Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе важнейших явлений живой и неживой природы: горения, разложения сложных веществ, синтеза органических соединений. Перманганат калия, свойства которого мы изучим в нашей статье, относится к применяемым в лабораторных и промышленных условиях. Его окислительные способности зависят от степени окисления атома, которая меняется в ходе реакции. Рассмотрим это на конкретных примерах происходящих с участием молекул KMnO 4 .

Характеристика вещества

Рассматриваемое нами соединение (перманганат калия) является одним из наиболее применяемых в промышленности веществ - соединений марганца. Соль представлена кристаллами в виде правильных призм темно-фиолетового цвета. Она хорошо растворяется в воде и образует раствор малинового цвета, обладающий прекрасными бактерицидными характеристиками. Поэтому вещество нашло широкое применение как в медицине, так и в быту в качестве бактерицидного средства. Как и другие соединения семивалентного марганца, соль способна окислять многие соединения органической и неорганической природы. К разложению перманганата калия прибегают в химических лабораториях для получения небольших объемов чистого кислорода. Соединение окисляет сульфитную кислоту в сульфатную. В промышленности KMnO 4 применяется для выделения газообразного хлора из соляной кислоты. Оно также окисляет большинство органических веществ, способно переводить соли двухвалентного железа в форму его трехвалентных соединений.

Опыты с марганцовкой

Вещество, в быту называемое марганцовкой, при нагревании разлагается. В продуктах реакции обнаруживается свободный кислород, двуокись марганца и новая соль - K 2 MnO 4 . В лаборатории этот процесс проводят для получения чистого кислорода. Химическое уравнение разложения перманганата калия можно представить так:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Сухое вещество, представляющее собой фиолетовые кристаллы в виде правильных призм, нагревают до температуры +200 °C. Катион марганца, находящийся в составе соли, имеет степень окисления, равную +7. Она снижается в продуктах реакции до величин +6 и +4 соответственно.

Окисление этилена

Газообразные углеводороды, относящиеся к различным классам органических соединений, имеют как одинарные, так и кратные связи между атомами углерода в составе своих молекул. Как определить присутствие пи-связей, лежащих в основе непредельного характера органического соединения? Для этого проводят химические опыты, пропуская исследуемое вещество (например, этен или ацетилен) через фиолетовый Наблюдается его обесцвечивание, так как непредельная связь разрушается. Молекула этилена окисляется и из непредельного углеводорода превращается в двухатомный предельный спирт - этиленгликоль. Данная реакция является качественной на наличие двойных или тройных связей.

Особенности химических проявлений KMnO4

Если степени окисления реагентов и продуктов реакции изменяются, значит происходит реакция окисления-восстановления. В ее основе лежит явление перемещения электронов от одних атомов к другим. Как и в случае с разложением перманганата калия, так и в других реакциях, вещество проявляет ярко выраженные свойства окислителя. Например, в подкисленном растворе сернистокислого натрия и перманганата калия образуется сульфаты натрия, калия и марганца, а также вода:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 0.

В этом случае ион серы является восстановителем, а марганец, входящий в сложный анион MnO 4 - , проявляет свойства окислителя. Он принимает пять электронов, поэтому степень его окисления снижается с +7 до +2.

Влияние среды на протекание химической реакции

В зависимости от концентрации ионов водорода или гидроксильных групп различают кислый, щелочной или нейтральный характер раствора, в котором происходит окислительно-восстановительная реакция. Например, при избыточном содержании катионов водорода, ион марганца со степенью окисления +7 в перманганате калия понижает ее до +2. В щелочной среде, при высокой концентрации гидроксильных групп, сульфит натрия, взаимодействуя с перманганатом калия, окисляется до сульфата. Ион марганца со степенью окисления +7 переходит в катион с зарядом +6, находящийся в составе K 2 MnO 4 , раствор которого имеет зеленую окраску. В нейтральной среде сульфит натрия и перманганат калия реагируют между собой, при этом осаждается двуокись марганца. Степень окисления катиона марганца уменьшается с +7 до +4. В продуктах реакции также обнаруживаются сульфат натрия и щелочь - гидроксид натрия.

