Kalium Permanganaatti (KMnO4) Rakenne, Ominaisuudet



kaliumpermanganaatti (KMnO4) on epäorgaaninen yhdiste, joka muodostuu mangaani- siirtymämetalliryhmästä 7 (VIIB) -, hapesta ja kaliumista. Se on tumman violetti lasimaista kiinteää ainetta. Niiden vesiliuokset ovat myös tumman purppuranpunaisia; nämä liuokset tulevat vähemmän violetiksi, koska ne laimennetaan suurempiin määriin vettä.

KMnO4 sitten alkaa alentaa (saada elektroneja) peräkkäisissä väreissä seuraavassa järjestyksessä: violetti> sininen> vihreä> keltainen> väritön (ruskea MnO-sakka)2). Tämä reaktio osoittaa kaliumpermanganaatin tärkeän ominaisuuden: se on erittäin voimakas hapetin.

indeksi

  • 1 Kaava
  • 2 Kemiallinen rakenne
  • 3 Käyttö
    • 3.1 Lääketiede ja eläinlääketiede
    • 3.2 Vedenkäsittely
    • 3.3 Hedelmien säilyttäminen
    • 3.4 Tulipalo
    • 3.5 Redox Titrant
    • 3.6 Reagenssi orgaanisessa synteesissä
    • 3.7 Historiallinen käyttö
  • 4 Miten se tehdään??
  • 5 Ominaisuudet
    • 5.1 Hajoaminen
    • 5.2 Hapettava teho
  • 6 Viitteet 

kaava

Sen kemiallinen kaava on KMnO4; toisin sanoen jokaista K-kationia varten+ siellä on MnO-anioni4- vuorovaikutuksessa tämän kanssa

Kemiallinen rakenne

KMnO: n kiderakenne on esitetty ylemmässä kuvassa4, joka on ortorombinen tyyppi. Purppurat pallot vastaavat K-kationeja+, kun taas neljän punaisen pallon ja sinertävän pallon muodostama tetraedri vastaa anioni MnO: ta4-.

Miksi anionilla on tetraedrinen geometria? Lewis-rakenne vastaa tähän kysymykseen. Pisteviivat merkitsevät sitä, että kaksoissidokset resonoituvat Mn: n ja O: n välillä. Tämän rakenteen hyväksymiseksi metallikeskuksessa on oltava hybridisaatio sp3.

Koska mangaanista puuttuu elektronien paria jakamatta, Mn-O-sidoksia ei työnnetä samaan tasoon. Samoin negatiivinen varaus jakautuu neljän happiatomin kesken, mikä on vastuussa K-kationien orientaatiosta+ kidejärjestelyissä.

sovellukset

Lääketiede ja eläinlääketiede

Bakterisidisen vaikutuksensa vuoksi sitä käytetään useissa sairauksissa ja olosuhteissa, jotka tuottavat ihovaurioita, kuten: jalkojen infektiot sienien, impetigon, pinnallisten haavojen, ihottuman ja trooppisten haavojen kanssa.

Haitallisen vaikutuksensa vuoksi kaliumpermanganaattia tulisi käyttää alhaisissa pitoisuuksissa (1: 10000), mikä rajoittaa sen toiminnan tehokkuutta..

Sitä käytetään myös kalojen parasiittisairauksien hoidossa akvaarioissa, jotka aiheuttavat keuhkojen infektioita ja ihon haavaumia..

Vedenkäsittely

Se on kemiallinen regeneraattori, jota käytetään poistamaan rautaa, magnesiumia ja rikkivetyä (epämiellyttävästä hajuista) vedestä ja jota voidaan käyttää jäteveden puhdistamiseen..

Rauta ja magnesium muodostuvat veteen liukenemattomien oksidien muodossa. Lisäksi se auttaa poistamaan putkissa olevan ruosteen.

Hedelmien säilyttäminen

Kaliumpermanganaatti poistaa hapettamalla banaanissa tuotetun eteenin säilytyksen aikana, jolloin se pysyy yli 4 viikkoa ilman kypsymistä, jopa huoneenlämpötilassa..

Afrikassa he käyttävät sitä liottamaan vihanneksia neutraloimaan ja poistamaan kaikki läsnä olevat bakteerilääkkeet.

Tulipalot

Kaliumpermanganaattia käytetään tulipalojen leviämisen rajoittamiseen. Permanganaatin kyvyn aloittaa tulipalo perustuu tulipalojen muodostumiseen metsäpaloissa.

Redox-titulantti

Analyyttisessä kemiassa käytetään standardoituja vesipitoisia liuoksia hapettimen titraattorina redoksimäärityksissä.

Reagenssi orgaanisessa synteesissä

Se toimii alkeenien muuntamiseksi dioleiksi; toisin sanoen kaksi OH-ryhmää lisätään kaksoissidokseen C = C. Seuraava kemiallinen yhtälö:

Myös rikkihapon ja kromihapon (H. \ T2CrO4) käytetään primääristen alkoholien (R-OH) hapettamiseen karboksyylihappoiksi (R-COOH tai RCO)2H).

Sen hapettava teho on riittävän vahva hapettamaan aromaattisten yhdisteiden primaariset tai sekundaariset alkyyliryhmät "karboksyloimalla" niitä; eli muuntamalla sivuketju R (esimerkiksi CH3) COOH-ryhmässä.

Historiallinen käyttö

Se oli osa jauhetta, jota käytettiin salamana valokuvauksessa tai termiittireaktion käynnistämiseen.

