Determinación de Hierro (II) por Permanganometría
Publicado el 22 de abril de 2026 · Por admin
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La permanganometría es una de las técnicas más importantes dentro de las titulaciones de oxidación-reducción (redox). Se basa en el uso de una solución de permanganato de potasio ($KMnO_4$) como un potente agente oxidante. Una de las grandes ventajas de este método es que el ion permanganato ($MnO_4^−$), de un intenso color púrpura, actúa como su propio indicador.
El objetivo de esta práctica es determinar la concentración de sulfato de hierro (II) ($FeSO_4$) en una muestra problema. Se aprovechará la capacidad del ion permanganato para oxidar cuantitativamente los iones hierro (II) ($Fe^{2+}$) a hierro (III) ($Fe^{3+}$) en un medio ácido.
Marco Teórico
Esta titulación se fundamenta en la reacción redox entre el ion permanganato y el ion hierro (II). En un medio fuertemente ácido, proporcionado por el ácido sulfúrico ($H_2SO_4$), el permanganato se reduce a ion manganeso (II) ($Mn^{2+}$), que es prácticamente incoloro. Simultáneamente, el ion hierro (II) se oxida a ion hierro (III).
Las semirreacciones son:
* Reducción: $MnO_4^− + 8H^+ + 5e^− longrightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$
* Oxidación: $5Fe^{2+} longrightarrow 5Fe^{3+} + 5e^−$
La reacción iónica neta balanceada es:
$$MnO_4^− + 5Fe^{2+} + 8H^+ longrightarrow Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H_2O$$
La estequiometría de la reacción es clave: 1 mol de ion permanganato reacciona con 5 moles de ion hierro (II).
El punto final de la titulación se detecta sin necesidad de un indicador externo. Mientras haya $Fe^{2+}$ en la solución, el $MnO_4^−$ púrpura que se añade se convierte instantáneamente en $Mn^{2+}$ incoloro. La primera gota de $KMnO_4$ en exceso, después de que todo el $Fe^{2+}$ ha reaccionado, no tendrá con qué reaccionar y teñirá la solución de un color rosa pálido persistente, señalando que se ha alcanzado el punto final.
Materiales y equipos
- 1 matraz aforado de 100 mL
- 1 pipeta volumétrica de 25 mL
- 1 matraz Erlenmeyer de 250 mL
- 1 bureta de 50 mL
- 1 soporte universal con pinza para bureta
- 1 probeta de 50 mL
- Piseta o frasco lavador con agua destilada
Reactivos
- Muestra problema de Sulfato de Hierro (II) ($FeSO_4$)
- Solución estandarizada de Permanganato de Potasio (~0.02 M $KMnO_4$)
- Solución diluida de Ácido Sulfúrico ($H_2SO_4$)
- Agua destilada
Procedimiento Experimental – Determinación de Hierro (II) por Permanganometría
1. Preparación de la muestra: Aforar la muestra de $FeSO_4$ contenida en el matraz de 100 mL, añadiendo agua destilada hasta la marca. Tapar y homogeneizar invirtiendo el matraz varias veces. Esta será la muestra diluida.
2. Toma de alícuota: Con la pipeta volumétrica, tomar una alícuota de 25 mL de la muestra diluida y transferirla a un matraz Erlenmeyer.
3. Acidificación del medio: Añadir 10 mL de la solución de $H_2SO_4$ diluido al matraz Erlenmeyer. La solución debe permanecer incolora.
4. Preparación de la bureta: Purgar y llenar la bureta con la solución estandarizada de $KMnO_4$. Asegurarse de que no queden burbujas de aire en la punta y enrasar el menisco en la marca de 0.00 mL.
5. Titulación: Comenzar la titulación añadiendo la solución de $KMnO_4$ gota a gota desde la bureta, mientras se agita constantemente el matraz. Se observará que el color púrpura desaparece instantáneamente al entrar en contacto con la solución.
6. Detección del punto final: Continuar la titulación hasta que la solución en el matraz adquiera una tonalidad rosa pálido que persista por al menos 30 segundos. Anotar el volumen final de $KMnO_4$ consumido.
Después del Experimento
Con los datos obtenidos, se puede determinar la concentración de la muestra original de $FeSO_4$.
1. Moles de $KMnO_4$ consumidos:
Se calculan los moles de $KMnO_4$ a partir de la molaridad de la solución estándar y el volumen gastado.
$$n_{KMnO_4} = M_{KMnO_4} times V_{KMnO_4}$$
* $M_{KMnO_4}$ = Molaridad de la solución de $KMnO_4$ (mol/L).
* $V_{KMnO_4}$ = Volumen de $KMnO_4$ consumido en la titulación (en Litros).
2. Moles de $FeSO_4$ en la alícuota:
Usando la estequiometría de la reacción (1 mol $KMnO_4$ : 5 mol $FeSO_4$):
$$n_{FeSO_4} = n_{KMnO_4} times 5$$
3. Molaridad de la Muestra Diluida:
Se calcula la molaridad de la solución de $FeSO_4$ que se tituló.
$$M_{FeSO_4 (diluida)} = frac{n_{FeSO_4}}{V_{alícuota}}$$
* $V_{alícuota}$ = Volumen de la muestra titulado (ej. 0.025 L).
4. Molaridad de la Muestra Original:
Se multiplica por el factor de dilución (FD) para encontrar la concentración de la muestra inicial.
$$M_{original} = M_{FeSO_4 (diluida)} times FD$$
5. Concentración en g/L:
Finalmente, se convierte la molaridad de la muestra original a gramos por litro, utilizando el peso molecular del $FeSO_4$ ($PM_{FeSO_4} approx 151.91 g/mol$).
$$C (g/L) = M_{original} times 151.91$$
Preguntas Adicionales
1. ¿Por qué es imprescindible realizar la titulación en un medio fuertemente ácido? ¿Qué ocurriría si el pH fuera neutro o básico?
2. ¿Por qué se utiliza ácido sulfúrico ($H_2SO_4$) y no ácido clorhídrico ($HCl$) para acidificar el medio en esta práctica?
3. Además del $Fe^{2+}$, ¿qué otros iones podrían determinarse mediante una titulación con permanganato de potasio?
Recomendaciones de Seguridad
- Es obligatorio el uso de bata de laboratorio, gafas de seguridad y guantes.
- El Permanganato de Potasio ($KMnO_4$) es un oxidante fuerte. Evitar el contacto con la piel, ya que puede causar manchas marrones y quemaduras. No debe entrar en contacto con materiales combustibles.
- El Ácido Sulfúrico ($H_2SO_4$) es altamente corrosivo y puede causar quemaduras graves. Manipular con extremo cuidado, preferiblemente en una campana de extracción de gases.
- Desechar todos los residuos químicos en los contenedores designados por el laboratorio, nunca por el desagüe.
