Die Per-man-ga-no-me-trie (bzw. Permanganatometrie oder Manganometrie) ist eine [[Methode ]] der [[quantitative Analyse|quantitativen Analyse]], bei der die mittels '''Redoxtitration''' die [[Konzentration]] eines [[Redoxreaktion|oxidierbaren]] Stoffes bestimmt wird, z. B. [[Calcium|Ca<sup>2+</sup>]], [[Eisen|Fe<sup>2+</sup>]], [[Oxalsäure]], [[Wasserstoffperoxid]], [[Nitrit]] und oder [[Phosphat]].
[[Bild:Manganometrie.png|right|'''Redoxtitration''' mit Kaliumpermanganat-Maßlösung]]
== Praxis: Durchführung und Beobachtung ==Ähnlich wie bei der [[Säure-Base-Titration]] tropft man die Maßlösung mittels [[Bürette]] in die Probe, bei der Permanganometrie [[Titration|titriert]] man die zu bestimmende Probelösung gegen eine violette [[Kaliumpermanganat]]-Maßlösung. Der Fortschritt der Reaktion lässt sich an der Farbe im Becherglas beobachten:<br />Während die zutropfende Kaliumpermanganat-Lösung zunächst vollständig entfärbt wird {{mark|(andernfalls warten und erst nach Entfärbung weitertitrieren, ggf. das Reaktionsgemisch erwärmen)}}, bleibt die Probe nach dem "entscheidenden Tropfen" schwach rosa. Mit der Protokollierung des Verbrauchs bis zu diesem Punkt ist der experimentelle Teil der Titration abgeschlossen.== Theorie: Welche chemischen Reaktionen spielen hierbei eine Rolle? ==Während bei der Säure-Base-Titration ein [[Indikator]] mit Farbwechsel das Ende der Titration anzeigt, nutzt man bei der Permanganometrie die Farbänderung der [[Mangan]]ionen in Abhängigkeit von ihrer Oxidationsstufe: Die violetten Permanganat-Ionen MnO<sub>4</sub><sup>-</sup> sind hierbei das [[Oxidationsmittel]], d. h. der Reaktionspartner aus der Probelösung wird [[Oxidation|oxidiert]] und das Mangan im Permanganat-Ion selbst wird durch Elektronenaufnahme [[Reduktion|reduziert]]. Bei der hier ablaufenden [[Redoxreaktion]] Bis zur vollständigen Entfärbung nimmt das Mangan im violetten jedes Permanganat-Ion bis zur vollständigen Entfärbung 5 Elektronen auf ([[Reduktion]]), d. h. die [[Oxidationszahl]] des Mangans sinkt hierbei von +7 auf +2:
Die o. a.'' Reaktion muss in saurer Lösung stattfinden'', üblicherweise in Anwesenheit von [[Schwefelsäure]]. Liegt der [[pH-Wert]] zu hoch, würde lediglich [[Mangandioxid ]] ("Braunstein") mit der Mn-Oxidationszahl +4 gebildet werden.
