Структура перманганата калия (KMnO4), свойства

перманганат калия (KMnO₄₎ является неорганическим соединением, образованным марганцем - переходным металлом группы 7 (VIIB) -, кислородом и калием. Это темно-фиолетовое стекловидное тело. Их водные растворы также темно-фиолетовые; эти растворы становятся менее фиолетовыми, поскольку они разбавлены в больших количествах воды.

КМНО₄ затем начинает подвергаться уменьшению (усилению электронов) в последовательности цветов в следующем порядке: фиолетовый> синий> зеленый> желтый> бесцветный (с коричневым осадком MnO₂). Эта реакция демонстрирует важное свойство перманганата калия: это очень сильный окислитель.

индекс

• 1 Формула
• 2 Химическая структура
• 3 использования
  • 3.1 Медицина и ветеринария
  • 3.2 Водоподготовка
  • 3.3 Сохранение фруктов
  • 3.4 Действие в огне
  • 3.5 окислительно-восстановительный титрант
  • 3.6 Реагент в органическом синтезе
  • 3.7 Историческое использование
• 4 Как это сделать??
• 5 свойства
  • 5.1 Разложение
  • 5.2 Окислительная сила
• 6 Ссылки 

формула

Его химическая формула KMnO₄; то есть, что для каждого катиона K⁺ есть анион MnO₄^- взаимодействуя с этим

Химическая структура

Кристаллическая структура KMnO представлена ​​на верхнем изображении₄, который является ромбическим типом. Фиолетовые сферы соответствуют катионам K⁺, в то время как тетраэдр, образованный четырьмя красными сферами и голубоватой сферой, соответствует аниону MnO₄^-.

Почему анион имеет тетраэдрическую геометрию? Ваша структура Льюиса отвечает на этот вопрос. Пунктирные линии означают, что двойные связи резонируют между Mn и O. Чтобы иметь возможность принять эту структуру, металлический центр должен иметь гибридизацию зр³.

Поскольку в марганце отсутствуют пары электронов без совместного использования, связи Mn-O не перемещаются в одну и ту же плоскость. Аналогично, отрицательный заряд распределяется между четырьмя атомами кислорода, отвечая за ориентацию катионов K⁺ в кристаллических аранжировках.

приложений

Медицина и ветеринария

Благодаря своему бактерицидному действию, он используется при многочисленных заболеваниях и состояниях, которые вызывают поражения кожи, таких как: инфекции ног грибками, импетиго, поверхностные раны, дерматит и тропические язвы..

Из-за вредного действия перманганат калия следует использовать в низких концентрациях (1: 10000), что ограничивает эффективность его действия.

Он также используется при лечении паразитарных заболеваний рыб в аквариумах, которые вызывают инфекции жабр и кожных язв..

Обработка воды

Это химический регенератор, используемый для удаления железа, магния и сероводорода (из-за неприятного запаха) из воды, и может быть использован для очистки сточных вод..

Железо и магний осаждаются в виде их нерастворимых в воде оксидов. Кроме того, это помогает удалить ржавчину, присутствующую в трубах.

Сохранение фруктов

Перманганат калия удаляет путем окисления этилен, образующийся в банане во время хранения, позволяя ему оставаться более 4 недель без созревания даже при комнатной температуре.

В Африке они используют его для замачивания овощей, чтобы нейтрализовать и устранить любой присутствующий бактериальный агент.

Действие в огне

Перманганат калия используется для ограничения распространения пожаров. Основанный на способности перманганата разжигать огонь, он используется для создания перерывов на огонь в лесных пожарах..

Окислительно-восстановительный титулант

В аналитической химии их стандартизированные водные растворы используются в качестве окислителя-титранта в окислительно-восстановительных определениях..

Реагент в органическом синтезе

Он служит для превращения алкенов в диолы; то есть две ОН-группы добавляются к двойной связи C = C. Следующее химическое уравнение:

Также в растворе серной кислоты с хромовой кислотой (Н₂CrO₄) используется для окисления первичных спиртов (R-OH) до карбоновых кислот (R-COOH или RCO)₂H).

Его окислительная способность достаточно сильна, чтобы окислять первичные или вторичные алкильные группы ароматических соединений, «карбоксилируя» их; то есть путем преобразования боковой цепи R (например, CH₃) в группе COOH.

Историческое использование

Это была часть порошка, используемого в качестве вспышки на фотографии или для инициирования реакции термитов..

