«Химический хамелеон или история о перманганате калия»
Министерство образования Российской Федерации
«Химический хамелеон или история о перманганате калия»
Ученица 10 «А» класса
И ученик 11 «Б» класса
Вступление. Цели и задачи 3
Основная часть 5
Что такое перманганат калия 5
Открытие KMnO₄ 6
Способы получения 6
Другие способы получения перманганата 7
Химические свойства 9
Окислительные свойства в зависимости от среды 11
Разложение при нагревании 12
Применение марганцовки 12
Помощь при неправильном использовании 15
KMnO₄ в садоводстве 16
Опыты с марганцовкой 18
Вступление. Цели и задачи
Перманганат калия KMnO₄ — один из наиболее сильных окислителей, очень распространенных. Это почти черные блестящие кристаллы. Раствор в воде имеет интенсивную малиновую окраску, обусловленную, оказывается ионами MnO₄. Это вещество, в быту называемое, марганцовкой является хорошим дезинфицирующим средством. А почему KMnO₄ окислитель, дезинфицирующее средство, а потому, что степень его окисления марганца равна +7. И теперь становится ясно, почему, отправляясь в поход напоминают, чтобы взяли с собой немного марганцовки, чтобы воду сделать чистой из реки или озера. Оказывается, марганцовка окисляет воду на свету и примеси, находящиеся в ней. Если растворить несколько кристалликов перманганата калия в воде и подождать некоторое время, можно заметить, что малиновая окраска постепенно станет более бледной, а затем и совсем исчезнет, на стенках сосуда останется коричневый налет, это оксид марганца выпал в осадок — MnO₂ ↓.
4KMnO₄ + 2H₂O → 4MnO₂ + 4KOH + 3O₂↑
Бактерии, органические вещества окисляются кислородом или погибают под действием щелочной среды. Воду можно профильтровать и использовать. И значит, что раствор перманганата можно хранить только в темном сосуде.
Чем больше изучаешь химию, тем больше узнаешь интересного о веществах. И больше можешь объяснить происходящие явления.
Мы и поставили перед собой цель: больше узнать о веществе, которое, несмотря ни на какие обстоятельства есть, практически в каждой домашней аптечке. Так же о веществе, которое постоянно используют на уроках природоведения, физики и химии, чтобы показать явление диффузии и окрашивающие воду в красивый розовый цвет, веществе из которого на уроках химии получают кислород, а также при помощи марганцовки получают хлор из соляной кислоты.
Основная задача – изучить более глубоко это интересное вещество, а так как в природе его нет выяснить кто впервые его получил и как его еще можно получать, какими свойствами оно обладает, на каких свойствах применяется.
Основная часть
Что такое перманганат калия
Растворение KMnO₄ — это темно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Можно считать, что растворимость перманганата хорошая, но это кажется. На самом деле растворимость этой соли при комнатной температуре (20°с) всего 6,4 г на 100 г воды. Однако раствор имеет интенсивную окраску и кажется концентрированным. Растворимость растет при повышении температуры.
Растворимость, г/100г воды
Вещество кристаллизируется в виде красивых темно-фиолетовых призм, почти черных. Растворы имеют темно-малиновый, а при больших концентрациях – фиолетовый цвет.
Шведский ученый Готлиб Юхан Ган свои исследования посвящал изучению минералов и неорганической химии. Вместе с соотечественником Вильгельмом Карлом Шееле в ходе исследования минерала пиролюзита MnO₂ в 1774 году открыли марганец (получил его в металлическом виде), а так же получили и изучили свойства ряда соединений марганца, в том числе и перманганат калия.
При сплавлении диоксида марганца MnO₂ с карбонатом и нитратом калия (K₂CO₃ и KNO₃) получился зеленый сплав, растворяющийся в воде с образованием красивого зеленого раствора. Из этого раствора были выделены темно-зеленые кристаллы манганата калия K₂MnO₄.
MnO₂ + K₂CO₃ + KNO₃ → K₂MnO₄ + KNO₂ + CO₂.
Если же раствор оставляли на воздухе, то окраска его постепенно изменялась, переходила из зеленой в малиновую, причем образовывался темно бурый осадок. Это объяснялось тем, что в водном растворе манганаты самопроизвольно превращаются в соли марганцовой кислоты HMnO₄ с образованием диоксида марганца MnO₂.
3K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ + MnO₂↓ + 4KOH
При этом один ион MnO₄ окисляет два других таких же иона в ионы MnO₄, а сам восстанавливается, образуя MnO₂.
Опыты повторялись и с другими компонентами, окисляли пиролюзит.
