Versuch 1-6 (ROG)

Praktische Einführung in die ChemieIntegriertes Praktikum:Versuch 1-6 (ROG)RedoxgleichgewichtVersuchs-Datum: 9. Mai 2012Gruppenummer: 8Gruppenmitglieder:Domenico PaonePatrick KüssnerMichael SchmidAssistent/-in:Herr Lotter

Inhaltsverzeichnis1 Theorie 31.1 Oxidation und Reduktion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31.2 Die elektrochemische Spannungsreihe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31.3 Die Nernst´sche Gleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41.4 Aufstellen von Redoxgleichungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51.5 Synproportionierung und Disproportionierung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 52 Elektrochemische Spannungsreihe 62.1 Aufgabenstellung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62.2 Versuchsdurchführung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62.3 Beobachtungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62.4 Reaktionsgleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62.5 Deutung und Auswertung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83 Abhängigkeit des Redoxpotentials vom pH–Wert 93.1 Aufgabenstellung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.2 Versuchsdurchführung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.3 Beobachtungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.4 Reaktionsgleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.5 Deutung und Auswertung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.6 Zusatzaufgabe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104 Redox–Amphoterie, Dis- und Synproportionierung 114.1 Aufgabenstellung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114.2 Versuchsdurchführung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114.3 Beobachtungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114.4 Reaktionsgleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114.5 Deutung und Auswertung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 125 Redox–Titration einer Cu 2+ –Kationen–Lösung 135.1 Aufgabenstellung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135.2 Versuchsdurchführung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135.3 Beobachtungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135.4 Reaktionsgleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135.5 Auswertung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135.6 Zusatzaufgabe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142∣

1 Die elektrochemische Spannungsreihe 11.3 Die Nernst´sche GleichungDie Nernst´sche Gleichung beschreibt die Abhängigkeit des Potentials eines Redoxsystems vonder Konzentration und Temeperatur. Es lässt sich wie folgt berechnen:E = E 0 + R T ( )z F · ln cOxc RedJR ist die Gaskonstante (R = 8.314mol), T die Temperatur, F die Faraday-Konstante und z dieZahl der übertragenen Elektron im Redoxpaar. Unter Annahme der Normalbedingungen (also1 http://www.chemgapedia.de/vsengine/media/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_11/kap11_2/grafik/spannungsreihe.gif (13.05.2012)4∣

T = 298 K) und den dekadischen Logarithmus folgt:E = E 0 + 0.059z( )cOx· logc Red1.4 Aufstellen von RedoxgleichungenZum Aufstellen von Redoxgleichungen sind einige Regeln zu beachten. Sehr wichtig ist es immerdaran zu denken, dass zu jeder Oxidation immer eine Reduktion stattfindet. Die Elektronenbilanzmuss dabei ausgeglichen sein. Ebenfalls wichtige Redegln sind:• werden in einer alkalischen Lösung Oxidanionen benötigt, so muss man so viele OH − Ionewie nötig zuführen• werden in einer sauren Lösung Oxidanionen benötigt, so muss man so viele H 2 O Molekülewie nötig zuführen. Dabei werden H + Kationen frei.• müssen freiwerdende Oxidanionen abgefangen werden, so müssen in saurer Lösung H +Kationen eingesetzt werde• müssen freiwerdende Oxidanionen in alkalischer Lösung abgefangen werden, so müssenWasser-Moleküle eingesetzt werdenIn saurer Lösungen entstehen nie OH − Anionen, sowie in alkalischer Lösung niemals H + Kationenentstehen können.1.5 Synproportionierung und DisproportionierungAls Synproportionierung bezeichnet man einen Vorgang, bei dem vor der Reaktion sich die Oxidationsstufeeines Atoms eines Elements sowohl in einer hohen als auch in einer niedrigen befindetund nach der Reaktion alle Atome dieses Elements eine gemeinsame Oxidationsstufe besitzen.Befindet sich ein Atom eines Elements vor der Reaktion in einer mittleren Oxidationsstufeund nach der Reaktion die Atome dieses Elements in einer höheren und tieferen Oxidationsstufe,so spricht man von einer Disproportionierung.∣5

