Hoofdstuk 10 - Redoxtitraties - Deel I

5,184 views

Published on

Published in: Education
0 Comments
1 Like
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
5,184
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
63
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
1
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Hoofdstuk 10 - Redoxtitraties - Deel I

  1. 1. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieHoofdstuk 10Redoxtitraties10.1 InleidingRedoxtitraties zijn titraties die gebruik maken van redoxreacties.Voorwaarden• Kev-waarde ≥ 108→ reactie moet kwantitatief zijn•Grote reactiesnelheid → dynamisch evenwicht moet zich snel instellen• Eindpunt kunnen vaststellen dat het equivalentiepunt zo dicht mogelijk benadertNormaliteitz = # mol afgegeven e–per mol reductor of # mol opgenomen e–per mol oxidatorBij redoxtitraties is het vaak handig om concentraties uit te drukken in normaliteit.Voorbeeld 11:1 stoichiometrie. N = MNiet nodig om normaliteit te gebruiken bij een 1:1 stoichiometrie!Pagina 107 in de cursus
  2. 2. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieVoorbeeld 2Voorbeeld 310.1 InleidingNormaliteit5 mol 1 mol1 val/mol× 5 val/mol×5 val 5 val1 val 1 val6 mol 2 mol1 val/mol× 3 val/mol×6 val 6 val1 val 1 valHier zal het gebruik van normaliteit zeer handig zijn!
  3. 3. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieKoper(Kathode)Zink(Anode)ZoutbrugGalvanische CelOpmerking – Reductiepotentialen en standaardreductiepotentialenDeze opstelling levert de mogelijkheid om e–-stroomte leveren!= Galvanische Cel = Elektrochemische Cel = Batterij1,10 V
  4. 4. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieStandaardreductiepotentialen (E0)Opmerking – Reductiepotentialen en standaardreductiepotentialenE0De neiging om elektronen op te nemen bij standaard omstandigheden (oplossingen bij 1,0 M en de gassen bij1,0 atm)Standaard reductiepotentialen staan voor een aantal redoxkoppels in het tabellenboekje!VoorbeeldCu2+/CuZn2+/Znspontaan+0,34-0,76Hoe groter E0, hoe sterker de neiging om e–op te nemen!Halfreacties!spontaanOx/Red<Kathode = Reductie (+)Anode = oxidatie (–)EMF (= elektromotorische kracht) kan men meten met een Voltmeter!
  5. 5. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieOpmerking – Reductiepotentialen en standaardreductiepotentialenReductiepotentialen (E)Wanneer men niet werkt onder standaardomstandigheden zal men de reductiepotentiaal berekenen uit deNernstvergelijkingNernstvergelijking (zonder bewijs!)AlgemeenVoorbeeldBerekening van de EMF voor de Galvanische Cel waarbij [Cu2+] = 0,1 M en [Zn2+] = 0,4 MKathode = Reductie (+)Anode = oxidatie (–)
  6. 6. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.4 De redoxindicatorenDeze leerstof is enkel voor Chemie!Extra lessenPagina 123 in de cursus!
