KALIUMPERMANGANAT (KMNO4): STRUKTUR, EGENSKAPER - KJEMI - 2026

Den kaliumpermanganat (KMnO ₄₎ er en uorganisk forbindelse som består av mangan - metall overgangsgruppen 7 (VIIB) -, oksygen og kalium. Det er et dypt lilla glassaktig faststoff. De vandige løsningene er også mørk lilla; disse løsningene blir mindre fiolette når de fortynnes i større mengder vann.

KMnO ₄ begynner deretter å gjennomgå reduksjoner (få elektroner) i en rekke farger i følgende rekkefølge: lilla> blå> grønn> gul> fargeløs (med brunt bunnfall av MnO ₂ ). Denne reaksjonen viser en viktig egenskap ved kaliumpermanganat: det er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel.

Formel

Den kjemiske formelen er KMnO ₄ ; det vil si at for hver K ⁺ kation er det en MnO _4- anion ^{- som} samhandler med dette

Kjemisk struktur

Den øverste bilde representerer den krystallinske strukturen til KMnO ₄ , som er av den ortorombiske type. De lilla kulene tilsvarer K ⁺ -kationene , mens tetrahedronen dannet av de fire røde kulene og den blålige sfæren tilsvarer MnO ₄ ^- anionen .

Hvorfor har anjonen en tetraedrisk geometri? Lewis-strukturen din svarer på dette spørsmålet. De stiplede linjene betyr at dobbeltbindingene resonerer mellom Mn og O. For å ta i bruk denne strukturen, må metallsenteret ha en sp ^3- hybridisering .

Siden mangan mangler udelte elektronpar, skyves ikke Mn-O-bindingene inn i det samme planet. På samme måte fordeles den negative ladningen mellom de fire oksygenatomer, idet den er ansvarlig for orienteringen av K ⁺ -kationene i de krystallinske arrangementene.

applikasjoner

Medisin og veterinær

På grunn av dens bakteriedrepende virkning brukes den i en rekke sykdommer og tilstander som forårsaker hudlesjoner, for eksempel: soppinfeksjoner, impetigo, overfladiske sår, dermatitt og tropiske magesår.

På grunn av dets skadelige virkning, bør kaliumpermanganat brukes i lave konsentrasjoner (1: 10.000), noe som begrenser effekten av virkningen.

Det brukes også til å behandle fiskeparasitter i akvarier som forårsaker gjelleinfeksjoner og hudsår.

Vannbehandling

Det er en kjemisk regenerant som brukes til å fjerne jern, magnesium og hydrogensulfid (med en ubehagelig lukt) fra vann, og kan brukes til å rense avløpsvannet.

Jern og magnesium utfeller som deres vannoppløselige oksider. I tillegg hjelper det å fjerne rusten som er tilstede i rørene.

Bevaring av frukt

Kaliumpermanganat fjerner ved oksydasjon etylen som genereres i banan under lagring, og lar den forbli umoden i mer enn 4 uker, selv ved romtemperatur.

I Afrika bruker de det for å suge grønnsaker, for å nøytralisere og eliminere alle bakterielle stoffer som er til stede.

Handling i brann

Kaliumpermanganat brukes for å begrense spredningen av branner. Basert på permanganatets evne til å starte brann, brukes den til å skape brannslukking i skogbranner.

Redox titrant

I analytisk kjemi blir dens standardiserte vandige oppløsninger brukt som en oksiderende titrant i redoksbestemmelser.

Reagens i organisk syntese

Det tjener til å konvertere alkener til dioler; det vil si at to OH-grupper blir tilsatt til C = C-dobbeltbindingen. Følgende kjemiske ligning:

Likeledes, i svovelsyreoppløsning med kromsyre (H- ₂ CrO ₄ ) det blir anvendt for oksydasjon av primære alkoholer (R-OH) til karboksylsyrer (R-COOH eller RCO ₂ H).

Dens oksiderende kraft er sterk nok til å oksidere de primære eller sekundære alkylgruppene av aromatiske forbindelser og "karboksylere" dem; det vil si trans R-sidekjede (for eksempel, en CH ₃ ) til en COOH-gruppe.

Historiske bruksområder

Det var en del av pulverene som ble brukt som blitz i fotografering eller for å sette i gang termittreaksjonen.

Den ble brukt i andre verdenskrig for kamuflasje av hvite hester i løpet av dagen. Til dette brukte de mangandioksid (MnO ₂ ), som er brun i fargen; på denne måten gikk de upåaktet hen.

Hvordan gjøres det?