2 Elektrochemische Spannungsreihe2.1 AufgabenstellungEs sind verschiedene Redoxpaare zu untersuchen und in die elektrochemische Spannungsreiheeinzuordnen.2.2 VersuchsdurchführungEs sind vier Reagenzgläser mit verdünnter Salzsäure, ca. 2 cm hoch zu befüllen. Danach werdenein Stück Magnesium–Band, eine Zinkraspel, etwas Nickel–Pulver und einige blanke Kupferspänehinzugegeben. In drei Reagenzgläser werden Zinkraspel mit wenigen Tropfen konzentrierterSalzsäure, verdünnter Salpetersäure und konzentrierter Salpetersäure versetzt. Dies wird mitKupferspänen Wiederholt.2.3 BeobachtungenMagnesium Band Zinkraspel Nickelpulver KupferspäneEs kommt sofort zu Es kommt sofort zu Es kommt sofort zu Eine Reaktion isteiner Reaktion, die einer Reaktion, die einer Reaktion, die nicht erkennbar.aber sehr schnell vorbeilange andauert (bist sehr lange anhält Einzig eine leichteist. Es kommt zu einer Stunden). Es (mehrere Stunden). Gelbfärbung ist zuzu starken Blubbern kommt zu einer leichtenEine leichte Blasenbil-sehen.und Schäumen. KeineBlasenbildung. dung ist zu erkennen.Farbänderung Keine Farbänderung. Die Farbe ändert sichzu dunkel-grün.1 Beobachtungen mit verdünnter Salzsäurekonzentrierte Salzsäure verdünnte Salpetersäure konzentrierte Salpetersäuresofortige, schnelle Reaktion langsame Reaktion heftige ReaktionGasbildung Gasbildung Gasbildung2 Beobachtungen mit Zinkkonzentrierte Salzsäure verdünnte Salpetersäure konzentrierte Salpetersäurekeine Reaktion langsame Reaktion heftige Reaktionleichte Blasenbildung Blasenbildungblaue Färbungblaue Färbung3 Beobachtungen mit Kupfer2.4 Reaktionsgleichung• Verdünnte Salzsäure + Magnesium: Es kommt zu einer heftigen Reaktion unter Gasentwicklung,bei der sich das Magnesium schnell vollständig auflöst.6∣

IReduktion: 2 H + + 2 e −Oxidation:0MgRedoxreaktion:0Mg + 20H2IIMg 2+ + 2 e −IH +IIMg 2+ + 0 H 2• Verdünnte Salzsäure + Zink: Obwohl es sofort nach der Zugabe des Zinkes gleich zu einerGasentwicklung kommt, ist die Reaktion sehr langsam.IReduktion: 2 H + + 2 e −0H2Oxidation:0ZnRedoxreaktion:II0Zn + 2Zn 2+ + 2 e −IH +IIZn 2+ + 0 H 2• Verdünnte Salzsäre + Nickel: Die Reaktion läuft sehr langsam ab. Man kann eine grün/schwarzFärbung beobachten.IReduktion: 2 H + + 2 e −0H2Oxidation:0NiRedoxreaktion:II0Ni + 2Ni 2+ + 2 e −IH +IINi 2+ + 0 H 2• Verdünnte Salzsäure + Kupfer: Es kommt zu keiner Reaktion• konzentrierte Salzsäure + Zink: Das Zink reagiert heftiger als mit verdünnter Salzsäure.Reduktion: 2Oxidation:0ZnRedoxreaktion:IH + + 2 e −II0Zn + 20H2Zn 2+ + 2 e −IH +IIZn 2+ + 0 H 2• verdünnte Salpetersäure + Zink: Man kann die Entstehung eines braunen Gases NO 2 beobachten.Reduktion: N V −IIO − 3 + 4 H I −II3 O + II+ 3 e- N −IIO + 6 H I −II2 OOxidation:0ZnIIZn 2+ + 2 e −Redoxreaktion: 2 V N −IIO 3 − + 8 I H 3−IIO + + 3 0 ZnBraunes Gas: 2 II N −IIO + 0 O 22 IV N −IIO 22 II N −IIO + 12 I H 2−IIO + 3IIZn 2+• konzentrierte Salpetersäure + Zink: Die Reaktion ist schnelle vorbei, Wie bei der Reaktionmit verdünnter Salpetersäure entsteht ein braunes Gas.Reduktion: N V −IIO − 3 + 4 H I −II3 O + + 3 e-Oxidation:0ZnIIZn 2+ + 2 e −Redoxreaktion: 2 V N −IIO 3 − + 8 I H 3−IIO + + 3 0 ZnBraunes Gas: 2 II N −IIO + 0 O 22 IV N −IIO 2IIN −IIO + 6 H I −II2 O2 II N −IIO + 12 I H 2−IIO +• konzentrierte Salzsäure + Kupfer: Es kommt zu keiner ReaktionIIZn 2+∣7

