Kaliumpermanganat

Strukturformel
Kaliumion Permanganation
Allgemeines
Name Kaliumpermanganat
Andere Namen
  • Kaliumtetraoxomanganat(VII)
  • Kaliummanganat(VII)
  • Übermangansaures Kali(um)
Summenformel KMnO4
Kurzbeschreibung

violetter Feststoff[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7722-64-7
PubChem 516875
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Arzneistoffangaben
ATC-Code
Eigenschaften
Molare Masse 158,03 g·mol−1
Aggregatzustand

fest[1]

Dichte

2,70 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

Zersetzung oberhalb 240°C[1]

Dampfdruck

1 Pa (bei 20 °C)[1]

Löslichkeit

mäßig in Wasser (64 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
Bitte die Befreiung von der Kennzeichnungspflicht für Arzneimittel, Medizinprodukte, Kosmetika, Lebensmittel und Futtermittel beachten
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 272​‐​302​‐​410
P: 210​‐​273 [1]
MAK

0,5 mg·m−3[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Kaliumpermanganat (KMnO4) ist das Kaliumsalz der im freien Zustand unbekannten Permangansäure, HMnO4. Es ist ein tief rot-violetter, metallisch glänzender, kristalliner Feststoff und ein starkes Oxidationsmittel. Für die intensive Färbung des Salzes ist ausschließlich das Permanganat-Anion verantwortlich. Die Farbe ist auf Charge-Transfer-Übergänge zurückzuführen. In Permanganaten liegt das Mangan in seiner höchsten Oxidationsstufe +VII vor.

Eigenschaften

Kaliumpermanganat bildet dunkle rot-violett glänzende Kristalle, die mäßig in Wasser löslich sind und schon in geringer Konzentration eine intensiv violette Lösung ergeben. Beim Erhitzen schmelzen die Kristalle nicht, sondern zerfallen ab ca. 240 °C mit deutlichem Knistern unter Sauerstoffabgabe. Kristallines Kaliumpermanganat ist bei Raumtemperatur stabil, seine wässrigen Lösungen zersetzen sich aber mit der Zeit zu Mangan(IV)-oxid und Sauerstoff

Da im Permanganat-Anion das Mangan in seiner höchsten Oxidationsstufe vorliegt, tritt es in Redoxreaktionen als ein sehr starkes Oxidationsmittel auf. So oxidiert Kaliumpermanganat z. B. Salzsäure zu Chlorgas (Labormethode zur Darstellung von Chlor):

$ \mathrm {2\ MnO_{4}^{-}+10\ Cl^{-}+16\ H_{3}O^{+}\longrightarrow } $ $ \mathrm {2\ Mn^{2+}+5\ Cl_{2}+24\ H_{2}O} $

Des Weiteren oxidiert es beispielsweise Sulfite zu Sulfaten, Fe(II)- zu Fe(III)-Ionen, Alkohole zu Carbonsäuren. Es kann auch die Zersetzung organischer Substanzen verursachen. Kaliumpermanganat ist brandfördernd.

Kaliumpermanganat zersetzt sich ab 240 °C zu Kaliummanganat (Kaliummanganat(VI), K2MnO4), Braunstein (MnO2), Kaliumoxid (K2O) und Sauerstoff (O2):[3]

$ \mathrm {10\ KMnO_{4}\longrightarrow } $ $ \mathrm {\ 3\ K_{2}MnO_{4}+\ 7\ MnO_{2}+2\ K_{2}O+6\ O_{2}} $

Bei noch höheren Temperaturen zerfällt auch das Kaliummanganat:

$ \mathrm {2\ K_{2}MnO_{4}\longrightarrow \ 2\ MnO_{2}+2\ K_{2}O+O_{2}} $

Schema der Redoxreaktion von Sulfit mit Permanganat:

