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Redoxtitration 08:39 min

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Transkript Redoxtitration

Guten Tag und herzlich willkommen! Dieses Video heißt Volumetrie 3 RedOx-Titration. Das Video gehört zur Reihe quantitative Analytik. Für die notwendigen Vorkenntnisse solltest du dir das Video Volumetrie bereits angeschaut haben. Mein Ziel ist es, dir in diesem Video, die Grundlagen der RedOx-Titration zu vermitteln. Das Video habe ich in 6 Abschnitte unterteilt: 1. Was ist RedOx-Titration? 2. Bedingungen für die Tritration 3. Praktische Durchführung 4. Tritrationskurve und Äquivalenzpunktbestimmung 5. Beispiele für RedOx-Titration 6. Zusammenfassung   1. Was ist RedOx-Titration? Die RedOx-Titration ist wie der Name sagt eine Titration, damit gehört sie zu den volumetrischen Methoden. Für die Titration benötigt man eine Bürette, in der sich die Maßlösung befindet. Die Maßlösung tropft in ein Becherglas der Probelösung. Der Stoff der Maßlösung sei A, der Stoff der Probelösung sei B. Der Gehalt von A muss bekannt sein, das heißt, seine Konzentration. Das geschieht durch die bekannte Titrationsgleichung. Bei W handelt es sich um die Wertigkeit des entsprechenden Stoffes. Wichtig für die Titration ist, dass A und B miteinander reagieren. Es handelt sich um eine RedOx-Reaktion: A sei hier das Oxidationsmittel und B sei das Reduktionsmittel. Nehmen wir ein Beispiel: I2 sei das Oxidationsmittel, So32- das Reduktionsmittel. Iod regiert mit Sulfit-Ionen. Es ist zu beachten, dass auch der umgekehrte Fall eintreten kann. A ist ein Reduktionsmittel und B ein Oxidationsmittel.   2. Bedingungen für die Titration Erinnern wir uns an die Beispiel-Reaktion des Kapitels 1. Damit eine RedOx-Reaktion für eine Titration geeignet ist, muss sie stöchiometrisch ablaufen. Ein Iodmolekül reagiert immer mit einem Sulfit-Ion, das Verhältnis ist 1:1, die Reaktion stöchiometrisch. Als 2. muss die Reaktionsgeschwindigkeit hoch sein. Die Reaktion muss praktisch quantitativ ablaufen, der Umsatz sollte >99,9% sein. Und schließlich sollte die Äquivalenzpunktbestimmung gut und genau möglich sein. Sei das nun durch eine Farbreaktion oder durch die Messung des Potenzials.   3. Praktische Durchführung Wir wollen bei dem in Abschnitt 1 gewählten Beispiel verweilen. Jod ist sublimierbar, es ist leicht zu reinigen und daher als Maßlösung gut geeignet. In Wasser ist es schwer löslich, doch Zugabe von Kaliumiodid verbessert seine Löslichkeit. Der Äquivalenzpunkt kann durch die Zugabe von Stärke ermittelt werden. Die Reaktion mit Iod liefert die bekannte lilafarbene Iodstärke. Zum Üben und zum Vergleich sollte ein Blindversuch, das heißt ohne Probe für die Farberkennung durchgeführt werden. Im Vorversuch sollte eine Schnelltitration durchgeführt werden, um die Abschätzung des Äquivalentpunktes zu ermöglichen. Schauen wir uns eine beispielhafte Auswertung an. Das Volumen der Probelösung beträgt 30 ml, 15 ml der Iodlösung werden bei der Titration verbraucht. Die Iodlösung hat eine Konzentration von 0,01 mol/l. Für die Berechnung der Konzentration der Probelösung verwenden wir die Titrationsgleichung. Wir setzen die bekannten Werte ein. Die Wertigkeiten sind die Zahlen der Übertragung der Elektronen. Nun wird die Gleichung vereinfacht. Wir erhalten 2×CSO32-=0,01 mol/l. Die Konzentration des Sulfits beträgt 0,005 mol/l. Nun bestimmen wir die Stoffmenge, indem wir die Konzentration mit dem Volumen multiplizieren. Wir setzen ein, vereinfachen und rechnen. Die Stoffmenge an Sulfit beträgt 0,0015 mol. Als letztes bestimmen wir die Masse an Sulfit, indem wir die Stoffmenge mit der molaren Masse multiplizieren. Wir setzen die bekannten Größen ein und vereinfachen. Wir erhalten 0,12 g Sulfit. Damit ist das analytische Problem gelöst. 