Der Fortschritt Ist der Reaktion Reaktionspartner z. B. [[Oxalsäure]], wird diese zeitgleich oxidiert, die [[Oxidationszahl]] des Kohlenstoffs steigt hierbei von +3 auf +4: '''Oxidation: '''es werden 10 Elektronen abgegeben<br/>{{oxi|III IV|[[Oxalsäure|C<sub>2</sub>O<sub>4</sub><sup>2–</sup>]] [[Bild:Pfeil.gif]] 2 CO<sub>2</sub> + 2e<sup>-</sup> |{{*}}'''5''' }}Reaktionsgleichung: 2 MnO<sub>4</sub><sup>-</sup> + 5 C<sub>2</sub>O<sub>4</sub><sup>2–</sup> + 16 H<sup>+</sup> [[Bild:Pfeil.gif]] 2 Mn<sup>2+</sup> + 10 CO<sub>2</sub> + 8 H<sub>2</sub>O == Vergleich mit Säure-Base-Reaktionen ==Analog zur '''[[Neutralisation]]sformel''' bei [[Säure-Base-Reaktionen]], bei denen im Neutralpunkt die Anzahl der H<sup>+</sup>- und der OH<sup>-</sup>-[[Ionen]] ausgeglichen ist:{|| {{Bruch|ist==|Rand=2.2|ZL=|BL=''s''{{*}}''c''(S){{*}}''V''(S)|NL=|ZR=|BR=''b''{{*}}''c''(B){{*}}''V''(B)|NR=}}| | Neutralisationsformel bei Säure-Base-Reaktionen|}... gilt bei der [[Redoxtitration]], dass im Äquivalenzpunkt die Anzahl der Elektronen, die das [[Oxidationsmittel]] (Ox.) aufnimmt, der Anzahl der Elektronen, die das [[Reduktionsmittel]] (Red.) abgibt, gleich ist.<br />Die Elektronenzahl lässt sich an aus der Veränderung der Farbe im Becherglas beobachten[[Oxidationszahl]] ΔOZ ableiten: Während die zutropfende Kaliumpermanganat{|| {{Bruch|ist==|Rand=2.2|ZL=|BL=''ΔOZ''(Oxi.){{*}}''c''(Oxi.){{*}}''V''(Oxi. )|NL=|ZR=|BR=''ΔOZ''(Red.){{*}}''c''(Red.){{*}}''V''(Red.)|NR=}}| | Äquivalenzformel für Redoxtitrationen|} == Berechnungsbeipiel =={{Ex-ec|232|1|Titration einer Oxalsäurelösung}}Die unbekannte Konzentration einer [[Oxalsäure]]-Lösung zunächst vollständig entfärbt wirdsoll bestimmt werden. Bei der Titration gegen Kaliumpermanganatlösung (''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(P) = 0, färbt 01 mol/L) wurden 50 mL der "entscheidende Tropfen" Oxalsäure vorgelegt. Nach Zutropfen von 102 mL Kaliumpermanganat-Lösung bleibt die Probe schwach rosa. Mit Zusammenfassend:* Gegeben: ''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(P) = 0,01 mol/L; ''V''(P) = 102 mL; ''V''(O) = 50 mL* Gesucht: ''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(O)=== Wie kann die Stoffmengenkonzentration errechnet werden? ===Die Konzentration der Oxalsäure lässt sich aus dem Verbrauch an Permanganat-Lösung berechnen. Am Äquivalenzpunkt, also bei Farbwechsel gilt:* Anzahl der aufgenommenen Elektronen = Anzahl der Protokollierung des Verbrauchs bis abgegebenen Elektronen.* Aus den o. a. Redoxgleichungen geht unter Berücksichtigung der zu übertragenden 10 Elektronen hervor, dass zur Entfärbung von 2 mol Permanganat-Lösung 5 mol Oxalsäure benötigt werden, das [[Stoffmenge]]nverhältnis beträgt 5 zu diesem Punkt 2:{{Bruch|ist ==|Rand=2.2|ZL=''[[Stoffmenge|n]]''([[Oxalsäure]])|BL=<b>───────────</b>|NL=''[[Stoffmenge|n]]''([[Permanganat]])|ZR=5|BR=<b>──</b>|NR=2}}* Die Stoffmenge ''n'' ist das Produkt aus Volumen und [[Stoffmengenkonzentration]] ''c'', kurz: ''n'' = ''V''{{*}}''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''. Daraus folgt nach Einsetzen in die Äquivalenzformel für Redoxtitrationen (s. o.):<br /> {{Formel|1=5{{*}}''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(Permanganat-Lsg.){{*}}''[[Volumen|V]]''(Permanganat-Lsg.) = 2{{*}}''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(Oxalsäure){{*}}''[[Volumen|V]]''(Oxals.)}} * Für die unbekannte Konzentration der experimentelle Teil Oxalsäurelösung gilt also:{{Bruch|ist==|Rand=2.2|ZL=|BL=''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(O)|NL=|ZR=5{{*}}''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(P){{*}}''V''(P)|BR=<b>──────────</b>|NR=2{{*}}''V''(O)}}* Einsetzen in die allg. Lösungsformel:{{Bruch|ist==|Rand=2.2|ZL=|BL=''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(O)|NL=|ZR=5{{*}}0,01 mol{{*}}102 mL|BR=<b>──────────────</b>|NR=L{{*}}2{{*}}50 mL}} * Ergebnis: {{Formel|1=''[[Stoffmengenkonzentration|c]]''(O) = 0,051 mol/L}} * Antwort: Die Konzentration der Titration eigentlich abgeschlossenOxalsäure-Lösung beträgt 0,051 mol/L.