Это может быть окисление кислородом в присутствии щелочи KOH
2MnO₂ + 4KOH + O₂ → 2K₂MnO₄ + 2H₂O
Или нитратом калия в присутствии щелочи.
MnO₂ + KOH + KNO₃ = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O
Но в любом случае манганат давал перманганат.
Процесс превращения манганата в перманганат обратим. Поэтому при избытке гидроксильных ионов, то есть щелочи раствор манганата может сохраниться без изменения. Но при уменьшении концентрации щелочи, зеленая окраска быстро переходит в малиновую.
Другие способы получения перманганата
При действии сильных окислителей (например, хлоре) на раствор манганата, последний полностью превращается в перманганат.
2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl
Может быть химическое или электрохимическое окисление соединений марганца.
MnO₂ + Cl₂ + 8KOH → 2KMnO₄ + 6KCl + 4H₂O
Манганат калия K₂MnO₄ может подвергаться электролизу. Это основной промышленный способ получения.
K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ + H₂ + 2KOH
2H + 2ē → H₂↑ MnO₄ — ē → MnO₄
В промышленности перманганат еще получают электролизом концентрированного гидроксида калия KOH с марганцевым анодом Mn. В процессе электролиза материал анода постепенно растворяется с образованием фиолетового раствора, содержащего перманганат анионы. На катоде выделяется водород.
Mn + 2KOH + 6H₂O → 2KMnO₄ + 7H₂↑
2H + 2ē → H₂↑(восстановление) Mn – 7ē → Mn(окисление)
Умеренно растворимый в воде перманганат калия выделяется в виде осадка и было бы заманчиво вместо привычной марганцовки производить перманганат натрия NaMnO₄. Гидроксид натрия доступнее, чем гидроксид калия. Однако в этих условиях выделить NaMnO₄ не возможно, в отличии от перманганата калия, он прекрасно растворяется в воде (при 20°с его растворяемость в воде 144 г на 100г воды).
По химическим свойствам KMnO₄ сильный окислитель, так как степень окисления +7, и название он получил по системе названий перманганат. При высокой степени элемента прибавляют префикс пер и суффикс ат.
Легко переводит Fe в Fe, что используют при анализе определения солей Fe (двухвалентного железа).
2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10FeSO₄ → 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O + K₂SO₄
· Обесцвечивается и слегка желтеет.
· Сернистая кислота переходит в серную.
2KMnO₄ + 5H₂SO₃ → 2H₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O
· А из соляной кислоты выделяется хлор.
2KMnO₄ + 16HCL → 5CL₂ + 2KCL + 2MnCL₂ + 8H₂O
2CL – 2ē → CL 2 5
(это лабораторный способ получения хлора)
ü Надо помнить, что хлор является ядовитым веществом и проводить этот опыт нужно в вытяжном шкафу.
Перманганат химически несовместим с углем, сахаром (сахарозой) C₁₂H₂₂O₄, с легковоспламеняющимися жидкостями – может произойти взрыв.
2KMnO₄ + C → K₂MnO₄ + CO₂ + MnO₂
В органической химии часто используют мягкое окисление, то есть
без разрыва связи C – C.
2KMnO₄ + 5C₂H₅OH + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5C₂H₄O₂ + K₂SO₄
2KMnO₄ + 3C₂H₄ + 4H₂O → 3CH₂ – CH₂ + 2MnO₂ + 2KOH
(этен) OH OH (окисление этилена)
Когда KMnO₄ взаимодействует с концентрированной серной кислотой — образуется оксид.
2KMnO₄ + H₂SO₄(конц.) → Mn₂O₇ + H₂O + K₂SO₄
ü Mn₂O₇ — маслянистая темно-зеленая жидкость. Хорошо реакция проходит с сухой солью. Mn₂O₇ единственный жидкий оксид металла; tпл. = 5,9°, неустойчив, легко взрывается. При t = 55° или при сотрясении. При контакте с ним воспламеняется спирт.
Это, кстати, один из способов зажечь спиртовку, не имея спичек. В фарфоровую чашку поместить несколько кристалликов KMnO₄, осторожно добавить 1-2 капли H₂SO₄(конц.) и аккуратно перемешать кашицу стеклянной палочкой. Затем палочкой дотронуться до фитилька спиртовки.
Mn₂O₇ + C₂H₅OH + 12H₂SO₄ → 12MnSO₄ + 10CO₂ + 27H₂O
KMnO₄ — окислитель как неорганических, так и органических веществ. Чем больше электронов способен принять окислитель в ходе реакции, тем больше количество молей другого вещества он будет окислять. А число электронов зависит от условий проведения реакции, например, от кислотности.
Подкисленный крепкий раствор KMnO₄ буквально сжигает многие органические вещества, превращая их в CO₂ и H₂O.