4. Titrationskurve und Äquivalenzpunktbestimmung Eine wichtige Frage bei jeder Titration ist: Wann ist die Titration beendet? Dafür trägt man das Volumen an Maßlösung gegen eine messbare Eigenschaft auf. Der Äquivalenzpunkt ist der eingezeichnete Wendepunkt, genau an dieser Stelle müssen wir das Volumen bestimmen und dafür benötigen wir die Eigenschaft. Für die Äquivalenzpunktbestimmung gibt es verschiedene Möglichkeiten. In manchen Fällen kann die Eigenfärbung des Titrationsmittels verwendet werden, so zum Beispiel bei der Titration von Oxalsäure mit Kaliumpermanganat. 2. chemischer Indikator, einen solchen haben wir in unserem Anfangsbeispiel bereits benutzt. Es handelt sich um Stärke, die bei der Reaktion mit Iod lilafarben wird. Die 3. Möglichkeit ist eine potentiometrische Messung. Hier wird die Potenzialdifferenz von Oxidation und Reduktion ausgenutzt. Die Potenzialdifferenz wird während der Titration gemessen. Hier ein einfaches Schaltbild einer potentiometrischen Messung. Unten befindet sich die Messzellen, hier wird titriert. Oben finden wir eine Batterie. Der Spannungsabfall kann durch einen Schiebewiderstand geregelt werden. Der Schiebewiderstand wird bewegt und man stellt fest, für welchen Spannungswert das Galvanometer keinen Strom mehr anzeigt. Man nimmt eine Kurve die links auf und ermittelt dadurch den Äquivalenzpunkt. 4. Redoxindikatoren. Das sind Verbindungen, die bei einem bestimmten Standardpotenzial einen Farbumschlag zeigen. Das Potenzial des Äquivalenzpunktes, wird folgendermaßen errechnet: E sind die Oxidations- und Reduktionspotenziale der Teilreaktionen. Nox und nred sind die entsprechend übertragenen Elektronen. Und hier einige Beispiele für Redoxindikatoren: Nitroferroin ist im reduzierten Bereich rot, im oxidierten Bereich blassblau. Das Umschlagpotenzial liegt bei 1,25 V. Diphenylamin ist reduziert farblos, oxidiert lila. Das Umschlagpotenzial beträgt 0,76 V. Methylenblau ist reduziert blau und oxidiert farblos, das Umschlagpotenzial beträgt 0,53 V. 5. Beispiele für RedOxtitrationen Die Bromatometrie. Ein Oxidationsmittel reagiert mit einem Reduktionsmittel. Das Oxidationsmittel sind hier Bromationen. Die 2. Gruppe ist die Manganometrie. Hier wirken Permanganationen als Oxidationsmittel. Die 3. Gruppe ist die Cerimetrie, hier sind Cer4-Ionen Oxidationsmittel, sie werden zu Cer3-Ionen reduziert. Schon älter ist die Kaliumdichromat-Methode, hier werden. Hier werden Dichromat-Ionen als Oxidationsmittel verwendet und schließlich die Iodometrie. Iod wird als Oxidationsmittel verwendet oder es entsteht. Als Beispiel hab ich die Oxidation der Sn2+-Ionen zu Sn4+-Ionen angegeben. 6. Zusammenfassung Eine RedOx-Titration ist eine Titration die eine Redoxreaktion abläuft. Wichtig ist, dass die Reaktion stöchiometrisch, schnell und quantitativ abläuft. Der Äquivalenzpunkt muss gut bestimmbar sein. Die Durchführung ist den anderen volumetrischen Methoden ähnlich. Der Äquivalenzpunkt kann durch Eigenfärbung, einem chemischen Indikator, potentiometrisch oder durch Redoxindikatoren bestimmt werden. Beispiele für RedOx-Titrationen findet man in der Manganometrie, der Bromatometrie, der Cerimetrie, Titration mit Dichromat und der Iodometrie. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute, auf Wiedersehen.