Применение солей марганцевой кислоты

Перманганата калия при нагревании и другие окислительно-восстановительные процессы, проходящие с участием солей марганцевой кислоты, часто используются в промышленности. Например, окисление многих органических соединений, выделение газообразного хлора из соляной кислоты, превращение солей двухвалентного железа в трехвалентное. В сельском хозяйстве раствор KMnO 4 применяют для предпосевной обработки семян и почвы, в медицине им обрабатывают поверхность ран, дезинфицируют воспаленные слизистые оболочки носовой полости, используют для обеззараживания предметов личной гигиены.

В нашей статье мы не только подробно изучили процесс разложения перманганата калия, но также рассмотрели его окислительные свойства и применение в быту и промышленности.

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19/2008

ЗАНЯТИЕ 26

10-й класс (первый год обучения)

Марганец. Перманганат калия и продукты его восстановления
в различных средах

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, возможные валентности и степени окисления.

2. Краткая история открытия и происхождение названия.

3. Физические и химические свойства.

4. Нахождение в природе и основные методы получения.

5. Важнейшее соединение марганца – перманганат калия. Продукты его восстановления в зависимости от среды раствора.

Марганец расположен в побочной подгруппе VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. Это элемент, обладающий переменной валентностью. В соединениях марганец проявляет степени окисления +2, +3, +4, +6, +7, основными из которых являются степени окисления +2 и +4.

Марганец был открыт в 1774 г. шведскими химиками К.Шееле и Ю.Ганном при прокаливании минерала пиролюзита (MnO 2) с углем. Название элемента, вероятно, представляет собой искаженное слово «манганес», что означает «обесцвечиваю, навожу блеск». Это название имеет ремесленное происхождение и связано с обесцвечивающим действием пиролюзита на стекло при плавлении.

Ф и з и ч е с к и е и х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Марганец – серебристый, довольно тугоплавкий металл. На воздухе и в воде он пассивируется, но в мелкораздробленном состоянии может быть окислен и взаимодействует с водой с образованием гидроксида. В целом марганец можно охарактеризовать как достаточно активный металл (особенно в мелкодисперсном состоянии).

Mn + O 2 MnO 2 (t = 400 °C).

Металлы (–).

Неметаллы (+):

Mn + Cl 2 MnCl 2 ,

3Mn + N 2 Mn 3 N 2 .

Н 2 О (+/–):*

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (–).

Кислоты-неокислители (+):

Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 .

Кислоты-окислители (+):

Mn + 2H 2 SO 4 (конц.) = MnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Mn + 8HNO 3 (р-р) = 3Mn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

Mn + 4HNO 3 (конц.) = Mn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Соли (+/–):

Mn + CuCl 2 = MnCl 2 + Cu,

Mn + CаCl 2 реакция не идет.

В п р и р о д е марганец в основном встречается в виде оксидов, поэтому основным промышленным м е т о д о м п о л у ч е н и я марганца является его восстановление (обычно с помощью кремния, углерода или алюминия):

MnO 2 + C Mn + CO 2 ,

Кроме того, марганец получают, проводя электролиз растворов его солей, например:

Важнейшее соединение марганца – перманганат калия.
Продукты его восстановления в зависимости от среды раствора

Перманганат калия (KMnO 4) – соль марганцовой кислоты HMnO 4 . Марганцовая кислота является очень сильной, существует только в водном растворе. Перманганат калия – самая известная и широко применяемая соль этой кислоты. Это кристаллическое вещество темно-фиолетового, почти черного цвета, умеренно растворимое в воде. Растворы перманганата калия слабой концентрации имеют малиновый цвет, при повышении концентрации цвет становится фиолетовым (такая окраска свойственна перманганат-иону). В водных растворах эта соль не подвергается гидролизу, т.к. образована сильным основанием и сильной кислотой. При нагревании перманганат калия легко разлагается с образованием манганата калия, оксида марганца(IV) и кислорода:

2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Перманганат калия является сильным окислителем за счет перманганат-иона, содержащего марганец в высшей степени окисления +7. Характер продуктов восстановления KMnO 4 зависит от того, в какой среде происходит реакция.

В кислой среде перманганат-ионы восстанавливаются до ионов Mn 2+ . За счет образования неокрашенных солей марганца цвет раствора меняется от фиолетового до бесцветного.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 6HCl = 2MnCl 2 + 5Na 2 SO 4 + 2KCl + 3H 2 O.

В нейтральной среде перманганат-ионы восстанавливаются до оксида марганца(IV), выпадает бурый осадок MnO 2 , степень окисления марганца понижается от +7 до +4.