• Verdünnte Salpetersäure + Kupfer: Die Reaktion läuft langsam ab. Es ist eine leichte Blaufärbungzu beobachtenReduktion: N V −IIO − 3 + 4 H I −II3 O + + 3 e-Oxidation:0CuIICu 2+ + 2 e −Redoxreaktion: 2 V N −IIO 3 − + 8 I H 3−IIO + + 3 0 CuBraunes Gas: 2 II N −IIO + 0 O 22 IV N −IIO 2• Konzentrierte Salpetersäure + Kupfer:Reduktion: N V −IIO − 3 + 4 H I −II2 O + + 3 e-Oxidation:0CuIICu 2+ + 2 e −Redoxreaktion: 2 V N −IIO 3 − + 8 I H 3−IIO + + 3 0 CuBraunes Gas: 2 II N −IIO + 0 O 22.5 Deutung und Auswertung2 IV N −IIO 2IIN −IIO + 6 H I −II2 OIIN −IIO + 6 H I −II2 O2 II N −IIO + 12 I H 2−IIO + 32 II N −IIO + 12 I H 2−IIO + 3IICu 2+IICu 2+Es lässt sich leicht erkennen, dass die Reaktionsgeschwindigkeit von Magnesium über Zink undNickel zu Kupfer mit Salzsäure abnimmt. Die Salzsäure dissoziiert in Wasser zu Protonen undChloridionen. Bei der Reaktion von Magnesium mit verdünnter Salzsäure, wird das Magnesiumoxidiert, die Protonen zu Wasserstoff reduziert. Da diese Reaktion stark und schnell abläuftlässt sich daraus schließen das Magnesium ein starkes Reduktionsmittel ist. Die Reaktion vonZink mit verdünnter Salzsäure verläuft langsamer als die mit Magnesium. Zink wird oxidiertund Protonen reduziert. Bei der Reaktion von Nickel mit Salzsäure passiert lange nichts, da sicheine Oxidschicht um das Nickel bildet. Sobald diese Oxidschicht gelöst ist beginnt die Reaktion.Nickel wird oxidiert während Protonen reduziert werden. In der elektrochemischen Spannungsreihekann man erkennen, dass Cu/Cu + ein Standardpotential von 0.52V und H 2 /2H + ein Standardpotentialvon 0V besitzt. Also können Protonen nicht Kupfer oxidieren. Bei der ReaktionZink mit Salzsäure, sowie mit Salpetersäure liegt eine Redoxreaktion vor. Das Zink wird oxidiertund die Protonen sowie der Stickstoff aus dem Nitrat werden reduziert. Dabei ist Nitrat einstärkeres Oxidationsmittel als die Protonen. Deshalb ist die Reaktion mit Salpetersäure schnellerund heftiger als die mit Salzsäure. Die Reaktion von Kupfer und Salzsäure läuft nicht ab. Da dasNitrat ein stärkeres Oxidationsmittel ist, kann es das Kupfer oxidieren. Allerdings nur wenn dieKonzentration hoch genug ist.8∣