Redoxtitration Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Redoxtitration kannst du es wiederholen und üben.

  • Nenne Möglichkeiten zur Bestimmung des Äquivalenzpunktes.

    Tipps

    Änderungen des pH-Wertes sind bei Säure-Base-Reaktionen zu erwarten.

    Lösung

    Bei Redoxtitrationen kommt es zu einer Redox-Reaktion zwischen einer Verbindung in der Analysenlösung und einer Verbindung, die über eine Bürette zugetropft wird. Ziel ist es, den Gehalt der Verbindung in der Analysenlösung zu ermitteln. Am Äquivalenzpunkt ist die Zielverbindung vollständig abreagiert, bei weiterer Zugabe von Maßlösung aus der Bürette reichert sich also die Verbindung aus der Maßlösung im Becherglas an. Prinzipiell kann der Äquivalenzpunkt also bestimmt werden, indem die Verbindung aus der Maßlösung im Becherglas detektiert wird oder indem durch eine Messung angezeigt wird, dass die zu analysierende Verbindung nicht mehr im Becherglas vorhanden ist.
    Dies kann durch eine Vielzahl an Methoden erreicht werden. Im einfachsten Fall hat die Verbindung in der Maßlösung in oxidierter und reduzierter Form eine andere charakteristische Eigenfarbe. Beim Erreichen des Äquivalenzpunktes färbt sich die Lösung im Becherglas dementsprechend um. Ist dies nicht der Fall, kann der Lösung im Becherglas ein Stoff zugesetzt werden, der durch die Verbindung in der Bürette oxidiert oder reduziert wird und entsprechend unterschiedliche Farben in den Formen aufweist. Umgekehrt kann natürlich auch die Zielverbindung in der Analysenlösung eine charakteristische Färbung aufweisen. Diese Farbe verschwindet dann zum Beispiel beim Erreichen des Äquivalenzpunktes.

    Mit Redoxindikatoren oder potentiometrischen Messungen kann direkt festgestellt werden, ob die Lösung im Becherglas Reduktionsmittel oder Oxidationsmittel enthält. Da sich dies am Äquivalenzpunkt ändert, lässt sich dieser so leicht ablesen.

    Der pH-Wert einer Lösung ändert sich bei der Redoxtitration in der Regel nicht. Die Messung des pH-Wertes gibt daher keinen Aufschluss über das Erreichen des Äquivalenzpunktes. Die Leitfähigkeit hängt im Wesentlichen von der Konzentration der gelösten Stoffe ab, auch dies gibt einem keine Informationen über das Erreichen des Äquivalenzpunktes.

  • Nenne Beispiele für Redoxtitrationen.

    Tipps

    $NaOH$ ist eine starke Base und reagiert dabei heftig mit Säuren.

    EDTA ist ein guter Komplexbildner.

    Lösung

    Bei Redoxtitrationen ist es entscheidend, dass die Reaktion möglichst vollständig und schnell abläuft. Das Gleichgewicht der Reaktion soll also weit auf der Seite der Produkte liegen. Daher werden hier zum Titrieren nur Verbindungen mit einem hohen Oxidationsvermögen oder - seltener - mit einem hohen Reduktionsvermögen eingesetzt . Gute Oxidationsmittel sind zum Beispiel $I_2, Ce^{4+}, {MnO_4}^-$ oder ${BrO_3}^-$. $NaOH$ ist eine starke Base und ein sehr schwaches Reduktionsmittel. Es eignet sich daher nicht für Redoxtitrationen, aber für Säure-Base-Titrationen. EDTA ist ein guter Komplexbildner und reagiert in Redoxreaktionen nur sehr träge. Es wird daher nur in komplexometrischen Titrationen eingesetzt.

  • Bestimme die $Cu^{2+}$-Konzentration.

    Tipps

    Die Wertigkeit ergibt sich aus der Zahl der übertragenen Elektronen.

    Lösung

    In diesem besonderen Fall erfolgt die Bestimmung des Kupfer(II)-Gehalts der Analysenlösung auf indirektem Wege. Hierbei mach man sich die geringe Löslichkeit von Kupfer(I)-Iodid zunutze: Da Kupfer(I)-Iodid sofort ausfällt, wird es dem Reaktionsgleichgewicht entzogen. Das Gleichgewicht der Reaktion $2~Cu^{2+} + 4 I^- \leftrightarrows 2~CuI \downarrow + I_2$ verschiebt sich dadurch sehr weit auf die rechte Seite. Die Reaktion verläuft stöchiometrisch. Die Stoffmenge des in der Lösung enthaltenen $I_2$ entspricht der Hälfte der Stoffmenge des zuvor vorhandenen Kupfers.