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH.

В щелочной среде перманганат-ионы восстанавливаются до манганат-ионов. В результате раствор приобретает зеленый цвет; степень окисления марганца понижается от +7 до +6.

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

Как окислитель перманганат калия широко применяется в лабораторной практике. Кроме того, марганцовку широко применяют в медицине в качестве антисептического средства. Находит применение перманганат калия и как твердый источник для получения кислорода.

Тест по теме «Марганец и его соединения»

1. Какой из оксидов является кислотным?

а) MnO; б) Mn 2 O 3 ;

в) MnO 2 ; г) Mn 2 O 7 .

2. Соединение, содержащее , в среде с рН

3. В реакции окисления сульфата железа(II) перманганатом калия в сернокислой среде сумма коэффициентов перед реагентами равна:

а) 11; б) 15; в) 16; г) 20.

4. В каком из перечисленных соединений атом марганца имеет максимально возможную степень окисления?

а) Перманганат калия; б) манганат калия;

в) сульфид марганца; г) марганцовая кислота.

5. В каком из оксидов марганца максимальна массовая доля кислорода?

а) MnO; б) Mn 2 O 3 ; в) MnO 2 ; г) Mn 2 O 7 .

6. Плотность 36,2 %-го раствора серной кислоты составляет 1,27 г/мл. Рассчитайте молярную концентрацию (в моль/л) кислоты в этом растворе.

а) Недостаточно данных для решения задачи;

б) 4,7; в) 36,2; г) 0,0047.

7. Сколько электронов содержит перманганат-ион?

в) 58; г) 120.

8. Какую массу йодида калия (в г) окислили перманганатом калия в солянокислом растворе, если при этом образовалось 6,3 г соли марганца?

а) 8,3; б) 4,15; в) 16,6; г) 41,5.

9. Сумма всех коэффициентов в реакции окисления свежеосажденного гидроксида железа(II) перманганатом калия в водном растворе составляет:

а) 5; б) 6; в) 8; г) 11.

10. Число -связей в молекуле марганцовой кислоты равно:

а) 5; б) 3; в) 6; г) 0.

Ключ к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
г	в	г	а, г	г	б	в	г	г	б

Качественные задачи на обсуждение
попарного взаимодействия веществ

Задачи данного типа удобно решать с помощью решетки Плетнера. При этом необходимо учитывать возможность протекания альтернативных реакций (в случае образования кислых и средних солей, в случае неизвестной концентрации кислот-окислителей и т.д.).

1. Обсудите возможность попарного взаимодействия между следующими веществами: соляная кислота, хлорид кальция, нитрат серебра, карбонат калия, гидроксид натрия, хлор. Напишите уравнения реакций.

Решение

Решаем с помощью решетки Плетнера.

Вещества	HCl	CaCl 2	AgNO 3	K 2 CO 3	NaOH	Cl 2
HCl	–	–	+ (1-е уравнение)	+ (2-е уравнение)	+ (3-е уравнение)	–
CaCl 2	–	–	+ (4-е уравнение)	+ (6-е уравнение)	+ (7-е уравнение)	–
AgNO 3	+ (1-е уравнение)	+ (4-е уравнение)	–	+ (5-е уравнение)	+ (8-е уравнение)	–
K 2 CO 3	+ (2-е уравнение)	+ (6-е уравнение)	+ (5-е уравнение)	–	–	–
NaOH	+ (3-е уравнение)	+ (7-е уравнение)	+ (8-е уравнение)	–	–	+ (9-е и 10-е уравнения)
Cl 2	–	–	–	–	+ (9-е и 10-е уравнения)	–

1) HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3 .

2) 2HCl + K 2 CO 3 = 2KCl + H 2 O + CO 2 .

3) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.

4) CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl + Ca(NO 3) 2 .

5) 2AgNO 3 + K 2 CO 3 = Ag 2 CO 3 + 2KNO 3 .

6) CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 + 2KCl.

7) CaCl 2 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + 2NaCl.

8) 2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O.

9) 2NaOH + Cl 2 NaCl + NaClO + H 2 O.

10) 6NaOH + 3Cl 2 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Ответ. 9 вариантов возможных попарных

2. Какие из перечисленных веществ будут реагировать между собой: медь, концентрированная азотная кислота, углерод, сера, алюминий, хлорид железа(III), карбонат натрия? Напишите уравнения реакций.

