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5. Seminar: Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann

5. Seminar: Manganometrische Bestimmung von

Eisen nach Reinhardt-ZimmermannLA-AGP 2018

Katharina Köhler


Gliederung

Einleitung

TheorieRedox-Reaktionen

3. Quantitative AnalyseDurchführung

Sonstiges

Literatur


Einleitung

Einleitung

Aus den ersten Seminaren bekannt:

X Ziel

XX Methoden

X Prinzipien

X Vorraussetzungen


Einleitung

Klassifizierung

Die Titrationen lassen sich anhand verschieden Aspekte klassifizieren:

1. Reaktionstyp§ Säure-Base-Titration (Alkalimetrie, Acidimetrie)§ Fällungstitration§ Komplexbildungstitration§ Redoxtitration

2. Endpunkterkennung§ chemischer Indikator§ physikalischer Indikator

3. Titrationsart§ Direkte Titration§ Inverse Titration§ Indirekte Titration§ Rücktitration


Theorie

Redox-Reaktionen

Ermittlung von Oxidationszahlenfiktive Ladungen des Atoms, hängen von der Stellung des Elements im PSE ab

1. Die Oxidationszahl eines Atoms im elementaren Zustand ist null.0

H2,0

Cl2,0

Fe,0

S8

2. Auch die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einesungeladenen Moleküls oder aller Ionen einer ungeladenenIonenverbindung ist null.

3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigenIons ist gleich der Ladung dieses Ions

[Cr2O7]2– 2 Cr6+, 7 O2– [

VI

Cr2ÍI

O7]2–


Theorie

Redox-Reaktionen

4. In ionischen Verbindungen ist die Oxidationszahl eines Elementsidentisch mit der Ionenladung.

NaCl Na+, Cl–I

NaÍ

Cl

CaO Ca2+, O2–II

CaÍI

O

5. Treten für ein Element gebrochene Oxidationszahlen auf, sind dieAtome dieses Elements in verschiedenen Oxidationsstufen vorhanden.

Fe3O4 2 Fe3+, Fe2+, 4 O2–8⁄3

Fe3

ÍI

O4

6. Bei kovalenten Verbindungen Ñ Aufteilung in Ionen. Die Elektronenwerden dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt. Beigleichen Bindungspartnern werden die Elektronen gleichmäßigverteilt.

H2O H (— O — ) H 2 H+, O2–I

H2

ÍI

O

H2O2 H (— O –|– O — ) H 2 H+, 2 O–I

H2

Í

O2


Theorie

Redox-Reaktionen

Redox-ReaktionenZinkstab in Kupfersulfatlösung

➀ ➁

CuSO4(aq)

Zn→

Cu→

Zn→

ZnSO4(aq)

➀ Zn-Stab in einer CuSO4-Lsg. ➁ Cu scheidet sich am Zn-Stab ab, die blaue

CuSO4-Lsg. beginnt sich zu entfärben. Gleichzeitig löst sich der Zn-Stab auf und geht

als Zn2+ in Lösung (farblos).


Theorie

Redox-Reaktionen

§ Oxidation: Prozess, bei dem die Oxidationszahl eines Atoms erhöhtwird. Dem Atom werden Elektronen entzogen.

ZnÑ Zn2+ + 2e– Redoxpaar

Ox

§ Reduktion: Prozess, bei dem die Oxidationszahl eines Atomserniedrigt wird. Dem Atom werden Elektronen zugeführt.

Cu2+ + 2e– Ñ Cu Redoxpaar

Red

§ Diese Prozesse können nicht isoliert auftreten. Reaktionen, bei deneneine Elektronenübertrag stattfindet, handelt es sich also immer umRedox-Reaktion.

0

Zn(f) +II

CuSO4(aq)

II

ZnSO4(aq) +0

Cu(f)

Ox:´2e–

Red:`2e–


Theorie

Redox-Reaktionen

Aufstellen einer Redox-GleichungBeispiel: Auflösen von Kupfer in Salpetersäure

1. Reaktionsgleichung mit allen Reaktanden aufstellen:

Cu(f) + NO–3(aq) + H3O

+(aq)Ñ [Cu(H2O)6]

2+(aq) + NOÒ(g)

2. Oxidationszahlen bestimmen:0

Cu(f) +V

NO–3(aq) + H3O

+(aq)Ñ [

II

Cu(H2O)6]2+

(aq) +II

NOÒ(g)

3. Redoxpaare identifizieren:

0

Cu(f) +V

NO–3(aq) + H3O

+(aq) Ñ [

II

Cu(H2O)6]2+

(aq) +II

NOÒ(g)

Ox

Red


Theorie

Redox-Reaktionen

4. Teilgleichungen trennen und die Anzahl der beteiligten Elektronenbenennen:

Oxidation:0

Cu(f) é [II

Cu(H2O)6]2+

(aq) `2e–

Reduktion:V

NO–3(aq) `3e– é

II

NOÒ(g)

