Permanganat

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

Dobijanje

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

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

MnO₄^2- → MnO₄^- + e^-

Svojstva

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

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^- → MnO₄^2-

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

Primeri

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

Izvori