$ \mathrm {Oxidation{:}\ } $ $ \mathrm {{\overset {\underset {+IV}{}}{\ S}}O_{3}^{2-}+3\ H_{2}O} $ $ \mathrm {\longrightarrow } $ $ \mathrm {{\overset {\underset {+VI}{}}{\ S}}O_{4}^{2-}+2\ e^{-}+2\ H_{3}O^{+}} $ $ \mathrm {|\cdot 5} $
$ \mathrm {Reduktion{:}\ } $ $ \mathrm {{\overset {\underset {+VII}{}}{Mn}}O_{4}^{-}+5\ e^{-}+8\ H_{3}O^{+}} $ $ \mathrm {\longrightarrow } $ $ \mathrm {\ {\overset {\underset {+II}{}}{Mn}}{}^{2+}+12\ H_{2}O} $ $ \mathrm {|\cdot 2} $
$ \mathrm {Redox{:}\ } $ $ \mathrm {5\ SO_{3}^{2-}+2\ MnO_{4}^{-}+6\ H_{3}O^{+}} $ $ \mathrm {\longrightarrow } $ $ \mathrm {5\ SO_{4}^{2-}+2\ Mn^{2+}+9\ H_{2}O} $

Als Komplex mit Kronenethern kann Kaliumpermanganat auch in unpolaren organischen Lösungsmitteln wie Benzol oder Toluol gelöst werden, was in der organischen Synthesechemie ausgenutzt wird.

Herstellung

Die technische Herstellung geht von Mangandioxid MnO2 aus, das mit Kaliumhydroxid und Luftsauerstoff zum grün gefärbten Kaliummanganat(VI) K2MnO4 reagiert. Dieses wird elektrochemisch zu Kaliumpermanganat weiterverarbeitet (anodische Oxidation) und kommt kristallin in den Handel.

Im Labor ist eine gezielte zweistufige Synthese möglich, bei der MnO2 in stark basischem Milieu zuerst (durch z.B. KClO3) zu K2MnO4 oxidiert und anschließend nach dem Disproportionierungsgleichgewicht in KMnO4 und MnO44− überführt wird, welches durch anschließende Hydrolyse in MnO2 und OH zerfällt und durch Einleiten von CO2 oder die Zugabe verdünnter Schwefelsäure neutralisiert wird.

$ \mathrm {3\ MnO_{2}+KClO_{3}+6\ KOH\longrightarrow \ 3\ K_{2}MnO_{4}+KCl+3\ H_{2}O} $

Disproportionierung:

$ \mathrm {3\ MnO_{4}^{2-}\rightleftharpoons \ 2\ MnO_{4}{^{-}}+MnO_{4}^{4-}(+2\ H_{2}O\longrightarrow \ 2\ MnO_{4}{^{-}}+MnO_{2}+4\ OH{^{-}})} $
Durch die Neutralisation wird das Gleichgewicht auf die rechte Seite verschoben, da sich ausfallendes Mangan(IV)-oxid nicht mehr im basischen Milieu lösen kann, was die Ausbeute an Kaliumpermanganat steigert.
$ \mathrm {3\ K_{2}MnO_{4}+2\ CO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow \ 2\ KMnO_{4}+MnO_{2}+2K_{2}CO_{3}+2\ H_{2}O} $
Anstatt der durch die Einleitung des CO2 resultierenden Kohlensäure kann auch die äquivalente Menge verdünnter Schwefelsäure verwendet werden.

Verwendung

Nachweis von Glucose durch die Reduktion der Permanganat-Ionen am Beispiel von Gummibärchen

Wegen der stark oxidierenden Wirkung wird Kaliumpermanganat unter anderem als Desinfektionsmittel, Deodorant und Algizid verwendet. In der quantitativen chemischen Analyse (Oxidimetrie, Manganometrie, eine Redoxtitration) wird es zur Bestimmung einer Vielzahl von Substanzen (beispielsweise Eisen, Nitrit, Oxalat, reduzierende Zucker und indirekt auch Calcium) eingesetzt; hierbei wird der Endpunkt der Bestimmung durch eine bleibende Violettfärbung angezeigt. Im Labor wird alkalische Kaliumpermanganatlösung auch zur Reinigung von Glasgeräten verwendet. In der Fotografie dient es zum Nachweis von Fixiersalz (Natriumthiosulfat) und als Abschwächer von überbelichteten Bildern; dabei wird das Silber oxidiert. Außerdem wird es zum Bleichen von Naturschwämmen verwendet, um die typische weißgelbe Farbe zu bekommen. Als Fungizid und Bakterizid ist Kaliumpermanganat zur Behandlung von Obstbäumen, Olivenbäumen und Reben laut EWG-Verordnung auch für den ökologischen Landbau zugelassen.[4]

