- Kaava
- Kemiallinen rakenne
- Sovellukset
- Lääketiede ja eläinlääketiede
- Vedenkäsittely
- Hedelmien säilytys
- Toimenpide tulipalossa
- Redox-titrantti
- Reagenssi orgaanisessa synteesissä
- Historialliset käyttötarkoitukset
- Kuinka se tehdään?
- ominaisuudet
- hajoaminen
- Hapettava voima
- Viitteet
Kaliumpermanganaattia (KMnO 4) on epäorgaaninen yhdiste, joka koostuu mangaani - metallin siirtyminen ryhmä 7 (VIIB) -, happi ja kalium. Se on syvän violetti lasimainen kiinteä aine. Sen vesiliuokset ovat myös tumman violetteja; näistä liuoksista tulee vähemmän violetteja, kun ne laimennetaan suurempina määrin vettä.
KMnO 4 alkaa sitten vähentyä (saada elektroneja) peräkkäin värejä seuraavassa järjestyksessä: violetti> sininen> vihreä> keltainen> väritön (MnO 2: n ruskealla saostumalla). Tämä reaktio osoittaa kaliumpermanganaatin tärkeän ominaisuuden: se on erittäin vahva hapettava aine.
Kaava
Sen kemiallinen kaava on KMnO 4; että on, jokaisen K + kationi on olemassa MnO 4 anioni - vuorovaikutuksessa tämän
Kemiallinen rakenne
Ylempi kuva edustaa kiderakenteen KMnO 4, joka on ortorombisen tyyppiä. Violetti pallot vastaavat K + kationit, kun taas tetraedri muodostettu neljä punaista aloilla ja sinertävä alalla vastaavat MnO 4 - anioni.
Miksi anionilla on tetraedrinen geometria? Lewis-rakenteesi vastaa tähän kysymykseen. Katkoviivat tarkoittaa, että kaksoissidokset resonoivat välillä Mn ja O. Jotta hyväksyä tämän rakenteen, metalli keskus on oltava sp 3 hybridisaatio.
Koska mangaanista puuttuu jakamattomia paria elektronia, Mn-O-sidoksia ei työnnetä samaan tasoon. Samoin negatiivinen varaus jakautuu neljään happiatomiin, mikä vastaa K + -kationien orientoitumisesta kiteisessä järjestelyssä.
Sovellukset
Lääketiede ja eläinlääketiede
Bakterisidisen vaikutuksensa vuoksi sitä käytetään lukuisissa sairauksissa ja tiloissa, jotka aiheuttavat ihovaurioita, kuten: sieni-jalkainfektiot, impetiigo, pintahaavat, ihottuma ja trooppiset haavaumat.
Haitallisen vaikutuksensa vuoksi kaliumpermanganaattia tulisi käyttää alhaisina pitoisuuksina (1: 10 000), mikä rajoittaa sen toiminnan tehokkuutta.
Sitä käytetään myös kalan loisten hoitoon akvaarioissa, jotka aiheuttavat koto-infektioita ja ihohaavoja.
Vedenkäsittely
Se on kemiallinen regenerointiaine, jota käytetään raudan, magnesiumin ja rikkivedyn (epämiellyttävä tuoksu) poistamiseen vedestä, ja sitä voidaan käyttää jäteveden puhdistamiseen.
Rauta ja magnesium saostuvat veteen liukenemattomina oksidinaan. Lisäksi se auttaa poistamaan putkien ruosteen.
Hedelmien säilytys
Kaliumpermanganaatti poistaa hapettamalla banaanissa sen varastoinnin aikana syntyneen etyleenin, jolloin se voi olla kypsä yli 4 viikkoa, jopa huoneenlämpötilassa.
Afrikassa he käyttävät sitä vihannesten kasteluun, jotta neutraloidaan ja eliminoidaan läsnä olevat bakteeritekijät.
Toimenpide tulipalossa
Kaliumpermanganaattia käytetään rajoittamaan tulipalojen leviämistä. Perustuen pysyvyyden kykyyn syttyä tulipaloon käytetään sitä palontorjuntaan metsäpaloissa.
Redox-titrantti
Analyyttisessä kemiassa sen standardisoituja vesiliuoksia käytetään hapettavana titranttina redox-määrityksissä.
Reagenssi orgaanisessa synteesissä
Sen tehtävänä on muuttaa alkeenit dioleiksi; ts. kaksi OH-ryhmää lisätään C = C-kaksoissidoon. Seuraava kemiallinen yhtälö:
Samoin, rikkihapossa liuokseen, jossa kromihapon (H 2 CrO 4) sitä käytetään primaaristen alkoholien hapettamiseksi (R-OH) ja karboksyylihappojen (R-COOH tai RCO 2 H).
Sen hapetusvoima on riittävän vahva hapettamaan aromaattisten yhdisteiden primaariset tai sekundaariset alkyyliryhmät "karboksyloimalla" ne; että on, muuttaa R-sivuketju (esim, CH 3) tulee COOH-ryhmä.
Historialliset käyttötarkoitukset
Se oli osa jauheita, joita käytettiin salamana valokuvauksessa tai hermi-reaktion käynnistämiseksi.
