мини|десно|200п|Структура анјона Перманганат је со перманганатне киселине чији киселински остатак (анјон) има формулу . Оксидациони број мангана је +7.
Добијање Перманганати се могу добити из манганата; деловањем киселине, анодном оксидацијом или оксидацијом хлоромФилиповић И. & Липановић, С. (1982) Опћа и анорганска кемија. Школска књига: Загреб.: -{3MnO42- + 4H+ → 2MnO4- + MnO2 • H2O(s) + H2O}- -{MnO42- → MnO4- + e-}-
Својства У односу на пертехнате и перренате, перманганати су најмање стабилни при загревању. Тако, калијум-перманганат губи кисеоник при 200 °-{C}-, док је за распад калијум-перрената потребна знатно виша температура. Стабилан је у широком подручју -{pH}-, али се споро распада у киселој средини: -{4MnO4- + 4H+ → 4MnO2(s) + 3О2(g) + 2H2O}- Ова реакција се убрзава на светлости, па је зато потребно растворе перманганата чувати у тамним боцама. Због тога што се распада у киселој средини, -{pH}- тог раствора треба да буде нешто више од 7.
Оксидо-редукционе реакције Перманганатни анјон је јако оксидационо средство: -{MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + H2O}- Перманганат се у киселој средини при томе редукује до Mn2+ - јона. Стандардни редокс потенцијал износи +1,51 -{V}-.
У слабо - базној или неутралној средини перманганат се редукује до манган-диоксида: -{MnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-}- Стандардни редокс потенцијал износи +1,23 -{V}-.
У јаким базама, редукција иде до манганата: -{MnO4- e- → MnO42-}- Стандардни редокс потенцијал је +0,56 -{V}-.
Примери Најпознатији су перманганати алкалних метала, пре свега калијум-перманганат, али и натријум-перманганат. Мање познати су баријум-перманганат и сребро-перманганат.Паркес, Г. Д. & Фил, Д. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига. Београд.
Референце
Категорија:Неорганска једињења Категорија:Соли *