Beim Auftropfen von Glycerin auf einen Überschuss des Salzes entzündet sich das Gemisch nach einigen Sekunden bis Minuten[5] und verbrennt mit charakteristischer violetter Flamme. Diese zeitlich verzögert auftretende Reaktion wurde wegen der starken Hitze zum Start von Thermitreaktionen benutzt. Mischungen mit Magnesium- oder Aluminiumpulver reagieren explosionsartig unter grellem Lichtblitz. Mit Glycerin, Ethylenglycol, Mannit, Acetaldehyd und zahlreichen anderen Stoffen erfolgt Selbstzündung. Eine mengenmäßig wichtige Anwendung von Kaliumpermanganat erfolgt bei der Herstellung von Saccharin.

Medizin

In der Medizin wird Kaliumpermanganatlösung als Adstringens und Desinfektionsmittel zur äußerlichen Behandlung der Haut, u. a. bei Fußpilz oder Windeldermatitis, eingesetzt (ATC-Code D08AX06). In der Notfall-Toxikologie wird burgunderfarbene Kaliumpermanganat-Lösung (ca. 0,1 %) für Magenspülungen bei Vergiftungen nach oraler Aufnahme oxidierbarer Gifte eingesetzt.[6] Ebenso findet es Verwendung bei der Therapie von parasitären Fischkrankheiten. Kaliumpermanganat zerstört Geruchsstoffe und wirkt bakterientötend.

Historisches

Die Fotografen früherer Zeit verwendeten Kaliumpermanganat als Bestandteil von Blitzlichtpulvern. Kaliumpermanganat wurde zum Gurgeln bei Halsschmerzen verwendet und im Fleischereigewerbe, um verdorbenem Fleisch den Geruch zu nehmen und es wieder genießbar erscheinen zu lassen. Des Weiteren färbt sich die Haut nach Kontakt mit Kaliumpermanganat-Lösung braun; deshalb wurden solche Lösungen auch gezielt als Bräunungsmittel eingesetzt.

Sicherheitshinweise

Kaliumpermanganat hat die Wassergefährdungsklasse 3 (stark wassergefährdend), was neben seiner Oxidationswirkung bei der Entsorgung von Permanganatresten zu beachten ist. Kaliumpermanganat ist von nur geringer akuter Toxizität (LD50(Ratte, oral) = 750 mg/kg), besitzt durch seine stark oxidierende Wirkung jedoch eine ausgeprägte Reizwirkung auf lebendes Gewebe, so dass es leicht zu Verätzungen kommt. Jeglicher Kontakt jenseits der medizinischen Anwendung oder gar orale Aufnahme ist also zu verhindern. Permanganatstäube verursachen am Auge eine Trübung der Hornhaut.

Die Verfärbung der Haut selbst, die bei Kontakt auftritt, hingegen ist harmlos und wird durch bei der Reduktion des Permanganats entstehenden Braunstein verursacht. Größere verfärbte Areale lassen sich durch Lösungen von Sulfiten wieder entfärben.

Infolge seiner stark oxidierenden Wirkung reagiert Kaliumpermanganat mit vielen reduzierend wirkenden bzw. brennbaren Stoffen teils sehr heftig; es kann Selbstentzündung eintreten. Mischungen mit solchen Stoffen, die nicht zu spontaner Reaktion führen, sind extrem feuergefährlich und reagieren dann unter Umständen explosionsartig.

Weblinks

Commons: Potassium permanganate – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 Eintrag zu Kaliumpermanganat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  2. 2,0 2,1 Referenzfehler: Es ist ein ungültiger <ref>-Tag vorhanden: Für die Referenz namens ESIS wurde kein Text angegeben.
  3. Römpp CD 2006, Georg Thieme Verlag 2006.
  4. http://www.bmelv.de/SharedDocs/Downloads/Landwirtschaft/OekologischerLandbau/EGOekoVOAnhang2.html
  5. F. R. Kreißl, O. Krätz, Feuer und Flamme, Schall und Rauch., Wiley-VCH Weinheim, 2. Aufl. 2008, ISBN 978-3-527-32276-3, S. 123 (Eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  6. Roth, Daunderer, Kormann: Giftpflanzen - Pflanzengifte, ecomed Landsberg, 1988, ISBN 3-609-64810-4, S. 810ff.

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