Zuurstof uit Kaliumpermanganaat en enige andere observaties

Datum: februari 2003

Principe:

Door verwarming van het kaliumpermanganaat zuurstof produceren.

Materiaal:

  • water
  • kaliumpermanganaat (KMnO4)
  • houtspaander
  • rubberslang
  • plastic bakje
  • indampschaaltje
  • reageerbuis
  • spatel
  • spiritusbrander
  • glasbuis
  • rubberen stop (doorboord)
  • natronloogoplossing (4%)
  • zoutzuuroplossing (4%)

Uitvoering:

  • Doe 4-5 spatelpunten KMnO4 in een droge reageerbuis.

  • Bouw de opstelling op zoals hiernaast op de foto te zien is.

  • Verwarm het KMnO4 m.b.v. de brander.

  • Na enige tijd de gas opvangbuis omdraaien en er een gloeiende houtspaander insteken.

  • Doof de vlam maar let er op de je de rubberslang uit het water haalt.

  • Laat de buis afkoelen.

  • Neem het indampschaaltje, vul het met water en doe er een beetje van het zwarte poeder in dat we zojuist gemaakt hebben.

  • Maak het schaaltje goed schoon, vul het weer met water en voeg een beetje loog toe.

  • Meng en voeg weer een beetje van het zwarte poeder toe.

  • Observeer en voeg vervolgens een beetje zoutzuur toe.

Resultaten:

Als snel kunnen we de vorming van gasbellen waarnemen.

In eerste instantie is dit alleen maar de uitzetting van de lucht die verwarmd wordt maar als snel kunnen we een fikse gasontwikkeling waarnemen.

We zien ook dat de kleur van het kaliumpermanganaat veranderd, het wordt zwart.

Indien we in een gloeiende houtspaander in de gasopvangbuis steken gaat deze weer branden.

Voegen we het zwarte poeder aan het water toe dan zien we dat het water zich eerst diepgroen kleurt en na enige tijd weer paars wordt.

Voegen we het poeder aan de loogoplossing toe dan houdt de groen kleur zich langer in stand.  Bij het toevoegen van zoutzuur  kleurt de oplossing zich weer violet.

De verkleuringen worden getoond in de onderstaande fotoserie.

in water in water in water in water
in loog in loog zuur toevoegen zuur toevoegen

 

Discussie en conclusie:

De ontledingsreactie van kaliumpermanganaat verloopt als volgt:

2KMnO4 --DT -->  K2MnO4 + MnO2 + O2(g)

K2MnO4 wordt kaliummanganaat genoemd, het MnO4 heeft nu een -2 lading.
Het zwarte poeder dat gevormd wordt is bruinsteen (MnO2).

De productie van zuurstof wordt aangetoond m.b.v. de gloeiende houtspaander test.

Kaliummanganaat in water kleurt groen. In vele gevallen wordt het verloop van de reactie bepaald door het milieu waarin het zich bevindt meer specifiek door de pH van de oplossing. In de alkalische oplossing wordt de omzetting van het groene manganaat naar het paarse permanganaat geremd. Door het toevoegen van zuur wordt deze remming weer opgeheven.

Een methode om de verschillende oxidatie toestanden van mangaanionen weer te geven is m.b.v.  Frost of oxidatietoestandsdiagrammen. Hierin wordt de relatieve vrije energie van een ion uitgezet tegen de oxidatietoestand. De waardes op de y-as geplot worden verkregen door het aantal elektronen dat overgedragen wordt tijdens de reactie te vermenigvuldigen met de standaard reductiepotentiaal verandering. Het thermodynamisch meest stabiele ion vindt men dan op het allerlaagste punt in het diagram (gezien vanuit een oxidatie-reductie perspectief). Ionen die hier gelocaliseerd zijn worden dus spontaan gevormd. Een ion gelokaliseerd boven-links in de plot is een sterke oxidator, en rechts-boven een sterke reductor.
 1 M zure oplossing (pH = 0)
 1 M basische oplossing (pH = 14)