  7. 7. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5 Toepassingen van redoxtitratiesVoor BLT & Chemie: Permanganometrie & Jodi- en Jodometrie10.5.1 Permanganometrie50403020100KMnO4KMnO4 wordt meestal gebruikt als oxidator & titrans in zuur midden!E0(V)MnO4–/Mn2++1,51HalfreactieH2SO4MnO4–= paars & Mn2+= kleurloosEigen redoxindicatorPagina 125 in de cursus!Op equivalentiepunt1 druppel overmaat → lichtroze oplossingFe3+/Fe2++0,77spontaan
  8. 8. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.1 PermanganometrieBereiding KMnO4-oplossing• KMnO4 ≠ primaire standaard• KMnO4 in koud H2O oplossen, maar onzuiverheden kunnen oxideren waardoor MnO2 ontstaat.• Stabiele oplossing bereiden door het oplossen in een hoger volume, het opkoken (versnellen van de reactievan de oxideerbare onzuiverheden) & affiltreren van het MnO2 op glaswol.Primaire standaarda) FeZuiver metaal oplossen in zuur midden tot Fe2+. Opgelet voor luchtoxidatie (Fe3+)!Titratiereactieb) MOHR’s zout = (NH4)2SO4 ∙ FeSO4 ∙ 6H2OOpgelet voor luchtoxidatie (Fe3+)!c) Oxaalzuur = (COOH)2∙2H2O of Natriumoxalaat = Na2C2O4TitratiereactieOpgelet voor autokatalyse van Mn2+! In het begin traag MnO4–toevoegen in warm zwavelzuur midden.d) As2O3TitratiereactieHCl
  9. 9. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieVoorzorgen10.5.1 Permanganometrie• In zuur midden werken• KMnO4 steeds in de buret en niet omgekeerd omdat met het reduceren van MnO4-tot Mn2+tussenliggendeoxidatiegetallen mogelijk zijn: Mn(VI), Mn(V) en Mn(IV)• Eventuele andere ionen die geoxideerd kunnen worden door MnO4-storen en moeten vermeden worden.VoorbeeldEen storend ion is Cl–afkomstig van HCl. Storend o.w.v. een eventuele oxidatie tot Cl2Vermijden door het afroken met H2SO4 of door verlaging van EMn(VII)/Mn(II) (bij de ijzerbepaling in ertsen)Waarnemen van het equivalentiepuntMnO4–= paars & Mn2+= kleurloosEigen redoxindicatorEen kleine overmaat aan MnO4-kleurt de titratievloeistof licht roze en is visueel waarneembaar.Langzaam verdwijnt de roze kleur terug wegens reactie met Mn2+tot MnO2.Men kan stellen dat het equivalentiepunt bereikt, is indien de roze kleur ongeveer 15 seconden blijft bestaan.Labohandleiding – 30 seconden
  10. 10. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.1 PermanganometrieAnalysesa) Fe2+-bepalingNaast H2SO4 (sterk zuur midden) ook H3PO4 toevoegen zodat de gele kleur van Fe3+niet stoort in dewaarneming van het equivalentiepunt wegens vorming van het kleurloze FeHPO4+.paars licht-groen kleurloos geelkleurloosb) Fe-bepaling in ertsen• Het erts oplossen in HCl.• Fe3+reduceren tot Fe2+• Reagens van Reinhardt-Zimmermann (H2SO4-H3PO4-MnSO4) toevoegen om de oxidatie van Cl–tevermijden door de verlaging van EMn(VII)/Mn(II).c) Bepaling van Mg2+, Ca2+, Zn2+, Co2+, Pb2+en Ag+Metaalionen als oxalaten neerslaan, affiltreren, wassen en terug oplossen in H2SO4.Het vrijgekomen H2C2O4 wordt getitreerd met KMnO4.
  11. 11. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.1 PermanganometrieAnalysesIn een hoge oxidatietoestand (MoO42–, WO42–, UO22+en TiO2+)Vooraf reduceren volgens een reductiemethode en vervolgens getitreerd met KMnO4.d) Bepaling van oxaalzuur, oxalaten, As3+, Sb3+, NO2-, H2O2 en peroxidene) Bepaling van S2O82–f) Bepaling van Mo, W, U en TiS2O82 –behandelen met gekende overmaat Fe2+ter vorming van Fe3+en HSO4-.Overmaat Fe2+terugtitrereng) Bepaling van organische stoffen met oxideerbare functionele groepen.
