Наблюдаемое окрашивание и его исчезновение при добавлении H2O2 объясняются участием промежуточных соединений марганца и реакцией H2O2 с ними. Коротко:
1) Какие окислительно‑восстановительные процессы возможны
- Окислитель в титровании — перманганат $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}$ (в кислой среде: $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}+8{\mathrm{H}}^{+}+5{\mathrm{e}}^{-}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$). Его окрашивание — фиолетовое.
- В менее кислотной среде или при частичном восстановлении образуются окрашенные промежуточные продукты: манганат $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{2-}$ (зелёный), диоксид марганца $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_2$ (коричневая взвесь), нестабильные степени окисления (например Mn(V), синие/зелёные окраски).
- Перекись водорода в кислой среде служит восстановителем относительно перманганата и превращает оксидные/пероксидные формы марганца в бесцветный ион $\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}$. Типичная сбалансированная реакция:
$$2\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}+5{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2+6{\mathrm{H}}^{+}\to 2\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+5{\mathrm{O}}_2+8{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}.$$ Это удаляет цвет (перманганат/манганат → бесцветный Mn^{2+}), поэтому добавление H2O2 гасит окраску.
2) Почему это важно для титрования
- H2O2 (или другие примеси/побочные восстановители) конкурируют за перманганат и потребляют его, искажая объём титранта, необходимый для окисления анализируемого вещества. Это даёт систематическую ошибку (обычно занижение содержания анализируемого при неправильном учёте).
- Образование осадка $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_2$ может давать ложную окраску/помутнение и скрывать истинный конец титрования.
3) Как учитывать побочные реакции при вычислении концентрации анализируемого вещества
- Выписать стехиометрию электронных переносов. В кислой среде 1 моль $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}$ принимает 5 электронов. Если анализируемое вещество теряет $z$ электронов на молекулу, то
$$n_{\text{анал}}=\frac{5n_{\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}}}{z}.$$ - Если побочные реакции потребили часть перманганата, вычесть соответствующее количество его молей (напр., по бланку). Пусть $C$ — молярность раствора KMnO4, $V_{\text{титр}}$ — объём, пошедший на титрование пробы, $V_{\text{бланк}}$ — объём, пошедший на титрование бланка (матрицы без целевого аналита). Тогда чистое число молей перманганата, ушедшее на анализ, равно $C(V_{\text{титр}}-V_{\text{бланк}})$, а число молей аналита
$$n_{\text{анал}}=\frac{5C(V_{\text{титр}}-V_{\text{бланк}})}{z}.$$ - Альтернативный подход — метод обратного титрования (back‑titration): добавить избыточный точно известный избыток окислителя (или восстановителя), позволить побочным реакциям завершиться, затем титровать неизрасходованный избыток; вычислить потребление по разности. Это удобно, если побочные реакции медленные/сложно учесть напрямую.
- Практические меры для уменьшения погрешностей: строго поддерживать нужную кислотность (чтобы избегать образования манганата/MnO2), проводить бланковые опыты, стандартизировать KMnO4 на первичный стандарт, по возможности маскировать/удалять интерференты, использовать свежие растворы и контролировать присутствие пероксидов в пробе (если H2O2 в пробе — учёт/удаление заранее).
4) Короткие рекомендации действий в вашей ситуации
- Определите природу окраски (фиолетовый = избыток MnO4^-, зелёный = MnO4^{2-}, коричневый = MnO2).
- Проведите бланк (матрица без аналита) и вычтите его объём от титра пробы или используйте обратное титрование.
- Избегайте добавления H2O2 во время титрования (оно изменит объём перманганата); H2O2 можно применять только как пробная реакция для идентификации продукта, но не для фиксации конечной точки.
Это позволит корректно учесть побочные реакции при вычислении концентрации анализируемого вещества.