Он использовался во время Второй мировой войны для маскировки белых лошадей в течение дня. Для этого они использовали диоксид марганца (MnO₂) коричневого цвета; таким образом, они остались незамеченными.

Как это сделать??

Минеральный пиролузит содержит диоксид марганца (MnO₂) и карбонат калия (СаСО)₃).

В 1659 году химик Иоганн Глаубер расплавил минерал и растворил его в воде, наблюдая за появлением в растворе зеленой окраски, которая позднее сменилась на фиолетовую и, наконец, на красную. Этот последний цвет соответствовал поколению перманганата калия.

В середине девятнадцатого века Генри Конди искал антисептический продукт и сначала обработал пиролузит NaOH, а затем KOH, получив так называемые кристаллы Конди; перманганат калия.

Перманганат калия производится в промышленности из диоксида марганца, присутствующего в минеральном пиролузите. МНО₂  присутствующий в минерале реагирует с гидроксидом калия и впоследствии нагревается в присутствии кислорода.

2 MnO₂     +     4 КОН + О₂  => 2 К₂MnO₄     +       2 ч₂О

Калия манганат (К₂MnO₄) превращается в перманганат калия путем электролитического окисления в щелочной среде.

2 К₂MnO₄      +      2 ч₂O => 2 KMnO₄      +       2 КОН + Н₂

В другой реакции с образованием перманганата калия, манганат калия реагирует с СО₂,  ускорение процесса диспропорции:

3 К₂MnO₄     +      2 СО₂  => 2 KMnO₄      +       MnO₂      +       К₂Колорадо₃

Из-за поколения MnO₂ (диоксид марганца) процесс неблагоприятен, KOH должен генерироваться из K₂Колорадо₃.

свойства

Это пурпурное кристаллическое твердое вещество, которое плавится при 240 ° C, имеет плотность 2,7 г / мл и молекулярную массу приблизительно 158 г / моль..

Он плохо растворим в воде (6,4 г / 100 мл при 20 ° C), что указывает на то, что молекулы воды не сильно сольватируют ионы MnO₄^-, потому что, возможно, их тетраэдрическая геометрия требует много воды для их растворения. Таким же образом, он также может быть растворен в метиловом спирте, ацетоне, уксусной кислоте и пиридине..

разложение

Разлагается при 240 ° C, выделяя кислород:

2KMnO₄ => К₂MnO₄ + MnO₂ + О₂

Может разлагаться под действием спирта и других органических растворителей, а также под действием сильных кислот и восстановителей..

Окислительная сила

В этой соли марганец демонстрирует наивысшую степень окисления (+7) или, что то же самое, максимальное количество электронов, которое может быть потеряно ионным путем. В свою очередь, электронная конфигурация марганца составляет 3d⁵4s²; следовательно, в перманганате калия вся валентная оболочка атома марганца является «пустой».

Итак, атом марганца имеет естественную тенденцию приобретать электроны; то есть восстанавливаться до других степеней окисления в щелочных или кислых средах. Это объяснение того, почему KMnO₄ Это мощный окислитель.

ссылки

1. Wikipedia. (2018). Перманганат калия. Получено 13 апреля 2018 г. с сайта en.wikipedia.org
2. Ф. Альберт Коттон и Джеффри Уилкинсон, ФРС. (1980). Продвинутая Неорганическая Химия. Редакция Лимуса, Мексика, 2-е издание, стр. 437-452.
3. Робин Вассерман. (14 августа 2017 г.) Медицинское использование для перманганата калия. Получено 13 апреля 2018 г. с сайта livestrong.com
4. Кларк Д. (30 сентября 2014 г.). 3 окончательных использования перманганата калия. Получено 13 апреля 2018 г. с сайта technology.org
5. Джеймс Х. Пол, Али Ансари, Айри Р. К. (1988). Модульная термодинамика, вып. 5, Оценка изменений в свойствах. Ediciones Ciencia y Técnica, S.A. Мексика, Редакция Лимуса, стр. 273-280.
6. J.M. Medialdea, C. Arnáiz и E. Díaz. Перманганат калия: мощный и универсальный окислитель. Кафедра химической и экологической инженерии. Университетская школа Севильи.
7. Хасан Зулич. (27 октября 2009 г.) Биологическая очистка сточных вод. [Рисунок]. Получено 13 апреля 2018 г. с сайта en.wikipedia.org
8. Адам Рендзиковски. (12 марта 2015 г.) Перманганат калия простой. [Рисунок]. Получено 13 апреля 2018 г. с сайта commons.wikimedia.org.