∣ ∣∣∣∣93 Abhängigkeit des Redoxpotentials vom pH–Wert3.1 AufgabenstellungEs soll die Abhängigkeit des Redoxpotentials vom pH–Wert untersucht werden.3.2 VersuchsdurchführungEine KNO 3 –Lösung wird 3 cm hoch in ein Reagenzglas gegeben und mit wenig Schwefelsäureangesäuert. Zu dieser Lösung wird ca. 1 cm hoch (NH 4 ) 2 Fe[SO 4 ] 2 –Lösung hinzugegeben unddurchmischt. Diese Mischung wird nun mit konzentrierter Schwefelsäure vorsichtig unterschichtet,indem die Schwefelsäure an der inneren Wand des schräg gehaltenen Reagenzglases herunterfließt.In einem Becherglas wird etwas Fe[SO 4 ] in wenig Wasser gelöst und mit einer SpatelspitzeKNO 3 sowie drei NaOH–Plätzchen vermischt. Das Becherglas wird mit einem Uhrglas, andessen Unterseite ein Stück feuchtes Indikatorpapier geklebt ist, bedeckt. Das Becherglas wirdvorsichtig mit dem Bunsenbrenner erhitzt.3.3 BeobachtungenBei dem ersten Versuchsteil entsteht ein brauner Ring im Reagenzglas. Darunter befindet sicheine klare Lösung. Im zweiten Versuchsteil wird die Lösung blau nach Zugabe der NaOH–Tabletten. Nach dem Erhitzen und etwas längerem warten, wird das Indikatorpapier leicht bläulich.3.4 ReaktionsgleichungVersuch 1:Oxidation:IIFe 2+IIIFe 3+ + e –Reduktion: V N −IIO 3 − + 4 I H 3−IIO + + 3 e –Redoxreaktion: V N −IIO 3 − + 4 I H 3−IIO + + 3IIFe 2+IIN −IIO + 6 H I −II2 OIIN −IIO + 6 H I −II2 O + 3IIIFe 3+Komplexbildung: [Fe(H 2 O) 3+(aq) ]+NO 3(aq) [Fe(H 2 O) 5 NO] 3+(aq) + H 2 OVersuch 2:Oxidation:IIFe 2+ + 3O−IIIH −Reduktion: N V −IIO − 3 + 6 H I −II2 O + 8 e-IIIFe( −IIOH) I 3 + e –9 −II IOH − + −IIINH I 3IIRedoxreaktion: 8 Fe 2+ + 15 −II IOH − + N V −IIO − 3 + 6 H I −II2 O8 IIIFe( −IIO I H 3 ) + −IIIN I H 3Am Urglas: NH 3 + H 2 ONH 4 + + OH −3.5 Deutung und AuswertungNach Zugabe des Ammonium–Eisen(II)–Sulfats zum angesäuerten Kaliumnitrat liegen in derLösung Eisen(II)–Kationen, sowie Nitrat–Anionen vor. Diese reagieren in einer Redoxreaktion zuEisen(III)–Kationen und Stickstoffmonoxid. Die Eisen(III)–Kationen bilden mit Wasser ein Komplex,an welchem sich das Stickstoffmonoxid anlagert. Der neu entstandene Komplex besitzt eine

aune Farbe, welche in der Lösung sichtbar wird. Die Eisen(II)–Ionen werden zu Eisen(III)–Ionen oxidiert. Diese reagieren im alkalischen mit den Hydroxidionen zu Eisenhydroxid. DerStickstoff in den Nitrationen ist im Alkalischen ein viel stärkeres Oxidationsmittel als im Sauren.Dies ist daran ersichtlich, dass Stickstoff sogar zum Ammoniak reduziert wird. Der entstandeneAmmoniak ist gasförmig und reagiert mit dem Wasser auf dem Indikatorpapier zu Ammoniumionenund Hydroxidionen, welche das Papier blau färben.3.6 ZusatzaufgabeDas Redoxpotential von Fe 2+ /Fe 3+ beträgt in saurer Lösung +0,77 V. In alkalischer Lösung -0,69V. 22 http://www.uni-siegen.de/fb8/ac/hjd/lehre/uebungenac2ss05.html?lang=de (12.05.2012, 16:50)10∣

