Перманганат калия

Пермангана́т ка́лия (лат. Kalii permanganas, распространённое название в быту — марганцо́вка) — марганцовокислый калий, калиевая соль марганцовой кислоты. Химическая формула — KMnO₄. Представляет собой тёмно-фиолетовые, почти чёрные кристаллы, при растворении в воде образующие ярко окрашенный раствор цвета фуксии.

Перманганат калия
Общие
Систематическое наименование	Перманганат калия
Традиционные названия	Марганцовокислый калий, марганцовка
Хим. формула	KMnO4
Физические свойства
Состояние	твердое (хрупкие кристаллы)
Молярная масса	158,034 г/моль
Плотность	2,703 г/см³
Термические свойства
Температура
• разложения	240 °C
Мол. теплоёмк.	119,2 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−813,4 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	6,38 (20 °C)
Классификация
Рег. номер CAS	7722-64-7
PubChem	516875
Рег. номер EINECS	231-760-3
SMILES	[O-] [Mn](=O)(=O)=O.[K+]
InChI	InChI=1S/K.Mn.4O/q+1;;;;;-1 VZJVWSHVAAUDKD-UHFFFAOYSA-N
RTECS	SD6475000
Номер ООН	1490
ChemSpider	22810
Безопасность
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 2 1 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Кристаллы перманганата калия под микроскопом

Перманганат калия в виале

Физические свойстваПравить

Внешний вид: тёмно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Показатель преломления составляет 1,59 (при 20 °C).

Растворяется в воде (см. таблицу), жидком аммиаке, ацетоне (2:100), метаноле, пиридине.

Растворимость перманганата калия в воде

Температура, °C	10	20	25	30	40	50	65
Растворимость, г/100 г воды	4,22	6,36	7,63	9	12,5	16,8	25

Термодинамические свойстваПравить

Термодинамические свойства перманганата калия

Стандартная энтальпия образования ΔH	−813,4 кДж/моль (т) (при 298 К)
Стандартная энергия Гиббса образования G	−713,8 кДж/моль (т) (при 298 К)
Стандартная энтропия S	171,71 Дж/(моль·K) (т) (при 298 К)
Стандартная мольная теплоёмкость Cp	119,2 Дж/(моль·K) (т) (при 298 К)

Химические свойстваПравить

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы по отношению к водородному электроду

Окисленная форма	Восстановленная форма	Среда	E0, В
MnO4−	MnO42−	OH−	+0,56
MnO4−	H2MnO4	H+	+1,22
MnO4−	MnO2	H+	+1,69
MnO4−	MnO2	OH−	+0,60
MnO4−	Mn2+	H+	+1,51

 

Слева направо (водные растворы): Co(NO₃)₂ (красный); K₂Cr₂O₇ (оранжевый); K₂CrO₄ (жёлтый); NiCl₂ (бирюзовый); CuSO₄ (голубой); KMnO₄ (фиолетовый)

 

Раствор KMnO₄ в воде в мерной колбе

Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия):

• в кислой среде:

$2{\text{KMnO}}_4^{}+5{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_3^{}+3{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->6{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+2{\text{MnSO}}_4^{}+3{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 -> 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O}}$ ;

• в нейтральной среде:

$2{\text{KMnO}}_4^{}+3{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_3^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}⟶<!--\; ⟶\; -->3{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+2{\text{MnO}}_2^{}+2\text{KOH}$${\ce {2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O -> 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH}}$ ;

• в щелочной среде:

$2{\text{KMnO}}_4^{}+{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_3^{}+2\text{KOH}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+2{\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH -> K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O}}$ .

Однако последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указанной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

При соприкосновении с концентрированной серной кислотой перманганат калия взрывается, однако при аккуратном соединении с холодной кислотой реагирует с образованием неустойчивого оксида марганца(VII):

$2{\text{KMnO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+{\text{Mn}}_2^{}{\text{O}}_7^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {2KMnO4 + H2SO4 -> K2SO4 + Mn2O7 + H2O}}$ .

При этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное соединение — оксосульфат марганца ${\text{MnO}}_3^{}{\text{HSO}}_4^{}$${\ce {MnO3HSO4}}$ . По реакции с фторидом иода(V) можно получить аналогичный оксофторид:

${\text{KMnO}}_4^{}+{\text{IF}}_5^{}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{KF}+{\text{IOF}}_3^{}+{\text{MnO}}_3^{}\text{F}$${\ce {KMnO4 + IF5 -> KF + IOF3 + MnO3F}}$ .

При нагревании разлагается с выделением кислорода (этим способом пользуются в лаборатории для получения чистого кислорода). Схему реакции упрощённо можно представить уравнением:

$2{\text{KMnO}}_4^{}\stackrel{{}^{\circ <!--\; \circ \; -->}t}{\to }{\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}+{\text{MnO}}_2^{}+{\text{O}}_2^{}$${\ce {2KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4\ +MnO2\ +O2}}$ .

