Перманганат

Перманганат је со перманганатне киселине чији киселински остатак (анјон) има формулу MnO₄^-. Оксидациони број мангана је +7.

структура анјона

Добијање

Перманганати се могу добити из манганата; деловањем киселине, анодном оксидацијом или оксидацијом хлором:

3MnO₄^2- + 4H⁺ → 2MnO₄^- + MnO₂ • H₂O(s) + H₂O

MnO₄^2- → MnO₄^- + e^-

Својства

У односу на пертехнате и перренате, перманганати су најмање стабилни при загревању. Тако, калијум-перманганат губи кисеоник при 200 °C, док је за распад калијум-перрената потребна знатно виша температура. Стабилан је у широком подручју pH, али се споро распада у киселој средини:

4MnO₄^- + 4H⁺ → 4MnO₂(s) + 3О₂(g) + 2H₂O

Ова реакција се убрзава на светлости, па је зато потребно растворе перманганата чувати у тамним боцама. Због тога што се распада у киселој средини, pH тог раствора треба да буде нешто више од 7.

Оксидо-редукционе реакције

Перманганатни анјон је јако оксидационо средство:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + H₂O

Перманганат се у киселој средини при томе редукује до Mn²⁺ - јона. Стандардни редокс потенцијал износи +1,51 V.

У слабо - базној или неутралној средини перманганат се редукује до манган-диоксида:

MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- → MnO₂ + 4OH^-

Стандардни редокс потенцијал износи +1,23 V.

У јаким базама, редукција иде до манганата:

MnO₄^- e^- → MnO₄^2-

Стандардни редокс потенцијал је +0,56 V.

Примери

Најпознатији су перманганати алкалних метала, пре свега калијум-перманганат, али и натријум-перманганат. Мање познати су баријум-перманганат и сребро-перманганат.