Пермангана́ти — неорганічні сполуки, солі перманганатної кислоти, що містять у своєму складі аніон MnO4-.

Будова перманганат-іона

Найбільше прикладне значення має перманганат калію KMnO4. Невелике значення має також перманганат натрію NaMnO4, однак через велику розчинність його важко кристалізувати. Перманганати інших металів мають суто науковий інтерес.

Фізичні властивостіРедагувати

Розчинення кристалів перманганату калію у воді

Перманганати мають темно-фіолетове забарвлення. Вони є доволі стійкими сполуками, хоча при нагріванні розкладаються швидше, ніж перхлорати, до яких вони ізоморфні.

Густина перманганатів лужних металів збільшується із ростом атомного номера елемента, а розчинність при цьому падає: за кімнатної температури розчинність знижується від ~900 г/л для LiMnO4, до 70 г/л для KMnO4 і до 2,5 г/л для CsMnO4. Розчинність перманганатів стрімко зростає зі збільшенням температури:

Розчинність KMnO4 у воді, г/л
0 °C 10 °C 20 °C 30 °C 40 °C 53 °C 63 °C 70 °C
27,81 43,93 64,95 90,55 125,16 182,37 225,83 286,36

Перманганати також розчинні у деяких неводних розчинниках, зокрема, в рідкому аміаці, але не в рідкому SO2. Органічні розчинники на кшталт ацетону, ацетонітрилу, льодяної оцтової кислоти, трифлуороцтової кислоти, бензонітрилу, піридину певною мірою розчиняють перманганати, але такі розчини мають обмежену стабільність через окиснювальну дію перманганат-іонів на молекули розчинника.

ОтриманняРедагувати

Промисловий синтез перманганатів полягає у лужному окисненні оксиду марганцю(IV) із наступним електролітичним окисненням отриманого манганату:

 
 

Отримання перманганатів у розчині можливе при дії дуже сильних окисників, таки як PbO2 та NaBiO3.

Хімічні властивостіРедагувати

Перманганати є одними з найсильніших окисників. В залежность від реакції середовища вони мають різні продукти свого відновлення:

у кислому середовищі:
 ; E0 = 1,51 В
в лужному середовищі:
 ; E0 = 1,23 В

При нагріванні вони розкладаються, диспропорціонуючи з утворенням манганатів та оксиду MnO2:

 

ЗастосуванняРедагувати

Перманганати, головним чином перманганат калію, широко використовуються як окисники у промислових синтезах (наприклад, у виробництві сахарину або бензойної кислоти), а також у лабораторній практиці (визначення вмісту відновників методом перманганатометрії). У медицини вони є антисептичними засобами. Окрім того перманганати застосовуються у дезінфекції води, оскільки мають подвійну перевагу перед використовуваним хлором: вони не надають смаку воді, а утворюваний осад MnO2 коагулює колоїдні часточки забрудника.

Див. такожРедагувати

ДжерелаРедагувати

  • Greenwood, N. N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — P. 1050. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
  • Pisarczyk, K. Manganese Сompounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — P. 134. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.1301140716091901.a01. (англ.)
  • Реми Г. Курс неорганической химии / Под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ, 1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / Под ред. В. И. Спицына. — М. : «Мир», 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)