Vor dem Äquivalenzpunkt
Zugegebenes violettes MnO₄⁻ wird durch noch vorhandenes Fe²⁺ verbraucht. Nach dem Mischen bleibt kein Permanganatüberschuss; die Eigenfarbe der Probe ist davon zu unterscheiden.
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Redoxtitration
Wie wird aus einer Elektronenbilanz eine Konzentrationsrechnung? Verfolge die Titration von Eisen(II) mit Permanganat bis zum Endpunkt.
1 MnO₄⁻ : 5 Fe²⁺
Elektronenbilanz · Endpunkt · Konzentration
Eine Redoxtitration bestimmt die Menge eines Redoxpartners
Bei einer Redoxtitration reagiert eine Probe unbekannter Konzentration mit einer Maßlösung bekannter Konzentration. Die Reaktion überträgt Elektronen. Aus dem verbrauchten Volumen und der ausgeglichenen Reaktionsgleichung berechnet man die Stoffmenge der Probe.
Unser Beispiel: Fe²⁺ wird mit Permanganat MnO₄⁻ in saurer Lösung titriert. Fe²⁺ gibt Elektronen ab und wird zu Fe³⁺; MnO₄⁻ nimmt Elektronen auf und wird zu Mn²⁺.
Vorwissen: Redoxgleichungen ausgleichen und Titrationsprinzip.
Aus fünf Elektronen folgt das Stoffmengenverhältnis 5 : 1
Oxidation: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
Reduktion: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
1. Ein Fe²⁺ gibt ein Elektron ab.
2. Ein MnO₄⁻ nimmt im sauren Milieu fünf Elektronen auf.
3. Multipliziere deshalb die Eisen-Halbreaktion mit fünf und addiere beide Gleichungen.
MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O
n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻)
H⁺ ist hier die übliche Kurzschreibweise für hydratisierte Protonen. Atome und Ladungen sind ausgeglichen: Gesamtladung links und rechts jeweils +17. Die oft verwendete 1:1-Formel c₁V₁ = c₂V₂ passt hier nicht ohne Faktor 5.
Ein kleiner Permanganatüberschuss zeigt den Endpunkt
Am Äquivalenzpunkt
Genau die passende Stoffmenge wurde zugegeben. Im stöchiometrischen Modell sind Fe²⁺ und MnO₄⁻ gerade vollständig umgesetzt.
Beobachteter Endpunkt
Ein sehr kleiner Überschuss MnO₄⁻ erzeugt eine bleibende schwache Rosafärbung. Permanganat dient damit selbst als Indikator.
Deutlich übertitriert
Eine kräftigere bleibende Färbung zeigt einen größeren Überschuss. Der gemessene Verbrauch und die daraus berechnete Fe²⁺-Konzentration werden zu groß.
Die Reaktion wird unter geeigneten sauren Bedingungen durchgeführt, üblicherweise mit Schwefelsäure. Bei ungeeignetem pH können andere Manganprodukte, etwa MnO₂, entstehen; dann gilt die hier verwendete Bilanz nicht. Die Seite ist ein Rechen- und Erklärmodell, keine eigenständige Versuchsanweisung.
Titrations-Labor: Wo beginnt der Überschuss?
Modellprobe: 20,0 mL mit 0,100 mol/L Fe²⁺. Maßlösung: 0,0200 mol/L MnO₄⁻. Das saure Milieu ist im Überschuss vorhanden.
Fe²⁺ übrig
0,500 mmol
MnO₄⁻ im Überschuss
0,000 mmol
Vor dem Äquivalenzpunkt: Fe²⁺ ist noch vorhanden.
Idealisiert vollständiger Umsatz nach dem Mischen. Die Farbskala blendet die Eigenfarben der Eisen-Ionen aus; die reale Sichtbarkeit hängt auch von Verdünnung und Beobachtung ab.
Beispiel: Die Eisen(II)-Konzentration berechnen
Gegeben: 20,00 mL Probe; c(MnO₄⁻) = 0,0200 mol/L. Bürettenstand am Anfang 1,20 mL, am Ende 19,80 mL.
1 · V(Maßlösung) = 19,80 − 1,20 = 18,60 mL = 0,01860 L
2 · n(MnO₄⁻) = c · V = 0,0200 · 0,01860 = 0,000372 mol
3 · n(Fe²⁺) = 5 · 0,000372 = 0,00186 mol
4 · c(Fe²⁺) = 0,00186 / 0,02000 = 0,0930 mol/L
Im Nenner steht das ursprünglich abgemessene Probenvolumen, nicht das Gesamtvolumen nach Zugabe von Säure und Maßlösung.
