Какие свойства проявляет kmno4
Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам
Сегодня мы начинаем знакомиться с портретами известных окислителей, вернее, с продуктами их восстановления. Их нужно помнить, чтобы написать ОВР методом полуреакций. Не нужно нервничать. Точек продуктов восстановления окислителей очень мало (около 15). Остальное – технология написания окислительно-восстановительных реакций.
Вначале давайте вспомним, кто такие окислители и чем они отличаются от восстановителей?
Окислители
1) Окислитель – атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).
2) Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.
3) Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы).
Перманганат
1) Перманганат калия KMnO4 – черное кристаллическое вещество, растворы которого имеют интенсивно фиолетовую окраску.
2) KMnO4 – очень сильный окислитель.
3) Степень восстановления атома Mn+7 зависит от рН среды
На схеме хорошо видно, чем выше кислотность среды, тем выше окислительные способности перманганат-иона MnO4-. Это объясняется тем, что ионы Н+ внедряются в анионы MnO4- и ослабляют связь между атомами марганца и кислорода, деформируют анионы (за счет их поляризации) и облегчают, тем самым, действие восстановителя. Гидрок-сид-ионы в щелочной среде способствуют упрочнению связи между атомами марганца и кислорода Mn-О, поэтому перманганат-ион восстанавливается “совсем чуть-чуть”.
Внимание! Хотите научиться писать ОВР? Первое задание – выучить три точки продукта восстановления перманганат-иона (в разных средах).
Внимательно прочитайте примеры ОВР с участием перманганата калия в различных средах и попробуйте прописать их самостоятельно.
1) Перманганат в кислой среде
2) Перманганат в нейтральной среде
3) Перманганат в щелочной среде
На закуску дарю небольшую подборку вариантов 30-х заданий ЕГЭ с перманганатом калия. Попробуйте выполнить задания и написать ОВР методом полуреакций. Правильность написания ОВР можно проверить по готовым молекулярным уравнениям реакции.
Задание 30 (5 вариантов)
Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Допустимо использование водных растворов веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
1) перманганат калия, иодид калия, сульфат аммония, ацетат натрия, сульфат магния
2KMnO4 + 6KI + 4H2O → 2MnO2 + 3I2 + 8KOH
2) бром, нитрат бария, сульфат аммония, концентрированная соляная кислота, перманганат калия
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
3) перманганат калия, фосфин, серная кислота, нитрат лития, гидроксид алюминия
8KMnO4 + 5PH3 + 12H2SO4 → 4K2SO4 + 8MnSO4 + 5H3PO4 + 12H2O
4) нитрит калия, перманганат калия, нитрат натрия, хромат натрия, хлорид бария
2KMnO4 + 3KNO2 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH
5) перманганат калия, сульфат калия, сульфид натрия, хлорид натрия, сульфат олова (II)
2KMnO4 + 3Na2S + 4H2O → 2MnO2 + 3S + 2KOH + 6NaOH
Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами.
Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова
Источник
– это реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов. В ходе таких реакций происходит отдача (отрыв) электронов от одного элемента и присоединение их к другому.
Важно запомнить следующие термины: окислитель, восстановитель, окисление, восстановление
Итак:
Процесс отдачи электронов атомом называется окислением, при этом степень окисления этого элемента повышается (он – восстановитель)
Процесс присоединения электронов атомом называется восстановлением, при этом степень окисления этого элемента снижается (он – окислитель)
Восстановитель – это элемент, степень окисления которого повышается, т.е. он отдает электроны
Окислитель – это элемент, степень окисления которого снижается за счет присоединения электронов
Помним, что электрон заряжен отрицательно. Поэтому, когда атом отдает электроны, отрицательных частиц в нем становится меньше, чем положительных протонов, и его
степень окисления повышается (он – восстановитель). И наоборот, если атом присоединяет к себе электроны, отрицательных частиц становится больше, чем положительных, соответственно, степень
окисления снижается.
