Permanganometría

Véase también: Colorimetría (método químico)

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 Mn^x, 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^-, H₂O_2, 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]​

${\displaystyle {\ce {MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn+2 + 4H2O}}}$

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

E^o=+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 (E^o_{Fe⁺³ / Fe⁺²} = +0.77 V)
• Sn⁺² (E^o_{Sn⁺⁴ / Sn⁺²} = +0.2 V)

e incluso

• Cl^- (E^o_{Cl2/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:

${\displaystyle {\ce {MnO4- + 4H+ + 3e- -> MnO2 + 2H2O}}}$

El potencial estándar es E^o = 1.69 V.

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

MnO₄^- + e^- → MnO₄²⁻

E^o = + 0.56 V. ^[5]​

Referencias

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.

•   Datos: Q355623