GRUPO HEUREMA. EDUCACIÓN SECUNDARIA.

ENSEÑANZA DE LA FÍSICA Y LA QUÍMICA

   
sección: DIDÁCTICA DE LA FÍSICA Y LA QUÍMICA para imprimir pdf
volver a inicio
 

 

 

 

 

 

EL PROBLEMA DE LOS COLORES EN LAS REACCIONES CON DISOLUCIONES DE PERMANGANATO 

Las disoluciones de permanganato potásico que tan frecuentemente utiliza un profesor de Secundaria para enseñar a sus alumnos los procesos redox, dado que sus cambios de color son espectaculares, tienen dos grandes inconvenientes:La variación de color con el pH, en las reacciones redox en función de la zona de dominio de cada especie y  el enmascaramiento de los colores reales por mezcla de las propias disoluciones. 

 El color característico del permanganato potásico; el púrpura, cambia a verde al formar manganato potásico que rápidamente se desestabiliza tomando diferentes formas [1] . Si pasa a dióxido de manganeso, Mn(IV), el color puede ser desde marrón muy oscuro hasta rojizo según que esté precipitado o en suspensión. Si se transforma en Mn(III), el color es rosa-rojizo, si en Mn(II), prácticamente  incoloro o rosa muy pálido en disoluciones concentradas. El color rojo que aparece primero y en la frontera, cuando se reduce el permanganato potásico en medio ácido, se debe a la formación de complejos acuosos de Mn3+, pero esta especie no es especialmente estable, predominando el paso a Mn2+. Hay que tener en cuenta que mientras que el paso de Mn7+/Mn3+ tiene un potencial normal de reducción de 1,5V , tal como el del Mn3+/Mn2+, el del Mn7+/Mn2+ es de 1,51V.La diferencia es muy pequeña, de forma que la interrelación entre ambos procesos se va a dar siemprePero si el medio es muy básico podría formarse Mn(V) [2] de color  azul, o los hidróxidos de Mn(II) crema claro, o Mn(III) crema mas oscuro.   ¿Por qué esa variación de colores, que tanto llamó la atención a los químicos a lo largo de los últimos tres siglos? 

               El ion permanganato, correspondiente a un Mn(VII), con estructura electrónica d0 , debería ser incoloro, tal como lo son los iones semejantes perclorato ClO4 - y sulfato SO4 2- , sin embargo esto no es así debido a la transferencia de electrones p, desde los orbitales del oxígeno a los d del Mn. Esta transición electrónica, origina un enlace pi que dará lugar a  unas bandas electrónicas del estado sólido, capaces de absorber en el espectro visible (verde) (primera banda a 18.000 cm-1,responsable del color característico, debida a la transferencia de 2electrones desde los OM antienlazantes del oxígeno) con lo cual emiten en el púrpura. El desdoble energético se mantiene en disolución acuosa. Todos los iones del manganeso con estructura tetraédrica, esto es agrupaciones [MnO4] n-, producen colores intensos, por eso las disoluciones  de permanganato, manganato e hipomanganato, son tan llamativas. Sin embargo el complejo que forma este último no solo es poco estable a pH altísimo, sino que debe estar por debajo de los 3ºC, por eso conviene cuando se hace reaccionar el permanganato en esta situación , tener las disoluciones en la nevera. En este caso el ion Mn5+, está en d2, y la diferencia de energía para la transición electrónica es de 11000cm-1.

               Los complejos de Mn2+ y Mn3+ son octaédricos, y sus colores son mucho más pálidos.  Mn3+, tiene una configuración en d4, lo cual implica la posibilidad de formación de complejos de alto spin con un ligando de campo débil como es el agua. La energía de desdoblamiento implica una absorción sobre 20.000cm-1 (azul verdoso) con emisión en el rojo.                                                

Dado que los potenciales de reducción varían con el pH, según éste, dominará más una forma u otra, lo cual proporcionará unas mezclas de colores siempre difíciles de interpretar. Obsérvense en los diagramas de Pourbaix, la variación de los potenciales de reducción de las especies que se pueden formar en la reducción del permanganato potásico, y las zonas de pH donde domina mas una especie u otra 

Además, debido a la capacidad de los iones manganeso, para formar complejos con el agua debido a la capacidad aceptora de los orbitales  d, sus colores en disolución son por lo general diferentes de los que tienen una vez aislados.

Todo un mundo de colores distintos a los esperados, hacen difícil la interpretación de las reacciones porque los colores naturales de dichos productos podrían confundirse con los producidos por las mezclas de colores de otros productos como se aprecia en  la simulación presentada abajo. Así el rojo del Mn(III) podría  interpretarse como producido por el dióxido de manganeso en suspensión. El azul del hipomanganato (Mn V) o tetraoxo-manganato(V) de potasio, como el producido por la mezcla de púrpura y verde. Por eso es interesante observar las mezclas de colores y su variación con la concentración de los reaccionantes y productos más usuales cuando se trabaja con permanganato potásico en un supuesto teórico, para poder interpretar correctamente los procesos fotografiados en la sección QUÍMICA A LA GOTA (reacciones con permanganato potásico).

   
 
   
 

[1] Fue Scheele el que en 1774 llamó camaleón mineral al manganato potásico verde, aunque Pott, el químico vidriero y ceramista alemán, fuera el que lo preparó en 1740, y antes Glauber en 1659. Sin embargo la primera referencia al compuesto aparece en la “Pyrotecnia” de Vanoccio Biringuccio, de 1540, en la que al referirse al trabajo de los vidrieros sajones decía”..Hay un mineral que se encuentra en las proximidades de Cara, en la alta Toscana, de color marrón oscuro, que si se añade a sustancias vitrificables les da un bello color violeta. Los maestros vidrieros obtienen con él vidrios de un violeta maravilloso. Los maestros alfareros lo emplean también para decoraciones violetas...”. Realmente estaba describiendo la oxidación del dióxido de manganeso (pirolusita, braunstein de Basilio Valentino  o magnesia nigra de Plinio) a permanganato.

 

[2] El ion Mn(V), fue descubierto por Lux, en 1946