Ответ . 14 вариантов возможных попарных
взаимодействий (14 уравнений реакций).

3. Определите, какие вещества могут взаимодействовать между собой: цинк, хлор, угарный газ, оксид натрия, гидроксид натрия, азотная кислота, хлорид меди(II). Напишите уравнения реакций.

Ответ . 12 вариантов возможных попарных
взаимодействий (15 уравнений реакций).

4. Какие из перечисленных веществ могут взаимодействовать между собой: бром, гидроксид калия, аммиак, соляная кислота, йодид калия, цинк. Напишите уравнения реакций.

Ответ . 8 вариантов возможных попарных
взаимодействий (10 уравнений реакций).

5. Определите, какие вещества могут взаимодействовать между собой: кальций, вода, оксид меди(II), водород, гидроксид кальция, концентрированная серная кислота, йодид натрия. Напишите уравнения реакций.

Ответ . 7 вариантов возможных попарны
взаимодействий (7 уравнений реакций).

6. Обсудите возможность попарного взаимодействия между следующими веществами: сульфат натрия, ацетат свинца(II), сульфид калия, хлорид алюминия, нитрат бария. Напишите уравнения реакций.

Ответ . 5 вариантов возможных попарных
взаимодействий (5 уравнений реакций).

*Знак (+/–) означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует

Федеральное агентство по образованию

Нижегородский государственный университет

им. Н.И.Лобачевского

Химический факультет

Кафедра неорганической химии

Окислительно-восстановительные реакции

Отчёт по лабораторной работе

Преподаватель:

Р.М.Шапошников

Студенты группы 211 (II):

Т. Г. Огурцов,

О. А. Шилягина

Нижний Новгород, 2008

Задания лабораторной работы:

Окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, бихромата калия, серной и азотной кислот;

Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления и диспропорционирования;

Окисление серы азотной кислотой.

Окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, серной и азотной кислот

Цель работы: провести окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, серной и азотной кислот.

Оборудование и реактивы: пробирки, пипетки, резиновая груша, стеклянные стаканы, фильтровальная бумага, спиртовка, дистиллированная вода, кристаллический перманганат калия (KMnO 4), концентрированные соляная, серная, азотная кислоты (HCl, H 2 SO 4 , HNO 3), иодид калия (KI), 0,1Н раствор перманганата калия (KMnO 4), 10% и 0,1Н раствор серной кислоты (H 2 SO 4), 10% и концентрированный раствор гидроксида натрия (NaOH), раствор сульфита натрия (Na 2 SO 3), гранулы цинка (Zn), медная стружка (Cu), дихромат аммония ((NH 4) 2 Cr 2 O 7), нитрит натрия (NaNO 2), сульфат марганца (MnSO 4).

Теоретическая часть:

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой.Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Практическая часть:

В препараторской насыпали в пробирку небольшое количество кристаллического перманганата калия;

2КMnO 4 + 16HCl 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

2Cl - - 22Cl 0

2(MnO 4) - + 16H + + 10Cl - 2 Mn 2+ + 8H 2 O + 10Cl 0

Поднесли к отверстию пробирки смоченную раствором йодида калия фильтровальную бумагу. Выделяющийся из пробирки хлор замещал йодид ион в растворе йодида калия. В результате этого мы наблюдали потемнение фильтровальной бумаги вокруг отверстия пробирки, связанное с выделение йода;

2KI + Cl 2 2KCl + I 2 ↓

В 3 пробирки налили по 1 мл. 1Н раствора перманганата калия;

Во вторую пробирку 10% раствор гидроксида натрия;

В первой пробирке (кислая среда):

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2SO 4 2- + 2H +

Наблюдаем обесцвечение раствора;

Во второй пробирке (щелочная среда):

2КMnO 4 + 2NaOH + Na 2 SO 3 Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

(MnO 4) - + 1(MnO 4) 2-

SO 3 2- + 2OH - - 2SO 4 2- + H 2 O

2(MnO 4) - + SO 3 2- + 2OH - 2(MnO 4) 2- + SO 4 2- + H 2 O

Наблюдаем появление светло – зелёной окраски, из – за появление иона (MnO 4) 2- ;

В третей пробирке (нейтральная среда):

2КMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + Н 2 О 2MnO 2 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

(MnO 4) - + 2H 2 O +3(MnO 2) 0 + 4OH -

SO 3 2- + 2OH - - 2SO 4 2- + H 2 O

2(MnO 4) - + 4H 2 O + 3SO 3 2- + 6OH - 2(MnO 2) 0 + 8OH - + 3SO 4 2- + 3H 2 O

Цвет раствора стал бурым, благодаря появлению оксида марганца (IV);

Вывод:

Перманганат – ион проявляет более высокую окислительно – восстановительную активность в кислой среде.

