Permanganato

Il permanganato è un ossoanione del manganese di formula MnO−4.

Il manganese ha stato di ossidazione +7 ed è isoelettronico con il cromato. I suoi composti sono forti ossidanti.

Sintesi

I permanganati possono essere prodotti per ossidazione dei composti del manganese con forti agenti ossidanti, come ipoclorito, biossido di piombo, bismutato:

${\displaystyle {\ce {2MnCl2 \ + \ 5NaClO \ + \ 6NaOH -> 2NaMnO4 \ + \ 9NaCl \ + \ 3H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2MnSO4 \ + \ 5PbO2 \ + \ 3H2SO4 -> 2HMnO4 \ + \ 5PbSO4 \ + \ 2H2O}}}$

oppure, meno efficientemente, per dismutazione dei manganati:

${\displaystyle {\ce {3Na2MnO4\ +\ 2H2O->2NaMnO4\ +\ MnO2\ +\ 4NaOH}}}$

Produzione industriale

Viene sintetizzato a partire da minerali contenenti il biossido.

Per arrostimento vengono fatte le prime due ossidazioni: a Mn(V) e Mn(VI). Nel primo stadio si utilizza un impasto di minerale e potassa caustica, a temperature comprese tra 390 °C e 420 °C:

${\displaystyle {\ce {4MnO2\ +\ 12KOH\ +\ O2->4K3MnO4\ +\ 3H2O}}}$

Poi a temperature comprese tra 180 e 330 °C e più lentamente:

${\displaystyle {\ce {4K3MnO4\ +\ 2H2O\ +\ O2->2K2MnO4\ +\ 4KOH}}}$

L'ultima ossidazione avviene per via elettrochimica.

Reattività

È un forte ossidante, similmente al perclorato. Può distruggere completamente i composti organici.

In soluzione acida, il permanganato si riduce all'incolore stato di ossidazione +2 dello ione Mn²⁺; il potenziale standard di riduzione è pari a E⁰ = 1,51 V:

${\displaystyle {\ce {16H3O^+ \ + \ 2MnO4^{-}\ + \ 10Cl^{-}-> 2Mn^{2+}\ + \ 5Cl2 \ + \ 24H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {6H^{+}\ + \ 2MnO4^{-}\ + \ 5H2C2O4 -> 8H2O \ + \ 2Mn^{2+}\ + \ 5CO2}}}$

In soluzione fortemente basica, il permanganato si riduce allo stato di ossidazione +6, verde, dello ione manganato (MnO2−4).

${\displaystyle {\ce {3OH^{-}\ +\ 2MnO4^{-}\ +\ HSO3^{-}->2MnO4^{2-}\ +\ SO4^{2-}\ +\ 2H2O}}}$

In ambiente debolmente basico o neutro a diossido di manganese (MnO₂) con potenziale standard di riduzione E⁰ = 1,23 V:

${\displaystyle {\ce {4OH^{-}\ + \ 2MnO4^{-}\ + \ 3C2O4^{2-}-> 2MnO2 \ + \ 6CO3^{2-}\ + \ 2H2O}}}$

In ambiente di acido fosforico si forma Mn(III).

I permanganati non sono termicamente stabili. Per esempio, il permanganato di potassio si decompone a 230 °C:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4->K2MnO4\ +\ MnO2\ +\ O2}}}$

Per riduzione con solfito dà ipomanganato (MnO3−4).

Preparazione delle soluzioni

Il permanganato reagisce con molte impurezze che possono essere presenti nell'acqua usata per la preparazione della soluzione, in particolare sostanze organiche. Si decompone anche in presenza di biossido solido:

${\displaystyle {\ce {4MnO^{-}\ + \ 2H2O -> 4MnO2 \ + \ 3O2 \ + \ 4OH^{-}}}}$

e con Mn²⁺:

${\displaystyle {\ce {2MnO^{-}\ + \ 3Mn^{2+}\ + \ 2H2O -> 5MnO2 \ + \ 4H^{+}}}}$

Pertanto le soluzioni preparate di fresco devono essere bollite per un'ora e filtrate su lana di vetro o setto poroso.

Composti

Fra i composti più utilizzati:

• Permanganato di potassio (KMnO₄)
• Permanganato di sodio (NaMnO₄)

Bibliografia

• N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chimica degli elementi, II, Piccin, ISBN 88-299-1121-6.
• W. Büchner, R. Schliebs, G. Winter e K.H. Büchel, Chimica inorganica industriale, Piccin, ISBN 88-299-1348-0.

Voci correlate

• Permanganatometria

Altri progetti

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Collegamenti esterni

• permanganato, su sapere.it, De Agostini.
• (EN) National Pollutant Inventory – Manganese and compounds Fact Sheet, su npi.gov.au. URL consultato il 26 giugno 2007 (archiviato dall'url originale il 1º marzo 2006).

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