Например, окисление щавелевой кислоты
H₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 10CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O
2C – 2ē → 2C 5 окисление
Mn + 5ē → Mn 2 восстановление
§ Этим пользуются химики для мытья лабораторной посуды, сильно загрязненной плохо смываемыми останками органических веществ, этим также иногда пользуются при мытье окон (осторожно).
Окислительные свойства в зависимости от среды
В зависимости от кислотной среды KMnO₄ может быть восстановлен до разных продуктов:
В кислой среде – до соединений марганца (ІІ).
2KMnO₄ + 4K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5K₂SO₄ + 3H₂O
— раствор обесцвечивается, так как соединения марганца (ІІ) бесцветны.
В нейтральной среде – до соединений марганца (ІV).
2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂↓ + 3K₂SO₄ + 2KOH
MnO₂ придает раствору бурый оттенок, так как он выпадает в осадок.
· Сильно щелочная среда
В сильно щелочной среде – до соединений марганца (VІ).
2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O
Образуется изумрудно-зеленый раствор манганата калия. Этот раствор можно еще получить на пламени спиртовки, не очень крепкий раствор KMnO₄ с добавлением твердой щелочи KOH.
4 KMnO₄ + 4KOH → 4K₂MnO₄ + O₂ + 2H₂O
Разложение при нагревании
При нагревании KMnO₄ разлагается. Это часто используют для получения кислорода в лаборатории. Достаточно t = 200°с.
KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂
Внесенная тлеющая лучина в пробирку с выделившимся кислородом вспыхивает ярким пламенем. Работать нужно осторожно, в отверстие вложить ватку-фильтр, чтобы с током кислорода в воздухе не попадали твердые вещества продуктов разложения.
Применяется KMnO₄ опять-таки на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие.
Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине, как антисептическое средство для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приема внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.
При соприкосновении с органическими веществами выделяется атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения – альбумитаны (за счет этого KMnO₄ в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах раздражающее, прижигающее и дубящее действие). Обладает также дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв.
Способность KMnO₄ обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестными ядом и пищевых токсигенфекций.
(При попадании внутрь всасывается, оказывая гематоксическое действие).
В частности KMnO₄ можно использовать при отравлении синильной кислотой HCN, фосфором.
ü HCN – жидкость с запахом горького миндаля, очень ядовита.
2HCN + 2 KMnO₄ → N₂ + 2KOH + 2MnCO₃.
§ HCL желудочного сока.
KOH + HCL → KCL + H₂O
А карбонат марганца переходит в CO₂ и H₂O и растворимую соль MnCL₂.
Перманганат может применяться в других сферах.
В 1888 году русский ученый Егор Егорович Вагнер открыл реакцию окисления органических соединений содержащих этиленовую связь, действием на эти соединения 1% раствора KMnO₄ в щелочной среде (реакция Вагнера).
Используя этот способ он доказал непредельный характер ряда терпенов (установил строение пинена – основного компонента русских сосновых скипидаров).
KMnO₄ в щелочном растворе являются слабым окислителем. Например, если пропускать через этот раствор этилен C₂H₄ окраска марганцовки исчезает по мере окисления этилена в этан 1,2 диол или этиленгликоль.
3CH₂ = CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3CH₂ – CH₂ + MnO₂↓ + 2KOH
Образуется также коричневая суспензия диоксида MnO₂. Обесцвечивание холодного разбавленного раствора KMnO₄ является качественной реакцией на присутствие углерод-углеродный кратной связи С=С, так как очень немногие органические соединения окисляются таким способом.
Щелочной раствор KMnO₄ хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
Растворы – концентрации 3 г/л широко применяются для тонирования фотографий.
Перманганат в кислых растворах являются сильным окислителем широко применяется в титриметрическом анализе, резкий переход фиолетовой (ионы MnO₄) к бледно-розовой (ионы Mn) делает недопустимым использования индикаторов. Ионы MnO₄ окисляют H₂S, сульфиды, иониды, бромиды, хлориды, нитриты, перекись водорода.
2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂
Французский химик и физик Гей-Люссак Жозеф Луи ввел в химию метод объемного анализа. В 1787 году К. Бертолле описал метод окислительно-восстановительного титрования, в том числе и перманганатормию. Этим методом можно определить количественно: щавелевую, муравьную сероводородную, перекись водорода, железо в солях (ІІ). Марганец в солях марганца (ІІ), индикатор при этом методе не требуется, если титруемые растворы бесцветны, так при титровании раствор KMnO₄ должен обесцвечиваться, и когда реакция закончена, каждая избыточная капля раствора KMnO₄ будет окрашивать титруемый раствор в розовый цвет.