Восстановителями могут быть элементы в низших степенях окисления:
– простые вещества металлы,
– соединения неметаллов в низших степенях окисления (HCl, HBr, HI, H2S и их соли, NH3, PH3, соли аммония)
Окислителями могут быть элементы в высших степенях окисления:
– KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7,
– H2SO4 (конц), HNO3 в любой концентрации, ее соли (KNO3, NaNO3), CO2
– простые вещества F2, О3
И окислителями и восстановителями могут быть элементы с промежуточной степенью окисления:
– простые вещества неметаллы H2, Cl2, Br2, I2, S, P, N2, C
– CO, NO, N2O, SO2
– HNO2 и ее соли
– соединения металлов в промежуточной степени окисления (FeSO2, FeCl2, Cr2(SO4)3, MnO2, K2MnO4)
– H2O2, HClO3 и ее соли
Важно: нередко в реакциях один и тот же элемент может одновременно повысить и понизить степень окисления. Такие реакции называют реакциями
диспрапорционирования
В ОВР часто в реакцию вступает третье вещество, которое не является ни окислителем, ни восстановителем. Такие вещества создают среду раствора. Она может быть кислой (за счет H2SO4), нейтральной
(H2O), щелочной (KOH или NaOH). Среда раствора определяет по какому пути пойдет реакция
Марганец имеет несколько степеней окисления, наиболее характерными являются +2, +4, +6, +7.
В зависимости от с.о. соединения Mn будут проявлять различную окислительно-восстановительную способность:
Mn в с.о. 0 – это простое вещество, металл, степень окисления которого может только повышаться, значит Mn(0) – только восстановитель.
Mn в с.о. +6 – манганаты калия и натрия (K2MnO4, Na2MnO4) – так же
являются как окислителями, так и восстановителями, их растворы имеют зеленоватый оттенок
Mn в с.о. +2 – обычно представляются в виде солей (хлоридов, сульфатов) и имеют бледно-розовый оттенок раствора. Преимущественно является восстановителем, но в
некоторых реакциях может выступать как окислитель, например, при электролизе или реакциях замещения
Mn в с.о. +4 – только MnО2 – амфотерный оксид, может быть как окислителем, так и восстановителем в зависимости от условий
реакции (при наличии более сильного окислителя, он – восстановитель, при более сильном восстановителе, проявляется как окислитель)
Пример:
MnO2 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O (MnO2 – окислитель)
КBr не может быть окислителем, т.к. Br находится в низшей с.о. (-1)
MnO2 + NaClO3 +
NaOH = Na2MnO4 + NaCl + H2O (MnO2 –
восстановитель)
Хлорат натрия NaClO3 – сильный окислитель, а значит MnO2 – будет
восстановителем
Mn в с.о. +7 – перманганаты калия и
натрия (KMnO4, NaMnO4) – только окислители, т.к. марганец находится в высшей степени окисления, а значит повышать ее и быть
восстановителем уже не может. Растворы перманганатов имеют ярко малиновый окрас
KMnO4 – сильный окислитель, реагирует как с неорганическими веществами, так и с органическими (спиртами, альдегидами, непредельными углеводородами).
В зависимости от среды, в реакциях будут образовываться различные продукты восстановления Mn:
– в кислой среде образуются соли Mn (+2), например MnCl2, MnSO4
– в нейтральной среде выпадает осадок MnO2 бурого цвета
– в щелочной среде образуется манганат K2MnO4? где Mn (+6)
Примеры:
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4) + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + KNO2 + H2O = KNO3 + MnO2 + KOH
Cr2(SO4)3 + KMnO4 + KOH = K2CrO4 + K2MnO4 + K2SO4 + H2O
Хром имеет несколько степеней окисления, наиболее характерны из которых +3 и +6.
Соединения Cr (+2) не стабильны, легко окисляются до +3, являясь сильнейшими восстановителями
Cr в с.о. +3 представляются в виде солей (сульфата, нитрата или хлорида) и гидроксида. Т.к. хром в этих соединениях находится в промежуточной степени окисления, то он может выступать в роли и
окислителя и восстановителя, хотя ОВР, где Cr (+3) – окислитель в практике ЕГЭ редки.
