Mangaansuur is 'n anorganiese onstabiele verbinding met die formule HMnO4. Dit kan nie met enige ander stof verwar word nie, aangesien dit 'n helder, intense persrooi kleur het.
Dit is 'n sterk elektroliet waarin molekules (elektries neutrale deeltjies) amper heeltemal in ione gedissosieer is. Ten spyte van die feit dat dit slegs in oplossings bestaan, omdat dit nie as 'n aparte stof verkry is nie. Jy kan egter in meer besonderhede van al sy kenmerke vertel.
Chemiese eienskappe
In vloeistowwe ontbind mangaansuur geleidelik. Hierdie proses gaan gepaard met die vrystelling van suurstof (chalkogeen, 'n reaktiewe nie-metaal).
Gevolglik word 'n neerslag van mangaandioksied gevorm. Dit is hoe hierdie proses lyk met die deelname van mangaansuur in die formule: 4HMnO4 → 4MnO2↓+3O2↑+ 2N2O.
Die resulterende verbinding is MnO2. Donkerbruin poeier wat onoplosbaar is in water. Dit is die mees stabiele verbinding van mangaan, wat tot die groep ysterhoudende metale behoort.
Die betrokke verbinding vertoon ook kenmerke wat algemeen is vir sterk sure. Dit tree veral in neutralisasiereaksies - dit tree in wisselwerking met alkalië en vorm soute en water. As 'n reël is sulke prosesse ekometries, dit wil sê, dit gaan gepaard met die vrystelling van hitte. Hier is een voorbeeld: HMnO4 + NaOH → NaMnO4 +H2O.
Dit is ook die moeite werd om te noem dat permangaansuur, soos sy permanganate (soute), 'n kragtige oksideermiddel is, 'n elektronaanvaarder. Hier is 'n voorbeeld wat dit demonstreer: 2HMnO4 + 14HCl → 2MnCl2 + 5Cl2↑+ 8H2O.
Fisiese eienskappe
Soos vroeër genoem, is permangaansuur, waarvan die grafiese formule hierbo getoon word, nie in sy suiwer vorm afgelei nie. Die maksimum konsentrasie in waterige oplossings met 'n kenmerkende helder lila kleur oorskry nie 20%.
Hierdie stof is sensitief vir temperatuur. As dit minder as 20 ° C is, vorm die oplossing 'n kristallyne hidraat - 'n vaste stof wat ontstaan as gevolg van die binding van katione (positief gelaaide ione) en watermolekules. Sy formule is: HMnO4 ⋅ 2H2O. Ioniese struktuur: (H5O2)+ (MnO4)–.
Ook, gepraat vanfisiese eienskappe van permangaansuur, is dit opmerklik die molêre massa daarvan. Dit is 119,94 g/mol.
Produseer suur
Dikwels word hierdie stof verkry deur 'n reaksie tussen twee verbindings uit te voer - verdunde swaelsuur en 'n oplossing van bariumpermanganaat, 'n element met hoë chemiese aktiwiteit. As gevolg hiervan val 'n onoplosbare neerslag van sy sulfaat neer. Maar dit word verwyder deur te filter. Dit lyk soos volg: Va (MnO4) + H2SO4 → 2HMnO4 + BaSO4↓.
Daar is 'n ander manier om hierdie suur te kry. Dit is gebaseer op die interaksie van water en mangaanoksied wat in die koue voorkom. Dit is terloops 'n olierige vloeistof wat in twee skakerings (bruin-groen of skarlaken) kom. Wat ook al die kleur, daar sal altyd 'n metaalagtige glans wees. Hy is stabiel by kamertemperatuur. En wanneer dit met brandbare stowwe gekombineer word, steek dit hulle aan die brand, dikwels met 'n ontploffing. Dus, die reaksieformule lyk soos volg: Mn2O7 + H2O → 2HMnO4.
Dioksiedkenmerk
Hierdie stof, wat reeds hierbo genoem is, word in groot hoeveelhede in die aardkors aangetref. In die vorm van 'n mineraal genaamd pirolusiet. Gewoonlik swart of staalgrys. Sy kristalle is klein, kolomvormig of naaldvormig. Die mineraal het die volgende eienskappe:
- Piëzo-elektries. Gemanifesteer in die voorkoms van diëlektriese polarisasie - die verplasing van gebonde ladings daarin of die rotasie van elektriese dipole
- Halfgeleier. Gemanifesteer as 'n toename in elektriese geleidingsvermoë met toenemende temperatuur.
Dit is ook opmerklik dat die dioksied oplosbaar is in soutsuur, wat gepaard gaan met die vrystelling van chloor.
