Chemie-Praktikum - Stromberg

Chemie-Praktikum
Versuch 12/11
Datum:
Redoxtitration; Korrosion
Protokoll:
Mitarbeiter:
Teil I: Redoxtitration
Grundlagen:
Bisher kennen wir die Säure-Base-Titration. Dabei wird z. B. einer sauren Lösung unbekannter
Konzentration die äquivalente Menge einer basischen Lösung bekannter Konzentration zugesetzt. Den
Äquivalenzpunkt ( d. h. den vollständigen Ablauf der Reaktion) erkennt man normalerweise mit Hilfe
eines geeigneten Indikators.
Das gleiche Prinzip lässt sich natürlich auch bei Redoxreaktionen anwenden. So kann man z. B. einem
Reduktionsmittel unbekannter Konzentration soviel Oxidationsmittel zusetzen, bis die Reaktion
vollständig abgelaufen ist, d. h. der Äquivalenzpunkt erreicht ist. Wir wollen exemplarisch zwei
Verfahren kennenlernen:
a) Die Manganometrie
Bei dieser Reaktion wird das Permanganat-Ion als Oxidationsmittel eingesetzt. Man arbeitet dabei
meist in schwefelsaurem Milieu. (Weshalb?) Dabei wird das violette Permanganat-Ion zum praktisch
farblosen Mn2+-Ion reduziert. Der Äquivalenzpunkt dieser Titration lässt sich leicht erkennen, da der
erste überschüssige Tropfen Permanganat-Lösung in der bisherigen farblosen Lösung eine schwache
Rosafärbung hervorruft.
b) Die Jodometrie
Bei diesem Verfahren wird elementares Iod als Oxidationsmittel eingesetzt. Iod wird dabei zum IodidIon reduziert. Auch bei dieser Reaktion kann der vollständige Ablauf (d. h. der Äquivalenzpunkt) im
Prinzip durch einen Farbwechsel erkannt werden: I2 ist in wässriger Lösung (=Iodwasser) braun
gefärbt (reines Iod ist violett), die entstehenden Iodid-Ionen sind farblos. Der erste überschüssige
Tropfen Iod-Lösung würde also hier eine Braunfärbung hervorrufen. Da jedoch die braune Farbe von
Iodwasser nur eine geringe Intensität aufweist, setzt man der Lösung etwas Stärkelösung zu.
Elementares Iod ergibt mit Stärke eine intensive Blaufärbung. (Den Grund dafür werden wir bei der
Besprechung der Kohlenhydrate erfahren)
Anmerkung: Für Fälle, bei denen sich der Äquivalenzpunkt nicht so leicht erkennen lässt wie bei den
eben beschriebenen Methoden, gibt es Redoxindikatoren, die den Äquivalenzpunkt durch einen
Farbumschlag anzeigen.
Aufgabe 1: Bestimme den Gehalt an Perborat in einem Vollwaschmittel
Anmerkung: Vollwaschmittel enthalten Perborate zur Oxidation organischen Schmutzes, z. B. Saftoder Obstflecken in der Wäsche. (Näheres folgt später) Perborat hat die Summenformel
NaBO2.H2O2.3 H2O. Die wirksame Komponente ist das H2O2. Im Perborat liegt also praktisch
Wasserstoffperoxid in "fester Form" vor.
Wie wir im Versuch 12/9 gesehen haben, ist Wasserstoffperoxid zwar ein Oxidationsmittel, gegenüber
dem noch stärkeren Oxidationsmittel MnO4- ist es jedoch Reduktionsmittel. Der Perboratgehalt eines
Vollwaschmittels lässt sich deshalb durch Titration mit Permanganat bestimmen.
Durchführung:
Etwa 0,3 g des Waschmittels werden auf mg genau abgewogen. Im 500ml-Erlenmeyerkolben mit 300
ml dest. Wasser übergießen. 1 ml konz. Schwefelsäure auf 20 ml verdünnen (die Säure zum Wasser
gießen, nicht umgekehrt!) und der Waschmittellösung zusetzen. Mit Kaliumpermanganat-Lösung der
Konzentration 0,02 mol/1 titrieren.
Versuch zweimal durchführen. Mittelwert bilden.
Auswertung:
1) Reaktionsgleichung für die Reaktion von MnO4- mit H2O2.
2) Wieviel mol Permanganat-Ionen waren in dem zugesetzten Volumen an Permanganat-Lösung?
Wieviel mol H2O2 waren also in der untersuchten Probe?
3) Wieviel mol NaBO2.H2O2 .3 H2O waren in der untersuchten Probe enthalten. Welcher Menge in g
entspricht dies?
Berechne den Prozent-Gehalt an Natriumperborat.
Aufgabe 2: Bestimme die Löslichkeit von Iod in Wasser und in Ethanol
Für diese Aufgabe kehren wir das oben beschrieben Verfahren der Iodometrie um: Wir titrieren eine
Lösung mit einem unbekannten Gehalt an Iod mit einem Reduktionsmittel bekannter Konzentration
(Natriumthiosulfat-Lösung mit der Konzentration 0,1 mol/1; Na2S2O3). Die dabei ablaufende Reaktion
haben wir bereits im Praktikum 12/2 kennengelernt:
2 S2O32-
+
I2

