приближно томе, што значи да оне могу да формирају мешавине, и да имају сличну растворљивост. За разлику од сулфата и хромата, међутим, MnO42− је парамагнетичан.
Синтеза
[уреди | уреди извор]Манганатни јон је стабилан у води само у јако базним условима. Консеквентно, соли се формирају са електропозитивним металима, као што су Na+, K+, и Ba2+ који не формирају нерастворне хидроксиде. Манганати се могу припремити оксидацијом MnO2 или редукцијом перманганата. O2 је недовољно оксидирајући да даље конвертује Mn(VI) у Mn(VII). Mn(VI)/Mn(VII) оксидација се изводи користећи јаке оксиданте као што су О3 или Cl2.
Реакције
[уреди | уреди извор]MnO42− је коњугована база хипотетичне манганске киселине, H2MnO4, која је сувише нестабилна да би се изоловала. Полу-депротонизирана киселина је, међутим, била испитана. pKа вредност јона HMnO4− је била установљена да је 7.1. MnO42− је око 100 пута базнији него ацетатни јон.[1] На нижим pH вредностима, манганатни јон се диспропорционише и перманганати ион и манган диоксид:
- 3 K2MnO4 → 2 KMnO4 + MnO2 + 4 KOH
Вишебојна природа ове реакције је узроковала да се манганат/перманганат пар назива "хемијски камелеон." Ова диспропорциона реакција, која постаје брза кад је [OH−
] < 1М, следи бимолекулску кинетику.[2]
Перманганат, манганат, хипоманганит, и манганит
[уреди | уреди извор]Горња реакција илуструје блиску хемијску сродност између два главна растворна оксида мангана, перманганат и манганат. Два друга, мање распрострањена члана серије су такође позната, види табелу испод. Хипоманганат, MnO43−, је плаво-обојени јон Mn(V) који се формира кад се MnO42− третира са манганитом MnO44− на pH>12. Он је био генерисан третманом KMnO4 у 10М KOH са H2O2. pKa HMnO42− је 13.7,[3] што индицира да раствори хипоманганата садрже значајне количине протонисане форме чак и у високим pH условима. Оксидације алкена перманганатом су предложене да се одвијају путем посредовања "естара" хипоманганата, другим речима путем интермедијара типа MnO2(OR)2− где је R алкилна група.[4] Смеђе-обојени манганитни јон, Mn(IV), настаје растварањем анхидрида његове киселине MnO2 у јаким алкалијама. Алтернативно, MnO44− може бити генерисан MnO43− редукцијом.
| Име | Формула | Мн оксидационо стање | Боја раствора | Коментар |
|---|---|---|---|---|
| Перманганат | MnO4− | VII | љубичаст | дијамагнетичан, јак оксидант, многе соли |
| Манганат | MnO42− | VI | зелен | парамагнетичан, јак оксидант, многе соли |
| Хипоманганит | MnO43− | V | плав | парамагнетичан, ретко се јавља, базан |
| Манганит | MnO44− | IV | смеђ | парамагнетичан, ретко се јавља, базан |
Употреба
[уреди | уреди извор]BaMnO4 и K2MnO4 se koriste za oksidaciju primarnih i sekundarnih alkohola. Primarni alkoholi se oksidišu u aldehide, a zatim u karboksilne kiseline. Sekundari alkoholi se oksidišu u ketone. Tercijarni alkoholi ne mogu biti oksidisani na ovaj način. Njihova upotreba je slična upotrebi Jonesovog reagensa.
Literatura
[уреди | уреди извор]- ^ Nyholm R.S.; Woolliams P.R. (1986). „"Manganates(VI)"”. Inorganic Syntheses. XI: 56—61.
- ^ Lee D.G. Chen T. (1993). „Reduction of Manganate(VI) by Mandelic Acid and Its Significance to Development of a General Mechanism for Oxidation of Organic Compounds by High-Valent Transition Metal Oxides”. Journal of the American Chemical Society. 115: 11231—11236. doi:10.1021/ja00077a023.
- ^ Rush J.D. Bielski B.H. (1995). „Studies of Manganate(V), -(VI), and -(VII) Tetraoxyanions by Pulse Radiolysis. Optical Spectra of Protonated Forms”. Inorg. Chem. 34: 5832—8. doi:10.1021/ic00127a022.
Dodatna literatura
[уреди | уреди извор]- ^ G. Procter, S. V. Ley, G. H. Castle “Barium Manganate” (2004). L. Paquette, ур. Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. New York: J. Wiley & Sons. doi:10.1002/047084289.
- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. (2001). Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9.