Пермангана́т ка́лия ( лат. Kalii permanganas , распространённое название в быту — марганцо́вка ) — марганцовокислый калий , калиевая соль марганцовой кислоты . Химическая формула — KMnO ₄ . Представляет собой тёмно-фиолетовые, почти чёрные кристаллы, при растворении в воде образующие ярко окрашенный раствор цвета фуксии .

Физические свойства

Внешний вид: тёмно- фиолетовые кристаллы с металлическим блеском . Показатель преломления составляет 1,59 (при 20 °C).

Растворяется в воде (см. таблицу), жидком аммиаке , ацетоне (2:100), метаноле , пиридине .

Растворимость перманганата калия в воде

Температура , °C	10	20	25	30	40	50	65
Растворимость , г/100 г воды	4,22	6,36	7,63	9	12,5	16,8	25

Термодинамические свойства

Термодинамические свойства перманганата калия

Стандартная энтальпия образования Δ H	−813,4 кДж/моль (т) (при 298 К)
Стандартная энергия Гиббса образования G	−713,8 кДж/моль (т) (при 298 К)
Стандартная энтропия S	171,71 Дж/(моль·K) (т) (при 298 К)
Стандартная мольная теплоёмкость C p	119,2 Дж/(моль·K) (т) (при 298 К)

Химические свойства

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы по отношению к водородному электроду

Окисленная форма	Восстановленная форма	Среда	E 0 , В
MnO 4 −	MnO 4 2−	OH −	+0,56
MnO 4 −	H 2 MnO 4	H +	+1,22
MnO 4 −	MnO 2	H +	+1,69
MnO 4 −	MnO 2	OH −	+0,60
MnO 4 −	Mn 2+	H +	+1,51

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:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 -> 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O}}}$ ;

• в нейтральной среде:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O -> 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH}}}$ ;

• в щелочной среде:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH -> K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O}}}$ .

Однако последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указанной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

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

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + H2SO4 -> K2SO4 + Mn2O7 + H2O}}}$ .

При этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное соединение — ${\displaystyle {\ce {MnO3HSO4}}}$ . По реакции с фторидом иода(V) можно получить аналогичный :

${\displaystyle {\ce {KMnO4 + IF5 -> KF + IOF3 + MnO3F}}}$ .

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

${\displaystyle {\ce {2KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4\ +MnO2\ +O2}}}$ .

На самом деле реакция идёт намного сложнее, например, при не очень сильном нагревании её можно примерно описать уравнением:

${\displaystyle {\ce {5KMnO4->[^{\circ }t]K2MnO4\ +K3MnO4\ +3MnO2\ +3O2}}}$ .

Реагирует с солями двухвалентного марганца, например:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O -> 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4}}}$ .

Эта реакция в принципе обратна дисмутации ( диспропорционирование ) ${\displaystyle {\ce {K2MnO4}}}$ на ${\displaystyle {\ce {MnO2}}}$ и ${\displaystyle {\ce {KMnO4}}}$ .

Окисляет органические вещества. В частности, разбавленные растворы перманганата калия в щелочной и нейтральной среде окисляют алкены до диолов ( реакция Вагнера ):

Водные растворы перманганата калия термодинамически нестабильны, но кинетически довольно устойчивы. Их сохранность резко повышается при хранении в темноте.

При смеси с пероксидом водорода протекает следующая реакция:

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 +3H2O2 -> 2MnO2 + 3O2 ^ + 2H2O + 2KOH}}}$ .

Перманганат калия реагирует с концентрированной соляной , бромоводородной или иодоводородной кислотой. В результате выделяются свободные галогены :

${\displaystyle {\ce {2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 ^ + 8H2O}}}$

Во время химической реакции хлорид-анион ${\displaystyle {\ce {Cl^{-}}}}$ окисляется до элементарного хлора , а ион ${\displaystyle {\ce {Mn^{7+}}}}$ в перманганат-анионе восстанавливается до катиона ${\displaystyle {\ce {Mn^{2+}}}}$ :

${\displaystyle {\ce {2Cl^{-}-> Cl2 ^}}}$

${\displaystyle {\ce {Mn^{7+}-> Mn^{2+}}}}$

Применение

Применение этой соли чаще всего основано на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие.

