Permanganato
Los permanganatos son las sales del ácido permangánico, de fórmula HMnO
4. Se trata de sustancias de un intenso color violeta y alto poder oxidante que contienen el anión MnO–
4 y por lo tanto el manganeso en su mayor estado de oxidación, (VII).
Reacciones[editar]
El anión permanganato tiene un potencial normal de electrodo muy alto, lo que lo convierte en un oxidante muy fuerte, pudiendo ser reducido por el agua liberando el oxígeno de esta[1].
Sin embargo, esta reacción es muy lenta, sobre todo en ausencia de luz y en medios neutros y alcalinos, lo que hace que esta sustancia sea cinéticamente estable en disolución acuosa.[1] En disolución ácida, aunque lenta, la reducción del permanganato por el agua es observable.[2]Esta reacción puede ser activada aumentando la temperatura. Así, calentando permanganato en disolución alcalina se libera oxígeno molecular y se forma el anión manganato, MnO2–
4, de color verde:
En contacto con algunas sustancias orgánicas da lugar a reacciones fuertemente exotérmicas que pueden provocar incendios. Así una gota de glicerina aplicada a un cono de 2-3 g de permanganato de potasio en polvo lleva rápidamente primero a la generación de humo y luego a una llama violácea por la presencia del potasio.
En disolución ácida su reducción suele llegar hasta el manganeso(II), un catión casi incoloro o rosa muy pálido en disoluciones concentradas. La reacción es acelerada por la presencia de cationes manganeso(II) (reacción autocatalítica) y aprovechada en determinaciones volumétricas (permanganimetría) de sustancias como Fe(II), sulfito (SO32-) o agua peróxido de hidrógeno (H2O2). En disolución neutra o ligeramente básica la reducción solo lleva hasta el óxido de manganeso(IV), MnO
2, sustancia poco salubre en medio acuoso, que precipita como un sólido marrón.[2] Mientras que si la disolución es fuertemente alcalina, el MnO−
4 se reduce hasta manganeso(VI) en forma de anión manganato, de color verde[1].
Sin embargo, con un exceso de una sustancia fuertemente reductora, incluso en medios fuertemente básicos se consigue la reducción hasta Mn(IV):
El anión manganato, estable en disolución altamente alcalina, dismuta cuando se acidifica la disolución para dar manganeso en estados de oxidación (VII) y (IV)[1].
Síntesis[editar]
El permanganato más conocido es el permanganato de potasio, KMnO4. Se obtiene mediante electrólisis o por dismutación de una disolución de manganato de potasio (K
2MnO
4) en medio ácido.
Aplicaciones[editar]
El permanganato de potasio se utiliza como oxidante en diversos procesos técnicos. Por ejemplo se aprovecha para oxidar el grupo metilo del ácido o-metilclorosulfónico a carboxilato en la síntesis de la sacarina. En el tratamiento de las aguas residuales a veces se añade permanganato como desinfectante, oxidante de la materia orgánica y para ayudar a la floculación. En medicina se utiliza a veces una disolución diluida como desinfectante bucal. Por último, de forma ilícita, el permanganato se utiliza en países productores de cocaína para la purificación de esta.
Consejos[editar]
Las manchas generadas por el permanganato suelen ser debidas a la formación de óxidos de manganeso y se eliminan fácilmente con disoluciones ligeramente aciduladas de sulfito o tiosulfato. Sin embargo estas sustancias pueden generar en los tejidos, tras la exposición al sol, manchas amarillas, por lo que se prefiere usar ácido oxálico.
Teoría[editar]
El color violeta intenso se debe a una transferencia de carga de entre los oxígenos y el átomo de manganeso central.
El ácido oxálico es un reductor del permanganato y neutralizante de los óxidos de manganeso que generan manchas.
Referencias[editar]
- ↑ a b c d F. Burriel, F. Lucena, S. Arribas, J. Hernández (2006) Química Analítica Cualitativa, 18.ª edición (4.ª reimpresión), Madrid, Paraninfo, ISBN 84-9732-140-5.
- ↑ a b F. A. Cotton, G. Wilkinson, C. A. Murillo, y M. Bochmann (1999). "Advanced Inorganic Chemistry", 6.ª edición. Wiley-VCH. ISBN 0-471-19957-5.
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