De kleur, vorm en oxidatietoestand van de verschillende mangaan-ionen in oplossing wordt weergegeven m.b.v. een Pourbaix diagram, het laat zien welke ionen dominant zijn onder bepaalde condities. Net zoals Frost diagrammen geven ze een thermodynamische presentatie weer, de kinetiek wordt echter buiten beschouwing gelaten.  
  • Elk punt in het diagram geeft de thermodynamisch meest stabiele vorm weer onder de gegeven condities.
  • Sterke oxidatoren en oxiderende condities vinden we in de top van het diagram.
  • Reductoren en reducerende omstandigheden vinden we in de bodem van het diagram.
  • Mangaan is een reductor over de gehele pH range en is het sterkst in ondre basische omstandigheden.
  • MnO42- heeft neiging tot disproportionering.

In BINAS en op het web vinden we de volgende normaal redoxpotentialen:

reductor oxidator normaalpotentiaal(1)
MnO42- ó MnO4- + e +0.54 V
MnO2 + 4OH- ó MnO4- + 2H2O + 3e +0.57 V
Mn2+ + 2H2O ó MnO2 + 4H+ + 2e +1.23 V
Mn2+ + 4H2O ó MnO4- + 8H+ + 5e +1.52 V
MnO2 + 2H2O ó MnO42- + 4H+ + 2e +2.26 V

(1) De reacties vinden plaats in oplossing; alle ionen zijn gehydrateerd. De concentraties van de opgeloste deeltjes zijn steeds 1.00 mol/l, T=298 K; p=p0.

Met de wet van Nernst:

pA + qB + … + ne ó rC + sD + …

Eo is de normaalpotentiaal (V) F = Faradayconstante – 96500 C/eq
T is de absolute temperatuur (K)    n = aantal elektronen die bij de reactie betrokken zijn.

Als P=1 atm en a=1 kan de Nernstvergelijking getransformeerd worden in de logvergelijking.

Willen we de disproportionering van MnO42- beschrijven dan kan dat m.b.v. het volgende reactieschema:

Deelreacties:
MnO4- + e- ó MnO42-  E°red = +0.56 V
MnO42- + 4H+ + 2e ó MnO2 + 2H2O E°red = +2.26 V
Overall reactie:
3MnO42- + 4H+ ó 2MnO4- + MnO2 + 2H2O Eorxn = 1.70 V

Passen we dit toe in de Nernstvergelijking dan krijgen we:

Dus bij pH = 0 geldt K =1057
En bij pH = 14 geldt K = 10113 

Hetgeen dus betekent dat in indien we zuur en basisch milieu met elkaar vergelijken dat, thermodynamisch gezien, in basisch milieu het evenwicht richting MnO42- ligt.

Literatuur:

Relevante websites:

Achtergrondinformatie:

Kaliumpermanganaat (KMnO4) is een paarse kristallijne stof die een metaalachtige glans heeft. Het is oplosbaar in water, aceton en methanol maar ontleed in ethanol. Werkt oxiderend in zuur en alkalisch milieu.
MnO4- + 8H+ + 5e --> Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 2H2O + 3e --> MnO2 + 4OH-
Een oplossing van kaliumpermanganaat is sterk paars gekleurd, in uiterst verdunde oplossing nog duidelijk rose. Door reductie in zuur milieu verdwijnt de kleur en gaat over in de nagenoeg kleurloze mangaan(II)sulfaat, hierdoor is het mogelijk om vele titraties zonder indicator uit te voeren.

Bereiding:
a. Men smelt bruinsteen of een manganozout met KOH of K2CO3 en een oxidatiemiddel, het MnO2 resp. MnO wortd to MnO3 geoxideerd, dat met KOH resp. K2CO3 het K2MnO4 geeft.
Door chloor te leiden in een oplossing van K2MnO4 verkrijgt men KMnO4.
    MnO2 + O + 2KOH --> K2MnO4 + H2O
    2K2MnO4 + Cl2 --> 2KCl + 2KMnO4
b. Door elektrolyse van K2MnO4.

Toepassingen:
a. Als oxidatiemiddel in de organische chemie (bv. om ethanol naar ethanal te oxideren en vervolgens naar ethaanzuur).
b. In de analytische chemie
c. Als desinfectans.

MnO42-

MnO4-

MnO2

MnO

16-02-2003