A6.4 Redoxtitrering

Det skal du kunne

forklare, hvordan man ser ækvivalenspunktet i en titrering med permanganat og i en titrering med diiod
finde stofmængdeforholdet i det afstemte reaktionsskema
beregne en koncentration eller en masse ud fra en redoxtitrering, også når prøven er fortyndet
gennemføre beregningen for en titrering i to trin
begrunde valget af syre og indikator

Står der 500 mg C-vitamin på glasset, og passer det? Hvor meget hydrogenperoxid er der tilbage i en gammel flaske? Den slags spørgsmål kan besvares med en titrering, hvor reaktionen er en redoxreaktion i stedet for en syre-basereaktion. I afsnit A6.3 så du, at et overgangsmetal skifter farve, når det skifter oxidationstal. Det farveskift kan vise, hvornår en titrering er færdig. Titrering kender du fra afsnit 7.5 og afstemning af redoxreaktioner fra afsnit 8.4 i bogen til C-niveau. Her sætter du de to ting sammen, også for prøver, der skal fortyndes først.

Princippet

I en redoxtitrering reagerer stoffet i prøven med et oxidationsmiddel eller et reduktionsmiddel fra buretten. Ved ækvivalenspunktet er der tilsat netop så meget, at de to stoffer har reageret i det forhold, reaktionsskemaet viser.

Beregningen følger altid den samme kæde:

Figur 1: Fra aflæst volumen til koncentrationen i prøven.

Det eneste, der er anderledes end ved en syre-basetitrering, er reaktionsskemaet. Forholdet er sjældent 1 : 1, så reaktionsskemaet skal være afstemt, før du regner.

Titrering med permanganat

Permanganationen, MnO₄⁻, er et kraftigt oxidationsmiddel. I sur opløsning bliver den reduceret til Mn²⁺:

MnO₄⁻ er violet.
Mn²⁺ er næsten farveløs.

Permanganat er derfor sin egen indikator.

Hydrogenperoxid, H₂O₂, bruges til at desinficere sår og kontaktlinser. Det bliver oxideret af permanganat til dioxygen. Reaktionsskemaet afstemmes med metoden fra afsnit 8.4:

Atom	Oxidationstal før	Oxidationstal efter	Ændring
Mn i MnO₄⁻	+VII	+II	ned 5
O i H₂O₂	−I	0	op 1 for hvert O, altså op 2 for hvert H₂O₂

Der skal 2 MnO₄⁻ til 5 H₂O₂, så både stigning og fald er 10. Ladningen afstemmes med H⁺ og hydrogen med H₂O:

2 MnO₄⁻(aq) + 5 H₂O₂(aq) + 6 H⁺(aq) → 2 Mn²⁺(aq) + 5 O₂(g) + 8 H₂O(l)

Forholdet mellem permanganat og hydrogenperoxid er 2 : 5.

Eksempel: hydrogenperoxid i en desinfektionsvæske

10,0 mL desinfektionsvæske fortyndes til 100,0 mL i en målekolbe. 10,0 mL af den fortyndede opløsning tilsættes svovlsyre og titreres med 0,0200 M kaliumpermanganat. Den svage lyserøde farve bliver stående, når der er tilsat 17,6 mL. Beregn koncentrationen af hydrogenperoxid i desinfektionsvæsken.

Kendte størrelser

c(MnO₄⁻) = 0,0200 M, V(MnO₄⁻) = 17,6 mL = 0,0176 L og V(prøve) = 10,0 mL = 0,0100 L. Væsken er fortyndet 10 gange.

