Permanganat

Permanganat-Ion

Permanganate (auch Tetraoxomanganate(VII)) sind Salze mit dem einfach negativ geladenen Anion MnO₄^-.

Struktur

Permanganate leiten sich von der in nur verdünnter wässriger Lösung beständigen Permangansäure mit der Summenformel HMnO₄ ab. Permangansäure lässt sich im Vakuum bis etwa 20 % aufkonzentrieren. Sie ist eine starke Säure mit einem pKs-Wert von -2,25^[1]. Eine sehr reine Lösung der Permangansäure lässt sich unter anderem durch tropfenweisen Zusatz des zugrunde liegenden Anhydrids Mangan(VII)-oxid mit der Summenformel Mn₂O₇, zu einer großen Menge gut gekühlten Wassers erhalten. ^[2]

Salze

Wichtige Salze sind zum Beispiel:

• Kaliumpermanganat KMnO₄
• Calciumpermanganat Ca(MnO₄)₂

Eigenschaften

Die Permanganate sind wasserlöslich und bilden violette Lösungen, am bekanntesten ist das Kaliumpermanganat. Es sind starke Oxidationsmittel. Mit ihrer Hilfe können beispielsweise Alkene über die entsprechenden Glycole in Ketone und/oder Carbonsäuren überführt werden, Methan- und Oxalsäure in Kohlendioxid und Aldehyde in Carbonsäuren. Eine typische Reaktion des Permanganats als Oxidationsmittel ist die Oxidation von konzentrierter Salzsäure zu Chlorgas, wobei das Permanganat selbst zu Mangan(II) reduziert wird:

$\mathrm{2 \ MnO_4^- + 10 \ Cl^- + 16 \ H_3O^+ \longrightarrow 2 \ Mn^{2+} + 5 \ Cl_2 + 24 \ H_2O}$

Eisen(II)-sulfatlösung reagiert mit Permanganatlösung im Sauren zu Mangan(II)- und Eisen(III)-salzen, im Basischen zu Braunstein (Mangan(IV)-oxid).

In der Analytik werden Permanganate bei Redox-Titrationen eingesetzt: Manganometrie.

Verwendung

Permanganate werden auch zur Reinigung von organischen Flüssigkeiten sowie der Abluft und der Abwässer in der pharmazeutischen und chemischen Industrie verwendet.

Einzelnachweise

1. ↑ A.F.Holleman, E.Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Walter de Gruyter & Co. Berlin 1995, 101. Auflage, ISBN 3-11-012641-9
2. ↑ Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie; Band Mangan C2

Weblinks