Manganometrie – Web o chemii, elektronice a programování

Obsah

Manganometrie je metoda redoxní odměrné analýzy, jako odměrný roztok využívá manganistan draselný. Titrace se zpravidla provádí v kyselém prostředí, kdy dochází k redukci manganistanu na manganatou sůl. V tomto případě není nutné používat indikátor, bod ekvivalence určíme růžovým zabarvením roztoku, které způsobí první nadbytečná kapka odměrného roztoku.

MnO₄^– + 8 H⁺ + 5 e^– → Mn²⁺ + 4 H₂O

V neutrálních nebo slabě zásaditých roztocích probíhá redukce jen na manganičité ionty:

MnO₄^– + 2 H₂O + 3 e^– → MnO₂ + 4 OH^–

Roztoky manganistanu draselného. Zdroj: Leiem/Commons

Roztoky manganistanu nejsou příliš stabilní, pomalu se z nich uvolňuje kyslík a vzniká manganan a oxid manganičitý (burel), který tento rozklad katalyzuje a tím urychluje. Proto je nutné pravidelně stanovovat přesnou koncentraci manganistanu na vhodnou základní látku.

2 KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Jako základní látky se využívají dihydrát kyseliny šťavelové nebo šťavelan sodný, příp. draselný. Tyto látky je možné velmi přesně navážit a využít ke stanovení přesné koncentrace odměrného roztoku.

5 HOOC–COOH + 2 MnO₄^– + 6 H⁺ → 10 CO₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O

Příklady stanovení

Stanovení železnatých

Železnaté soli můžeme titrovat klasicky, dochází k oxidaci na železité soli:

5 Fe²⁺ + MnO₄^– + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

Aby nebylo stanovení bodu ekvivalence ovlivněno barvou vznikajících železitých solí, přidává se před titrací do baňky tzv. Reinhardtův–Zimmermannův roztok, ten se skládá z kyseliny sírové, kyseliny fosforečné (ruší zbarven způsobené železitými ionty) a síran manganatý (urychluje průběh reakce).

Stanovení železitých solí

Železité soli už samozřejmě manganistan nedokáže oxidovat, prvním krokem je tedy jejich redukce. K tomu se nejčastěji využívá chlorid cínatý:

2 Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Nadbytek redukčního činidla je samozřejmě nutné odstranit, aby nedošlo k ovlivnění titrace. Chlorid cínatý se odstraňuje srážením kalomelu (Hg₂Cl₂) roztokem chloridu rtuťnatého:

2 HgCl₂ + Sn²⁺ → Hg₂Cl₂ + Sn⁴⁺ + 2 Cl^–

Získané železnaté soli se dále titrují klasicky.

Stanovení peroxidu vodíku

Manganistan oxiduje peroxid za vzniku plynného kyslíku:

5 H₂O₂ + 2 MnO₄^– + 6 H⁺ → 5 O₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O

Stanovení organických látek

Manganometricky lze stanovit koncentraci kyseliny šťavelové a jejich solí, mravenčnanu, glycerolu a dalších látek.

Organické látky jsou zpravidla oxidovány až na oxid uhličitý:

5 HOOC–COOH + 2 MnO₄^– + 6 H⁺ → 10 CO₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O

Příklad výpočtu

0,5258 g chloridu železnatého (FeCl₂) bylo kvantitativně rozpuštěno v odměrné baňce o objemu 100 cm³. Na titraci bylo pipetováno 20 cm³ odměrného roztoku KMnO₄ o koncentraci 0,01 M. Průměrná spotřeba byla 14,61 cm³. Vypočítejte čistotu chloridu železnatého.

Řešení

Nejprve potřebujeme rovnici, viz výše:

5 Fe²⁺ + MnO₄^– + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

Z rovnice vidíme, že faktor titrace (poměr stechiometrických koeficientů) bude:

$$\textrm{f}_\textrm{t}\ =\ \frac{\nu_{\textrm{Fe}}}{\nu_{\textrm{KMnO}_4}}\ =\ \frac{5}{1}\ =\ 5$$

Zřeďovací faktor bude 5, protože jsme pipetovali 20 cm³ ze 100 cm³ odměrné baňky.

Látkové množství chloridu železnatého vypočítáme jako součin faktoru titrace, zřeďovacího faktoru, koncentrace manganistanu a jeho průměrné spotřeby:

n = f_t . f_z . c . V = 5 . 5 . 0,01 . 0,01461 = 0,00365 mol FeCl₂

Pro výpočet čistoty musíme převést látkové množství na hmotnost:

m = n . M = 0,00365 . 126,75 = 0,4626 g FeCl₂

Výpočet čistoty je pak už snadný:

$$\textrm{w}\ =\ \frac{\textrm{m}}{\textrm{m}_\textrm{c}}\ =\ \frac{0,4626}{0,5258}\ =\ 0,8798$$

Čistota chloridu železnatého je 87,98 %.

Literatura

Manganometrie na české wikipedii
Redox Titrations. Potassium Permanganate.