Перманганати

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

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

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

\mathrm {2MnO_{2}+4OH^{-}+O_{2}\longrightarrow 2MnO_{4}^{2-}+2H_{2}O}

\mathrm {2MnO_{4}^{2-}+2H_{2}O\longrightarrow 2MnO_{4}^{-}+2OH^{-}+H_{2}}

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

Хімічні властивості

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

у кислому середовищі:

\mathrm {MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e^{-}\leftrightarrows Mn^{2+}+4H_{2}O}

; E⁰ = 1,51 В

в лужному середовищі:

\mathrm {MnO_{4}^{-}+2H_{2}O+3e^{-}\leftrightarrows MnO_{2}\downarrow +4OH^{-}}

; E⁰ = 1,23 В

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

\mathrm {2KMnO_{4}{\xrightarrow {t}}\ K_{2}MnO_{4}+MnO_{2}+O_{2}}

Застосування

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

Джерела

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 Compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 6. — 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.)