Permanganato di potassio
| Permanganato di potassio | |
|---|---|
 | |
 | |
| Nome IUPAC | |
| tetraossomanganato (VII) di potassio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | KMnO4 |
| Peso formula (u) | 158,04 |
| Aspetto | solido cristallino violetto |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-760-3 |
| PubChem | 516875 |
| DrugBank | DBDB13831 |
| SMILES | [O-][Mn](=O)(=O)=O.[K+] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,70[1] |
| Indice di rifrazione | 1,59[2] |
| Solubilità in acqua | 64 g/l a 293 K[1] |
| Temperatura di fusione | >240 °C (>510 K) con decomposizione[1] |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −837,2[3] |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | −737,6[3] |
| S0m(J·K−1mol−1) | 171,7[3] |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 117,6[3] |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 1090 oral rat[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
    
| |
| pericolo | |
| Frasi H | 272 - 302 - 314 - 361d - 373 - 410 [1] |
| Consigli P | 210 - 220 - 280 - 301+330+331 - 303+361+353 - 305+351+338 - 310 [1] |
Il permanganato di potassio o potassio permanganato è il composto inorganico che detiene la formula KMnO4. In condizioni normali è un solido cristallino dal tipico colore viola scuro. In questo composto il manganese è nello stato di ossidazione +7. È un ossidante molto energico, importante prodotto industriale. Nel 2008 ne sono state prodotte circa 50000 tonnellate.[4]
Storia
[modifica | modifica wikitesto]Il permanganato di potassio fu ottenuto per la prima volta nel 1659 da Johann Rudolph Glauber. Egli descrisse nel suo trattato Dess Teutschlands Wohlfahrt la fusione di una miscela di pirolusite (minerale di diossido di manganese, MnO2) e di carbonato di potassio; il materiale viola ottenuto, una volta sciolto in acqua, diede una soluzione che col tempo cambiò colore passando dal blu al rosso al verde.[5] Vari altri scienziati osservarono simili variazioni di colore, e il composto fu chiamato mineral chameleon, senza riuscire a chiarire il motivo di tale comportamento. Solo nel 1830-1832 Eilhard Mitscherlich determinò le formule del manganato e permanganato di potassio.[6] Negli anni cinquanta dell'Ottocento il chimico londinese Henry Bollmann Condy pose in vendita soluzioni di permanganato per usi disinfettanti brevettandole con il nome fluido di Condy.[7] Dal 1862 il permanganato di potassio venne commercializzato su larga scala diventando in breve tempo un importante prodotto industriale.[8]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]La maggior parte del permanganato di potassio viene prodotto industrialmente a partire da minerali contenenti diossido di manganese (principalmente pirolusite). Il minerale triturato viene dapprima fuso in miscela con idrossido di potassio e aria o ossigeno. In queste condizioni fortemente alcaline il manganese si ossida da MnIVO2 a manganato di potassio K2MnVIO4 :
![{\displaystyle {2\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}4\,\mathrm {KOH} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e0fa24a77ca5fd118583872719e5444c78dd22f8)
Successivamente l'ossidazione da manganato(VI) a permanganato(VII) viene effettuata tramite un processo elettrolitico di ossidazione in ambiente alcalino:[8]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {KOH} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f0f58c74129d24ac95ef85bcdaf17162db39334f)
Su scala di laboratorio si può fondere MnO2 con KOH e un ossidante come KNO3. Si produce così lo ione manganato(VI) di colore verde, che dà disproporzione in soluzione neutra o acida:[9]
![{\displaystyle {3\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{2-}{}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/458b449e702c5713a1bae473c51e6b63b1d0eba5)
In soluzione acquosa i sali di Mn(II) possono essere direttamente ossidati a permanganato con ossidanti molto forti come PbO2, Na2S2O8 oppure NaBiO3.[9]
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]Il permanganato di potassio forma cristalli ortorombici, gruppo spaziale Pnma, con costanti di reticolo a = 910,5 pm, b = 572,0 pm e c = 742,5 pm, con quattro unità di formula per cella elementare. Ogni atomo di manganese è circondato da quattro atomi di ossigeno con geometria tetraedrica. La distanza media Mn–O è 162,9 pm.[10] KMnO4 risulta isostrutturale con KClO4.[4]
Proprietà e reattività
[modifica | modifica wikitesto]Il permanganato di potassio solido è stabile, ma deve essere conservato in ambiente privo di umidità e al riparo dalla luce, per cui si usano abitualmente bottiglie di vetro ambrato. Il colore viola molto intenso è dovuto a bande di trasferimento di carica O → Mn.[4] KMnO4 si decompone per riscaldamento oltre 200 °C rilasciando ossigeno. In soluzione acquosa si decompone lentamente lasciando un deposito di MnO2. Anche in solventi organici la stabilità è limitata dato che il permanganato finisce con l'ossidare il solvente.[4][8]
Lo ione permanganato è un forte ossidante sia in soluzione acida che in soluzione basica, come dimostrato dalle semireazioni:[9]
- MnO4− + 8 H+ + 5 e− ⇄ Mn2+ + 4 H2O E° = +1,51 V
- MnO4− + 2 H2O + 3 e− ⇄ MnO2 + 4 OH− E° = +1,23 V
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Gli usi del permanganato di potassio sono legati alle sue proprietà ossidanti, avvantaggiandosi del fatto che dopo l'uso il permanganato non lascia residui tossici.