5. Ladungsausgleich (im Sauren mit H3O+):

0

Cu(f) é [II

Cu(H2O)6]2+

(aq) `2e–X

V

NO–3(aq) `3e– + 4 H3O

+ éII

NOÒ(g)

6. Stoffbilanz (Ausgleich mit H2O):

0

Cu(f) + 6 H2O(aq) é [II

Cu(H2O)6]2+

(aq) `2e–

V

NO–3(aq) `3e– + 4 H3O

+ éII

NOÒ(g) + 6 H2O(aq)


Theorie

Redox-Reaktionen

7. Elektronenbilanz + Gleichungen wieder kombinieren:

0

Cu(f) + 6 H2O(aq) é [II

Cu(H2O)6]2+

(aq) `2e– |ˆ3

V

NO–3(aq) `3e– + 4 H3O

+ éII

NOÒ(g) + 6 H2O(aq) |ˆ2

30

Cu(f) + 18 H2O(aq) + 2VNO–

3(aq) `6e– + 8 H3O+ é 3 [

IICu(H2O)6]

2+(aq) `6e– + 2

IINOÒ(g)

+ 12 H2O(aq)

8. Kürzen:

30

Cu(f) + 6 H2O(aq) + 2V

NO–3(aq) + 8 H3O

+ é 3 [II

Cu(H2O)6]2+

(aq) + 2II

NOÒ(g)


Theorie

Redox-Reaktionen

Redox-Potentiale§ Je weiter oben ein Redoxpaar in der Redoxreihe steht, umso leichter

werden Elektronen abgegeben (größere reduzierende Wirkung).Bsp.: Na und Al stehen weit oben und sind gute Reduktionsmittel.

§ Je weiter unten ein Redoxpaar in der Redoxreihe steht, umso leichterwerden Elektronen aufgenommen (größere oxidierende Wirkung).Bsp.: Cl2 und Cu stehen weit unten und sind gute Oxidationsmittel.

§ Redoxprozesse laufen nur spontan zwischen einer reduzierten Formund einer oxidierten Form ab, die in der Redoxreihe darunter steht.∆E °= E °(Stoff, der e– aufnimmt) ´ E °(Stoff, der e– abgibt) musspositiv sein.Bsp.: Cu reagiert mit Cl2 aber nicht mit Zn2+.

Redoxreihe, Standardpotentiale E ° gegen H2-Elektrode gemessen.

Ò e– werdenleichterabgegeben

Redoxpaar E °[V]Ó e– werdenleichteraufgenommen

Na+ è– Ñ Na ´2.71

Zn2+ `2e– Ñ Zn ´0.76

2 H3O+ `2e– Ñ H2 + 2 H2O 0

Cu2+ `2e– Ñ Cu `0.34Cl2 `2e– Ñ 2 Cl– `1.36

edele Metalle besitzen ein positives, unedle ein negatives Potential.


3. Quantitative Analyse

Manganometrische Bestimmung von Eisen nach

Reinhardt-Zimmermann

§ Reaktionsgleichung für die Titration einerII

Fe-Lsg. mit KVII

MnO4:

Oxidation:II

Fe(aq)ÑIII

Fe(aq)è– |ˆ5

Reduktion:VII

MnO–4(aq)`5e– + 8 H3O

+ ÑII

Mn(aq)+ 12 H2O

5II

Fe(aq)+VII

MnO–4(aq)+ 8 H3O

+ Ñ 5III

Fe(aq)+II

Mn(aq)+ 12 H2O

Oxidation: ´5e–

Reduktion: `5e–

§ Reaktion läuft nicht ganz so “glatt”ë Verwendung der Reinhardt-Zimmermann-Lösung (MnSO4(aq)+H3PO4 + H2SO4) um Nebenreaktionen (Bildung von Cl2) zuunterdrücken.



§ Ausgegeben wird eine schwach HCl-saure Probelösung (FeCl3-Lsg.).

§ Reaktion findet im sauren Medium (pH 3-4) statt, da die Fe-Speziesda am stabilsten sind.

§

III

Fe muss vor der Titration mit KMnO4 erst vollständig mit

schwefliger Säure (IV

SO2 ·H2O H2

IV

SO3) zuII

Fe umgesetzt werden.

Oxidation: H2

IV

SO3(aq)+ 3 H2OÑ H2

VI

SO4(aq)`2e– + 2 H3O+

Reduktion:III

Fe(aq)è– ÑII

Fe(aq) |ˆ2

2III

Fe(aq)+ H2

IV

SO3(aq)+ 3 H2OÑ 2II

Fe(aq)+ H2

VI

SO4(aq)+ 2 H3O+

Oxidation: ´2e–

Reduktion: `2e–

§ Die schwefliger Säure muss vor Beginn der Titration in Form vonSO2 wieder ausgetrieben werden. Sonst wird H2SO3 statt Fe2+ vomKMnO4 oxidiert.