  12. 12. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.2 ChromatometrieDeze leerstof is enkel voor Chemie!Extra lessen
  13. 13. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieE0(V)I2 / I–+0,54Titraties gebaseerd op de halfreactie tussen I2 en I–I2 lost in waterig midden op in I–en komt voor onder de vorm I3–De E0I2/I–-waarde ligt § in het midden van de tabel van de E0-waarden.Een werking in beide richtingen is mogelijk!−0,94 2 24 3SO / SO− −Jodimetrie = directe methode 3I−= oxidatorJodometrie = indirecte methodeCr2O72–/Cr3++1,33I–= reductorOvermaat I–om de onbekende te reduceren.Terugtitratie van I3–met thiosulfaat
  14. 14. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieStabiele I3–-oplossing• overmaat I–toevoegen want I2 sublimeert• oplossing niet te lang in sterk zuur midden te laten of o.i.v. licht• niet in basisch midden werkenJodimetrie & Jodometrie steunen op de reactie van I3–met S2O32–E0(V)I2 / I–+0,54+0,08 2 24 6 2 3S O / S O− −Het eindpunt van de titratie wordt aangetoond met zetmeelI3–-oplossingen kleuren zetmeel (amylose + amylopectine) blauw omdat het I3–met amylose reageert totvorming van een I5–-complex.Merk op dat I2 in apolaire solventen dezelfde kleur vertoont!Opmerking
  15. 15. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe Jodimetrie50403020100I3–-oplossingIndicator = zetmeelM gekendV experimenteel te bepalenRedonb# mol ?E0(V)I2 / I–+0,54Ox / RedonbOnbekende reductor titreren met een gestandaardiseerde I3–-oplossing
  16. 16. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe JodimetrieBereiding I3–-oplossingI2 = stof, maar sterk sublimerend ) geen primaire standaard.Na afwegen oplossen in een overmaat KI-oplossing.Primaire standaardena) As2O3Oplossen van As2O3 in een base.+III+IIIAanzuren van de arsenaat(III)-oplossingTitreren van waterstofarsenaat(III) met een I3–-oplossing (in de buret)+III+III+V+IIIb) BaS2O3∙H2Oc) Standaardisatie d.m.v. S2O32–-oplossing op KBrO3, K2Cr2O7 of KMnO4 als secundaire standaard
  17. 17. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe JodimetrieIndicatorDe indicator is zetmeel dat een blauw complex vormt met I3–.Wanneer I3–-oplossing in buret, zetmeel toevoegen van in het begin. Titreren tot een blauwe kleur ontstaat.AnalysesZwak reducerende stoffen kan men direct titreren met een I3–-oplossing.Voorbeelden: As3+en Sb3+a) Zwak reducerende stoffenb) Sterk reducerende stoffen & traag-reagerende productenBehandelen met gekende I3–-overmaatI3–-rest terugtitreren met S2O32 –BerekeningenVoorbeelden: Sn2+en SO32-of S2-
  18. 18. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe JodimetrieVoorbeelden van reductoren die volgens de jodimetrie kunnen getitreerd wordenGereduceerde vorm Geoxideerde vorm
  19. 19. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe Jodometrie50403020100S2O32--oplossingH+I–-oplossingIndicator = zetmeelM gekendV experimenteel te bepalenOngekende overmaatOxonb# mol ?Onbekende oxidator behandelen met een ongekende overmaat aan I–Ontstane equivalente hoeveelheid I3-terugtitreren met thiosulfaatE0(V)I2 / I–+0,54Oxonb / RedBerekeningen
  20. 20. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe JodometrieBereiding S2O32–-oplossingNa2S2O3∙5H2O ≠ primaire standaard.Primaire standaarden (KIO3, KBrO3 & K2Cr2O7)Stabiele S2O32–-oplossing doora) zwavelvorming vermijdenpH lichtjes opdrijven door uitgekookt water te gebruiken (CO2) of door toevoeging van Na2CO3Oplossingb) bacteriële ontbinding vermijden Bvb. chloroform (CHCl3) toevoegenStandaardisatie van S2O32–-oplossing volgens het jodometrische prinicpe.KIO3 wordt het meest gebruikt.
