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Permanganato
Molécula de Permanganato.
Los permanganatos son las sales del ácido permangánico o permanganésico HMnO4. Se trata de sustancias de un intenso color violeta y alto poder oxidante que contienen el anión MnO4– y por lo tanto el manganeso en su mayor estado de oxidación 7+.
Contenido
Reacciones
El anión permanganato tiene un potencial normal de electrodo muy alto, lo que lo convierte en un oxidante muy fuerte capaz de oxidar al agua a oxígeno
4 MnO4- + 4 H+ → 3 O2 + 2 H2 + 4 MnO2
Sin embargo, esta reacción es muy lenta, sobre todo en ausencia de luz y en medios neutros y alcalinos, lo que hace que esta sustancia sea cinéticamente estable en disolución acuosa.[1] En disolución ácida, aunque lenta, la reducción del permanganto por el agua es observable.[2]
Esta reacción también se puede ver activada aumentando la temperatura. Así, calentando permanganato en disolución alcalina se libera oxígeno elemental y se forman los manganatos con el ion MnO42– y color verde:
4 MnO4– + 4 OH– → 4 MnO42– + O2 + 2 H2O
En contacto con sustancias orgánicas provocan incendios. Así una gota de glicerina aplicada a un cono de 2-3 g de permanganato de potasio en polvo lleva rápidamente primero a generación de humo y luego a una llama violácea por la presencia del potásio.
En disolución ácida su reducción suele llegar hasta el manganeso (2+), un ion casi incoloro. La reacción es acelerada por la presencia de iones de manganeso (II) (reacción autocatalítica) y aprovechada en la permanganometría.
En disolución neutra o ligeramente básica la reducción sólo lleva hacia el óxido de manganeso (IV), MnO2, que precipita como sólido marrón.[2]
En disoluciones fuertemente alcalinas, el MnO4- se reduce hasta manganeso (VI) en forma de manganato, de color verde[1]2 MnO4– + H2O2 + 2 OH- → 2 MnO42- + O2 + 2 H"O
Sin embargo, con un exceso de una sustancia de gran poder reductor, incluso en medios fuertemente básicos se consigue la reducción hasta Mn (IV):
2 MnO4– + 3 SO32– + H2O → 2 MnO2 + SO42- + 2 OH-
El manganato, estable en disolución altamente alcalina, dismuta cuando se acidifica la disolución para dar manganeso en estados de oxidación (VII) y (IV)[1]
3 MnO42– + 4 H+ → 2MnO4- + MnO2 + 2 H2O
Síntesis
El permanganato más conocido es el permanganato potásico KMnO4. Se obtiene mediante electrólisis o por dismutación de una disolución de manganato potásico (K2MnO4) en medio ácido.
Aplicaciones
El permanganato potásico se utiliza como oxidante en diversos procesos técnicos. Por ejemplo se aprovecha para oxidar el grupo metilo del ácido o-metilclorosulfónico a carboxilato en la síntesis de la sacarina.
En el tratamiento de las aguas residuales a veces se añade permanganato como desinfectante, oxidante y para ayudar a la floculación.
En medicina se utiliza a veces una disolución diluida como desinfectante bucal o dermal.
Consejos
Las manchas generadas por el permanganato suelen ser debido a la formación de óxidos de manganeso y se eliminan fácilmente con disoluciones ligeramente aciduladas de sulfito o tiosulfato.
Teoría
El color violeta intenso se debe a una transferencia de carga de entre los oxígenos y el átomo de manganeso central.
El ácido oxálico es un reductor de permanganato y neutralizante de los óxidos de manganeso que generan manchas.
Referencias
- ↑ a b c F. Burriel, F. Lucena, S. Arribas, J. Hernández (2006) Química Analítica Cualitativa, 18ª Edición (4ª reimpresión), Madrid, Paraninfo, ISBN 84-9732-140-5
- ↑ a b F. A. Cotton, G. Wilkinson, C. A. Murillo, y M. Bochmann (1999). "Advanced Inorganic Chemistry", 6ª Edición. Wiley-VCH. ISBN 0-471-19957-5
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