Перманганат калію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Перманганат калію
Перманганат калію

Пермангана́т ка́лію — марганцевокислий калій, калієва сіль манганової кислоти. Формула: KMnO4. Прекурсор (IV списку прекурсорів ПККН).

Поширена назва в побуті — «марганцівка». Його продаж заборонений в українських аптеках.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Зовнішній вигляд: темно- фіолетові кристали з металевим блиском. Показник заломлення σ 1,59 (при 20° C). Розчиняється у воді (див. таблицю), рідкому аміаку, ацетоні (2:100), метанолі, піридині.

Розчинність перманганату калію у воді
Температура, °C 10 20 25 30 40 50 65
Розчинність, г/100 г води 4,22 6,36 7,63 9 12,5 16,8 25

Термодинамічні властивості[ред.ред. код]

Термодинамічні властивості перманганату калію
Стандартна ентальпія утворення ΔH −813,4 кДж/моль (т) (при 298 К)
Стандартна енергія Гіббса утворення G −713,8 кДж/моль (т) (при 298 К)
Стандартна ентропія S 171,71 Дж/моль·K (т) (при 298 К)
Стандартна мольна теплоємність Cp 119,2 Дж/моль·K (т) (при 298 К)

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Стандартні окисно-відновні потенціали по відношенню до водневого електрода
Окиснена форма Відновлена ​​форма Середовище E0, В
MnO4 MnO2−4 OH +0,56
MnO4 H2MnO4 H+ +1,22
MnO4 MnO2 H+ +1,69
MnO4 MnO2 OH +0,60
MnO4 Mn2+ H+ +1,51

Є сильним окиснювачем. У залежності від pH розчину окисляє різні речовини, відновлюючись до сполук марганцю різного ступеня окислення. У кислому середовищі — до сполук марганцю (II), в нейтральній — до сполук марганцю (IV), у сильно лужному — до сполук марганцю (VI). Приклади реакцій наведено нижче (на прикладі взаємодії з сульфітом калію:

  • Вкислому середовищі: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;
  • в нейтральному середовищі: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH;
  • в лужному середовищі: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;
    • в лужному середовищі: на холоді: KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K3MnO4 + H2O.

Однак треба зазначити, що остання реакція (у лужному середовищі) протікає за зазначеною схемою тільки при недоліку відновлення і високої концентрації лугу, який забезпечує уповільнення гідролізу манганата калію.

Зліва направо (водні розчини): Co(NO3)2(червоний); K2Cr2O7 (помаранчевий); K2CrO4 (жовтий); NiCl2 (бірюзовий); CuSO4 (блакитний); KMnO4 (фіолетовий).

При зіткненні з концентрованою сірчаною кислотою перманганат калію вибухає, однак при акуратному з'єднанні з холодною кислотою реагує з утворенням нестійкого оксиду марганцю (VII):

2KMnO4 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + Mn2O7 + H2O, при цьому в якості проміжного продукту може утворюватися цікаве поєднання — оксосульфат марганцю MnO3HSO4. По реакції з фторидом йоду (V) можна отримати аналогічний оксофторид:
KMnO4 + IF5KF + IOF3 + MnO3F

При нагріванні розкладається з виділенням кисню (цим способом користуються в лабораторії для отримання чистого кисню). Схему реакції спрощено можна представити рівнянням:

2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2+ O2

Насправді реакція протікає набагато складніше, наприклад, при не дуже сильному нагріванні її можна приблизно описати рівнянням:

5KMnO4 →(t) K2MnO4 +K3MnO4 + 3MnO2+ 3O2

Реагує з солями двовалентного марганцю, наприклад:

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

Ця реакція в принципі обернена дисмутації K2MnO4 на MnO2 и KMnO4.

  • Водні розчини перманганату калію термодинамічно нестабільні, але кінетично досить стійкі. Їх збереження різко підвищується при зберіганні в темряві.

Застосування[ред.ред. код]

Застосування цієї солі найчастіше засноване на високій окиснювальної здатності перманганат-йона, що забезпечує антисептичну дію.

Медичне застосування[ред.ред. код]

Розбавлені розчини (близько 0,1%) перманганату калію знайшли найширше застосування в медицині як антисептичний засіб, для полоскання горла, промивання ран, обробки опіків. Як блювотний засіб для прийому всередину при деяких отруєннях використовують розведений розчин.

Фармакологічна дія[ред.ред. код]

Антисептичний засіб. При зіткненні з органічними речовинами виділяє атомарний кисень. Утворений при відновленні препарату оксид утворює з білками комплексні сполуки — альбумінати (за рахунок цього калію перманганат в малих концентраціях має в'яжучу, а в концентрованих розчинах — дражливу, припікаючу і дубильну дія). Дезодорує. Ефективний при лікуванні опіків і виразок. Здатність калію перманганату знешкоджувати деякі отрути лежить в основі використання його розчинів для промивання шлунку при отруєннях невідомою отрутою і харчових токсикоінфекціях. При попаданні всередину всмоктується, діючи (призводить до розвитку метгемоглобінемії). Використовується також в гомеопатії.