4 Redox–Amphoterie, Dis- und Synproportionierung4.1 AufgabenstellungEs sollen die Begriffe Redoxamphoterie, Disproportionierung und Kom- bzw. Synproportionierunganhand eines Experimentes geklärt werden.4.2 VersuchsdurchführungWenige ml einer KMnO 4 –Lösung (ca. 2 cm) werden in einem Reagenzglas mit wenigen Tropfeneiner alkalischen MnSO 4 –Lösung (eine Spatelspitze MnSO 4 und eine NaOH –Perle in Wasserlösen) versetzt. Zu wenigen ml einer 30% H 2 O 2 –Lösung wird in einem Reagenzglas eineSpatelspitze MnO 2 hinzugegeben. In das entstehende Gas wird ein glimmender Span gehalten.Einige ml einer stark verdünnten 30% H 2 O 2 –Lösung werden in einem Reagenzglas mit NaOHstark alkalisch gemacht. Dazu werden einige Tropfen einer MnSO 4 –Lösung gegeben. Einige mlKMnO 4 –Lösung werden mit wenigen Tropfen Schwefelsäure angesäuert und tropfenweise mit30% H 2 O 2 –Lösung versetzt.4.3 BeobachtungenKMnO 4 –Lösung färbt sich violett, alkalische MnSO 4 –Lösung beige, gemischt färbt sich die KMnO 4 –Lösung schwarz. Nach Zugabe einer Spatelspitze MnO 2 reagiert das H 2 O 2 heftig. Der glimmendeSpan entzündet sich, wenn man ihn in das Reagenzglas hält, da Sauerstoff bei der Reaktion entsteht.Die Lösung färbt sich unter viel Gasentwicklung (sprudeln) braun, dabei wird Wärmefrei. Sofortige Reaktion, die Lösung klart auf, Blasenbildung nach wenigen Tropfen von H 2 O 2 ,komplett farblos.4.4 ReaktionsgleichungVersuch 1:Oxidation: Mn 2+ + 4 −IIOIIIH −VIIReduktion: Mn −IIO − 4 + 2 H I −II2 O + 3 e-IIRedoxreaktion: 3 Mn 2+ + 2 Mn VII −IIIVMn −IIO 2 + 2 H I −II2 O + 2 e-O − 4 + 4 −IIOIVMn −IIIH −O 2 + 4 −IIOIH −5 IVMn −IIO 2 + 2 I H 2−IIOBei dieser Reaktion handelt es sich um eine Symproportionierung des Mangans, was man anden Oxidationszahlen bei der Redoxreaktion sieht.Versuch 2:−I0 IOxidation:IH 2 O 2 O2 + 2H + + 2 e-Reduktion: H I −I I2 O 2 + 2H + −II+ 2 e-IH 2 ORedoxreaktion: 2 I H 2−IO 2 + IVMn −IIO 22 I H 2−IIO + 0 O 2 + IVMn −IIO 2Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Disproportionierung. Die Glimmspanprobe zeigtdie Sauerstoffentwicklung.∣11

Versuch 3:Oxidation: Mn 2+ + 4 −IIOReduktion: H I −I2 O 2 + 2 e-IIIIIH −2 −II IOIIVMn −IIO 2 + 2 H I −II2 O + 2 e-H −Redoxreaktion: Mn 2+ + 2 −IIOH − + H I −I2O 2IVMn −IIO 2 + 2 H I −II2 OIn diesem Versuchsteil ist das Wasserstoffperoxid ein Oxidationsmittel.Versuch 4:Oxidation:Reduktion: 8−I0 IIH 2 O 2 O2 + 2 H + + 2 e-IH + + VIIMn −IIO 4 − + 5 e-Redoxreaktion: 5 I H 2−IIO + 2 VIIMn −IIO 4 − + 6IIMn 2+ + 4 H I −II2 OIH + 2IIMn 2+ + 8 I H 2−IIO 2 + 5 0 O 2In diesem Versuchsteil ist das Wasserstoffperoxid ein Reduktionsmittel. Das heißt Wasserstoffperoxidist ein redoxamphoterer Stoff, da es manchmal als Reduktions- und manchmal als Oxidationsmittelwirkt.4.5 Deutung und AuswertungDie Reaktion im ersten Teil wird als Kom– bzw. Synproportionierung bezeichnet. Dabei liegtdas Mangan als Edukt mit den Oxidationsstufen VII und II vor. Als Produkt nur noch in derOxidationsstufe IV. Die Reaktion im zweiten Teil wird als Disproportionierung bezeichnet. Dabeiliegt der Sauerstoff als Edukt in den Oxidationsstufen -I und -II vor. Als Produkt besitzt er dieOxidationsstufen 0 und -II. Im dritten Teil wirkt das Wasserstoffperoxid als Oxidationsmittel.Dabei entsteht Sauerstoff, welcher mittels Glimmspan nachgewiesen wird. Im vierten Teil wirktdas Wasserstoffperoxid als Reduktionsmittel. Somit ist Wasserstoffperoxid ein redox–amphotererStoff.12∣