Stofmængden af permanganat

\[ n(\mathrm{MnO_4^-}) = c \cdot V = 0{,}0200\ \dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}} \cdot 0{,}0176\ \mathrm{L} = 3{,}52 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} \]

Stofmængden af hydrogenperoxid

Forholdet er 2 : 5, så der er 5/2 gange så mange mol hydrogenperoxid.

\[ n(\mathrm{H_2O_2}) = \frac{5}{2} \cdot 3{,}52 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} = 8{,}80 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} \]

Koncentrationen i den fortyndede opløsning

\[ c = \frac{n}{V} = \frac{8{,}80 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol}}{0{,}0100\ \mathrm{L}} = 0{,}0880\ \mathrm{M} \]

Koncentrationen i desinfektionsvæsken

Væsken er fortyndet 10 gange, så koncentrationen var 10 gange så høj:

\[ c(\mathrm{H_2O_2}) = 10 \cdot 0{,}0880\ \mathrm{M} = 0{,}880\ \mathrm{M} \]

Konklusion

Desinfektionsvæsken indeholder 0,880 M hydrogenperoxid. Med molarmassen 34,02 g/mol svarer det til 29,9 g pr. liter, altså 3,0 g i 100 mL. Det passer med, at der står 3 % på flasken.

Hvorfor svovlsyre?

Reaktionen bruger H⁺, så opløsningen skal være sur. Syren må ikke selv reagere med permanganat. Saltsyre kan ikke bruges, fordi permanganat oxiderer chloridioner til dichlor. Så bruges der for meget permanganat, og resultatet bliver for højt. Sulfationer kan ikke oxideres, og derfor bruges svovlsyre.

Titrering med diiod

Diiod, I₂, er et mildt oxidationsmiddel. Det bliver reduceret til iodidioner, I⁻. En opløsning af diiod er brun, men farven er svag, når opløsningen er fortyndet. Derfor tilsættes lidt stivelse som indikator. Stivelse og diiod danner tilsammen et stof, der er blåsort.

Figur 3: En titrering af C-vitamin med diiod og stivelse som indikator.

C-vitamin, C₆H₈O₆, er et reduktionsmiddel. Det er derfor, det virker som antioxidant i kroppen og i maden. Hvert molekyle afgiver to elektroner til et molekyle diiod:

C₆H₈O₆(aq) + I₂(aq) → C₆H₆O₆(aq) + 2 I⁻(aq) + 2 H⁺(aq)

Forholdet er 1 : 1.

Eksempel: passer deklarationen?

På et glas med C-vitamintabletter står der 500 mg pr. tablet. Én tablet opløses i vand i en målekolbe på 250,0 mL. 25,0 mL af opløsningen tilsættes stivelse og titreres med 0,0100 M diiod. Den blåsorte farve bliver stående, når der er tilsat 27,9 mL. Beregn massen af C-vitamin i tabletten.

Kendte størrelser

c(I₂) = 0,0100 M, V(I₂) = 27,9 mL = 0,0279 L og M(C₆H₈O₆) = 176,12 g/mol. Der er titreret på 25,0 mL ud af 250,0 mL, altså en tiendedel af tabletten.

Stofmængden af diiod

\[ n(\mathrm{I_2}) = c \cdot V = 0{,}0100\ \dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}} \cdot 0{,}0279\ \mathrm{L} = 2{,}79 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} \]

Stofmængden af C-vitamin

Forholdet er 1 : 1, så de 25,0 mL indeholder 2,79 · 10⁻⁴ mol C-vitamin. Hele målekolben indeholder 10 gange så meget:

\[ n(\mathrm{C_6H_8O_6}) = 10 \cdot 2{,}79 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} = 2{,}79 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol} \]

Massen af C-vitamin

\[ m = n \cdot M = 2{,}79 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol} \cdot 176{,}12\ \dfrac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}} = 0{,}491\ \mathrm{g} \]

Konklusion

Tabletten indeholder 491 mg C-vitamin. Det er 98 % af de 500 mg, der står på glasset. Afvigelsen er lille og kan skyldes, at lidt C-vitamin er blevet oxideret af luftens dioxygen, mens tabletten blev opløst.

Titrering i to trin

Diiod fra en burette kan kun bruges til reduktionsmidler. Skal man bestemme et oxidationsmiddel, går man en omvej:

Prøven tilsættes et overskud af iodidioner. Oxidationsmidlet oxiderer dem til diiod.
Det dannede diiod titreres med thiosulfat, S₂O₃²⁻, med stivelse som indikator. Her forsvinder den blåsorte farve ved ækvivalenspunktet.

