Redoxtitration: Konzentration sicher berechnen

Bei einer Redoxreaktion werden Elektronen übertragen:

• Oxidation bedeutet Elektronenabgabe.
• Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme.
• Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert.
• Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert.

Der Stoff in der Maßlösung kann das Oxidationsmittel oder das Reduktionsmittel sein. Entscheidend ist nicht eine feste Rolle des Stoffes, sondern sein jeweiliger Reaktionspartner.

Damit sich eine Redoxreaktion für eine Titration eignet, muss sie schnell, stöchiometrisch eindeutig und praktisch vollständig ablaufen. Außerdem muss sich der Endpunkt zuverlässig erkennen lassen.

Die Maßlösung besitzt eine bekannte Stoffmengenkonzentration $c$. An der Bürette liest du das bis zum Endpunkt verbrauchte Volumen $V$ ab. Daraus berechnest du zunächst die Stoffmenge des Titranten:

$$n = c · V$$

Dabei gilt:

• $n$ ist die Stoffmenge in Mol,
• $c$ ist die Stoffmengenkonzentration in Mol pro Liter,
• $V$ ist das Volumen in Litern.

Milliliter musst du vor dem Einsetzen in Liter umrechnen:

$$V\text{ in L} = \frac{V\text{ in mL}}{1000}$$

Erst danach nutzt du das Stoffmengenverhältnis aus der ausgeglichenen Reaktionsgleichung. Sind die stöchiometrischen Koeffizienten des Analyten und des Titranten $ν_A$ und $ν_T$, gilt am Äquivalenzpunkt:

$$\frac{n_A}{ν_A} = \frac{n_T}{ν_T}$$

Bei einem Verhältnis $1 : 1$ vereinfacht sich das zu $n_A = n_T$. Bei anderen Koeffizienten darfst du die Stoffmengen nicht einfach gleichsetzen.

Für die Konzentration des Analyten teilst du seine Stoffmenge durch das Volumen der untersuchten Probe:

$$c_A = \frac{n_A}{V_A}$$

Eine Weinprobe wird im Modell der Aufgabe mit einer Iod-Kaliumiodid-Lösung titriert.

Gegeben sind:

• Probenvolumen: $V_A = 50\,\mathrm{mL} = 0{,}050\,\mathrm{L}$
• Iodkonzentration: $c(I_2) = 0{,}005\,\mathrm{mol/L}$
• Iodverbrauch: $V(I_2) = 8{,}6\,\mathrm{mL} = 0{,}0086\,\mathrm{L}$
• Stoffmengenverhältnis: $n(H_2SO_3) : n(I_2) = 1 : 1$
• molare Masse: $M(H_2SO_3) = 82{,}07\,\mathrm{g/mol}$

Die Gesamtreaktion lautet:

H2SO3 + I2 + H2O → H2SO4 + 2 HI

Schritt 1: Stoffmenge des Iods

$$n(I_2) = c(I_2) · V(I_2)$$

$$n(I_2) = 0{,}005\,\mathrm{mol/L} · 0{,}0086\,\mathrm{L} = 0{,}000043\,\mathrm{mol}$$

Schritt 2: Stoffmenge des Analyten

Das Verhältnis beträgt $1 : 1$. Daher gilt:

$$n(H_2SO_3) = n(I_2) = 0{,}000043\,\mathrm{mol}$$

Schritt 3: Konzentration in der Probe

$$c(H_2SO_3) = \frac{0{,}000043\,\mathrm{mol}}{0{,}050\,\mathrm{L}}$$

$$c(H_2SO_3) = 0{,}00086\,\mathrm{mol/L}$$

Schritt 4: Masse pro Liter

Für einen Liter gilt $n = c · 1\,\mathrm{L} = 0{,}00086\,\mathrm{mol}$. Mit $m = n · M$ folgt:

$$m = 0{,}00086\,\mathrm{mol} · 82{,}07\,\mathrm{g/mol}$$

$$m \approx 0{,}0706\,\mathrm{g} = 70{,}6\,\mathrm{mg}$$

Der Äquivalenzpunkt ist der theoretische Punkt, an dem Analyt und Titrant genau im Verhältnis der Reaktionsgleichung umgesetzt wurden. Der Endpunkt ist das beobachtete oder gemessene Signal, bei dem du die Zugabe beendest. Beide Punkte sollen möglichst nahe beieinanderliegen.

Typische Endpunktmethoden sind:

• Eigenindikation: Ein farbiger Titrant zeigt seinen ersten bleibenden Überschuss selbst an. Bei einer Permanganattitration bleibt nach vollständigem Verbrauch des Reduktionsmittels eine schwache violette Färbung bestehen.
• Chemischer Indikator: Stärke bildet mit vorhandenem Iod eine auffällige Färbung.
• Redoxindikator: Der Indikator wird selbst oxidiert oder reduziert und ändert dabei seine Farbe.
• Potentiometrische Messung: Das gemessene Potential wird gegen das zugegebene Volumen aufgetragen. Der Äquivalenzpunkt liegt im Bereich des stärksten Potentialsprungs beziehungsweise am Wendepunkt der Kurve.

Ein Blindversuch ohne Analyt kann helfen, die erwartete Endpunktfarbe kennenzulernen. Eine Vortitration zeigt ungefähr, bei welchem Volumen der Endpunkt erreicht wird. Bei der anschließenden Messung gibst du die Maßlösung in diesem Bereich besonders vorsichtig zu.

Prüfe eine Auswertung systematisch:

1. Reaktionsgleichung: Ist sie ausgeglichen und liefert sie ein eindeutiges Stoffmengenverhältnis?
2. Volumen: Wurden Milliliter in Liter umgerechnet?
3. Zuordnung: Wurde zuerst die Stoffmenge des Titranten und dann die des Analyten bestimmt?
4. Einheiten: Hat $n$ die Einheit Mol und $c$ die Einheit Mol pro Liter?
5. Formelwahl: Für eine Masse gilt $m = n · M$, nicht $m = c · M$.
6. Endpunkt: Wurde das richtige Signal erkannt und nicht deutlich übertitriert?
7. Plausibilität: Passt das Ergebnis zur Größenordnung der eingesetzten Volumina und Konzentrationen?