Медицинское применение

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 приёма внутрь при отравлениях морфином, аконитином и некоторыми другими алкалоидами используют разбавленный (0,02—0,1 %) раствор перманганата калия .

Фармакологическое действие

Антисептическое средство . При соприкосновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород . Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — (за счёт этого калия перманганат 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 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, оказывая действие (приводит к развитию метгемоглобинемии ).

Показания

Смазывание 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 промывания и спринцеваний при гинекологических и урологических заболеваниях — кольпиты и уретриты. Для промываний — желудка при отравлениях, вызванных приёмом внутрь алкалоидов ( морфин , аконитин , никотин ), синильной кислотой , фосфором , хинином ; кожи — при попадании на неё анилина ; глаз — при поражении их ядовитыми насекомыми.

Противопоказания

Гиперчувствительность.

При передозировке: резкая боль в полости рта, по ходу пищевода, в животе, рвота, диарея; слизистая оболочка полости рта и глотки — отёчная, тёмно-коричневого, фиолетового цвета, возможен отёк 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 (внутривенно — 30 мл 5 % раствора), цианокобаламин — до 1 мг , пиридоксин (внутримышечно — 3 мл 5 % раствора).

Способ применения и дозы

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 промывания желудка при отравлениях.

Предосторожности

Активно взаимодействует при нагреве и даже при комнатной температуре с большинством восстановителей, например, органическими веществами ( сахарозой , танинами , глицерином и многими другими), легкоокисляющимися веществами, поэтому при смешивании происходит саморазогревание, что иногда вызывает самовоспламенение смеси (с концентрированным раствором глицерина , или безводным — всегда) и может привести к взрыву.

Очень опасно растирание сухого перманганата калия с органическими веществами и порошками активных металлов и неметаллов ( кальцием , алюминием , магнием , фосфором , серой и др.) — весьма вероятен взрыв.

Другие сферы применения

• 1—2%-й раствор используется садоводами для протравливания семян перед посадкой
• Применяется для определения перманганатной при оценке качества воды согласно ГОСТ 2761-84 по .
• Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
• Растворы (концентрации примерно 3 г/л) широко применяются при тонировании фотографий.
• В пиротехнике применяют в качестве сильного окислителя.
• Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в жидкостных ракетных двигателях .
• Водный раствор перманганата калия используется для травления дерева, в качестве морилки.
• Водный раствор применяется также для выведения татуировок. Результат достигается посредством химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится красящее вещество. Данный метод немногим отличается от простого срезания кожи, обычно он менее эффективен и более неприятен, так как ожоги заживают намного дольше. Татуировка не удаляется полностью, на её месте остаются шрамы.
• Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении мета- и парафталевых кислот из мета- и параксилолов, соответственно (см. Терефталевая кислота ).
• Перманганат калия является прекурсором в синтезе мефедрона и меткатинона ( эфедрона )

Получение

Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия. Например:

${\displaystyle {\ce {2MnO2 + 3Cl2 + 8KOH -> 2KMnO4 + 6KCl + 4H2O}}}$ ,

${\displaystyle {\ce {2K2MnO4 + Cl2 -> 2KMnO4 + 2KCl}}}$ ,

${\displaystyle {\ce {3K2MnO4 + 2H2O -> 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH}}}$ ,

${\displaystyle {\ce {2K2MnO4 + 2H2O -> 2KMnO4 + H2 ^ + 2KOH}}}$ .

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

Ограничение на покупку

Входит в IV список прекурсоров ПККН в России (допускается исключение некоторых мер контроля).

14 июня 2013 года на Украине был признан прекурсором и внесён в список наркотических веществ .

Примечания

Литература

• Вульфсон Н. С. Препаративная органическая химия. — С. 656, 657.
• Казанский Б. А. (ред.). Синтезы органических препаратов (сборник 3). — С. 145.
• Реми Г. Курс неорганической химии (том 1). — С. 817.

Ссылки