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Kaliumpermanganat



Strukturformel
Allgemeines
Name Kaliumpermanganat
Andere Namen

Kaliumtetraoxomanganat(VII), Kaliummanganat(VII), Übermangansaures Kali(um)

Summenformel KMnO4
CAS-Nummer 7722-64-7
Kurzbeschreibung dunkelviolette Kristalle mit metallischem Glanz
Eigenschaften
Molare Masse 158,03 g·mol–1
Aggregatzustand fest[1]
Dichte 2,70 g·cm–3[1]
Schmelzpunkt Zersetzung oberhalb von 240 °C
Siedepunkt nicht zutreffend
Dampfdruck

0,01 mbar (bei 20 °C)[1]

Löslichkeit

mäßig in Wasser (64 g/L bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I
[1]
R- und S-Sätze R: 8-22-50/53[1]
S: (2-)60-61[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 starkes Oxidationsmittel. Für die intensive Färbung des Salzes ist ausschließlich das Permanganat-Anion verantwortlich. Sie ist auf die Ausbildung eines Charge-Transfer-Komplexes zurückzuführen. In Permanganaten liegt das Mangan in seiner höchsten Oxidationsstufe VII vor.

Inhaltsverzeichnis

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 mit deutlichem Knistern unter Sauerstoffabgabe. Kristallines Kaliumpermanganat ist bei Raumtemperatur stabil, seine wässrigen Lösungen zersetzen sich aber mit der Zeit.

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_3O^+ \longrightarrow}
\mathrm{Mn^{2+} + 5 \ Cl_2 + 24 \ H_2O}

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

Kaliumpermanganat zersetzt sich ab 240 °C zu Braunstein (MnO2), Kaliumoxid (K2O) und Sauerstoff (O2):

\mathrm{4 \ KMnO_4 \longrightarrow \ MnO_2 + 2 \ K_2O + 3 \ O_2}

 

Als Komplex mit Kronenethern ist kann Kaliumpermanganat auch in unpolaren organischen Lösungsmitteln wie Benzen oder Toluol verfügbar gemacht 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.

Verwendung

Wegen der stark oxidierenden Wirkung wird Kaliumpermanganat unter anderem als Desinfektionsmittel, Desodorans und Algizid verwendet. In der quantitativen chemischen Analyse (Oxidimetrie, Manganometrie, eine Redoxtitration) wird es zur Bestimmung einer Vielzahl von Substanzen (beispielsweise Eisen, Nitrit, Oxalat und indirekt auch Calcium) eingesetzt; hierbei wird der Endpunkt der Bestimmung durch die violette Farbe 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.

Beim Auftropfen von Glycerin auf einen Überschuss des Salzes entzündet sich das Gemisch nach einigen Sekunden bis Minuten und verbrennt mit charakteristischer violetter Flamme. Diese zeitlich verzögert auftretende Reaktion wurde wegen der starken Hitze zum Start von Thermitreaktionen benutzt.

Medizin

In der Medizin wird Kaliumpermanganatlösung als Adstringenz 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. [2]

Historisches

Die Fotografen früherer Zeit verwendeten Kaliumpermanganat als Bestandteil von Blitzlichtpulvern. Kaliumpermanganat wurde zum Gurgeln bei Halsschmerzen verwandt und in der Küche, um altem Fleisch den Geruch zu nehmen und es wieder genießbar zu machen.

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 oxidierdene 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 der 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.

Quellen

  1. a b c d e f g h Eintrag zu CAS-Nr. 6487-48-5 in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 15. Dezember 2007 (JavaScript erforderlich)
  2. Roth, Daunderer, Kormann: Giftpflanzen - Pflanzengifte, ecomed Landsberg, 1988, ISBN 3-609-64810-4, S. 810ff
 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Kaliumpermanganat aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
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