  21. 21. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe JodometrieIndicatorMerk op!Jodimetrie: zetmeel als indicator gebruiken dat met I3–een blauw gekleurd complex vormt.Stabiele blauwe ontbindbare complexen: verhouding weinig I3–- veel zetmeelStel veel I3–en weinig zetmeel: zetmeel ontbonden door I3–.Jodometrie: titreren met S2O32-tot een lichtgele kleur.Dan zetmeel (weinig I3-- veel zetmeel) toevoegenVerder titreren van blauw naar kleurloos.Besluit
  22. 22. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.3 Jodi- en JodometrieDe JodometrieAnalyses Voorbeelden van oxidatoren die volgens de jodometrie kunnen getitreerd wordenGereduceerde vormGeoxideerde vorm
  23. 23. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.4 CerimetrieDeze leerstof is enkel voor Chemie!Extra lessen
  24. 24. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.5 BromatometrieDeze leerstof is enkel voor Chemie!Extra lessen
  25. 25. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.6 JodatometrieDeze leerstof is enkel voor Chemie!Extra lessen
  26. 26. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.5.7 Enkele reductiemethodenDeze leerstof is enkel voor Chemie!Extra lessen
  27. 27. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2 Het kwantitatief optreden van een redoxreactieKev-waarde ≥ 108→ reactie moet kwantitatief zijnKev-waarde afleiden uit de E0-waarden en uit de Nernstvergelijkingen10.2.1 Redoxreactie met uitwisseling van één elektronVoorbeeldDynamisch evenwichtNernstvergelijkingenEvenwichtsconstantePagina 108 in de cursus!
  28. 28. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.1 Redoxreactie met uitwisseling van één elektronDynamisch evenwichtInvullenBesluit Reactie is kwantitatief
  29. 29. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.2 Redoxreactie met uitwisseling van 2 elektronenVoorbeeldDynamisch evenwichtNernstvergelijkingenEvenwichtsconstante
  30. 30. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.2 Redoxreactie met uitwisseling van 2 elektronenInvullenBesluit Reactie is kwantitatief
  31. 31. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.3 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen zonder invloed van de pHAlgemeenDynamisch evenwichtNernstvergelijkingenEvenwichtsconstantep. 110 in de cursus
  32. 32. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.3 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen zonder invloed van de pHAlgemeenBesluit Kev is groter als:n (uitgewisselde e–) groter is;∆E0groter is
  33. 33. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.4 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen met invloed van de pHAlgemeenRedoxreactie met uitwisseling van n elektronen waarbij in één der halfreacties H+of OH–voorkomtEvenwichtsconstantebij verschillende pH-waarden?Nernstvergelijkingen
  34. 34. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieAfleiding van10.2.4 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen met invloed van de pHAlgemeenDynamisch evenwichtHerschikken
  35. 35. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.2.4 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen met invloed van de pHAlgemeen• ∆E0• # uitgewisselde e–(n)• pH.is afhankelijk vanBesluit
  36. 36. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieVoorbeeld)5(Oxidatie van Fe2+-ionen door MnO–4-ionenEvenwichtsconstantebij verschillende pH-waarden?10.2.4 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen met invloed van de pHNernstvergelijkingen
  37. 37. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieVoorbeeld Oxidatie van Fe2+-ionen door MnO–4-ionen10.2.4 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen met invloed van de pHAfleiding vanDynamisch evenwicht
  38. 38. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 ChemieVoorbeeld Oxidatie van Fe2+-ionen door MnO–4-ionen10.2.4 Redoxreactie met uitwisseling van n elektronen met invloed van de pHBij pH = 0 is [H+] = 1 MBij pH = 2 is [H+] = 10–2MBesluit De volledigheid van deze redoxreactie is sterk afhankelijk in functie van de pHVerband met Le Châtelier
  39. 39. Tom MortierAnalytische Chemie 1 BLT – 1 Chemie10.3 Berekenen van de titratiecurvenDeel II!

×