Stöchiometrie und Redoxtitration

Es liegt eine Teilprobe von $25{,}0\,\mathrm{mL}$ einer wässrigen Lösung vor, die $\mathrm{Fe^{2+}}$ enthält und mit überschüssiger Schwefelsäure versetzt wurde. Sie wird permanganometrisch mit einer Maßlösung von $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ titriert. Im folgenden Versuchsschema sind die Anfangs- und die Endablesung des Meniskus der Lösung in der Bürette zu sehen, die $3{,}10\,\mathrm{mL}$ bzw. $18{,}10\,\mathrm{mL}$ entsprechen:

Betrachten Sie die ausgeglichene Ionengleichung:

$\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{Fe^{2+}} + 8\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 5\,\mathrm{Fe^{3+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Bestimmen Sie die Stoffmengenkonzentration der $\mathrm{Fe^{2+}}$-Ionen in der analysierten Lösung.
2. b) Begründen Sie das experimentelle Kriterium, das den Endpunkt bei dieser Permanganometrie festlegt, und geben Sie an, warum zum Ansäuern des Mediums keine Salzsäure anstelle von Schwefelsäure verwendet werden darf.

Bei der permanganometrischen Bestimmung von gelöstem Eisen oxidiert das Permanganat-Ion das Eisen(II)-Kation quantitativ in stark saurem Medium, das mit überschüssiger Schwefelsäure erzeugt wird; es wird dabei zum Mangan(II)-Ion reduziert, und Eisen wird zum Eisen(III)-Ion oxidiert.

1. a) Gleichen Sie die Gesamtionengleichung dieses Redoxvorgangs nach der Ionen-Elektronen-Methode aus.
2. b) Werden zur Titration einer Probe genau $12{,}50\,\mathrm{mL}$ einer wässrigen Kaliumpermanganatlösung $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ verbraucht, bestimmen Sie die Stoffmenge (in Mol) an $\mathrm{Fe^{2+}}$-Ionen in der analysierten Probe.

Die Titration von Oxalsäure mit Kaliumpermanganat erfordert zuvor ein kontrolliertes Erwärmen des Erlenmeyerkolbens auf etwa $60\,^\circ\mathrm{C}$, um die anfangs langsame Kinetik zu beschleunigen, bevor das entstehende $\mathrm{Mn^{2+}}$-Ion als Autokatalysator wirkt. Die ausgeglichene Reaktion lautet:

$2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{H_2C_2O_4} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 10\,\mathrm{CO_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

Es werden $20{,}00\,\mathrm{mL}$ einer Maßlösung von $\mathrm{H_2C_2O_4}$ $0{,}0500\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ titriert, wobei $16{,}00\,\mathrm{mL}$ der $\mathrm{KMnO_4}$-Lösung verbraucht werden. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der verwendeten Kaliumpermanganatlösung.

In der quantitativen chemischen Analyse wird häufig ein „Blindversuch“ durchgeführt, um das Volumen an Reagenz zu korrigieren, das durch Verunreinigungen der Lösungsmittel oder durch die Matrix selbst verbraucht wird.

Bei einer Iodometrie mit Natriumthiosulfat gemäß der Reaktion:

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}$

wird eine Probelösung titriert, wobei $24{,}35\,\mathrm{mL}$ von $\mathrm{Na_2S_2O_3}$ $0{,}0100\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ verbraucht werden. Ein Blindversuch mit allen Reagenzien außer dem Analyten benötigt $0{,}15\,\mathrm{mL}$ derselben Titrationslösung.

1. a) Begründen Sie, warum das Volumen des Blindwerts vom insgesamt gemessenen Volumen abgezogen werden muss.
2. b) Berechnen Sie die Masse an Iod ($\mathrm{I_2}$) in der Probe. Gegeben: $M(\mathrm{I}) = 126{,}9\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$.

Der Gehalt an Natriumhypochlorit ($\mathrm{NaClO}$) eines handelsüblichen Bleichmittels wird durch indirekte Iodometrie analysiert. Eine Probe von $5{,}00\,\mathrm{mL}$ Bleichmittel wird mit destilliertem Wasser auf $250{,}0\,\mathrm{mL}$ verdünnt. Eine Teilprobe von $20{,}00\,\mathrm{mL}$ dieser verdünnten Lösung wird mit Essigsäure angesäuert und mit einem Überschuss an Kaliumiodid versetzt, wobei die quantitative Reaktion abläuft:

$\mathrm{ClO^-} + 2\,\mathrm{I^-} + 2\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{I_2} + \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}$

Das gebildete Iod wird mit Natriumthiosulfat $0{,}0400\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ titriert, wobei bis zur Entfärbung des Iod-Stärke-Komplexes $18{,}50\,\mathrm{mL}$ benötigt werden:

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}$

1. a) Berechnen Sie die Stoffmenge an Natriumhypochlorit in der titrierten Teilprobe.
2. b) Bestimmen Sie die Konzentration an Natriumhypochlorit in der ursprünglichen Handelslösung in Gramm pro Liter. Gegeben: molare Atommassen in $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{Na} = 23{,}0$; $\mathrm{Cl} = 35{,}5$; $\mathrm{O} = 16{,}0$.

Wasserstoffperoxid wirkt in schwefelsaurem Medium gegenüber Kaliumpermanganat als Reduktionsmittel. Zur Bestimmung des Gehalts einer handelsüblichen Wasserstoffperoxid-Lösung mit der Dichte $1{,}015\,\mathrm{g\cdot mL^{-1}}$ werden $2{,}00\,\mathrm{mL}$ der Probe entnommen und in einem Messkolben auf $100{,}0\,\mathrm{mL}$ verdünnt. Anschließend wird eine Teilprobe von $20{,}00\,\mathrm{mL}$ dieser Lösung mit $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0150\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ titriert, wobei $19{,}60\,\mathrm{mL}$ Titrationslösung verbraucht werden.