Jeder weitere Tropfen ist Überschuss und bringt in Bezug auf die Konzentrationsbestimmung zwar keine neuen Erkenntnisse, es ist aber interessant zu beobachten, wie im weiteren Verlauf die dominante Farbe lila tröpfchenweise "gewinnt".
== Experimente ==
{{Ex-ec|232|1|[[Titration]] einer [[Oxalsäure]]lösung}}
{{Ex-ch|136|1|Permanganat-Ionen als Oxidationsmittel}}
{{Ex-ch|136|2|Oxidierende Wirkung der Permanganat-Ionen in Abhängigkeit vom pH-Wert}}
{{Ex-ch|153|1|Bestimmung des Permanganat-Verbrauchs einer Wasserprobe}}
{{Ex-ch|396|1|Bestimmung des Permanganat-Verbrauchs einer Wasserprobe}}
{{chas|13-5|Mineralisches Chamäleon - schrittweise Reduktion von Permanganat-Ionen}}
{{chas|15-6|Oxidation von [[Alkanole|Alkoholen]] durch [[Permanganat]]-Ionen}}
{{chas|13-7|[[Oxidationsstufe]]n des Mangans - Reduktion von Permanganat-Ionen in Abhängigkeit vom pH-Wert}}
{{Ex-ch|136|1|Permanganat-Ionen als Oxidationsmittel}}
{{Ex-ec|232|1|[[Titration]] einer [[Oxalsäure]]lösung}} mit Kaliumpermanganat
{{Ex-ch|136|2|Veranschaulichung der verschiedenen [[Oxidationsstufe]]n von Mangan durch oxidierende Wirkung der Permanganat-Ionen in Abhängigkeit vom pH-Wert [[Diskussion:Mangan|(Hinweis)]]}}
{{Ex-ch09|{{fb|180}}|1|Redoxreaktionen|Permanganat-Ionen als Oxidationsmittel}}
{{Ex-ch09|{{fb|180}}|2|Redoxreaktionen|Oxidierende Wirkung von Permanganat-Ionen in Abhängigkeit vom pH-Wert}}
{{CK|65|Stufenweise Reduktion von Kaliumpermanganat im alkalischen Milieu}}
{{Ex-ch09|{{fb|192}}|1|Umweltanalytik|Permanganat-Verbrauch eine Wasserprobe}}
{{cb|-|152, 168|232}}
{{www}}
# S. 6: Bestimmung von Eisen(II) mit Kaliumpermanganat
# S. 9 Bestimmung von [[Nitrit]] mit Kaliumpermanganat
{{UW|87|Kaliumpermanganat-Verbrauch}}
* Prof. Dr. Bernd Stephan, HS Bremerhaven: Einführung in Labortechnik und Analytische Chemie: [http://www.hs-bremerhaven.de/Binaries/Binary5925/CHE-Prakt.I-11-08-06.pdf Versuch 6.2: Manganometrische Gehaltsbestimmung einer Wasserstoffperoxid-Lösung]
