Redox-Titrationen

Interaktive Redox-Titrationen mit potentiometrischer Indikation und klassischen Redox-Indikatoren

Permanganat-Titration (KMnO₄)

Klassische Redox-Titration mit Permanganat als Selbstindikator: MnO₄⁻ violett → farblos

Reaktionsgleichung:

2MnO₄⁻ + 5C₂O₄²⁻ + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

Farbwechsel: Rotviolett (KMnO₄) → farblos (Mn²⁺)

Indikator: Selbstanzeigend (KMnO₄ dient als Indikator)

Zielanalyt:

Konzentration des Analyten (mol/L):

Volumen des Analyten (mL):

Konzentration KMnO₄ (mol/L):

Schrittweite (mL):

Indikator-Demo: Permanganat

Vorher: KMnO₄ violett

Nachher: Mn²⁺ farblos

Cer(IV)-Sulfat-Titration (Ce⁴⁺/Ce³⁺)

Potentiometrische Redox-Titration als Primärstandard

Redox-Reaktion:

Ce⁴⁺ + e⁻ → Ce³⁺

Standardpotential: E°(Ce⁴⁺/Ce³⁺) = +1.44 V

Indikator: Potentiometrisch (Pt-Elektrode)

Zielanalyt:

Konzentration (mol/L):

Volumen (mL):

Konzentration Ce⁴⁺ (mol/L):

Schrittweite (mL):

Iod-Thiosulfat-Titration

Indirekte iodometrische Bestimmung mit Stärke als Indikator

Reaktionsschema:

Primärreaktion (Iod-Freisetzung):

5I⁻ + IO₃⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O

Titrationsreaktion:

I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻

Stöchiometrie: 1 mol KIO₃ : 3 mol I₂ : 6 mol S₂O₃²⁻

Indikator: Stärke (I₂-Stärke-Komplex: tiefblau → farblos)

Probenvolumen (mL):

KIO₃-Konzentration (mol/L):

Na₂S₂O₃-Konzentration (mol/L):

Stärke als Indikator:

Stärke wird erst kurz vor dem Äquivalenzpunkt zugegeben, da der Iod-Stärke-Komplex sonst irreversibel ausfallen kann. Der Farbwechsel erfolgt von tiefblau (I₂-Stärke) nach farblos (I⁻).

Potentiometrische Redox-Titration

Messung des Potentialverlaufs E(V) mit Pt-Elektrode — indikatorfreie Methode

Redox-Paar:

Konzentration des Analyten (mol/L):

Volumen des Analyten (mL):

Konzentration des Titrants (mol/L):

Schrittweite (mL):

Grundlagen der Redox-Titration

Redox-Titrationen beruhen auf Oxidations-Reduktions-Reaktionen zwischen Titrant und Analyt. Der Reaktionsfortschritt wird über das elektrische Potential (Nernst-Gleichung) verfolgt.

Nernst-Gleichung

Das Potential einer Redox-Titration folgt der Nernst-Gleichung:

E = E° + (0,0592 / n) · log([Ox]/[Red])

Der Äquivalenzpunkt ist der Wendepunkt der E(V)-Kurve. Er wird durch die erste oder zweite Ableitung der Kurve bestimmt.

Schärfe des Potentialsprungs

Symmetrische Redox-Paare (gleiche Elektronenzahl) zeigen einen scharfen Sprung am Äquivalenzpunkt:

Ce⁴⁺/Ce³⁺ (scharf, ΔE ≈ 0.03 V)
Fe²⁺/Fe³⁺ (mittel, ΔE ≈ 0.40 V)
I₂/I⁻ (flacher, ΔE ≈ 0.10 V)

Methoden zur Äquivalenzpunktbestimmung

Methode	Beschreibung	Genauigkeit
Graphisch (Tangenten)	Wendepunkt der E(V)-Kurve durch Tangenten bestimmen	Mittel
1. Ableitung (dE/dV)	Maximum der ersten Ableitung = Äquivalenzpunkt	Hoch
2. Ableitung (d²E/dV²)	Nulldurchgang der zweiten Ableitung	Sehr hoch
Gran-Plot	Linearisierung der Kurve vor/nach Äquivalenz	Sehr hoch

Redox-Indikatoren

Indikator	Farbwechsel (ox/red)	E°' (V)
KMnO₄	violett → farblos	+1.51
Ce⁴⁺	gelb → farblos	+1.44
Stärke (I₂)	blau → farblos	+0.54
Ferroin	blassblau → rot	+1.06

Praktische Hinweise

KMnO₄-Lösungen müssen vor Gebrauch filtriert werden (MnO₂-Abscheidung)
Ce⁴⁺-Lösungen sind als Primärstandard geeignet (lange stabil)
Stärke-Indikator erst kurz vor Äquivalenz zugeben (sonst Ausflockung)
Pt-Elektroden vor potentiometrischen Messungen reinigen
Temperatur konstant halten (Nernst-Gleichung temperaturabhängig)

Redox-Titrationen

Permanganat-Titration (KMnO₄)

Reaktionsgleichung:

Ergebnis:

Redox-Äquivalenzpunkt:

Titrationsdetails:

Indikator-Demo: Permanganat

Cer(IV)-Sulfat-Titration (Ce⁴⁺/Ce³⁺)

Redox-Reaktion:

Ergebnis:

Potentiometrischer Äquivalenzpunkt:

Erste Ableitung (dE/dV):

Zweite Ableitung (d²E/dV²):

Peak-Zuordnung:

Iod-Thiosulfat-Titration

Reaktionsschema:

Ergebnis der iodometrischen Bestimmung:

Kennzeichnungs-Äquivalenzpunkt:

Stärke als Indikator:

Potentiometrische Redox-Titration

Ergebnis:

Potentiometrische Analyse:

Grundlagen der Redox-Titration

Nernst-Gleichung

Schärfe des Potentialsprungs

Methoden zur Äquivalenzpunktbestimmung

Redox-Indikatoren

Praktische Hinweise