Das Liebig-Laboratorium Lehramt AC1 neu

unbedenkliche Oxidationsmittel eingestuft werden, da es nur Wasser hinterlässt und nicht etwa Salzsäure, Chlorid, oder chlorierte Verbindungen,
wie dies bei der Verwendung von Chlor geschieht.
In schwach saurer Lösung oxidert Wasserstoffperoxid Iodid zu Iod. Im folgenden Versuch wird entstandenes Iod durch die Iod-Stärke-Reaktion
nachgewiesen.
Versuch 6.6
Ca. 2 mL 3%-ige Wasserstoffperoxid-Lösung werden im Reagenzglas mit verdünnter Essigsäure angesäuert und mit 1 Tropfen 0,05 M
Kaliumiodid-Lösung und 1–2 Tropfen Stärkelösung versetzt. In der Kälte tritt sofort Blaufärbung ein. Anschließend wird das Gemisch mit
dem Bunsenbrenner bis zur Entfärbung erwärmt und die Lösung danach in ein Eisbad gestellt.
Frage 6.11
Erklären Sie Färbung und Entfärbung der Probe.
Frage 6.12
Stellen Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung des Redoxprozesses auf. Erklären Sie anhand der Redoxpotentiale, weshalb die
Reaktion von Wasserstoffperoxid und Iod freiwillig abläuft.
Mangan: Das chemische Chamäleon
Mangan kommt in seinen Verbindungen in den Oxidationsstufen II bis VII vor. Je nach Oxidationsstufe des Mangans hat die jeweilige
Verbindung eine andere Farbe. Auf Grund der Vielfalt der realisierbaren Oxidationsstufen und der damit verbundenen Farben wird Mangan auch
als „chemisches Chamäleon“ bezeichnet. Sehr schön lassen sich die verschiedenen Wertigkeitsstufen des Mangans durch Umsetzung von
Permanganat mit Perborat beobachten.
Versuch 6.7
Zu einigen mL verdünnter Kaliumpermanganat-Lösung (1:10) wird eine kleine Spatelspitze Perborat zugegeben. Es wird mit 3 M NaOH
versetzt. Innerhalb von 1–2 Minuten werden verschiedene Farbtöne durchlaufen. Erscheint die Lösung schließlich braun, so wird noch mit
2 M HCl angesäuert.
Frage 6.13
Halten Sie die Farbtöne in der Reihenfolge ihres zeitlichen Auftretens fest und recherchieren Sie, welche Oxidationsstufe zu welcher Farbe
gehört.
Ein Einblick in die Redoxchemie des Mangans
Permanganate sind starke Oxidationsmittel. Sie können daher aus Mangan(II)-Salzen nur mit sehr starken Oxidationsmitteln erzeugt werden. Im
folgenden Versuch oxidieren Sie Mn 2+ −
mit Hilfe von PbO zu MnO .
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Versuch 6.8
Die Lösung eines Mangan(II)-Salzes wird in einem Reagenzglas mit etwa demselben Volumen konzentrierter Salpetersäure versetzt und
anschließend vorsichtig eine Spatelspitze PbO 2 zugegeben. Spätestens nach dem Aufkochen ist eine deutliche Violettfärbung der Lösung
zu erkennen.
Frage 6.14
Stellen Sie die Teil- und Gesamtgleichungen für die Redoxreaktion auf.
Frage 6.15
Warum kann mit PbO Mn
2 2+ −
zu MnO oxidiert werden, wenn doch das Standardpotential des Redoxpaares PbO2 /Pb
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2+ etwas geringer ist als
− 2+
das von MnO /Mn ? Argumentieren Sie anhand der Reaktionsgleichung.
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6.4 Übungsanalysen
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Sowohl für die Übungs- als auch für die Vollanalyse werden Sie sich der Methode der Redoxtitration bedienen. Die Verwendbarkeit von
Redoxtitrationen für die Maßanalyse beruht auf der Tatsache, dass bei Redoxvorgängen notwendigerweise die Zahl der abgegebenen
Elektronen gleich der Zahl der aufgenommenen Elektronen ist. Das bedeutet, dass zwischen den Stoffmengen an Oxidations- und
Reduktionsmittel ein aus der Reaktionsgleichung genau bekannter stöchiometrischer Zusammenhang besteht. Die in ihrer Menge zu
bestimmende Verbindung wird also je nach ihren Eigenschaften mit einer Lösung eines Oxidations- oder Reduktionsmittels mit genau
bekanntem Gehalt titriert. So wie bei einer Säure-Base-Titration der Äquivalenzpunkt durch einen pH-Sprung gekennzeichnet ist, ändert sich bei
einer Redoxtitration im Äquivalenzpunkt sprunghaft das elektrochemische Potential. Die Größe des Potentialsprungs beeinflusst die
Titrationsgenauigkeit. Sie ist durch den Unterschied der Standardpotentiale gegeben. Um den Potentialsprung sichtbar zu machen, werden