Rechenwerkstatt: Aus Verbrauch und Probenvolumen wird c
Gültig für die oben ausgeglichene Fe²⁺/MnO₄⁻-Reaktion im sauren Milieu. Volumina in mL eingeben.
c(Fe²⁺) = 5 · 0,0200 · 18,60 / 20,00 = 0,0930 mol/L.
Wurde die ursprüngliche Probe vor der Probenentnahme gezielt verdünnt, muss das Ergebnis zusätzlich mit diesem Verdünnungsfaktor multipliziert werden.
Reaktionsverhältnis und Messfehler getrennt prüfen
Andere Reaktion · anderes Verhältnis
Bei der Oxidation von H₂O₂ mit MnO₄⁻ im sauren Milieu gilt 5 : 2 statt 5 : 1. Die ausgeglichene Gleichung legt den Faktor fest.
Andere reduzierende Stoffe
Sie können zusätzlich Permanganat verbrauchen. Würde man alles Fe²⁺ zuordnen, wäre die berechnete Fe²⁺-Konzentration zu hoch.
2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O
Die Maßlösung muss eine zuverlässig bekannte Konzentration besitzen; real wird sie gegebenenfalls eingestellt. Wiederholte, übereinstimmende Titrationen helfen, zufällige Messfehler zu erkennen.
Acht Aufgaben: erst selbst lösen, dann vergleichen
1 · Welches Teilchen wird bei der Eisen-Titration oxidiert?
Tipp anzeigen
Oxidation bedeutet Elektronenabgabe.
Lösung anzeigen
Fe²⁺ wird zu Fe³⁺ oxidiert und gibt ein Elektron ab.
2 · Wie viele Elektronen nimmt MnO₄⁻ bei der Reduktion zu Mn²⁺ auf?
Tipp anzeigen
Mangan: Oxidationszahl +VII → +II.
Lösung anzeigen
Fünf Elektronen.
3 · Warum gilt n(Fe²⁺) = 5·n(MnO₄⁻)?
Tipp anzeigen
Gleiche die Elektronenzahlen beider Halbreaktionen an.
Lösung anzeigen
Fünf Fe²⁺ liefern zusammen die fünf Elektronen für ein MnO₄⁻.
4 · Was zeigt die bleibende schwache Rosafärbung an?
Tipp anzeigen
Welches Teilchen ist violett gefärbt?
Lösung anzeigen
Einen kleinen Permanganatüberschuss. Der beobachtete Endpunkt liegt geringfügig nach dem idealen Äquivalenzpunkt.
5 · 0,0200 mol/L MnO₄⁻; 12,50 mL Verbrauch; 25,00 mL Probe: Berechne c(Fe²⁺).
Tipp anzeigen
c = 5·c(Maßlösung)·V(Verbrauch)/V(Probe).
Lösung anzeigen
c = 5 · 0,0200 · 12,50/25,00 = 0,0500 mol/L.
6 · Zur Probe kommt destilliertes Wasser. Ändert das den theoretischen Verbrauch?
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Bleibt die Stoffmenge Fe²⁺ gleich?
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Bei unveränderter Fe²⁺-Stoffmenge und weiterhin geeigneten Reaktionsbedingungen nein. Die Probe wird nur verdünnt.
7 · Welche Wirkung hat deutliches Übertitrieren auf das berechnete Ergebnis?
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Der eingesetzte Verbrauch wird zu groß.
Lösung anzeigen
Die berechnete Fe²⁺-Konzentration wird zu hoch.
8 · Darf der Faktor 5 direkt für eine H₂O₂-Titration übernommen werden?
Tipp anzeigen
Prüfe die zweite Gesamtgleichung.
Lösung anzeigen
Nein. Hier gilt n(H₂O₂) = (5/2)·n(MnO₄⁻). Das Verhältnis hängt von der Reaktion ab.
Kurzer Begriffscheck
Am idealen Äquivalenzpunkt der Fe²⁺/MnO₄⁻-Titration gilt …
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Für den Unterricht: Elektronenbilanz mit Messwerten verbinden
Einstieg: Den Faktor 5 aus den Halbreaktionen herleiten.
Partnerarbeit: Vorhersagen, was vor, am und nach dem Äquivalenzpunkt übrig bleibt.
Sicherung: Bürettenverbrauch, Stoffmengenverhältnis und Probenvolumen in einer vollständigen Rechnung verknüpfen.
Kostenlose Materialien zum Weiterüben
Redoxgleichungen in wässriger Lösung – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)
Chemische Grundlage: Redoxgleichungen in wässriger Lösung ausgleichen.
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Oxidationszahlen & Redoxreaktionen – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)
Vorbereitung: Oxidationszahlen und Elektronenübertragung üben.
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Titration auswerten – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)
Ergänzende Auswertungsübungen zum Titrationsprinzip; kein spezielles Permanganometrie-Blatt.
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