На самом деле реакция идёт намного сложнее, например, при не очень сильном нагревании её можно примерно описать уравнением:

$5{\text{KMnO}}_4^{}\stackrel{{}^{\circ <!--\; \circ \; -->}t}{\to }{\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}+{\text{K}}_3^{}{\text{MnO}}_4^{}+3{\text{MnO}}_2^{}+3{\text{O}}_2^{}$${\ce {5KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4\ +K3MnO4\ +3MnO2\ +3O2}}$ .

Реагирует с солями двухвалентного марганца, например:

$2{\text{KMnO}}_4^{}+3{\text{MnSO}}_4^{}+2{\text{H}}_2^{}\text{O}⟶<!--\; ⟶\; -->5{\text{MnO}}_2^{}+{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+2{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}$${\ce {2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O -> 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4}}$ .

Эта реакция в принципе обратна дисмутации (диспропорционирование) ${\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}$${\ce {K2MnO4}}$  на ${\text{MnO}}_2^{}$${\ce {MnO2}}$  и ${\text{KMnO}}_4^{}$${\ce {KMnO4}}$ .

Окисляет органические вещества. В частности, разбавленные растворы перманганата калия в щелочной и нейтральной среде окисляют алкены до диолов (реакция Вагнера):

  Водные растворы перманганата калия термодинамически нестабильны, но кинетически довольно устойчивы. Их сохранность резко повышается при хранении в темноте.

При смеси с пероксидом водорода протекает следующая реакция:

$2{\text{KMnO}}_4^{}+3{\text{H}}_2^{}{\text{O}}_2^{}⟶<!--\; ⟶\; -->2{\text{MnO}}_2^{}+3{\text{O}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+2{\text{H}}_2^{}\text{O}+2\text{KOH}$${\ce {2KMnO4 +3H2O2 -> 2MnO2 + 3O2 ^ + 2H2O + 2KOH}}$ .

Перманганат калия реагирует с концентрированной соляной, бромоводородной или иодоводородной кислотой. В результате выделяются свободные галогены:

$2{\text{KMnO}}_4^{}+16\text{HCl}⟶<!--\; ⟶\; -->2\text{KCl}+2{\text{MnCl}}_2^{}+5{\text{Cl}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+8{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 ^ + 8H2O}}$ 

Во время химической реакции хлорид-анион ${\text{Cl}}^{-<!--\; -\; -->}$${\ce {Cl^{-}}}$  окисляется до элементарного хлора, а ион ${\text{Mn}}^{7+}$${\ce {Mn^{7+}}}$  в перманганат-анионе восстанавливается до катиона ${\text{Mn}}^{2+}$${\ce {Mn^{2+}}}$ :

$2{\text{Cl}}^{-<!--\; -\; -->}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Cl}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\ce {2Cl^{-}-> Cl2 ^}}$ 

${\text{Mn}}^{7+}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Mn}}^{2+}$${\ce {Mn^{7+}-> Mn^{2+}}}$ 

ПрименениеПравить

Применение этой соли чаще всего основано на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие.

Медицинское применениеПравить

Перманганат калия
Kalii permanganas
Химическое соединение
ИЮПАК	Перманганат калия
Брутто-формула	KMnO4
CAS	7722-64-7
PubChem	516875
DrugBank	13831
Состав
Классификация
Фармакол. группа	Антисептики и дезинфицирующие средства
АТХ	D08AX06
Лекарственные формы
порошок для приготовления раствора
Другие названия
KMnO4, Калия перманганат, Марганцовка, Хамелеон минеральный, Марганцевокислый калий, Марганцовокислый калий, Калий марганцевокислый
Медиафайлы на Викискладе

Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при отравлениях морфином, аконитином и некоторыми другими алкалоидами используют разбавленный (0,02—0,1 %) раствор перманганата калия.

Фармакологическое действиеПравить

Антисептическое средство. При соприкосновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — альбуминаты (за счёт этого калия перманганат в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах — раздражающее, прижигающее и дубящее действие). Обладает также дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв. Способность калия перманганата обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестным ядом и пищевых токсикоинфекциях. При попадании внутрь всасывается, оказывая действие (приводит к развитию метгемоглобинемии).

ПоказанияПравить

Смазывание язвенных и ожоговых поверхностей — инфицированные раны, язвы и ожоги кожи. Полоскание полости рта и ротоглотки — при инфекционно-воспалительных заболеваниях слизистой оболочки полости рта и ротоглотки (в том числе при ангинах). Для промывания и спринцеваний при гинекологических и урологических заболеваниях — кольпиты и уретриты. Для промываний — желудка при отравлениях, вызванных приёмом внутрь алкалоидов (морфин, аконитин, никотин), синильной кислотой, фосфором, хинином; кожи — при попадании на неё анилина; глаз — при поражении их ядовитыми насекомыми.