Цвета растворимых солей располагаются в лилово-зеленой гамме в зависимости от формулы и температуры. Гидроксид хрома (III) имеет грязно-зеленый оттенок.
При взаимодействии Cr (+3) с сильными окислителями, он окисляется до Cr (+6), т.е. до хромата или бихромата (зависит от кислотности среды):
– в кислой среде образуется оранжевый бихромат (К2Cr2О7)
– в щелочной среде – желтый хромат (К2CrО4)
Cr в с.о. +6 представлен двумя группами веществ – хроматами и бихроматами (или дихроматами, разницы нет). Они являются сильными окислителями, восстанавливаясь
до Cr (+3).
Ядовиты. Редко вступают в реакции ионного обмена. Так, хроматы могут реагировать с солями бария и серебра образуя желтый осадок хромата бария и кроваво-красный
осадок хромата серебра.
К2Cr2О7 – бихромат калия – вещество оранжевого цвета, стабильно в нейтральной и кислой среде.
K2CrO4 – хромат калия – вещество желтого цвета, стабильно в нейтральной и щелочной среде.
При добавлении щелочи к раствору бихромата, он окрашивается в желтый цвет – бихромат превращается в хромат. И наоборот, при добавлении кислоты в желтый раствор
хромата, окраска изменятся на оранжевый.
Источник
Калия перманганат
ФС 42-3007-93
KMnO4
Перманганат калия (распространённое название в быту — марганцовка) — марганцовокислый калий, калиевая соль марганцовой кислоты. Химическая формула — KMnO4. 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.
| 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
| Стандартная энтальпия образования ΔH | −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 Cp | 119,2 Дж/(моль·K) (т) (при 298 К) |
Химические свойства
| Окисленная форма | Восстановленная форма | Среда | E0, В |
|---|---|---|---|
| MnO4− | MnO42− | OH− | +0,56 |
| MnO4− | H2MnO4 | H+ | +1,22 |
| MnO4− | MnO2 | H+ | +1,69 |
| MnO4− | MnO2 | OH− | +0,60 |
| MnO4− | Mn2+ | H+ | +1,51 |
Слева направо (водные растворы): Co(NO3)2 (красный); K2Cr2O7 (оранжевый); K2CrO4 (жёлтый); NiCl2 (бирюзовый); CuSO4 (голубой); KMnO4 (фиолетовый)
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:
- в нейтральной среде:
- в щелочной среде:
Однако надо отметить, что 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):
при этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное соединение — оксосульфат марганца MnO3HSO4. По реакции с фторидом иода(V) можно получить аналогичный оксофторид:
При нагревании разлагается с выделением кислорода (этим способом пользуются в лаборатории для получения чистого кислорода). Схему реакции упрощённо можно представить уравнением:
На самом деле реакция идёт намного сложнее, например, при не очень сильном нагревании её можно примерно описать уравнением:
Реагирует с солями двухвалентного марганца, например:
Эта реакция в принципе обратна дисмутации (диспропорционирование) K2MnO4 на MnO2 и 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:
Применение
Применение этой соли чаще всего основано на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие.
Медицинское применение
| Перманганат калия | |
| Kalii permanganas | |
| Химическое соединение | |
|---|---|
| ИЮПАК | Перманганат калия |
| Брутто-формула | KMnO4 |
| CAS | 7722-64-7 |
| PubChem | 516875 |
| DrugBank | 13831 |
| Классификация | |
| Фармакол. группа | Антисептики и дезинфицирующие средства |
| АТХ | D08AX06 |
| Лекарственные формы | |
| порошок для приготовления раствора | |
| Другие названия | |
| KMnO4, Калия перманганат, Марганцовка, Хамелеон минеральный, Марганцевокислый калий, Марганцовокислый калий, Калий марганцевокислый | |
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 — альбуминаты (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
Наружно, 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
- Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды согласно ГОСТ 2761-84 по методу Кубеля .
- 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 космических жидкостно-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).
Получение
Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия. Например:
Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.
Источник