Durchführung

Vorbereitung: Probelösungsauberen, beschrifteten 100 mL Messkolben mit Stopfen am Vorabend des Versuchsbeim Assistenten abgeben. Sonst keine Durchführung möglich!

100mL 100mL

20mL

100mL 100mL 100mL100mL 300mL 300mL

Platz Nr.

Name

II/9

Platz Nr.

Name

II/9

Platz Nr.

Name

II/9

H2O(dest.) H2SO3

Fe3+(aq)

Fe3+(verd.)

n(Fe3+) =1

5n(Fe3+)0

➁➀ ➂ ➃

n(Fe3+)0

n(Fe3+) = n(Fe3+)0

S

E

A

➀ Messkolben mit V(Fe3+)=unbekannt und n(Fe3+)0 wird vom Assistent ausgegeben; ➁

Messkolben bis zur Marke mit H2O(dest.) auffüllen, schütteln; ➂ 20 mL Fe(verd.)3+ mit einer

Vollpipette (20 mL) in einen Erlenmeyerkolben überführen; ➃ Probelösung mit 15 mL H2SO3versetzen.



Durchführung

Vorbereitung:III

Fe Reduktion

300mL

100mL

300mL

100mL300mL300mL 100mL 100mL KS

CN

300mL

H2O(dest.) RZ-Lsg.H2SO4 H2O(dest.)

➄←Siedestab➀ ➂ ➃➁

➁-➂ SO2(g) + H2O −⇀↽−− H2SO3(aq) −⇀↽−− HSO3–(aq) + H+

(aq)

➂ [Fe(H2O)6]3+ + SCN–

(aq)−−⇀↽−− [Fe(H2O)6–x (SCN)x ]

3–x(aq)

Na2CO3Na2CO3

CO2→

➀ Probelösung gelinde erwärmen; ➁ Probelösung auf ca. 100 mL mit H2O(dest.) auffüllen, ca.

2 mL konz. H2SO4 versetzen; ➂ SO2 austreiben durch Kochen, auf Fe3+ testen; ➃

Probelösung vom Feuer nehmen, Na2CO3 zugeben (Erzeugt CO2-Atmosphäre über der

Lösung), mit Uhrglas abdecken und abkühlen; ➄ Nochmal Na2CO3 zugeben, 10 mL

Reinhardt-Zimmermann-Lsg. zugeben.



Durchführung

Titration mit KMnO4-Maßlösung c = 0.02 M

Einschnurung

Meniskus

Laborbuch

Laborbuch

Startwert notieren

weißes Papier unterlegen

KMnO4→

Fe3+→

Endwert notieren

➀ ➁

➀ Startwert notieren Meniskus schlecht zu erkennen; ➁ Titration bis eine leichte Rosafärbungerhalten bleibt.



Durchführung

Auswertung

5II

Fe(aq)+VII

MnO–4(aq)+ 8 H3O

+ Ñ 5III

Fe(aq)+II

Mn(aq)+ 12 H2O

Oxidation: ´5e–

Reduktion: `5e–

§ Gegeben:

MpFeq “ 55.85 g{mol

cpKMnO4q “ 0.02 mol{L

§ Gemessen:

V pKMnO4qH “ X mL

§ Gesucht:

mpFeqgesamt “? mg



Durchführung

§ Am Umschlagspunkt gilt:

npKMnO4q

npFeq“

1

5

5 ¨ npKMnO4q “ npFeq

§ mit n “ c ¨ V kann die Stoffmenge der verbrauchtenKMnO4-Maßlösung berechnet werden:

npKMnO4q “ cpKMnO4q ¨ V pKMnO4q

§ mit m “ M ¨ n kann die gesuchte Masse mpFeq bestimmt werden:

mpFeq “ MpFeq ¨ 5 ¨ npKMnO4q

§ ACHTUNG diese Masse muss noch ¨5 genommen werden, da jajeweils nur 1{5 der Probelösung titriert wurde!

mpFeqgesamt “ 5 ¨ mpFeq.


Sonstiges

§ Ausgabebereich mpFeq: XX – XX mgë berechnet V pFeqmin und V pFeqmax .

§ Die KMnO4-Maßlösung ist lichtempfindlich.

§ ggf. muss noch ein Titer t in die Auswertung einbezogen werden(t ¨ V pKMnO4qH).


Literatur

Literatur

§ PraktikumsskriptHomepage

§ Schweda, Eberhard, Gerhart Jander, and Ewald Blasius.Jander/Blasius Anorganische Chemie. 16., völlig neu bearb. Aufl.Stuttgart: Hirzel, 2012.

§ Jander, Gerhart, and Karl Friedrich Jahr. Massanalyse: Theorie UndPraxis Der Klassischen Und Elektrochemischen Titrierverfahren. 8.,durchges. und erg. Aufl. Berlin: de Gruyter, 1959.

§ Küster-Thiel, Rechentafeln für die Chemische Analytik, Walter deGruyter. Berlin New York, 1982

§ AC Lehrbücherz.B. Riedel, HoWi

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