Applicazioni ambientali
[modifica | modifica wikitesto]L'uso principale del permanganato di potassio è nei trattamenti delle acque. Nelle acque potabili si utilizza per rimuovere ferro, manganese e composti organici alogenati. Nelle acque di scarico rimuove solfuro di idrogeno e altri composti organici tossici e inquinanti.[8]
Sintesi organica
[modifica | modifica wikitesto]Il permanganato di potassio è usato industrialmente per la sintesi o per la purificazione di vari composti organici, tra i quali acido L-ascorbico, cloramfenicolo, acido pirazinoico e saccarina, metanolo, acido acetico, caprolattame e adiponitrile.[8][11]
Medicina
[modifica | modifica wikitesto]Il permanganato di potassio è utilizzato come farmaco per diverse patologie cutanee.[12] Tra queste, infezioni fungine del piede, impetigine, pemfigo, ferite superficiali, dermatiti e ulcere tropicali.[13].
Gli effetti collaterali possono includere irritazione della pelle e scolorimento degli indumenti.[12] Se assunto per via orale, può causare tossicità e morte.[14] Il permanganato di potassio è un agente ossidante.[15] Il British National Formulary raccomanda di sciogliere ogni 100 mg in un litro d'acqua prima dell'uso.[13]
Chimica analitica
[modifica | modifica wikitesto]Essendo un forte ossidante KMnO4 è ampiamente usato in chimica analitica nelle titolazioni di ossido-riduzione (permanganatometria). Il colore viola dello ione MnO4− scompare quando si raggiunge il viraggio, rendendo superfluo l'uso di un indicatore. Un esempio particolarmente noto è la determinazione dell'ossidabilità secondo Kubel di un campione di acqua.
Il Permanganato viene inoltre spesso sfruttato per dimostrazioni sulla spettrofotometria UV-VIS, ha la sua massima assorbanza intorno a 527-529 nm.
Altri impieghi
[modifica | modifica wikitesto]Il permanganato di potassio ha vari altri impieghi, tra i quali il trattamento superficiale di acciai, l'incisione di gomma e plastica e la decolorazione di tessuti.[8]
Tossicità / Indicazioni di sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]Il composto ha una tossicità acuta relativamente bassa, ma a causa delle sue proprietà ossidanti è fortemente irritante per gli occhi, per le vie respiratorie, per la pelle e per ingestione. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. È fortemente tossico per le acque con effetti di lunga durata. Per le sue proprietà ossidanti può reagire in modo anche esplosivo con sostanze organiche in genere e composti inorganici facilmente ossidabili.[1]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- 1 2 3 4 5 6 7 GESTIS 2018
- ↑ Washburn 1926
- 1 2 3 4 Lide 2005
- 1 2 3 4 Housecroft e Sharpe 2008
- ↑ Weeks 1956, pp. 172–173.
- ↑ Mitscherlich 1832
- ↑ Hugo 1991
- 1 2 3 4 5 6 Reidies 2002
- 1 2 3 Greenwood e Earnshaw 1997
- ↑ Palenik 1967
- ↑ Fatiadi 1987
- 1 2 Stuart et al. 2009
- 1 2 British Medical Association e Royal Pharmaceutical Society, British national formulary, 69ª ed., Pharmaceutical Press, 2015, p. 840, ISBN 9780857111562.
- ↑ (EN) Shai A, Maibach HI, Wound Healing and Ulcers of the Skin: Diagnosis and Therapy - The Practical Approach, Springer Science & Business Media, 2005, p. 265, ISBN 9783540267614 (archiviato dall'url originale il 18 settembre 2017).
- ↑ (EN) Kasture AV, Wadodkar SG, Gokhale SB, Practical Pharmaceutical Chemistry - I, Nirali Prakashan, 2008, ISBN 9788185790442 (archiviato dall'url originale il 16 gennaio 2017).
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) A. J. Fatiadi, The Classical Permanganate Ion: Still a Novel Oxidant in Organic Chemistry, in Synthesis, vol. 1987, n. 2, 1987, pp. 85-127, DOI:10.1055/s-1987-27859.
- GESTIS, Potassium permanganate, su gestis.dguv.de, 2018. URL consultato il 20 settembre 2018. Pagina del permanganato di potassio nel data base GESTIS.
- (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
- (EN) W. B. Hugo, A brief history of heat and chemical preservation and disinfection, in Journal of Applied Microbiology, vol. 71, n. 1, 1991, pp. 9-18, DOI:10.1111/j.1365-2672.1991.tb04657.x.
- D. R. Lide (Editor), CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, su hbcponline.com, CRC Press, Boca Raton, 2005. URL consultato il 9 dicembre 2017.
- (DE) E. Mitscherlich, Ueber die Mangansäure, Uebermangansäure, Ueberchlorsäure und die Salze dieser Säuren, in Annalen der Pharmacie, vol. 2, n. 1, 1832, pp. 5-11, DOI:10.1002/jlac.18320020103.
- (EN) G. J. Palenik, Crystal structure of potassium permanganate, in Inorg. Chem., vol. 6, n. 3, 1967, pp. 503-507, DOI:10.1021/ic50049a015.
- (EN) A. H. Reidies, Manganese Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a16_123.
- (EN) M. C. Stuart, M. Kouimtzi e S. R. Hill (a cura di), WHO Model Formulary 2008 (PDF), World Health Organization, 2009, ISBN 978-92-4-154765-9.
- (EN) E. W. Washburn (a cura di), International Critical Tables of Numerical Data, Physics, Chemistry and Technology, vol. 1, New York, McGraw-Hill, 1926.
- (EN) M. E. Weeks, Discovery of the Elements, 6ª ed., Easton, Journal of Chemical Education, 1956.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]Altri progetti
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