Налили в две пробирки по 1 мл. 0,01Н раствора перманганата калия и добавили несколько капель 10% раствора серной кислоты;

Первая пробирка:

2КMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5Na 2 SO 3 K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + 3H 2 O

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2SO 4 2- + 2H +

2(MnO 4) - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O 2 Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Раствор обесцветился;

Вторая пробирка:

2КMnO 4 + 8H 2 SO 4 + 10KI 5I 2 ↓ + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

2I - - 22I 0

2(MnO 4) - + 16H + + 10I - 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10I 0

Выделяющийся йод образовывал с избытком иодида калия йодную воду, вследствие чего раствор приобрёл коричневую окраску;

В одну пробирку положили несколько гранул цинка, а во вторую – немного медной стружки;

Прилили в обе пробирки 10% раствор серной кислоты;

Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 – выделяется водород;

Сu + H 2 SO 4 Реакция не идёт, так как медь стоит в ряду активности металлов правее водорода и не способна вытеснить водород из кислоты;

Повторили опыт с концентрированной серной кислотой;

Zn + 2H 2 SO 4 ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Zn 0 - 2Zn 2+

SO 4 2- + 4H + + 2(SO 2) 0 + 2H 2 O

Перманганат калия — марганцовокислого калия, калиевая соль марганцевой кислоты. Формула: KMnO 4. Прекурсор (IV список прекурсоров ПККН).

Распространенное название в быту — «марганцовка». Его продажа запрещена в украинских аптеках.

Физические свойства

Внешний вид: темно фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Показатель преломления σ 1,59 (20 ° C). Растворяется в воде, жидком аммиаке, ацетоне (2: 100), метаноле, пиридине.

Термодинамические свойства

Химические свойства

Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:

• В кислой среде: 2KMnO 4 + 5K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 → 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O;
• в нейтральной среде: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O → 3K 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH;
• в щелочной среде: 2KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2K 2 MnO 4 + H 2 O;
  • в щелочной среде: на холоде: KMnO 4 + K 2 SO 3 + KOH → K 2 SO 4 + K 3 MnO 4 + H 2 O.

Однако надо отметить, что последняя реакция (в щелочной среде) протекает по указанной схеме только при недостатке восстановления и высокой концентрации щелочи, который обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

При столкновении с концентрированной серной кислотой перманганат калия взрывается, однако при аккуратном соединении с холодной кислотой реагирует с образованием неустойчивого оксида марганца (VII):

2KMnO 4 + 2H 2 SO 4 → 2KHSO 4 + Mn 2 O 7 + H 2 O, при этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное сочетание — оксосульфат марганца MnO 3 HSO 4. По реакции с фторидом йода (V) можно получить аналогичный оксофторид: KMnO 4 + IF 5 → KF + IOF 3 + MnO 3 F

При нагревании разлагается с выделением кислорода (этим способом пользуются в лаборатории для получения чистого кислорода). Схему реакции упрощенно можно представить уравнением:

2KMnO 4 → (t) K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

На самом деле реакция протекает гораздо сложнее, например, при не очень сильном нагревании ее можно примерно описать уравнением:

5KMnO 4 → (t) K 2 MnO 4 + K 3 MnO 4 + 3MnO 2 + 3O 2

Реагирует с солями двухвалентного марганца, например:

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Эта реакция в принципе обратная дисмутации K 2 MnO 4 на MnO 2 и KMnO 4.

• Водные растворы перманганата калия термодинамически нестабильны, но кинетически достаточно устойчивы. Их сохранение резко повышается при хранении в темноте.

Применение

Применение этой соли чаще всего основано на высокой окислительной способности перманганат-иона, что обеспечивает антисептическое действие.

Медицинское применение

Разбавленные растворы (около 0,1%) перманганата калия нашли широкое применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. Как рвотное средство для приема внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.

