чці еквівалентності або поблизу її і при цьому необоротно руйнуються. Приклад - метиловий оранжевий, метиловий червоний, нейтральний червоний. p align="center">
3. Пермангонатометрии 3.1 Сутність методу
Пермангонатометріческій метод аналізу заснований на реакції перманганату калію з відновниками, переважно в кислому середовищі за схемою:
MnO 4 - +8 H < span align = "justify"> + +5 e? Mn 2 + +4 H 2 O, f = 1/2 = 1/5.
В аналізі деяких органічних сполук використовується відновлення в сильно лужному середовищі за рівнянням:
MnO 4 - + e? MnO 4 2 - , f = 1
Стандартний 0В потенціал редокс-пари МnО 4 /Мn 2 + має досить високе значення і при кімнатній температурі дорівнює 1,51 В. Тому кислим розчином перманганату калію можна відтитрувати цілий ряд відновників, причому більшість таких 0В реакцій протікає з високою швидкістю. З ростом концентрації іонів водню в розчині реальний потенціал розглянутої редокс-пари зростає і ефективність перманганат-іона як окислювача підвищується.
Е = Е В° + (0,059/5) 1g ([МnО 4 - ,] [} H + ] 5 / [Мn 2 + ])
Оскільки в 0В напівреакції беруть участь 5 електронів, то молярна маса еквівалента перманганату калію як окислювача в кислому середовищі дорівнює
М (1/5КМnО 4 ) = М (КМ0 4 )/5 = 31,608 г/моль,
У нейтральному середовищі перманганат-іон відновлюється до діоксиду марганцю МnО 2 :
МnО 4 - , + Зе + 2Н 2 0 = МnО 2 + 40Н
