Permanganometría

La permanganometría es una de las técnicas utilizadas en el análisis cuantitativo en química. Es una valoración redox e involucra el uso de permanganatos y se utiliza para medir la cantidad de analito presente en muestras químicas desconocidas.[1]​ Implica dos pasos, a saber, la valoración del analito con una solución de permanganato de potasio y luego la estandarización de la solución de permanganato de potasio con una solución estándar de oxalato de sodio. La titulación implica manipulaciones volumétricas para preparar las soluciones de analito.[2]

Dependiendo de cómo se realice la titulación , el ion de permanganato se puede reducir a Mnx, donde x es +2, +3, +4 y +6. Usando la permanganometría podemos estimar la presencia cuantitativa de Fe+2 y Mn+2 cuando ambos están presentes en una mezcla, C2O42−, NO2-, H2O2, etc.

En la mayoría de los casos, la permanganometría se realiza en una solución muy ácida en la que se produce la siguiente reacción:[3]

El potencial estándar de esta reacción electroquímica es: [4]

Eo=+1.51 V

lo que demuestra que KMnO4 (en un medio ácido) es un agente oxidante muy fuerte. Con este método podemos oxidar:

  • Fe+2 (EoFe+3 / Fe+2 = +0.77 V)
  • Sn+2 (EoSn+4 / Sn+2 = +0.2 V)

e incluso

  • Cl- (EoCl2/Cl - = + 1.36 V) etc.

En un medio ácido débil, MnO4, no puede aceptar 5 electrones para formar Mn+2, esta vez solo acepta 3 electrones y forma MnO2 por la siguiente reacción electroquímica:

El potencial estándar es Eo = 1.69 V.

Y si la solución tiene una concentración C (NaOH) >1 mol dm−3 se produce la siguiente reacción:

MnO4- + e- → MnO42−

Eo = + 0.56 V. [5]

ReferenciasEditar

  1. Titulaciones redox: permanganometría. En: Química Universitaria, vol. 1. C. Parameshwara Murthy. Nueva Era Internacional, 2008.
  2. Louis Rosenfeld. Cuatro siglos de química clínica . CRC Press, 1999, p. 130-175.
  3. https://books.google.com/books?id=XQIIAQAAIAAJ Análisis volumétrico, Vol 2. Izaak Maurits Kolthoff, Heinrich Menzel, Nathaniel Howell Furman. J. Wiley & Sons, inc., 1929. página 297
  4. 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
  5. Louis Rosenfeld. Cuatro siglos de química clínica . CRC Press, 1999, p. 72-75.