Permanganato

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Anión permanganato.

Los permanganatos son las sales del ácido permangánico o permanganésico, de fórmula HMnO4. Se trata de sustancias de un intenso color violeta y alto poder oxidante que contienen el anión MnO4 y por lo tanto el manganeso en su mayor estado de oxidación, 7+.

Reacciones[editar]

El anión permanganato tiene un potencial normal de electrodo muy alto, lo que lo convierte en un oxidante muy fuerte capaz de oxidar al agua a oxígeno

2 MnO4 + 2 H+ → 2 O2 + H2 + 2 MnO2

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 permanganto por el agua es observable.[2]

Esta reacción también se puede ver activada aumentando la temperatura. Así, calentando permanganato en disolución alcalina se libera oxígeno elemental y se forma el anión manganato, MnO42–, de color verde:

4 MnO4 + 4 OH → 4 MnO42– + O2 + 2 H2O

En contacto con sustancias orgánicas provoca 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 (2+), 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 la permanganometría.

En disolución neutra o ligeramente básica la reducción sólo lleva hasta el óxido de manganeso (IV), MnO2, que precipita como un sólido marrón.[2]

En disoluciones fuertemente alcalinas, el MnO4- se reduce hasta manganeso (VI) en forma de anión manganato, de color verde[1]

2 MnO4 + H2O2 + 2 OH- → 2 MnO42- + O2 + 2 H2O

Sin embargo, con un exceso de una sustancia de gran poder reductor, incluso en medios fuertemente básicos se consigue la reducción hasta Mn (IV):

2 MnO4 + 3 SO32– + H2O → 2 MnO2 + SO42- + 2 OH-

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]

3 MnO42– + 4 H+ → 2MnO4- + MnO2 + 2 H2O

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 (K2MnO4) 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 y para ayudar a la floculación.

En medicina se utiliza a veces una disolución diluida como desinfectante bucal.

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]

  1. a b c F. Burriel, F. Lucena, S. Arribas, J. Hernández (2006) Química Analítica Cualitativa, 18ª Edición (4ª reimpresión), Madrid, Paraninfo, ISBN 84-9732-140-5
  2. a b F. A. Cotton, G. Wilkinson, C. A. Murillo, y M. Bochmann (1999). "Advanced Inorganic Chemistry", 6ª Edición. Wiley-VCH. ISBN 0-471-19957-5