Sitä käytettiin toisessa maailmansodassa valkoisten hevosten naamiointiin päivän aikana. Tätä varten he käyttivät mangaanidioksidia (MnO 2), jonka väri on ruskea; tällä tavalla he jäivät huomaamatta.
Kuinka se tehdään?
Mineraalipyroliitti sisältää mangaanidioksidia (MnO 2) ja kaliumkarbonaattia (CaCO 3).
Vuonna 1659 kemisti Johann R. Glauber sulatti mineraalin ja liuotti sen veteen tarkkailemalla vihreän värin muodostumista liuoksessa, joka muuttui myöhemmin violetiksi ja lopulta punaiseksi. Tämä viimeinen väri vastasi kaliumpermanganaatin muodostumista.
Yhdeksännentoista vuosisadan puolivälissä Henry Condy haki antiseptistä tuotetta ja käsitteli aluksi pyrolusiittia NaOH: lla ja myöhemmin KOH: lla tuottaen niin kutsuttuja Condy-kiteitä; eli kaliumpermanganaatti.
Kaliumpermanganaattia tuotetaan teollisesti mineraalipyrololiitissa olevasta mangaanidioksidista. MnO 2 läsnä mineraali reagoi kaliumhydroksidilla ja kuumennetaan sitten, kun läsnä on happea.
2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 => 2 K 2 MnO 4 + 2 H20
Kaliummanganaatti (K 2 MnO 4) muunnetaan kaliumpermanganaatiksi elektrolyyttisellä hapetuksella alkalisessa väliaineessa.
2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O => 2 KMnO 4 + 2 KOH + H 2
Toisessa reaktio tuottaa kaliumpermanganaatin, kaliummanganaattia saatetaan reagoimaan CO 2, nopeuttaa dispropor- prosessi:
3 K 2 MnO 4 + 2 CO 2 => 2 KMnO 4 + MnO 2 + K 2 CO 3
Koska sukupolven MnO 2 (mangaanidioksidi) prosessi on epäsuotuisa, jossa on tuottaa KOH K 2 CO 3.
ominaisuudet
Se on violetti kiteinen kiinteä aine, joka sulaa lämpötilassa 240 ºC ja jonka tiheys on 2,7 g / ml ja molekyylipaino noin 158 g / mol.
Se liukenee huonosti veteen (6,4 g / 100 ml 20 ° C), mikä osoittaa, että vesimolekyylit eivät solvaatti suurelta osin MnO 4 - ioneja, koska kenties niiden tetraedrielementtiverkossa geometriat vaatii paljon vettä sen hajoaminen. Samoin se voidaan liuottaa myös metyylialkoholiin, asetoniin, etikkahappoon ja pyridiiniin.
hajoaminen
Se hajoaa 240 ºC: n lämpötilassa vapauttaen happea:
2KMnO 4 => K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Se voi hajota alkoholin ja muiden orgaanisten liuottimien vaikutuksesta, samoin kuin vahvojen happojen ja pelkistävien aineiden vaikutuksella.
Hapettava voima
Tässä suolassa mangaanilla on suurin hapettumisaste (+7) tai mikä on suurin elektronien enimmäismäärä, jonka se voi menettää ionisesti. Mangaanin elektronikonfiguraatio puolestaan on 3 d 5 4 s 2; siksi kaliumpermanganaatissa koko mangaaniatomin valenssikuori on "tyhjä".
Joten mangaaniatomilla on luonnollinen taipumus saada elektronia; toisin sanoen pelkistetään muihin hapetustiloihin alkalisessa tai happamassa väliaineessa. Tämä selittää, miksi KMnO 4 on voimakas hapettava aine.
Viitteet
- Wikipedia. (2018). Kaliumpermanganaattia. Haettu 13. huhtikuuta 2018, osoitteesta: en.wikipedia.org
- F. Albert Cotton ja Geoffrey Wilkinson, FRS. (1980). Kehittynyt epäorgaaninen kemia. Toimitus Limusa, México, 2. painos, sivut 437-452.
- Robin Wasserman. (14. elokuuta 2017). Kaliumpermanganaatin lääketieteelliset käyttötavat. Haettu 13. huhtikuuta 2018, osoitteesta: livestrong.com
- Clark D. (30. syyskuuta 2014). Kolme lopullista kaliumpermanganaatin käyttötapaa. Haettu 13. huhtikuuta 2018, osoitteesta: technology.org
- James H. Pohl, Ali Ansary, Irey RK (1988). Modular Termodynamics, voi. 5, Ominaisuuksien muutosten arviointi. Ediciones Ciencia y Técnica, SA México, Toimituksellinen Limusa, sivut 273–280.
- JM Medialdea, C. Arnáiz ja E. Díaz. Kaliumpermanganaatti: voimakas ja monipuolinen hapetin. Kemian ja ympäristötekniikan laitos. Sevillan yliopistokoulu.
- Hasan Zulic. (27. lokakuuta 2009). Biologinen jäteveden käsittely.. Haettu 13. huhtikuuta 2018, osoitteesta: es.wikipedia.org
- Adam Rędzikowski. (12. maaliskuuta 2015). Yksinkertainen kaliumpermanganaatti.. Haettu 13. huhtikuuta 2018, osoitteesta: commons.wikimedia.org