Gebruik van pyrolusiet
Elektrolitiese mangaandioksied het wye toepassing gevind in die vervaardiging van batterye en galvaniese selle - chemiese bronne van elektriese stroom, wat gewoonlik gebaseer is op die interaksie van twee metale of hul oksiede in 'n elektroliet. Word ook gebruik vir:
- Vorming van katalisators – chemikalieë wat die reaksie versnel, maar nie deel daarvan is nie. 'n Aanskoulike voorbeeld is hopkalit. Hulle vul bykomende patrone vir gasmaskers om teen koolstofmonoksied te beskerm.
- Die vorming van stowwe soos mangaansout en kaliumpermanganaat - donkerpers, amper swart kristalle, wat, wanneer dit in water opgelos word, lei tot die vorming van 'n helder karmosynrooi vloeistof. Formule – KMnO4.
- Verkleuring van groen glase.
- Produksie van olies en vernis in die verf- en vernisbedryf.
- Vir aantrek van chroomleer in die leerbedryf.
Interessant genoeg het wetenskaplikes vasgestel dat stukke pirolusiet uit die Peche de Laze-grot in Suid-Frankryk uit suiwer mangaandioksied bestaan. Daar word geglo dat die Neanderdalmense, wat 350-600 duisend jaar gelede geleef het, dit as 'n katalisator en oksideermiddel vir verbranding en oksidasiereaksies gebruik het.
Permanganaat (kaliumpermanganaat)
Baie mense is bekend met hierdie stof. Maar odie toepassing daarvan - 'n bietjie later. Dit is belangriker om daarop te let dat dit met die hulp van permanganaat is dat baie OVR van mangaansuur (oksidasie-reduksie-reaksies) voortgaan.
Dit is te danke aan sy uitsonderlike chemiese eienskappe. Afhangende van die waterstofindeks (pH) van die oplossing wat deur permanganaat gevorm word, kan verskeie stowwe geoksideer word, met reduksie na verbindings van baie oksidasietoestande.
Daar is baie voorbeelde. In 'n suur omgewing sal reduksie na mangaan (II) verbindings plaasvind, in 'n neutrale omgewing sal dit gelyk wees aan (IV), en in 'n sterk alkaliese omgewing - (VI). So lyk dit:
- Acidic: 2KMnO4 +5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 +3N2O.
- B neutraal: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H 2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH.
- B alkalies: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K 2SO4 + 2K2MnO4 + H 2O. Hierdie reaksie in hierdie vorm vind plaas met 'n gebrek aan 'n reduseermiddel en in die teenwoordigheid van hoogs gekonsentreerde alkali. Sulke toestande vertraag hidrolise.
Dit is opmerklik dat die stof ontplof by kontak met gekonsentreerde swaelsuur. Maar as permanganaat versigtig met hierdie koue stof gekombineer word, word onstabiele mangaanoksied gevorm.
Gebruik van kaliumpermanganaat
Die permanganaat van die betrokke stof hetkragtige antiseptiese werking. Veral wyd gebruik in medisyne is verdunde oplossings met 'n konsentrasie van 0,1%, wat ek gebruik om brandwonde te behandel, te gorrel en wonde te was. Dit is ook 'n effektiewe braakmiddel vir vergiftiging met alkoniede soos akonitien en morfien. Gebruik slegs in sulke gevalle 'n minder gekonsentreerde oplossing, verdun tot 0,02-0,1%.
Farmakologiese optrede is atipies. Wanneer die oplossing met organiese stowwe in aanraking kom, word atomiese suurstof vrygestel. Die oksied, wat deel daarvan is, vorm verbindings soos albuminate met proteïene. In klein konsentrasies het hulle 'n saamtrekkende effek, en in groot konsentrasies is hulle irriterend, verbruin en verbrand. Daarom hang die finale effek af van hoe die permanganaat van permangaansuur verdun word - sterk of swak.
Ander toepassings
Kaliumpermanganaat is eintlik 'n stof wat aktief in verskeie velde gebruik word. Benewens medisyne is dit betrokke:
- Wanneer laboratoriumglasware gewas word. Uitstekend vir die verwydering van vette en organiese materiaal.
- In vuurwerk as 'n oksideermiddel.
- Wanneer permanganaat-oksideerbaarheid bepaal word in die proses om waterkwaliteit volgens GOST 2761-84 (Kubel-metode) te bepaal.
- Wanneer jy foto's verfyn.
- Vir houtbeits. Die vloeistof word gebruik as 'n vlek ('n stof wat kleur gee).
- Vir riskante tatoeëermerkverwydering. Die vloeistof verbrand die vel, en die weefsels met die verf sterf af. Dit is seer en die letsels bly steeds oor.
- B asoksideermiddel in die proses van vorming van para- en metaftaalsure.
Laastens wil ek 'n voorbehoud maak dat kaliumpermanganaat ingesluit is in die vierde lys van voorlopers van die Russiese Staande Komitee oor Dwelmbeheer.
