Beobachtung 

1. Im Reagenzglas 1 ganz links mit der angesäuerten Natriumsulfit-Lösung sind beim Hineintropfen der zuvor pinkfarbenen Kaliumpermanganat-Lösung in der Flüssigkeit zunächst braune Schlieren zu sehen (Abb. 2). Die Schlieren werden jedoch schnell heller und nach kurzer Zeit erscheint die Lösung wieder farblos.
2. Im mittleren Reagenzglas (Reagenzglas 2) mit einer neutralen Natriumsulfit-Lösung sind beim Hinzutropfen der Kaliumpermanganat-Lösung braune Schlieren zu sehen, welche sich als brauner Ring an der Oberfläche der Flüssigkeit absetzen.
3. Im rechten Reagenzglas (Reagenzglas 3) mit der alkalischen Natriumsulfit-Lösung sind beim Hineintropfen der Kaliumpermanganat-Lösung grüne Schlieren zu sehen, welche sich als grüner Ring an der Oberfläche der Flüssigkeit absetzen. Nach kurzer Zeit verändert sich die Farbe von grün zu braun.
    

Abb. 2 Zufügen der Kaliumpermanagat-Lösung

Ergebnis 

Reagenzglas 1: angesäuerte Natriumsulfit-Lösung mit Kaliumpermanganat

In der sauren Natriumsulfit-Lösung findet eine Redoxreaktion statt, bei der die für die pink-violette Farbe verantwortlichen Permanganat-Ionen \(\ce{(MnO_4^-)}\) zu zweifach positiv geladenen Mangan-Ionen \(\ce{(Mn^2+)}\) reagieren und dabei Elektronen aufnehmen. Dadurch erscheint die Lösung farblos. Die Sulfit-Ionen \(\ce{(SO_3^2-)}\), welche aus der Natriumsulfit-Lösung stammen, reagieren zu Sulfat-Ionen \(\ce{(SO_4^2-)}\) und geben Elektronen ab. Sulfit- und Sulfat-Ionen verursachen keine Farbe. Die kurzzeitige Braunfärbung der Lösung kommt durch das zwischenzeitlich gebildete Mangandioxid \(\ce{(MnO_2)}\) zustande Es reagiert aber im sauren Milieu weiter zu Mangan-Ionen \(\ce{(Mn^2+)}\), welche keine Farbe verursachen.

Elektronenaufnahme (Reduktion):
\(\ce{MnO_4^- + 8 H_3O^+ + 5e^- -> Mn^2+ + 12 H_2O}\)
Elektronenabgabe (Oxidation):
\(\ce{SO_3^2- + 3 H_2O -> SO_4^2- + 2 H_3O^+ + 2 e^-}\)

Da die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen gleich sein muss, muss zur Erstellung einer Gesamtgleichung die Anzahl der Elektronen angeglichen werden. Die Gleichung zur Elektronenaufnahme wird daher mit zwei multipliziert und die zur Elektronenabgabe wird mit fünf multipliziert. Wir erhalten:

\(\ce{2MnO_4^- + 16 H_3O^+ + 10e^- + 5 SO_3^2- + 15 H_2O -> 2 Mn^2+ + 24 H_2O + 5 SO_4^2- + 10 H_3O^+ + 10 e^- }\)

Überschüssige Teilchen, die auf beiden Seiten vorkommen, werden herausgestrichen und wir erhalten folgende Gesamtgleichung:
\(\ce{2MnO_4^- + 6 H_3O^+ + 5 SO_3^2-  -> 2 Mn^2+ + 9 H_2O + 5 SO_4^2- }\)

Reagenzglas 2: neutrale Natriumsulfit-Lösung mit Kaliumpermanganat

In neutraler Lösung reagieren die für die pink-violette Farbe verantwortlichen Permanganat-Ionen \(\ce{(MnO_4^-)}\) zu Mangandioxid-Molekülen \(\ce{(MnO_2)}\), auch Braunstein genannt. Diese sind für die Braunfärbung verantwortlich. Bei diesem Vorgang werden Elektronen aufgenommen. Gleichzeitig werden bei der Reaktion von Sulfit-Ionen zu Sulfat-Ionen Elektronen abgegeben.

Elektronenaufnahme (Reduktion):
\(\ce{MnO_4^- +  2 H_2O + 3e^- -> MnO_2 + 4 OH^-}\)
Elektronenabgabe (Oxidation):
\(\ce{SO_3^2- + 2 OH^- -> SO_4^2- + H_2O + 2 e^-}\)

Da die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen gleich sein muss, muss zur Erstellung einer Gesamtgleichung die Anzahl der Elektronen angeglichen werden. Die Gleichung zur Elektronenaufnahme wird daher mit zwei multipliziert und die zur Elektronenabgabe mit drei multipliziert. Wir erhalten:
\(\ce{2 MnO_4^- +  4 H_2O + 6e^- + 3 SO_3^2- + 6 OH^- -> 2MnO_2 + 8 OH^- + 3 SO_4^2- + 3 H_2O + 6 e^-}\)

Überschüssige Teilchen, die auf beiden Seiten der Gleichung vorkommen, werden herausgestrichen und wir erhalten folgende Gesamtgleichung:
\(\ce{2 MnO_4^- +  H_2O + 3 SO_3^2- -> 2MnO_2 + 2 OH^- + 3 SO_4^2-}\)

Reagenzglas 3: alkalische Natriumsulfit-Lösung mit Kaliumpermanganat

In alkalischer Lösung reagieren die für die pink-violette Farbe verantwortlichen Permanganat-Ionen \(\ce{(MnO_4^-)}\) zu Manganat-Ionen \(\ce{(MnO_4^2-)}\), welche für die grüne Farbe verantwortlich sind. Bei diesem Vorgang nimmt das Permanganat-Ion ein Elektron auf. Gleichzeitig werden bei der Reaktion von Sulfit-Ionen zu Sulfat-Ionen Elektronen abgegeben.

Elektronenaufnahme (Reduktion):
\(\ce{MnO_4^- + e^- -> MnO_4^2-}\)
Elektronenabgabe (Oxidation):
\(\ce{SO_3^2- + 2 OH^- -> SO_4^2- + H_2O + 2 e^-}\)

Zum Ausgleich der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen wird die Gleichung zur Elektronenaufnahme mit zwei multipliziert. 
Wir erhalten:
\(\ce{2 MnO_4^- +  2e^- + SO_3^2- + 2 OH^- -> 2MnO_4^2- + SO_4^2- + H_2O + 2 e^-}\)

Die überschüssigen Elektronen, die auf beiden Seiten der Gleichung vorkommen, werden herausgestrichen und wir erhalten folgende Gesamtgleichung: \(\ce{2 MnO_4^- + SO_3^2- + 2 OH^- -> 2MnO_4^2- + SO_4^2- + H_2O}\)

Mit der Zeit färbt sich die Lösung im Reagenzglas mit der alkalischen Natriumsulfit-Lösung ebenfalls bräunlich. Dies liegt daran, dass die für die grüne Farbe verantwortlichen Manganat-Ionen \(\ce{(MnO_4^2-)}\), welche die Oxidationsstufe \(\ce{+6}\) aufweisen, nicht ausreichend stabil sind. Mit der Zeit bildet sich daher Mangandioxid (Braunstein, \(\ce{MnO_2}\)).