Перманганатометрія

Пермангана́тометрі́я — титриметричний метод кількісного аналізу, заснований на застосуванні розчинів перманганатів (наприклад, перманганату калію) для визначення вмісту сполук, що мають відновні властивості. Для визначення вмісту окисників використовується зворотнє визначення: перманганатами відтитровують надлишок заздалегідь відомої кількості оксалатної кислоти, що не окиснився до діоксиду вуглецю.

Визначення

Залежно від pH середовища, перманганат-іони мають різні продукти відновлення. Визначення проводиться у кислому, нейтральному та слабколужному середовищах:

• у сильнокислому середовищі відбувається відновлення до Mn²⁺:

${\displaystyle \mathrm {MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e^{-}\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O} }$; E⁰ = 1,51 В

• у слабкокислому та нейтральному середовищах утворюється малорозчинний оксид MnO₂ бурого кольору:

${\displaystyle \mathrm {MnO_{4}^{-}+4H^{+}+3e^{-}\longrightarrow MnO_{2}\downarrow +\ 2H_{2}O} }$; E⁰ = 1,69 В

• у слабколужному середовищі:

${\displaystyle \mathrm {MnO_{4}^{-}+2H_{2}O+3e^{-}\longrightarrow MnO_{2}\downarrow +\ 4OH^{-}} }$; E⁰ = 0,60 B

• у сильнолужному середовищі йони ${\displaystyle {\ce {MnO4-}}}$ відновлюються до йонів ${\displaystyle {\ce {MnO4^2-}}}$, що супроводжується зміною забарвлення розчину з фіолетового на світло-зелене:

${\displaystyle {\ce {MnO4- + e- -> MnO4^2-}}}$; E⁰ = 0,54 В^[1]

Умови

Розчини перманганату калію

Необхідний показник кислотності середовища створюється додаванням сульфатної кислоти. Інші сильні кислоти практично не використовуються: нітратна кислота може додатково окиснювати досліджувану сполуку, що негативно впливає на точність резульnатів, а хлоридна кислота окиснювається перманганатом:

${\displaystyle \mathrm {2Cl^{-}-2e^{-}\rightarrow Cl_{2}} }$

Витрати перманганату на окиснення хлорид-іонів спричинюють завищення результатів.

Здебільшого реакцію проводять у сильнокислотному середовищі, що дозволяє не використовувати у визначенні додаткових індикаторів: при взаємодії з окиснюваними речовинами MnO₄^--іон відновлюється до безбарвного Mn²⁺, а наступна після точки рівноваги крапля перманганату забарвлюватиме розчин у рожевий колір. Для більшої точності встановлення кінцевої точки титрування застосовуються також потенціометричний та амперометричний методи.

Застосування

Перманганатометрією можна визначати вміст у розчинах відновники: пероксид водню, нітрити, солі Fe²⁺:

${\displaystyle \mathrm {2KMnO_{4}+5H_{2}O_{2}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}+5O_{2}+8H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2KMnO_{4}+5NaNO_{2}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}+5NaNO_{3}+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2KMnO_{4}+10FeSO_{4}+8H_{2}SO_{4}\rightarrow 2MnSO_{4}+5Fe_{2}(SO_{4})_{3}+K_{2}SO_{4}+8H_{2}O} }$

Цим методом також визначають арсеніти, йодиди, броміди, фосфіти у кислому середовищі; сульфіди, сульфіти, ціаніди, деякі органічні сполуки у слабколужному середовищі.

Вміст кальцію у воді або медичних препаратах визначається титруванням залишковою кількості оксалатної кислоти, котра додавалася у відомому надлишку для зв'язування іонів кальцію у малорозчинний оксалат кальцію:

${\displaystyle \mathrm {Ca^{2+}+C_{2}O_{4}^{2-}\rightarrow CaC_{2}O_{4}\downarrow } }$

${\displaystyle \mathrm {2KMnO_{4}+5H_{2}C_{2}O_{4}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}+10CO_{2}+8H_{2}O} }$

Аналогічним чином проводиться визначення деяких окисників за допомогою зворотнього титрування: до досліджуваного розчину додається у надлишку відома кількість оксалатної кислоти (рідше солі Мора), а її залишок після окиснення титрується розчином перманганату.

Стандартизація розчину

Концентрацію розчинів перманганатів встановлюють за титруванням розчину оксалатної кислоти, приготованого з точної наважки ретельно просушеної речовини, у присутності сульфатної кислоти.