Перманганати

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку
Будова перманганат-іона

Пермангана́ти — неорганічні сполуки, солі перманганатної кислоти, що містять у своєму складі аніон MnO4-.

Найбільше прикладне значення має перманганат калію KMnO4. Невелике значення має також перманганат натрію NaMnO4, однак через велику розчинність його важко кристалізувати. Перманганати інших металів мають суто науковий інтерес.

Фізичні властивості[ред. | ред. код]

Difuzija KMN04-3.jpg
Magnify-clip.png
Розчинення кристалів перманганату калію у воді

Перманганати мають темно-фіолетове забарвлення. Вони є доволі стійкими сполуками, хоча при нагріванні розкладаються швидше, ніж перхлорати, до яких вони ізоморфні.

Густина перманганатів лужних металів збільшується із ростом атомного номера елемента, а розчинність при цьому падає: за кімнатної температури розчинність знижується від ~900 г/л для LiMnO4, до 70 г/л для KMnO4 і до 2,5 г/л для CsMnO4. Розчинність перманганатів стрімко зростає зі збільшенням температури:

Розчинність KMnO4 у воді, г/л
0 °C 10 °C 20 °C 30 °C 40 °C 53 °C 63 °C 70 °C
27,81 43,93 64,95 90,55 125,16 182,37 225,83 286,36

Перманганати також розчинні у деяких неводних розчинниках, зокрема, в рідкому аміаці, але не в рідкому SO2. Органічні розчинники на кшталт ацетону, ацетонітрилу, льодяної оцтової кислоти, трифлуороцтової кислоти, бензонітрилу, піридину певною мірою розчиняють перманганати, але такі розчини мають обмежену стабільність через окиснювальну дію перманганат-іонів на молекули розчинника.

Отримання[ред. | ред. код]

Промисловий синтез перманганатів полягає у лужному окисненні оксиду марганцю(IV) із наступним електролітичним окисненням отриманого манганату:

Отримання перманганатів у розчині можливе при дії дуже сильних окисників, таки як PbO2 та NaBiO3.

Хімічні властивості[ред. | ред. код]

Перманганати є одними з найсильніших окисників. В залежность від реакції середовища вони мають різні продукти свого відновлення:

у кислому середовищі:
; E0 = 1,51 В
в лужному середовищі:
; E0 = 1,23 В

При нагріванні вони розкладаються, диспропорціонуючи з утворенням манганатів та оксиду MnO2:

Застосування[ред. | ред. код]

Перманганати, головним чином перманганат калію, широко використовуються як окисники у промислових синтезах (наприклад, у виробництві сахарину або бензойної кислоти), а також у лабораторній практиці (визначення вмісту відновників методом перманганатометрії). У медицини вони є антисептичними засобами. Окрім того перманганати застосовуються у дезінфекції води, оскільки мають подвійну перевагу перед використовуваним хлором: вони не надають смаку воді, а утворюваний осад MnO2 коагулює колоїдні часточки забрудника.

Див. також[ред. | ред. код]

Джерела[ред. | ред. код]

  • Greenwood, N. N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — P. 1050. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
  • Pisarczyk, K. Manganese Сompounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — P. 134. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.1301140716091901.a01. (англ.)
  • Реми Г. Курс неорганической химии / Под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ, 1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / Под ред. В. И. Спицына. — М. : «Мир», 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)