La réaction analytique utilisée du permanganate violet en $ \ ce {Mn ^ 2 +} $ incolore se produit dans des conditions acides:

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

Dans des conditions neutres, le permanganate serait réduit en oxyde de manganèse (IV) brun foncé:

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

Par conséquent, de l'acide sulfurique est ajouté pour rendre la solution acide. En fait, un excès d'acide est nécessaire puisque $ \ ce {H +} $ est consommé pendant la réaction (8 mol $ \ ce {H +} $ pour 1 mol $ \ ce {MnO4 -} $).

Sulfurique l'acide est utilisé car il est stable vis-à-vis de l'oxydation; alors que, par exemple, l'acide chlorhydrique serait oxydé en chlore par le permanganate.

Grâce au commentaire d'Ivan Neretin, j'ai compris que le H2SO4 est en fait de fournir un surplus d'ions H +, de maintenir la réaction et qu'il agit également comme un milieu qui n'interfère pas avec l'agent oxydant pour maintenir l'objectif quantitatif de la réaction

L'acide sulfurique agit comme catalyseur dans la réaction $ \ ce {MnO4- + 8H + + 5Fe2 + -> 5Fe3 + + Mn2 + + 4H2O} $

Il initie un transfert 5e dans l'équation ioniqueIl est utilisé plutôt que $ \ ce {HCl} $ car $ \ ce {HCl} $ est un acide volatil qui s'oxydera en $ \ ce {Cl} $ en présence de $ \ ce {KMnO4} $ (oxydant fort). $ \ ce {H2SO4} $ est stable à l'oxydation. Un surplus de $ \ ce {H +} $ est également utilisé car pour chaque mole de $ \ ce {MnO4 -} $, 8 moles de $ \ ce {H +} $ sont consommées.

Il y a trois raisons:

1. pour fournir un milieu acide
2. pour oxyder $ \ ce {Mn ^ {+ 2}} $ en $ \ ce {Mn ^ {+3}} $
3. pour accélérer la réaction

H2SO4 augmente la teneur en acide de la solution afin d'éviter que le MnO4 (violet) ne se réduit en MnO2 (sourcils foncés). Par conséquent, l'acide sulfurique est stable en présence d'agent oxydant fort. Si l'acide HCl est utilisé, il sera oxydé en Cl et rendra le point final beaucoup plus élevé. De plus, l'acide sulfurique augmente le H + au fur et à mesure qu'il consomme.