Hypochloritionen, ClO⁻, er det virksomme stof i klorholdige rengøringsmidler. De to reaktioner er:

ClO⁻(aq) + 2 I⁻(aq) + 2 H⁺(aq) → Cl⁻(aq) + I₂(aq) + H₂O(l)

I₂(aq) + 2 S₂O₃²⁻(aq) → 2 I⁻(aq) + S₄O₆²⁻(aq)

Beregningen går baglæns gennem de to reaktioner:

Figur 4: Fra thiosulfat over diiod til hypochlorit.

Eksempel: hypochlorit i et rengøringsmiddel

10,0 mL rengøringsmiddel fortyndes til 100,0 mL. 10,0 mL af den fortyndede opløsning tilsættes syre og et overskud af kaliumiodid. Det dannede diiod titreres med 0,100 M natriumthiosulfat, og der bruges 11,8 mL. Beregn koncentrationen af hypochlorit i rengøringsmidlet.

Stofmængden af thiosulfat

\[ n(\mathrm{S_2O_3^{2-}}) = 0{,}100\ \dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}} \cdot 0{,}0118\ \mathrm{L} = 1{,}18 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol} \]

Stofmængden af diiod

I den anden reaktion er forholdet mellem diiod og thiosulfat 1 : 2.

\[ n(\mathrm{I_2}) = \frac{1}{2} \cdot 1{,}18 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol} = 5{,}90 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} \]

Stofmængden af hypochlorit

I den første reaktion er forholdet mellem hypochlorit og diiod 1 : 1, så n(ClO⁻) = 5,90 · 10⁻⁴ mol.

Koncentrationen

\[ c = \frac{5{,}90 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol}}{0{,}0100\ \mathrm{L}} = 0{,}0590\ \mathrm{M} \]

Rengøringsmidlet var fortyndet 10 gange, så c(ClO⁻) = 10 · 0,0590 M = 0,590 M.

Konklusion

Rengøringsmidlet indeholder 0,590 M hypochlorit. Det svarer til 43,9 g natriumhypochlorit pr. liter.

Iodidionerne skal være i overskud, men det er ligegyldigt, præcis hvor meget der tilsættes. Det er kun det diiod, der bliver dannet, som bliver målt.

Tre titreringer side om side

I buretten	Bruges til at bestemme	Ækvivalenspunktet ses ved, at
permanganat	reduktionsmidler som Fe²⁺, H₂O₂ og oxalat	en svag lyserød farve bliver stående
diiod	reduktionsmidler som C-vitamin og sulfit	stivelsen bliver blåsort
thiosulfat	diiod, der er dannet af et oxidationsmiddel	den blåsorte farve forsvinder

Til den skriftlige prøve

Skriv det afstemte reaktionsskema, og skriv stofmængdeforholdet med ord eller som en brøk.
Vis beregningen i trin: stofmængden af stoffet fra buretten, stofmængden i prøven, og til sidst koncentrationen eller massen.
Hold styr på fortyndingen. Skriv, hvor mange gange prøven er fortyndet, eller hvor stor en del af prøven der er titreret på.
Regn alle volumener om til liter.
Skal du begrunde en fremgangsmåde, så brug kemien: syren må ikke kunne oxideres, og indikatoren skal vise det første overskud.

Kort sagt

I en redoxtitrering reagerer prøven med et oxidationsmiddel eller et reduktionsmiddel fra buretten.
Stofmængdeforholdet findes i det afstemte reaktionsskema.
Permanganat er sin egen indikator: violet MnO₄⁻ bliver til næsten farveløs Mn²⁺.
Diiod bruges med stivelse som indikator, som bliver blåsort.
Et oxidationsmiddel kan bestemmes i to trin: det danner diiod, som titreres med thiosulfat.
Er prøven fortyndet, ganges der til sidst med det antal gange, den er fortyndet.

Prøv selv: Kaliumpermanganat: se farverne skifte, og afstem reaktionerne.

Se alle opgaver til emnet “Redoxtitrering” (A6.4)