5 Redox–Titration einer Cu 2+ –Kationen–Lösung5.1 AufgabenstellungDie Stoffmenge an Cu 2+ in einer unbekannten Lösung mit Hilfe einer iodometrischen Redoxtitrationbestimmt werden.5.2 VersuchsdurchführungDie Analyse–Lösung wird im Meßkolben bis zur 100 ml Marke mit demineralisiertem Wasseraufgefüllt und gut gemischt. Danach werden 25 ml der Analyse–Lösung in einem Erlenmeyerkolbenabpipettriert und mit demineralisiertem Wasser auf etwa 150 ml aufgefüllt, mit ca. 5 mlEssigsäure und mit 2 g Kaliumiodid versetzt. Es entsteht ein Niederschlag von Kupfer(I)iodid.Anschließend wird die Lösung mit 3 ml gesättigter Stärkelösung versetzt. (Dazu werden zweiSpatelspitzen Stärkepulver in einem Reagenzglas durch erhitzen in Wasser gelöst.) Nach der Zugabeder Stärkelösung verfärbt sich die Lösung blau. Über eine Bürette wird Na 2 S 2 O 3 –Maßlösungin die Lösung titriert. Sobald die Blaufärbung für ca. eine Minute verschwindet wird das Ergebniserrechnet und bei dem Assistent nachgeprüft.5.3 BeobachtungenDie Titration startet bei 0 ml auf der Bürette und endet bei 12.25 ml. Der Titrationspunkt kannjedoch aufgrund von mangelndem Durchmischen der Lösung oder sonstigen Ungenauigkeitenknapp verpasst werden (siehe Versuch).5.4 ReaktionsgleichungZugabe des Kaliumiodids zur Kupferlösung:−IOxidation: 2 I − 0I2 + 2 e-Reduktion: Cu 2+ + e-Redoxreaktion: 2IIIICu 2+ + 2ICu +−II − 2ICu + + 0 I 2Iodometrische Redoxtitration:Oxidation: 2 S II −II2 O 2 − 2.5 −II3 S 4 O 2 − 6 + 2 e-Reduktion: 0 I 2 + 2 e- 2−II −Redoxreaktion: I 0 2 + 2 S II −II2 O 2 − −I3 2 I − + 2.5 −IIS 4 O 2 −65.5 AuswertungWobei n die Stoffmenge an Cu 2+ , c die Konzentration, V das titrierte Volumen und F A der aliquoteFaktor ist.n = c Na2 S 2 O 3· V Na2 S 2 O 3·F A= 0.1 mol100 ml· 12.25 ml·l25 ml= 4.9 mmol∣13

Die bestimmte Stoffmenge an Cu 2+ –Ionen in der Lösung beträgt 4.9 mmol, der Sollwert ist4.74 mmol. Das Ergebnis erklärt sich aus dem übertitrieren. Der prozentualer Fehler beträgt alsoim Versuch 3.38 %.5.6 ZusatzaufgabeCu2 + /Cu + hat ein Redoxpotential von +0.16 V. I – /I 2 hat ein Redoxpotential von +0.53 V. Darausfolgt, dass das Normalpotential der Redoxpaare -0.386 V beträgt. S 2 O 32 − /S 4 O 62 − hat ein Redoxpotentialvon -0.17 V. Subtrahiert man diesen Wert mit dem Redoxpotential des Iods, folgt darausein Normalpotential der Redoxpaare von -0.34 V.14∣