Sitä käytettiin toisen maailmansodan aikana valkoisten hevosten naamioimiseksi päivän aikana. Tätä varten he käyttivät mangaanidioksidia (MnO2), joka on ruskea; näin he menivät huomaamatta.

Miten se tehdään??

Mineraali-pirolusiitti sisältää mangaanidioksidia (MnO2) ja kaliumkarbonaatti (CaCO)3).

Vuonna 1659 kemisti Johann R. Glauber sulatti mineraalin ja liuotti sen veteen tarkkailemalla vihreän värin ulkonäköä liuoksessa, joka myöhemmin muuttui violetiksi ja lopulta punaiseksi. Tämä viimeinen väri vastasi kaliumpermanganaatin muodostumista.

1900-luvun puolivälissä Henry Condy etsii antiseptistä tuotetta ja käsitteli aluksi pyrolusiittia NaOH: lla ja sitten KOH: lla, tuottaen niin sanottuja Condy-kiteitä; eli kaliumpermanganaatti.

Kaliumpermanganaattia tuotetaan teollisesti mangaanidioksidista, joka on läsnä mineraaliprololiitissa. MnO2  läsnä mineraalissa reagoi kaliumhydroksidin kanssa ja kuumennetaan sen jälkeen hapen läsnä ollessa.

2 MnO2     +     4 KOH + O2  => 2 K2MnO4     +       2 H2O

Kalium-manganaatti (K2MnO4) muutetaan kaliumpermanganaatiksi elektrolyyttisellä hapetuksella alkalisessa väliaineessa.

2 K2MnO4      +      2 H2O => 2 KMnO4      +       2 KOH + H2

Toisessa reaktiossa kaliumpermanganaatin valmistamiseksi kalium-manganaatti saatetaan reagoimaan CO: n kanssa2,  nopeuttaa epäsuhtaa:

3 K2MnO4     +      2 CO2  => 2 KMnO4      +       MnO2      +       K2CO3

MnO: n sukupolven vuoksi2 (mangaanidioksidi) prosessi on epäedullinen, KOH on tuotettava K: sta2CO3.

ominaisuudet

Se on violetti kiteinen kiinteä aine, joka sulaa 240 ° C: ssa, jonka tiheys on 2,7 g / ml ja molekyylipaino noin 158 g / mol..

Se liukenee huonosti veteen (6,4 g / 100 ml 20 ° C: ssa), mikä osoittaa, että vesimolekyylit eivät solvaudu suuresti MnO-ioneja4-, koska ehkä niiden tetraedriset geometriat vaativat paljon vettä niiden liukenemiseen. Samalla tavalla se voidaan myös liuottaa metyylialkoholiin, asetoniin, etikkahappoon ja pyridiiniin.

hajoaminen

Se hajoaa 240 ° C: ssa vapauttaen happea:

2KMnO4 => K2MnO4 + MnO2 + O2

Saattaa esiintyä hajoamista alkoholin ja muiden orgaanisten liuottimien vaikutuksesta sekä vahvojen happojen ja pelkistävien aineiden vaikutuksesta.

Hapettava teho

Tässä suolassa mangaanilla on korkein hapettumistila (+7) tai sama, mikä on suurin elektronien määrä, joka voidaan hävitä ionisella tavalla. Mangaanin elektroninen konfiguraatio puolestaan ​​on 3d54s2; sen vuoksi kaliumpermanganaatissa mangaaniatomin koko valenssikuori on "tyhjä".

Mangaaniatomilla on siis luonnollinen taipumus saada elektroneja; toisin sanoen, se pelkistetään muihin hapettumisolosuhteisiin alkalisessa tai happamassa väliaineessa. Tämä on selitys siitä, miksi KMnO4 Se on voimakas hapetin.

viittaukset

  1. Wikipedia. (2018). Kaliumpermanganaatti. Haettu 13. huhtikuuta 2018 osoitteesta: en.wikipedia.org
  2. F. Albert Cotton ja Geoffrey Wilkinson, FRS. (1980). Kehittynyt epäorgaaninen kemia. Toimituksellinen Limusa, Meksiko, 2. painos, sivut 437-452.
  3. Robin Wasserman. (14. elokuuta 2017). Lääketieteellinen käyttö kaliumpermanganaatille. Haettu 13. huhtikuuta 2018 osoitteesta: livestrong.com
  4. Clark D. (30. syyskuuta 2014). Kaliumpermanganaatin 3 lopullista käyttöä. Haettu 13. huhtikuuta 2018 osoitteesta: technology.org
  5. James H. Pohl, Ali Ansary, Irey R. K. (1988). Modulaarinen termodynamiikka, vol. 5, Kiinteistöjen muutosten arviointi. Ediciones Ciencia y Técnica, S.A. Meksiko, toimituksellinen Limusa, sivu 273-280.
  6. J. M. Medialdea, C. Arnáiz ja E. Díaz. Kaliumpermanganaatti: voimakas ja monipuolinen hapetin. Kemian ja ympäristötekniikan laitos. Sevillan yliopisto.
  7. Hasan Zulic. (27. lokakuuta 2009). Biologisen jäteveden käsittely. [Kuva]. Haettu 13. huhtikuuta 2018 osoitteesta: en.wikipedia.org
  8. Adam Rędzikowski. (12. maaliskuuta 2015). Kaliumpermanganaatti on yksinkertainen. [Kuva]. Haettu 13.4.2018 osoitteesta: commons.wikimedia.org