Фармакологическое действие

Антисептическое средство. При столкновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — альбуминаты (за счет этого калия перманганат в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах — раздражающую, прижигающее и дубильное действие). Дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв. Способность калия перманганата обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестным ядом и пищевых токсикоинфекциях. При попадании внутрь всасывается, действуя (приводит к развитию метгемоглобинемии). Используется также в гомеопатии.

Показания

Смазывания язвенных и ожоговых поверхностей — инфицированные раны, язвы и ожоги кожи. Полоскание полости рта и ротоглотки — при инфекционно-воспалительных заболеваниях слизистой оболочки полости рта и ротоглотки (в том числе при ангинах). Для промывки и спринцевания при гинекологических и урологических заболеваниях — кольпиты и уретриты. Для промываний — желудка при отравлениях, вызванных приемом внутрь алкалоидов (морфин, аконитин, никотин), синильной кислотой, фосфором, хинином; кожи — при попадании на нее анилина; глаз — при поражении их ядовитыми насекомыми.

Противопоказания

Гиперчувствительность.

Побочные действия

Аллергические реакции, при использовании концентрированных растворов — ожоги и раздражение. Передозировки. Симптомы: резкая боль в полости рта, по ходу пищевода, в животе, рвота, диарея слизистая оболочка полости рта и глотки — отечная, темно-коричневого, фиолетового цвета, возможен отек гортани, развитие механической асфиксии, ожогового шока, двигательного возбуждения, судорог, явлений паркинсонизма, геморрагического колита, нефропатии, гепатопатии. При пониженной кислотности желудочного сока возможно развитие метгемоглобинемии с выраженным цианозом и одышкой. Смертельная доза для детей — около 3 г, для взрослых — 0.3-0.5 г / кг.

Лечение: метиленовый синий (50 мл 1% раствора), аскорбиновая кислота (в / в — 30 мл 5% раствора), цианокобаламин — до 1 мг, пиридоксин (в / м — 3 мл 5% раствора).

Способ применения и дозы

Внешне, в водных растворах для промывания ран (0.1-0.5%), для полоскания рта и горла (0.01-0.1%), для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей (2-5%), для спринцевания (0.02-0.1%) в гинекологической и урологической практике, а также промывание желудка при отравлениях.

Взаимодействие

Химически несовместим с некоторыми органическими веществами (уголь, сахар, танин) и с веществами которые легко окисляются — может произойти взрыв.

Другие области применения

• Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды по ГОСТ 2761-84 по методу гнезд.
• Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
• Растворы (концентрации примерно 3 г / л) широко применяются для тонирования фотографий.
• В пиротехнике применяют как сильный окислитель.
• Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в космических жидкостно-ракетных двигателях.
• Водный раствор пермаганата калия используется для пищеварения дерева, как морилки.
• Водный раствор применяется также для вывода татуировок. Результат достигается с помощью химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится краситель. Этот метод мало чем отличается от простого срезания кожи, обычно он менее эффективен и неприятный, поскольку ожоги заживают гораздо дольше. Татуировки не удаляется полностью, на его месте остаются шрамы.
• Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении метана, и парафталевих кислот с целью и параксилола соответственно.

Получение

Химическая или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирования манганата калия. К примеру:

2MnO 2 + 3 Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O 2K 2 MnO 4 + Cl 2 → 2KMnO 4 + 2KCl 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O → 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O → 2KMnO 4 + H 2 + 2KOH

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и является эндотермическим. Она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

Получение хлора (реакция перманганата калия и соляной кислоты)

Эксперименты с хлором, как правило, начинаются с получения хлора. Раньше в некоторых ВУЗах и исследовательских институтах были баллоны с хлором, но мне даже не довелось их увидеть. Большинство способов получения газообразного хлора сводятся к окислению хлоридов в кислой среде (фактически - к окислению соляной кислоты). Окислителями могут служить самые разнообразные вещества: перманганат калия, бихромат калия (при нагреве), гипохлорит кальция (хлорная известь), хлорат калия, диоксид марганца (при нагреве) и другие.

Раньше для лабораторного получения хлора чаще всего применяли перманганат калия и соляную кислоту. В частности, этот эксперимент демонстрировали на уроках химии в школах. Выбор соляной кислоты и перманганата был обусловлен тем, что данные вещества были дешевы и легкодоступны: перманганат продавался в любой аптеке, а техническую соляную кислоту можно было купить в хозяйственных магазинах (она использовалась как дешевое и эффективное средство для удаления накипи и т.п.).

