Permangansäure
| Strukturformel | |||||||||||||||||||
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| Allgemeines | |||||||||||||||||||
| Name | Permangansäure | ||||||||||||||||||
| Andere Namen |
Mangan(VII)-säure | ||||||||||||||||||
| Summenformel | HMnO4 | ||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||||||||
| Molare Masse | 119,94 g·mol−1 | ||||||||||||||||||
| pKS-Wert | |||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||||||||||||
Permangansäure (oder Mangan(VII)-säure) ist eine anorganische Verbindung mit der Formel HMnO4. Sie ist eine starke Oxosäure und wurde als Dihydrat isoliert. Weiterhin ist sie die konjugierende Säure der Permanganatsalze. Sie wird nur in wenigen Veröffentlichungen beschrieben. Folglich gibt es nur wenige Informationen über ihre Charakterisierung sowie Verwendungsmöglichkeiten.
Herstellung und Struktur
Permangansäure wird in der Regel durch die Reaktion von verdünnter Schwefelsäure mit einer Bariumpermanganatlösung hergestellt. Das nichtlösliche Bariumsulfat, das als Nebenprodukt entsteht, kann durch Filtration entfernt werden.[4]
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Die eingesetzte Schwefelsäure darf nicht konzentriert sein, da Permanganate mit konzentrierter Schwefelsäure zum Anhydrid Manganheptoxid reagieren.
Permangansäure kann außerdem durch die Reaktion von Hexafluoridokieselsäure mit Kaliumpermanganat,[5] durch Elektrolyse und durch Hydrolyse von Manganheptoxid erhalten werden, wobei jedoch letztere Reaktion häufig zu Explosionen führt.[6]
Kristalline Permangansäure konnte bei tiefen Temperaturen in Form des Dihydrats HMnO4·2H2O isoliert werden.[4]
Obgleich die Molekülstruktur weder spektroskopisch noch kristallographisch aufgeklärt werden konnte, wird angenommen, dass HMnO4 analog zu Perchlorsäure eine tetraedrische Struktur aufweist.
Reaktivität
Als starke Säure deprotoniert Permangansäure zu intensiv violett gefärbten Permanganaten. Kaliumpermanganat (KMnO4) wird als vielseitiges und starkes Oxidationsmittel häufig eingesetzt.
Permangansäure ist in Lösung instabil und zersetzt sich zu Mangandioxid, Sauerstoff und Wasserstoff, wobei das Mangandioxid die weitere Zersetzung katalysiert.[7] Die Zersetzung wird durch Wärme, Licht und Säuren beschleunigt. Konzentrierte Lösungen zersetzen sich ferner schneller als verdünnte Lösungen.
Einzelnachweise
- ↑ Stewart, R.; Mocek, M.M.: The Mechanisms of Permanganate Oxidation VII: The Oxidation of Fluoral Hydrate. In: Canadian Journal of Chemistry. Band 41, Nr. 5, 1963, S. 1160-9, doi:10.1139/v63-164 (englisch).
- ↑ Bailey, N.; Carrington, A.; Lott, K.A.K.; Symons, M.C.R: Structure and Reactivity of the Oxyanions of Transition Metals Part VII: Acidities and Spectra of Protonated Oxyanions. In: Journal of the Chemical Society (Resumed). 1960, S. 290-7, doi:10.1039/JR9600000290 (englisch).
- ↑ Permanganic acid. REACH Joint. In: ECHA CHEM. Abgerufen am 7. Dezember 2025.
- ↑ a b Norman A. Frigerio: Preparation and properties of crystalline permanganic acid. In: Journal of the American Chemical Society. Band 91, Nr. 22, 1969, S. 6200–6201, doi:10.1021/ja01050a058, PMID 5823192 (englisch).
- ↑ Homer Van Valkenburg Black: The permanganates of barium, strontium, and calcium. Easton, PA 1900, S. 6 (englisch, google.com).
- ↑ J. C. Olsen: Permanganic Acid by Electrolysys. Hrsg.: The Chemical Publishing Company. Easton, PA 1900 (englisch, google.com).
- ↑ Horace Greeley Byers: A Study of the Reduction of Permanganic acid by Manganese Dioxide. Hrsg.: Chemical Publishing Company. 1899 (englisch, archive.org).