    Die Bestimmung des Iod-Gehalts der Lösung erfolgt über Titration mit Thiosulfat. Dieses reduziert das Iod zu Iodid und dimerisiert dabei zum Tetrathionat-Anion. Die Berechnung der Konzentration an $I_2$ erfolgt mit der Titrationsgleichung. Die Wertigkeiten der Lösungen ergeben sich aus der Anzahl der übertragenen Elektronen. Diese liegt für beide Reaktionspartner bei 2. Durch Auflösen der Gleichung nach $c(I_2)$ ergibt die gesuchte Iod-Konzentration. Die ursprüngliche $Cu^{2+}$-Konzentration betrug, wie oben beschrieben, das Doppelte hiervon.

  • Schildere den Ablauf einer Redoxtitration.

    Tipps

    Was zeigt der Indikator an?

    Lösung

    Wie bei allen volumetrischen Methoden ist bei der Redoxtitration die genaue Kenntnis der Vorgänge bei der Titration eine Voraussetzung. Nur wer die Redoxreaktion kennt, kann anhand der Stöchiometrie der Reaktionsgleichung den Gehalt der Zielverbindung in der Reaktionslösung berechnen. Außerdem lässt sich bei Kenntnis der ungefähren Konzentration der Zielverbindung in der Analysenlösung eine sinnvolle Konzentration für die Maßlösung bestimmen. Ebenfalls muss festgelegt werden, mit welcher Methode der Äquivalenzpunkt bestimmt wird und gegebenenfalls ein entsprechender Indikator der Analysenlösung zugesetzt werden.

    Die Maßlösung wird dementsprechend ausgewählt und in die Bürette gefüllt. Die Lösung wird der Analysenlösung zugetropft, dabei ist zunächst keine Veränderung zu beobachten. Erst bei Erreichen des Äquivalenzpunktes lässt sich dies an einer Farbänderung oder der Potentialänderung eindeutig ablesen. Das Volumen der zugegebenen Maßlösung wird abgelesen. Da die genaue Konzentration der Maßlösung bekannt ist, kann daraus die Stoffmenge des zugegebenen Reaktanden berechnet werden. Mit Hilfe der Reaktionsgleichung der Redoxreaktion lässt sich daraus der Gehalt der Zielverbindung in der Analysenlösung berechnen.

  • Bestimme den Äquivalenzpunkt der Redoxtitration.

    Tipps

    Der Äquivalenzpunkt liegt im Wendepunkt der Titrationskurve.

    Lösung

    Der Äquivalenzpunkt liegt im Wendepunkt der Kurve. Das ist genau der Punkt, an dem die Kurve von einer Linkskurve in eine Rechtskurve übergeht. Im Kurvenverlauf steigt das Potential zunächst nur langsam an. Kurz vor Erreichen des Äquivalenzpunktes steigt das Potential sprunghaft an und steigt bei einer Zugabe von nur etwa 0,5 ml um etwa 600 mV an. In diesem Bereich liegt auch der Äquivalenzpunkt. Der Wendepunkt der Kurve ist bei einer Zugabe von 6 ml der Maßlösung erreicht, hier liegt das Potential bei 1100 mV.

  • Ermittle den Gehalt an $Fe^{2+}$.

    Tipps

    Die Wertigkeit ergibt sich aus der Zahl der übertragenen Elektronen.

    Lösung

    Mit Hilfe der Titrationsgleichung lässt sich die Konzentration der $Fe^{2+}$-Ionen in der Analysenlösung leicht berechnen. Das Volumen der Analysenlösung betrug 10 ml, das der Maßlösung lag bei 2,6 ml. Die Wertigkeit beider Lösungen lässt sich an der Zahl der übertragenen Elektronen ablesen. Die Halbzellengleichungen der Reaktion lauten:
    $Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + 1 e^-$
    $Ce^{4+} + 1 e^- \rightarrow Ce^{3+}$.
    Die Wertigkeit beider Lösungen liegt also bei 1.
    Da die Wertigkeiten gleich sind, lassen sie sich kürzen. Die übrige Gleichung lässt sich in zwei Schritten leicht nach $c(Fe^{2+})$ auflösen und man erhält die gesuchte Konzentration.