ПротивопоказанияПравить

Гиперчувствительность.

При передозировке: резкая боль в полости рта, по ходу пищевода, в животе, рвота, диарея; слизистая оболочка полости рта и глотки — отёчная, тёмно-коричневого, фиолетового цвета, возможен отёк гортани, развитие механической асфиксии, ожогового шока, двигательного возбуждения, судорог, явлений паркинсонизма, геморрагического колита, нефропатии, гепатопатии. При пониженной кислотности желудочного сока возможно развитие метгемоглобинемии с выраженным цианозом и одышкой. Смертельная доза для детей — около 3 г, для взрослых — 0,3—0,5 г/кг.

Лечение: метиленовый синий (50 мл 1 % раствора), аскорбиновая кислота (внутривенно — 30 мл 5 % раствора), цианокобаламин — до 1 мг, пиридоксин (внутримышечно — 3 мл 5 % раствора).

Способ применения и дозыПравить

Наружно, в водных растворах для промывания ран (0,1—0,5 %), для полоскания рта и горла (0,01—0,1 %), для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей (2—5 %), для спринцевания (0,02—0,1 %) в гинекологической и урологической практике, а также промывания желудка при отравлениях.

ПредосторожностиПравить

Активно взаимодействует при нагреве и даже при комнатной температуре с большинством восстановителей, например, органическими веществами (сахарозой, танинами, глицерином и многими другими), легкоокисляющимися веществами, поэтому при смешивании происходит саморазогревание, что иногда вызывает самовоспламенение смеси (с концентрированным раствором глицерина, или безводным — всегда) и может привести к взрыву.

Очень опасно растирание сухого перманганата калия с органическими веществами и порошками активных металлов и неметаллов (кальцием, алюминием, магнием, фосфором, серой и др.) — весьма вероятен взрыв.

Другие сферы примененияПравить

• 1—2%-й раствор используется садоводами для протравливания семян перед посадкой
• Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды согласно ГОСТ 2761-84 по методу Кубеля.
• Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
• Растворы (концентрации примерно 3 г/л) широко применяются при тонировании фотографий.
• В пиротехнике применяют в качестве сильного окислителя.
• Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в космических жидкостно-ракетных двигателях.
• Водный раствор перманганата калия используется для травления дерева, в качестве морилки.
• Водный раствор применяется также для выведения татуировок. Результат достигается посредством химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится красящее вещество. Данный метод немногим отличается от простого срезания кожи, обычно он менее эффективен и более неприятен, так как ожоги заживают намного дольше. Татуировка не удаляется полностью, на её месте остаются шрамы.
• Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении мета- и парафталевых кислот из мета- и параксилолов, соответственно (см. Терефталевая кислота).
• Перманганат калия является прекурсором в синтезе мефедрона и меткатинона (эфедрона)

ПолучениеПравить

Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия. Например:

$2{\text{MnO}}_2^{}+3{\text{Cl}}_2^{}+8\text{KOH}⟶<!--\; ⟶\; -->2{\text{KMnO}}_4^{}+6\text{KCl}+4{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {2MnO2 + 3Cl2 + 8KOH -> 2KMnO4 + 6KCl + 4H2O}}$ ,

$2{\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}+{\text{Cl}}_2^{}⟶<!--\; ⟶\; -->2{\text{KMnO}}_4^{}+2\text{KCl}$${\ce {2K2MnO4 + Cl2 -> 2KMnO4 + 2KCl}}$ ,

$3{\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}+2{\text{H}}_2^{}\text{O}⟶<!--\; ⟶\; -->2{\text{KMnO}}_4^{}+{\text{MnO}}_2^{}+4\text{KOH}$${\ce {3K2MnO4 + 2H2O -> 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH}}$ ,

$2{\text{K}}_2^{}{\text{MnO}}_4^{}+2{\text{H}}_2^{}\text{O}⟶<!--\; ⟶\; -->2{\text{KMnO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+2\text{KOH}$${\ce {2K2MnO4 + 2H2O -> 2KMnO4 + H2 ^ + 2KOH}}$ .

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

Ограничение на покупкуПравить

Входит в IV список прекурсоров ПККН в России (допускается исключение некоторых мер контроля).

14 июня 2013 года на Украине был признан прекурсором и внесён в список наркотических веществ.

ЛитератураПравить

• Вульфсон Н. С. Препаративная органическая химия. — С. 656, 657.
• Казанский Б. А. (ред.). Синтезы органических препаратов (сборник 3). — С. 145.
• Реми Г. Курс неорганической химии (том 1). — С. 817.

СсылкиПравить

• International Chemical Safety Card 0672