Mianowanie nadmanganianu potasu

Aby drogą klasycznego miareczkowania dokładnie określić ilość badanej substancji w próbce, trzeba posiadać odczynnik o dokładnie znanym stężeniu. Jeśli mamy do dyspozycji gotowe roztwory mianowane o dostatecznej trwałości, to nie ma większego problemu, ale czasem musimy przygotować go sami i sami określić jego stężenie.
Samo tylko odważenie czystej substancji i wyliczenie stężenia jakie powinna mieć, w wielu przypadkach nie wystarczy. Przykładowo nadmanganian potasu zwykle nie jest zupełnie czysty; jako silny utleniacz ulega stopniowemu rozkładowi do tlenku manganu, więc w odważonej ilości jest mniej czystego związku. Jeśli chcemy go zmianować, musimy poddać go ilościowej reakcji z jakimś innym odczynnikiem o znanym stężeniu.

Kryształy nadmanganianu potasu

W przypadku nadmanganianu często używaną substancją wzorcową jest kwas szczawiowy lub szczawian sodu. Mają one tą dobrą właściwość, że nie rozkładają się łatwo i nie są higroskopijne, czyli wilgotność ma mniejszy wpływ na faktyczną zawartość substancji w substancji. Ponadto reagują ilościowo i to na tyle wyraźnie wizualnie, że pozwala to na łatwe uchwycenie punktu zupełnego przereagowania.

Sama reakcja chemiczna jest dość ciekawa. Kwas szczawiowy, to w zasadzie dwie połączone ze sobą grupy karboksylowe. Pod wpływem mocnych utleniaczy wiązanie między nimi pęka, węgle karboksylowe wskakują na wyższy stopień utlenienia a cały związek zamienia się w dwutlenek węgla. Nadmanganian w bardzo kwaśnym środowisku ulega dość silnej redukcji ze stopnia utlenienia VII na II. Rozpisując ten proces elektronowo, nadmanganian przyjmuje pięć elektronów a szczawian oddaje dwa, stąd proporcje molowe reagujących jonów 5:2.

5C₂O₄^2– + 2MnO₄^– + 16H⁺ + 10CO₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Wymiana w procesie łącznie 10 elektronów pomiędzy siedmioma cząsteczkami i przyłączenie takiej ilości protonów, to nie takie hop-siup, nowe publikacje analizujące tę starą reakcję odkrywają skomplikowany mechanizm, dający się podzielić na kilkanaście etapów.[1]

 Interesującą rzeczą jest w tym zmienna szybkość reakcji. Początkowo po dodaniu niewielkiej ilości nadmanganianu do szczawianu, reakcja zachodzi dość powoli. Przez kilka-kilkanaście sekund nie widać niczego szczególnego. Stopniowo nadmanganian odbarwia się aż do przezroczystego roztworu. Kolejne niewielkie porcje odbarwiają się szybciej aż w maksimum kolor kropli znika w momencie połączenia z powierzchnią.
Okazuje się, że zredukowana forma manganu jest w tej reakcji katalizatorem. Ponieważ powstaje ona w jej trakcie, ilość katalizatora wzrasta, co raptownie przyspiesza reakcję. Oczywiście nie działa to w nieskończoność. W końcu w roztworze zaczyna brakować reduktora i reakcja zwalnia z braku substratu. Punkt końcowy to moment, gdy nie ma już kwasu szczawiowego w roztworze. Widać go doskonale, bo w tym momencie następna dodana kropla już się nie odbarwia. Odczynnik jest tu w zasadzie wskaźnikiem. Ponieważ wcześniej odważyliśmy dokładnie kwas szczawiowy i wiemy ile jest go w roztworze, możemy wyliczyć jaka ilość nadmanganianu była potrzebna do utlenienia a ze znanej objętości roztworu jego stężenie.

Sama procedura miareczkowania nie jest skomplikowana, może tylko trochę niewygodna. Odmierzamy określoną objętość roztworu kwasu szczawiowego, mocno zakwaszamy kwasem siarkowym (reakcja pochłania ogromne ilości protonów). Całość podgrzewamy do temperatury około 60 stopni i zaczynamy miareczkowanie na gorąco. Podwyższona temperatura ma ułatwić ulatywanie z roztworu bąbelków dwutlenku węgla, co przyspiesza początkowy etap. Wkraplanie prowadzimy aż do momentu, gdy ostatnia kropla wywoła zabarwienie utrzymujące się przynajmniej 20-30 sekund.


Przypuszczam, że dałoby się to samo miareczkowanie przeprowadzić potencjometrycznie a może nawet pehametrycznie.

-------
[1]  J. Phys. Chem. A 2004, 108, 50, 11026-11031