Permanganato

  Los permanganatos son las sales del ácido permangánico o permanganésico 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+.

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Reacciones

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

4 MnO₄^- + 4 H⁺ → 3 O₂ + 2 H₂ + 4 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 forman los manganatos con el ion MnO₄^2– y color verde:

4 MnO₄^– + 4 OH^– → 4 MnO₄^2– + O₂ + 2 H₂O

En contacto con sustancias orgánicas provocan incendios. Así una gota de glicerina aplicada a un cono de 2-3 g de permanganato de potasio en polvo lleva rápidamente primero a generación de humo y luego a una llama violácea por la presencia del potásio.

En disolución ácida su reducción suele llegar hasta el manganeso (2+), un ion casi incoloro. La reacción es acelerada por la presencia de iones de manganeso (II) (reacción autocatalítica) y aprovechada en la permanganometría.

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

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

2 MnO₄^– + H₂O₂ + 2 OH^- → 2 MnO₄^2- + O₂ + 2 H_"O

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 SO₃^2– + H₂O → 2 MnO₂ + SO₄^2- + 2 OH^-

El manganato, estable en disolución altamente alcalina, dismuta cuando se acidifica la disolución para dar manganeso en estados de oxidación (VII) y (IV)^[1]

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

Síntesis

El permanganato más conocido es el permanganato potásico KMnO₄. Se obtiene mediante electrólisis o por dismutación de una disolución de manganato potásico (K₂MnO₄) en medio ácido.

Aplicaciones

El permanganato potásico 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 o dermal.

Consejos

Las manchas generadas por el permanganato suelen ser debido a la formación de óxidos de manganeso y se eliminan fácilmente con disoluciones ligeramente aciduladas de sulfito o tiosulfato.

Teoría

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 de permanganato y neutralizante de las oxidos de manganeso que generan manchas.

Referencias