Перманганат
Перманганат је со перманганатне киселине чији киселински остатак (анјон) има формулу MnO−
4. Оксидациони број мангана је +7.
Добијање
[уреди | уреди извор]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 | уреди извор]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]
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 | уреди извор]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 | уреди извор]- ^ а б в г д ђ Филиповић И. & Липановић, С. (1982) Опћа и анорганска кемија. Школска књига: Загреб.
- ^ Паркес, Г. Д. & Фил, Д. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига. Београд.