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.

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:

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

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.

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).

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.

Fra i composti più utilizzati:

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

• 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.

• Permanganatometria

• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su permanganato

• 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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