Die verwendete analytische Reaktion von Purpurpermanganat zu farblosem $ \ ce {Mn ^ 2 +} $ findet unter sauren Bedingungen statt:

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

Unter neutralen Bedingungen würde Permanganat zu dunkelbraunem Mangan (IV) -oxid reduziert:

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

Daher wird Schwefelsäure zugesetzt, um die Lösung sauer zu machen. Tatsächlich ist überschüssige Säure erforderlich, da $ \ ce {H +} $ während der Reaktion verbraucht wird (8 Mol $ \ ce {H +} $ pro 1 Mol $ \ ce {MnO4 -} $).

Schwefelsäure Säure wird verwendet, weil sie oxidationsstabil ist; während beispielsweise Salzsäure durch Permanganat zu Chlor oxidiert würde

Dank des Kommentars von Ivan Neretin habe ich herausgefunden, dass H2SO4 tatsächlich überschüssige H + -Ionen liefert, um die Reaktion am Laufen zu halten. Außerdem wirkt es als Medium, das das Oxidationsmittel nicht stört, um den quantitativen Zweck von aufrechtzuerhalten die Reaktion

$ \ ce {HCl} $, weil $ \ ce {HCl} $ eine flüchtige Säure ist, die in Gegenwart von $ \ ce {KMnO4} $ (starkes Oxidationsmittel) zu $ ​​\ ce {Cl} $ oxidiert. $ \ ce {H2SO4} $ ist oxidationsstabil. Es wird auch überschüssiges $ \ ce {H +} $ verwendet, da pro 1 Mol $ \ ce {MnO4 -} $ 8 Mol $ \ ce {H +} $ verbraucht werden.

Es gibt drei Gründe:

1. , um saures Medium
2. bereitzustellen, um $ \ ce {Mn ^ {+ 2}} $ zu $ ​​\ ce {Mn ^ zu oxidieren {+3}} $
3. , um die Reaktion zu beschleunigen
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H2SO4 erhöht den Säuregehalt der Lösung, um zu verhindern, dass MnO4 (lila) zu MnO2 (dunkle Stirn) reduziert wird. Daher ist Schwefelsäure in Gegenwart eines starken Oxidationsmittels stabil. Wenn HCl-Säure verwendet wird, wird sie zu Cl oxidiert und der Endpunkt wird viel höher. Weiterhin erhöht Schwefelsäure das H +, wenn es verbraucht wird