Reaktion: $2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{H_2O_2} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 5\,\mathrm{O_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration an $\mathrm{H_2O_2}$ in der handelsüblichen Wasserstoffperoxid-Lösung.
2. b) Bestimmen Sie den Massenanteil (in %) an $\mathrm{H_2O_2}$ in dieser Handelsprobe. Gegeben: molare Atommassen in $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{H} = 1{,}0$; $\mathrm{O} = 16{,}0$.

Die Reinheit eines Minerals, das Pyrolusit ($\mathrm{MnO_2}$) enthält, wird mittels einer Redox-Rücktitration analysiert. $0{,}2450\,\mathrm{g}$ pulverisiertes Mineral werden eingewogen und in der Hitze mit $50{,}00\,\mathrm{mL}$ einer Maßlösung von Natriumoxalat ($\mathrm{Na_2C_2O_4}$) $0{,}0500\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ in überschüssiger Schwefelsäure behandelt, wobei sich das Mangandioxid gemäß der Reaktion vollständig löst:

$\mathrm{MnO_2} + \mathrm{C_2O_4^{2-}} + 4\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 2\,\mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$

Der nicht umgesetzte Oxalatüberschuss wird in der Hitze bei $60\,^\circ\mathrm{C}$ mit $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ titriert, wobei $17{,}85\,\mathrm{mL}$ verbraucht werden. Ein Blindversuch der Hilfsreagenzien mit demselben sauren Medium, aber ohne Mineral und ohne zugesetztes Oxalat, benötigt $0{,}35\,\mathrm{mL}$ $\mathrm{KMnO_4}$.

Titrationsreaktion: $2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{C_2O_4^{2-}} + 16\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 10\,\mathrm{CO_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Berechnen Sie die Netto-Stoffmenge an Oxalat, die tatsächlich mit dem Mangandioxid des Minerals reagiert hat.
2. b) Bestimmen Sie den Massenanteil an $\mathrm{MnO_2}$ im analysierten Mineral. Gegeben: molare Atommassen in $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{Mn} = 54{,}94$; $\mathrm{O} = 16{,}00$. Nehmen Sie an, dass das Gangmaterial inert ist und dass der Verbrauch des Blindwerts ausschließlich auf reduzierende Verunreinigungen der Hilfsreagenzien zurückgeht.

Bei der Synthese eines anorganischen Produkts erhält man eine Lösung, die Iodat-Ionen ($\mathrm{IO_3^-}$) und Iodid-Ionen ($\mathrm{I^-}$) enthält. Beim starken Ansäuern mit Schwefelsäure kommt es zur Komproportionierung beider Ionen unter Bildung von molekularem freiem Iod ($\mathrm{I_2}$):

$\mathrm{IO_3^-} + 5\,\mathrm{I^-} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 3\,\mathrm{I_2} + 3\,\mathrm{H_2O}$

Man geht von einer Lösung aus, die anfangs $1{,}200\,\mathrm{mmol}$ $\mathrm{KIO_3}$ und einen Überschuss an $\mathrm{KI}$ enthält. Nachdem das aus dem Prozess gewonnene Iod quantitativ aufgefangen wurde, wird es mit Natriumthiosulfat titriert gemäß:

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}$

Es wurde eine Lösung von $\mathrm{Na_2S_2O_3}$ $0{,}1500\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ verwendet, und das verbrauchte Nettovolumen betrug $43{,}20\,\mathrm{mL}$:

1. a) Berechnen Sie die theoretische Menge an $\mathrm{I_2}$, die sich bei einer Ausbeute von $100\,\%$ in der Komproportionierungsreaktion gebildet haben müsste.
2. b) Bestimmen Sie die tatsächliche Stoffmenge an $\mathrm{I_2}$, die sich aus der Titration ergibt, und leiten Sie die prozentuale Gesamtausbeute der Bildung und Rückgewinnung des Iods her.

Es liegt ein reines Salz vor, das ausschließlich Eisen(II)-oxalat-Dihydrat der Formel $\mathrm{FeC_2O_4 \cdot 2\,H_2O}$ enthält. In verdünnter, heißer schwefelsaurer Lösung werden beide enthaltenen Ionen ($\mathrm{Fe^{2+}}$ und $\mathrm{C_2O_4^{2-}}$) gleichzeitig vom Permanganat-Ion oxidiert:

$\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + \mathrm{e^-}$

$\mathrm{C_2O_4^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{e^-}$

$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} + 5\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Leiten Sie die nach der Ionen-Elektronen-Methode ausgeglichene Gesamtionengleichung her und bestimmen Sie die Gesamtzahl der übertragenen Elektronen je Formeleinheit $\mathrm{FeC_2O_4}$.
2. b) Werden $0{,}2159\,\mathrm{g}$ dieses reinen Salzes in überschüssiger Schwefelsäure gelöst und bei $60\,^\circ\mathrm{C}$ titriert, bestimmen Sie das Volumen (in Millilitern) der $\mathrm{KMnO_4}$-Lösung $0{,}0240\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, das bis zum Erreichen des bleibenden rosa Endpunkts verbraucht wird. Gegeben: molare Atommassen in $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{Fe} = 55{,}85$; $\mathrm{C} = 12{,}01$; $\mathrm{O} = 16{,}00$; $\mathrm{H} = 1{,}01$.