Показання[ред.ред. код]

Змазування виразкових і опікових поверхонь — інфіковані рани, виразки і опіки шкіри. Полоскання порожнини рота та ротоглотки — при інфекційно-запальних захворюваннях слизової оболонки порожнини рота і ротоглотки (у тому числі при ангінах). Для промивання та спринцювання при гінекологічних та урологічних захворюваннях — кольпіти і уретрити. Для промивань — шлунку при отруєннях, викликаних прийомом всередину алкалоїдів (морфін, аконітін, нікотин), синильною кислотою, фосфором, хініном; шкіри — при попаданні на неї аніліну; очей — при ураженні їх отруйними комахами.

Протипоказання[ред.ред. код]

Гіперчутливість.

Побічні дії[ред.ред. код]

Алергічні реакції, при використанні концентрованих розчинів — опіки і подразнення. Передозування. Симптоми: різкий біль у порожнині рота, по ходу стравоходу, в животі, блювота, діарея; слизова оболонка порожнини рота і глотки — набрякла, темно-коричневого, фіолетового кольору, можливий набряк гортані, розвиток механічної асфіксії, опікового шоку, рухового збудження, судом, явищ паркінсонізму, геморагічного коліту, нефропатії, гепатопатіі. При зниженій кислотності шлункового соку можливий розвиток метгемоглобінемії з вираженим ціанозом і задишкою. Смертельна доза для дітей — близько 3 г, для дорослих — 0.3-0.5 г / кг.

Лікування: метиленовий синій (50 мл 1% розчину), аскорбінова кислота (в / в — 30 мл 5% розчину), ціанокобаламін — до 1 мг, піридоксин (в / м — 3 мл 5% розчину).

Спосіб застосування та дози[ред.ред. код]

Зовнішньо, у водних розчинах для промивання ран (0.1-0.5%), для полоскання рота і горла (0.01-0.1%), для змазування виразкових і опікових поверхонь (2-5%), для спринцювання (0.02-0.1%) в гінекологічній і урологічній практиці, а також промивання шлунку при отруєннях.

Взаємодія[ред.ред. код]

Хімічно несумісний з деякими органічними речовинами (вугілля, цукор, танін) і з речовинами які легко окислюються  — може статися вибух.

Інші сфери застосування[ред.ред. код]

  • Застосовується для визначення перманганатная окислюваності при оцінці якості води згідно з ГОСТ 2761-84 по методом Кубеля[1].
  • Лужний розчин перманганату калію добре відмиває лабораторний посуд від жирів і інших органічних речовин.
  • Розчини (концентрації приблизно 3 г / л) широко застосовуються для тонування фотографій.
  • У піротехніці застосовують як сильний окислювач.
  • Застосовують як каталізатор розкладу перекису водню в космічних рідинно-ракетних двигунах.
  • Водний розчин пермаганата калію використовується для травлення дерева, як морилки.
  • Водний розчин застосовується також для виведення татуювань. Результат досягається за допомогою хімічного опіку, при якому відмирають тканини, в яких міститься барвник. Цей метод мало чим відрізняється від простого зрізання шкіри, зазвичай він менш ефективний і неприємніший, оскільки опіки гояться набагато довше. Татуювання не видаляється повністю, на його місці залишаються шрами.
  • Перманганат калію або біхромат натрію використовуються в якості окислювача при отриманні метану, і парафталевих кислот з мета-і Параксилол відповідно. (Див. терефталева кислота)

Отримання[ред.ред. код]

Хімічна або електрохімічне окислення сполук марганцю, диспропорціонування манганата калію. Наприклад:

2MnO2 +3 Cl2 + 8KOH → 2KMnO4 + 6KCl + 4H2O
2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl
3K2MnO4+2H2O → 2KMnO4+ MnO2 + 4KOH
2K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 +H2↑ + 2KOH

Остання реакція відбувається при електролізі концентрованого розчину манганату калію і є ендотермічною. Вона є основним промисловим способом отримання перманганату калію.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • Вульфсон Н. С. — Препаративная органическая химия с.656,657.(рос.)
  • Казанский Б. А. (ред.) — Синтезы органических препаратов (Сборник 3) с.145.(рос.)
  • Реми Г. — Курс неорганической химии (Том 1) с.817.(рос.)

Посилання[ред.ред. код]


Аміак Це незавершена стаття про неорганічну сполуку.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.