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 nejsou příliš stabilní, pomalu se z nich uvolňuje kyslík a vzniká oxid manganičitý (burel), který tento rozklad katalyzuje a tím urychluje. Proto je nutné pravidelně stanovovat přesnou koncentraci manganistanu na vhodnou základní látku.
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 a železitých solí
Železnaté soli můžeme titrovat klasicky, dochází k oxidaci na železité soli:
5 Fe2+ + MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
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– + 8H+ → 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 = ft . fz . 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.
Další kapitoly
- České chemické názvosloví
- Platné číslice a měření
- Základní chemické zákony
- Důležité veličiny a vztahy v chemii
- Výpočet stechiometrického vzorce
- Chemické rovnice a stechiometrické výpočty
- Koncentrace roztoků
- Rozpustnost, součin rozpustnosti
- Stavba atomu
- Periodická tabulka prvků a periodicita vlastností
- Chemická vazba
- VSEPR
- Komplexní sloučeniny
- Magnetické vlastnosti látek
- Termodynamika
- Chemická rovnováha
- Skupenské stavy látek
- Fázové rovnováhy
- Teorie kyselin a zásad
- pH, aktivita roztoku
- Elektrochemie
- Symetrie molekul
- Laboratorní technika
- Lineární regrese
- Jednotky tlaku
- Jednotky teploty
- Mohsova stupnice tvrdosti minerálů
- Odkazy
- Prezentace k semináři z obecné chemie