S4O62-
blaue Farbe
mit Stärke
+
2 Ifarblos
Durchführung
a) Iod in Wasser:
200 ml der mit Iod gesättigten Lösung werden mit 20 ml verd. Schwefelsäure versetzt, außerdem gibt
man noch etwa 5 ml Stärke-Lösung zu.
Es wird bis zum Umschlag von blau nach farblos mit Thiosulfat-Lösung (c=0,1 mol/1) titriert.
Verbrauch an Thiosulfat-Lösung registrieren..
b) Iod in Ethanol:
1 ml der mit Iod gesättigten Lösung wird unter Zusatz von etwas KI mit dest. Wasser auf etwa 100 ml
aufgefüllt, mit 10 ml verd. Schwefelsäure sowie etwa 2 ml Stärkelösung versetzt und wie bei a) mit der
Thiosulfat-Lösung titriert.
Da Iod in Ethanol viel besser löslich ist als in Wasser, könnte beim Verdünnen der ethanolischen IodLösung mit Wasser Iod ausfallen. Durch die Zugabe von KJ wird dies verhindert: Die I--lonen bilden
mit I2-Molekülen I3--Ionen, so dass kein I2 ausfallen kann.
Anmerkung: Eine Lösung, die etwa 5% Iod in 90%igem Ethanol enthält, wird in der Medizin als
Iodtinktur verwendet.
Auswertung:
Wie bei der Bestimmung von Perborat. Beachte die angegebene Reaktionsgleichung!
Zusatzfrage:
Warum ist Iod in Ethanol viel besser löslich als in Wasser?
Teil II: Korrosion (Lokalelemente )
Unter Korrosion versteht man die unbeabsichtigte Zerstörung von Werkstoffen durch chemische oder
elektrochemische Reaktionen. Für das Rosten von Eisen wurde bisher folgende Gleichung
geschrieben:
4 Fe +3O2

2 Fe2O3
Nun ist aber bekannt, dass feuchte und salzhaltige Luft Korrosionsvorgänge sehr stark begünstigt. Die
wirklichen Vorgänge müssen also etwas komplizierter verlaufen.
Wie wir sehen werden, spielen dabei Kontaktstellen zwischen zwei verschieden edlen Metallen eine
wesentliche Rolle, sogenannte Lokalelemente. Strenggenommen spricht man von einem Lokalelement
nur dann, wenn die nahe beieinander liegenden Elektrodenstellen kleiner als 0,01 mm2 sind.
Geräte und Chemikalien: Sind bei den Versuchen angegeben.
Durchführung:
a) Modellversuch zur elektrochemischen Korrosion
Zur Verfugung stehen die Metalle Kupfer, Silber, Zink und Blei.
Zunächst werden ein Zinkblech und ein Kupferstreifen im 100ml-Becherglas in dest. Wasser getaucht
und über ein Strommessgerät leitend miteinander verbunden. Ergebnisse in die unten angegebene
Tabelle eintragen.
Jetzt werden zum Wasser einige Körnchen Salz gegeben. Ergebnisse notieren, evtl. in den
nächstgrößeren Messbereich umschalten.
In einem neuen Versuch werden in das Becherglas 50-60 ml dest. Wasser sowie 10-15 ml verd.
Salzsäure gegeben. Ergebnisse notieren, beachte die Wasserstoffentwicklung.
Um vergleichbare Ergebnisse zu erhalten, sollten die Metalle immer gleichtief in die Lösung
eintauchen. Die Versuche sollten mit mindestens drei Metallkombinationen durchgeführt werden.
Stromstärke in mA/Stromrichtung
Metallkombination
dest. Wasser
Salzlösung
verd. Salzsäure
Blech, an dem
H2 entweicht
b) Lokalelemente
Ein Streifen Zink wird zunächst mit Schmirgelpapier sauber gemacht. Dann wird er nach der Skizze
gebogen, ein Schenkel wird in eine stark verdünnte Kupfersulfat-Lösung getaucht (3 bis 4 Sekunden,
welche Reaktion läuft dabei ab?)
Anschließend kommen beide Schenkel in verdünnte Salzsäure.
Zink-Streifen
Kupfersulfat-Lösung
verd. Salzsäure
c) Rostumwandlung durch Phosphorsäure
Streiche Phosphorsäure dünn auf ein rostiges Eisenblech und trockne durch Erwärmen.
Versuche, den Belag abzuwaschen.
d) Sichtbarmachung der bei der Korrosion ablaufenden Vorgänge
Um die bei der Korrosion ablaufenden Vorgänge sichtbar zu machen, ist der folgende Versuch
vorbereitet:
Eine Gelatine-Lösung enthält gelöstes Kochsalz.
Als Indikator für Fe2+-Ionen befinden sich in der Lösung einige Tropfen einer Lösung von
Kaliumhexacyanoferrat (III), K3Fe(CN)6, (=“rotes Blutlaugensalz“). Kommt diese Verbindung mit
Fe2+-Ionen zusammen, so bildet sich „Berliner Blau“, KFe(CN)6.
Als Indikator für OH--Ionen befinden sich in der Lösung einige Tropfen Phenolphtalein,
Phenolphtalein färbt sich in alkalischer Lösung rot.
In der so vorbereiteten Lösung befinden sich:
) ein unbehandelter Eisennagel
ß) ein jeweils an den Enden angefeilter Eisennagel
) ein in der Mitte mit Kupferdraht umwickelter Eisennagel
) ein Eisennagel, der zur Hälfte in der Flamme oxidiert wurde
Notiere jeweils die Beobachtungen.
Auswertung:
1) Gib die Tabelle zu Versuch a) an und deute die Ergebnisse.
2) Ergebnis und Deutung von Versuch b )
3) Ergebnis und Deutung von Versuch c). Welche chemische Reaktion läuft bei der
"Rostumwandlung" ab?
4) Ergebnisse und deren Deutung.
Zusatzfragen:
5) Was versteht man unter einer Opfer-Elektrode?
6) Warum wird ein Brückengeländer verzinkt, ein Esslöffel aber verzinnt?