Mineralpyrolusitten inneholder mangandioksid (MnO ₂ ) og kaliumkarbonat (CaCO ₃ ).

I 1659 smelter kjemikeren Johann R. Glauber mineralet og løste det opp i vann, og observerte utseendet til en grønn farge i løsningen, som senere ble skiftet til fiolett og til slutt til rød. Denne siste fargen tilsvarte generasjonen av kaliumpermanganat.

I midten av det nittende århundre var Henry Condy på jakt etter et antiseptisk produkt og behandlet først pyrolusitt med NaOH og senere med KOH, og produserte de såkalte Condy-krystaller; det vil si kaliumpermanganat.

Kaliumpermanganat produseres industrielt fra mangandioksid som er til stede i mineralpyrolusitten. Den MnO ₂ til stede i mineral reagerer med kaliumhydroksyd og deretter oppvarmes i nærvær av oksygen.

2 MnO ₂ + 4 KOH + O ₂ => 2 K ₂ MnO ₄ + ₂ H20

Kalium manganat (K ₂ MnO ₄ ) omdannes til kaliumpermanganat ved elektrolytisk oksydasjon i et alkalisk medium.

2 K ₂ MnO ₄ + 2 H ₂ O => 2 KMnO ₄ + 2 KOH + H ₂

I en annen reaksjon for å produsere kaliumpermanganat, blir kaliummanganat omsatt med CO ₂ , noe som akselererer disproporsjoneringsprosessen:

3 K ₂ MnO ₄ + 2 CO ₂ => 2 KMnO ₄ + MnO ₂ + K ₂ CO ₃

På grunn av generering av MnO ₂ (mangandioksid) er prosessen ugunstig, og må generere KOH fra K ₂ CO ₃ .

Egenskaper

Det er et lilla krystallinsk faststoff som smelter ved 240 ºC, som har en tetthet på 2,7 g / ml, og en molekylvekt på omtrent 158 ​​g / mol.

Den er dårlig løselig i vann (6,4 g / 100 ml ved 20 ºC), noe som indikerer at vannmolekylene ikke løser opp MnO ₄ ^- ionene i stor grad , fordi deres tetraedriske geometrier kanskje krever mye vann for å dens oppløsning. Tilsvarende kan den også oppløses i metylalkohol, aceton, eddiksyre og pyridin.

dekomponering

Den brytes ned ved 240 ºC, og frigjør oksygen:

2KMnO ₄ => K ₂ MnO ₄ + MnO ₂ + O ₂

Det kan gjennomgå dekomponering ved virkning av alkohol og andre organiske løsningsmidler, samt ved virkning av sterke syrer og reduksjonsmidler.

Oksiderende kraft

I dette saltet viser mangan sin høyeste oksidasjonstilstand (+7), eller hva som er lik, til det maksimale antall elektroner som det kan miste ionisk. På sin side er elektronkonfigurasjonen til mangan 3 d ⁵ 4 s ² ; derfor i kaliumpermanganat er hele valensskallet til manganatom "tomt".

Så manganatomet har den naturlige tendensen til å få elektroner; det vil si å reduseres til andre oksidasjonstilstander i alkaliske eller sure medier. Dette er forklaringen på hvorfor KMnO ₄ er et kraftig oksidasjonsmiddel.

referanser

1. Wikipedia. (2018). Kaliumpermanganat. Hentet 13. april 2018, fra: en.wikipedia.org
2. F. Albert Cotton og Geoffrey Wilkinson, FRS. (1980). Avansert uorganisk kjemi. Redaksjonell Limusa, México, 2. utgave, side 437-452.
3. Robin Wasserman. (14. august 2017). Medisinsk bruk for kaliumpermanganat. Hentet 13. april 2018, fra: livestrong.com
4. Clark D. (30. september 2014). De 3 ultimate bruken av kaliumpermanganat. Hentet 13. april 2018, fra: technology.org
5. James H. Pohl, Ali Ansary, Irey RK (1988). Modular Thermodynamics, Vol. 5, Evaluering av endringer i egenskaper. Ediciones Ciencia y Técnica, SA México, Redaktion Limusa, side 273-280.
6. JM Medialdea, C. Arnáiz og E. Díaz. Kaliumpermanganat: en kraftig og allsidig oksidant. Institutt for kjemisk- og miljøteknikk. University School of Seville.
7. Hasan Zulic. (27. oktober 2009). Biologisk avløpsvannbehandling. . Hentet 13. april 2018, fra: es.wikipedia.org
8. Adam Rędzikowski. (12. mars 2015). Enkel kaliumpermanganat. . Hentet 13. april 2018, fra: commons.wikimedia.org