Permanganate

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Permanganat-Ion

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

Struktur[Bearbeiten]

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[Bearbeiten]

Wichtige Salze sind zum Beispiel:

Eigenschaften[Bearbeiten]

Die Permanganate sind wasserlöslich und bilden violette Lösungen, am bekanntesten ist das Kaliumpermanganat. Sie sind starke Oxidationsmittel. Mit ihrer Hilfe können beispielsweise Alkene über die entsprechenden Glycole in Ketone und/oder Carbonsäuren überführt werden, Ameisen- und Oxalsäure in Kohlendioxid und Aldehyde in Carbonsäuren. Eine typische Reaktion des Permanganats als Oxidationsmittel ist die Oxidation 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 Mangan(IV)-oxid (Braunstein).

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

Verwendung[Bearbeiten]

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

Einzelnachweise[Bearbeiten]

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

Weblinks[Bearbeiten]