Manganometria
Manganometria alebo permanganometria je metóda chemickej kvantitatívnej analýzy. Ide o redoxnú titráciu, v ktorej sa využíva manganistan na meranie množstva analytu prítomného v neznámej chemickej vzorke.[1][2] Skladá sa z dvoch krokov:
- štandardizcácia roztoku manganistanu draselného, napríklad pomocou roztoku šťaveľanu sodného alebo kyselinou šťaveľovou,[2]
- titrácia analytu roztokom manganistanu draselného.
Manganometria umožňuje detekciu a kvantitatívne stanovenie rôznych látok v roztoku, napríklad zlúčeniny železa, šťaveľany, dusitany, jodidy, tiosírany, siričitany, peroxidu vodíka a iných.[2]
Roztok manganistanu draselného je pri manganometrii bezfarebných roztokov priamo i indikátorom – pri nadbytku manganistanu draselného po dosiahnutí bodu ekvivalencie spôsobuje fialové sfarbenie roztoku.[2][3] Pri titrácii farebných roztokov možno využiť redoxné indikátory.[3] Okrem toho je možné použiť i spektrofotometrické stanovenie.[4]
Reakcia[upraviť | upraviť zdroj]
V závislosti na podmienkach, pri ktorých titrácia prebieha, sa mangán v manganistane redukuje z oxidačného stavu +VII na +VI, +IV alebo +II.
Vo väčšine prípadov prebieha manganometria vo veľmi kyslých roztokoch, v ktorých prebieha nasledovná elektrochemická reakcia:[2][5]
- MnO4- + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O; E° = +1,51 V[6]
čo naznačuje, že v kyslom roztoku je KMnO4 veľmi silným oxidačným činidlom, ktoré je schopné oxidovať Fe2+ (E°Fe3+/Fe2+ = +0,77 V), Sn2+ (E°Sn4+/Sn2+ = +0,2 V) a dokonca i Cl− (E°Cl2/Cl− = +1,36 V). Na okyslenie roztoku sa používa kyselina sírová, pretože ostatné kyseliny s manganistanom reagujú (napríklad kyselina chlorovodíková sa oxiduje na plynný chlór).[3]
V slabo kyslom roztoku však MnO4- nemôže prijať 5 elektrónov a redukovať sa na Mn2+. Namiesto toho prijíma len tri elektróny a tvorí zrazeninu MnO2 podľa reakcie:[2]
- MnO4- + 4 H+ + 3 e− → MnO2 + 2 H2O; E° = +0,59 V[3]
Niektoré zdroje uvádzajú nasledovnú rovnicu:[3][7]
- MnO4- + 2 H2O + 3 e− → MnO2 + 4 OH-
V silne zásaditom roztoku, kde je kocentrácia c(NaOH) >1 mol dm−3, prijíma manganistan len jeden elektrón a vzniká z neho mangánan:
- MnO4- + e− → MnO42- ; E° = +0.56 V[8]
Referencie[upraviť | upraviť zdroj]
- ↑ Redox titrations: Permanganometry. In: University Chemistry, Vol. 1. C. Parameshwara Murthy. New Age International, 2008. ISBN 81-224-0742-0. p.632
- ↑ a b c d e f manganometria. In: BÍNA, Jaroslav. Malá encyklopédia chémie. Bratislava : Obzor, 1981. S. 438.
- ↑ a b c d e Manganometrické stanovení kyseliny šťavelové
- ↑ BESSEN, Nathan P.; BERTELSEN, Erin R.; SHAFER, Jenifer C.. Permanganometric Titration for the Quantification of Purified Bis(2,4,4-trimethylpentyl)dithiophosphinic Acid in n -Dodecane. ACS Omega, 2021-03-30, roč. 6, čís. 12, s. 8463–8468. Dostupné online [cit. 2022-10-01]. ISSN 2470-1343. DOI: 10.1021/acsomega.1c00254. (po anglicky)
- ↑ https://books.google.com/books?id=XQIIAQAAIAAJ Volumetric analysis, Vol 2. Izaak Maurits Kolthoff, Heinrich Menzel, Nathaniel Howell Furman. J. Wiley & Sons, inc., 1929. page 297
- ↑ Table of standard reduction potentials. In: Chemistry and chemical reactivity. John C. Kotz, Paul Treichel, John R. Townsend. Cengage Learning, 2008. ISBN 0-495-38703-7. p. 920
- ↑ Manganometrie – Web o chemii, elektronice a programování [online]. z-moravec.net, [cit. 2022-10-01]. Dostupné online.
- ↑ Louis Rosenfeld. Four Centuries of Clinical Chemistry. CRC Press, 1999, p. 72-75.
Zdroj[upraviť | upraviť zdroj]
Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Permanganometry na anglickej Wikipédii.