Kaliumpermanganat ist ein sehr gutes Oxidationsmittel, was folgender Versuch am Beispiel des Natriumsulfits zeigen soll. Der Versuch ist damit in der Schule zur Darstellung komplexerer Redoxvorgänge geeignet.

Damit auch der nicht wissende Leser etwas von diesem Experiment hat, hier eine schnelle Einführung ins Thema:

In der Chemie geht es um Stoffe, die uns umgeben und ihre Umwandlungen in andere Stoffe. Bei chemischen Reaktionen verwandeln sich Stoffe in andere Stoffe mit neuen Eigenschaften. Hintergrund für diese Stoffwandlungen sind meist Übergänge von Elektronen. Elektronen gehen von einem Atom über zu einem anderen Atom. Die Begriffe Oxidation und Reduktion bezeichnen diese Übergänge. Eine Oxidation ist eine Abgabe von Elektronen, eine Reduktion ist eine Aufnahme von Elektronen.

Oxidation und Reduktion laufen immer zusammen ab. Ein Stoff gibt Elektronen ab (wird oxidiert) und ein anderer Stoff nimmt die abgegeben Elektronen auf (wird reduziert). Mann kann die Stoffe einordnen nach ihrem Verhalten Elektronen abzugeben oder aufzunehmen. Oxidationsmittel sind Stoffe, die viele andere Stoffe zur Abgabe von Elektronen bewegen (sie oxidieren). Reduktionsmittel sind Stoffe, die viele andere Stoffe zur Aufnahme von Elektronen bewegen (sie reduzieren).

Das war nun wirklich ein Lauf durch das Thema. Genauere Informationen findet man im Netchemie Lexikon. Wer mehr wissen möchte soll dort gerne vorbeischauen!

Dieser Versuch zeigt nun, wie schon erwähnt, dass Kaliumpermanganat ein gutes Oxidationsmittel ist, also viele Stoffe zur Abgabe von Elektronen bewegt. Wie das chemisch genau von statten geht wird im Ergebnis erklärt.

Im Alltag wird die Eigenschaft von Kaliumpermanganat zum Beispiel in der Medizin ausgenutzt, wo es bei Hautkrankheiten verwendet wird.

Versuch 1:

Man füllt drei Reagenzgläser zu einem Drittel mit einer wässrigen Natriumsulfit-Lösung. Die erste Probe wird mit verdünnter Schwefelsäure angesäuert, die zweite bleibt neutral, die dritte wird mit Natriumhydroxidlösung versetzt.

Zu allen drei Lösungen wird tropfenweise verdünnte Kaliumpermanganatlösung hinzu gegeben. Anstatt verdünnter Schwefelsäure kann auch Natriumhydrogensulfat verwendet werden.

Versuch 2:

Ein Reagenzglas wird ca. 5cm hoch mit verdünnter Kaliumpermanganatlösung gefüllt. In einem zweiten Reagenzglas wird eine alkalische Natriumsulfitlösung angesetzt.

Nun gibt man tropfenweise alkalische Natriumsulfitlösung in das Reagenzglas mit der Kaliumpermanganatlösung. Nach dem Farbumschlag wird etwas Bariumchloridlösung hinzu gegeben.

Die Lösungen werden in den Sammelbehälter für Schwermetalle gegeben.

Gibt man tropfenweise Kaliumpermanganat in die Lösungen, tritt eine Reaktion ein. In alkalischer Lösung tritt zunächst ein grüner Farbumschlag auf, danach färbt sich die Lösung braun. In neutraler Lösung tritt sofort ein Farbumschlag nach braun auf. Die saure Lösung bleibt bei Zugabe von Kaliumpermanganat klar.

Dieser Versuch soll die unterschiedlichen Reaktionen von Kaliumpermanganat mit Natriumsulfit veranschaulichen. Kaliumpermanganat gehört zu den Stoffen, die in verschiedenen Milieus unterschiedlich reagieren. Was heißt das einfacher ausgedrückt? Kaliumpermanganat reagiert in saurer Umgebung anders, als in neutraler oder alkalischer Umgebung. Das Ergebnis des Experiments zeigt diese unterschiedliche Reaktion auch deutlich. Die unterschiedliche Reaktion ist übrigens typisch für Kaliumpermanganat und tritt nicht nur in Reaktion mit Natriumsulfit sondern auch mit anderen Stoffen auf.

Schauen wir uns zuerst die Reaktionsprodukte an: Zwei Mal braun, ein mal farblos. Die Farbe der Lösungen wird lediglich von den Manganionen ausgelöst. Das Mangan ist ein wahres Chamäleon in der Chemie. Es kommt je nach seiner Ladung in verschiedensten Farben vor. Weis man die Farben zu verschiedenen Manganionen zuzuordnen kann man die Reaktionsprodukte erkennen.

Mn⁷⁺ in MnO₄^- ist violett, Mn⁶⁺ (z.B. in MnO₄^2-) ist grün, Mn⁴⁺ (z.B. in MnO₂) ist braun, Mn²⁺ (z.B. MnCl₂) ist farblos bis blassrosa (in der Literatur auch oft „fleischfarben“ genannt).

In alkalischer Lösung entsteht zunächst grünes Manganat (MnO₄^2-):

2MnO₄^- + SO₃^2- + 2OH^- → 2MnO₄^2- + SO₄^2- + H₂O

In neutraler Lösung entsteht braunes MnO₂ (Braunstein):

MnO₄^2- + SO₃^2- + 2H⁺ → MnO₂ + SO₄^2- + H₂O

In sauerer Lösung entstehen farblose Mn²⁺-Ionen:

MnO₂ + SO₃^2- + 2H⁺ → MnSO₄ + H₂O

Ein weiteres Produkt der Reaktion sind jeweils Sulfationen, die aus den Sulfitionen des Natriumsulfits entstehen.

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Versuch:
001: Destillation von Wein 006: Der Garten des Chemikers 009: Elefantenzahnpasta 046: Elektrolyse einer NaCl Lösung 061: Löslichkeit von Kohlenstoffdioxid 068: Bromierung von Ketchup 072: Bierherstellung mal anders 074: Löslichkeit eines Tischtennisballs 079: Qualmende Socken 088: Chemischer Sonnenuntergang 091: Wirkung von starken Säuren und Laugen 095: Silberspiegelprobe 096: Magnesiumanspitzer in Salzsäure 097: Der Kristallbaum 114: Synthese von Natriumchlorid 115: Kaliumpermanganat und Natriumsulfit 117: Permanganationen als Oxidationsmittel 118: Eisennagel in Kupfersulfatlösung

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Ab 2-4g kann Bariumchlorid tödlich wirken. Bariumchlorid ist giftig beim Einatmen und Verschlucken. Bei Unfall oder Unwohlsein aufgrund dieses Stoffes sofort einen Arzt zuziehen. Bariumchlorid ist unter Verschluss und für Kinder unzugänglich aufzubewahren. Daher sollte Bariumchloridlösung direkt vor dem Einsatz im Unterricht angesetzt werden!

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