5. Seminar: Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann
5. Seminar: Manganometrische Bestimmung von
Eisen nach Reinhardt-ZimmermannLA-AGP 2018
Katharina Köhler
5. Seminar: Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann
Gliederung
Einleitung
TheorieRedox-Reaktionen
3. Quantitative AnalyseDurchführung
Sonstiges
Literatur
5. Seminar: Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann
Einleitung
Einleitung
Aus den ersten Seminaren bekannt:
X Ziel
XX Methoden
X Prinzipien
X Vorraussetzungen
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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
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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
Cr2´II
O7]2–
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Theorie
Redox-Reaktionen
4. In ionischen Verbindungen ist die Oxidationszahl eines Elementsidentisch mit der Ionenladung.
NaCl Na+, Cl–I
Na´I
Cl
CaO Ca2+, O2–II
Ca´II
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
´II
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
´II
O
H2O2 H (— O –|– O — ) H 2 H+, 2 O–I
H2
´I
O2
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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).
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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–
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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
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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)
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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)
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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+ `e– 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.
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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)`e– |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.
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3. Quantitative Analyse
§ 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)`e– 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.
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3. Quantitative Analyse
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.
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3. Quantitative Analyse
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.
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3. Quantitative Analyse
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.
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3. Quantitative Analyse
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
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3. Quantitative Analyse
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.
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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).
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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