Но выбор перманганата и соляной кислоты для получения хлора объяснялся еще и тем, что два эти вещества хорошо реагируют уже при комнатной температуре , в случае же диоксида марганца или бихромата калия для того, чтобы выделялся хлор, необходим нагрев.

Хорошим и дешевым окислителем для получения хлора является хлорная известь ("хлорка"). Ее формулу можно условно записать так: CaCl 2 ·Ca(ClO) 2 , т.е. в составе данного вещества есть хлорид и гипохлорит. Чтобы они начали реагировать с выделением хлора, достаточно добавить сильную кислоту (причем, не обязательно соляную - подойдет и серная кислота.) Но это все только теоретически: на практике в магазинах сейчас часто продают некачественную хлорную известь, которая давно уже успела разложиться. При действии кислоты такая "хлорка" выделяет хлор, но очень мало. Да и стоит хлорная известь теперь совсем не так дешево, как раньше.

Небольшие количества хлора можно получить прибавлением кислоты к раствору гипохлорита натрия (средство "Белизна"). К сожалению, с "Белизной" почти такая же история, как и с "хлоркой": производители и продавцы ее безбожно разбавляют водой (в результате вместо 5% активного хлора там часто содержится 1-2%.)

В большинстве описанных ниже опытов источником хлора служили перманганат калия и соляная кислота. По нашим временам это очень нерационально, но мне хотелось приступить именно к опытам с хлором, а не тратить время и силы на освоения метода получения хлора из других веществ. В некоторых случаях вместо соляной кислоты (которой почти не осталось) я использовал 40% серную кислоту и хлорид натрия. В этом случае смесь приходилось нагревать на плитке.

Реакцию проводил в конической колбе на 300 мл, куда заранее сыпал перманганат. Колбу накрыл аллонжем на шлифах, к которому присоединил силиконовую трубку для отвода хлора. Верхний шлиф аллонжа (к которому при перегонке присоединяется холодильник) закрыл пробкой со стеклянной трубкой. К трубке с помощью ПВХ трубочки присоединил шприц с концентрированной соляной кислотой (шприц заменял капельную воронку).

На пути хлора поставил промывную склянку с насыщенным раствором хлорида натрия - чтобы удалить из газа хлороводород (хлороводород хорошо растворяется не только в воде, но и в насыщенном растворе соли - в отличие от хлора, который в насыщенном растворе соли растворим гораздо хуже, чем в воде). Для сбора хлора использовал различные колбы и банки (причем во время сбора хлора сосуд желательно накрыть пробкой или ваткой - до этого я догадался не сразу).

Если хлор используется для опытов по сжиганию, на дно колбы желательно заранее насыпать песок - иначе стекло может треснуть. Песка под рукой не оказалось, и я взял сухую поваренную соль - тоже неплохо, но натрий окрашивает пламя в желтый цвет (иногда это мешает).

Получение хлора и опыты с хлором можно охарактеризовать как трудоемкие, иногда - изнурительные. Не следует забывать, что хлор - первое боевое отравляющее вещество, которое было успешно использовано в массовом масштабе, поэтому все эксперименты нужно проводить под хорошей тягой или на открытом воздухе. Хлор не принадлежит к особо ядовитым веществам, но он вполне способен вызывать ожоги слизистых оболочек, а в случае небрежной работы возможны последствия и похуже. Один знакомый рассказывал, что во время студенческого практикума он получал хлор. Когда начал выделяться хлор, он по всем правилам понюхал колбу: взмахом ладони направил воздух в сторону лица. Запаха не почувствовал. Тогда горе-экспериментатор наклонился над колбой и сделал глубокий вдох - ему сразу же перехватило дыхание: если бы не помощь двух других студентов, это могло бы закончиться смертью от удушья.

__________________________________________________
При реакции соляной кислоты и перманганата калия на заключительной стадии все равно желателен подогрев, т.к. в противном случае перманганат перейдет в гидратированный оксид марганца (IV) коричневого цвета, что ведет к перерасходу перманганата. Чтобы диоксид марганца перешел в хлорид марганца (II) нужен подогрев и избыток кислоты.