В пиротехнике используется в качестве окислителя, но редко, так как при использовании выделяются красящие вещества.
Помощь при неправильном использовании
Часто для лечения десен в стоматологии проводят, казалось, странную процедуру. Раствором марганцовки смазывают десна, а потом наносят перекись водорода. Выделившейся кислород O₂ и будет являться главным лечебным средством, поэтому процедуру называют «Кислородные ванночки».
Для разных целей используют разную концентрацию:
Источник
Электролитический синтез перманганата калия
Марганцевокислый калий (перманганат калия) KMnO4 представляет собой соль марганцевой кислоты HMnO4. Плотность KMnO4 составляет 2,703 г/см 3 , растворимость KMnO4 в воде при 20 °С—6,4 г на 100 г H2O, а при 60 °С 22,2 г. Перманганат калия KMnO4 является сильным окислителем. При смешении его с концентрированной H2SO4 (а также с глицерином и некоторыми другими веществами) может произойти взрыв. KMnO4 — термически неустойчивая соль, при нагревании >200 °С разлагается по схеме
Результаты новых исследований термической диссоциации KMnO4 в токе кислорода показали, что процесс протекает в две стадии:
с тепловыми эффектами при 225 и 660 °С.
В кислых средах KMnO4 Mn (VII) восстанавливается до Mn (II), например, MnSO4. Перманганат калия (KMnO4) как открытая термодинамическая система проанализирована А. А. Кабановым. Промышленное производство KMnO4 основано на электролитическом окислении K2MnO4[Mn (VI)] до KMnO4 [Mn (VII)]. На первой стадии технологического процесса получают К2MnO4 путем нагревания смеси пиролюзита с 50 %-ным раствором едкого калия (KOH) до 200—250 °С. Химическое взаимодействие KOH с MnO2 с участием кислорода воздуха описывается реакцией
Сплав содержит 20—30 % H2MnO4. Затем перманганат калия K2MnO4, в котором марганец содержится в виде MnО4 2- , выщелачивают с получением раствора. На следующей стадии анион MnО4 2- окисляют до MnO2. Этот процесс описывается схемой
Образующийся на катоде KOH центрифугированием отделяют от KMnO4, упаривают и возвращают в оборотный цикл. Состав электролита в начале (А) и в конце (Б) электролиза характеризуется следующими данными, г/л:
Синтезированный продукт KMnO4 подвергают последовательно обработке (растворению при 85 °С, кристаллизации, центрифугированию, вакуум-сушке, измельчению и рассеву) для получения товарного кристаллического марганца чистого калия KMnO4. Общая характеристика электролизера и процесса приведена ниже по В. В. Стендеру. В стальной кожух электролизера (цилиндр диаметром 2 м и высотой 1 м с коническим дном) помещается несколько концентрических рядов анодов (никелевые и (или) железные листы). Просвет между рядами анодов составляет 100 мм. В этих просветах располагаются концентрическими рядами катоды (железные стержни диаметром 20—25 мм). При конструировании электролизера учитывают возможность восстановления KMnO4 на катоде, если плотность тока будет недостаточно большой по сравнению с плотностью тока на аноде. Число катодных стержней подбирают таким, чтобы плотность тока на катоде была в десять раз выше, чем на аноде. Это исключает возможность восстановления марганца на катоде щелочью по реакции
Плотность тока на аноде составляет 60—70 А/м 2 , на катоде 700 А/м 2 . Токовая нагрузка на ванну 1200—1400 А, напряжение на ванне в начале процесса 2,7 В, в конце 8 В. Температура электролиза составляет 60—70 °С. Удельный расход электроэнергии достигает 0,7—1,0 кВт • ч на 1 кг KMnO4. Продолжительность одного цикла электролиза составляет 48 ч. Кристаллы KMnO4 имеют темно-фиолетовый, а растворы в воде — красно-фиолетовый цвет.
Применение KMnO4
В аналитической химии стандартные растворы KMnO4 применяют для количественных объемных определений металлов (титриметрического анализа). Титрование восстановителей (Fe (II), Mn (II), Mo (III), Ti (III), O2 – и др.) стандартным раствором KMnO4 проводится в кислой среде. Реакция титрования в этом случае протекает по схеме
MnO4 – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H2O.
Вторую группу веществ составляют сульфиты, сульфиды, тиосульфаты и др., которые окисляются легче в нейтральной или щелочной среде. Реакция описывается схемой
В химическом производстве перманганаты применяют как окислители. Перманганат калия KMnO4 обладает сильным дезинфицирующим свойством, что определяет его широкое использование в медицине.
Источник
