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2025-07-04T06:11:18Z

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Die '''Redoxtitration''' ist in der [[Chemie]] eine Konzentrationsbestimmungsmethode durch [[Titration]].<ref>{{Gold Book|oxidation–reduction (redox) titration|O04364|Version=2.1.5}}</ref> Mit ihr lässt sich der Gehalt an Stoffen bestimmen, die sich [[Oxidation|oxidieren]] oder [[Reduktion (Chemie)|reduzieren]] lassen.

== Grundlagen ==
Bei der Oxidimetrie lässt man die zu bestimmende Substanz mit einer oxidierenden oder reduzierenden [[Maßlösung]] reagieren ([[Redoxreaktion]]). Sobald die zu bestimmende Substanz durch allmähliches Hinzutropfen der Maßlösung vollständig oxidiert oder reduziert ist, findet der nächste Tropfen der Maßlösung keinen Reaktionspartner mehr vor. Das Verschwinden der zu bestimmenden Substanz oder die nun in der Probe überschüssige Maßlösung muss als Endpunkt der Reaktion erkannt werden, um die bis dahin verbrauchte Menge an Maßlösung feststellen zu können. Dazu werden [[Indikator (Chemie)#Redox-Indikatoren|Indikator]]en verwendet, die durch Oxidation oder Reduktion die Farbe wechseln.

Häufig angewandte Methoden sind die [[Bromatometrie]], bei der [[Bromate|Bromationen]] als [[Oxidationsmittel]] verwendet werden:
:<chem>BrO3- + 5Br- + 6H3O+ -> 3Br2 + 9H2O</chem>
:Synproportionierung von Bromationen (Oxidationsstufe: +5) und [[Bromide|Bromidionen]] (Oxs.: −1) zu Brom (Oxs.: 0)

die [[Manganometrie]], welche [[Permanganate|Permanganationen]] als Oxidationsmittel verwende. Hier sind die überschüssigen Permanganationen die Endpunktindikatoren, weil sie auch in sehr hoher Verdünnung gut wahrnehmbar sind:
:<chem>MnO4- + 5Fe^{2}+ + 8H3O+ -> Mn^{2}+ + 5Fe^{3}+ + 12 H2O</chem>
:Redox-Titration von Permanganationen (Oxs.: +7) mit Eisen(II)-ionen.

sowie die [[Cerimetrie]], bei der vierwertige [[Cer]]ionen zur Oxidation eingesetzt werden:

:<chem>Ce^{4}+ + Fe^{2}+ -> Ce^{3}+ + Fe^{3}+</chem>
:Oxidation von Eisen(II)-ionen mit Cer(IV)-ionen. 

Inzwischen seltener wird die [[Kaliumdichromat]]-Methode eingesetzt, wobei Dichromationen als Oxidationsmittel wirken:
:<chem>Cr2O7^{2}- + 6 Fe^{2}+ + 14 H3O+ -> 2 Cr^{3}+ + 6 Fe^{3}+ + 21 H2O</chem>
Hierbei kann z. B. [[Diphenylamin]] als [[Redoxindikator]] verwendet werden. 
Ebenso lässt sich mit [[Eisen(II)-sulfat]] titrieren, wobei man aber das [[Mohrsches Salz|Mohrsche Salz]] (Ammonium-Eisen(II)-sulfat) für die Maßlösung verwendet.<ref>Jander/Jahr/Knoll: ''Maßanalyse,'' Sammlung Göschen Band 221/221a, Walter de Gruyter Berlin 1966.</ref> 

Ein weiteres Beispiel ist die [[Iodometrie]], bei der entweder Iod zu Iodid reduziert, wie z. B. bei der Bestimmung von [[Zinn]](II)-salzen, oder Iodid zu Iod oxidiert wird, wie z. B. die Bestimmung von [[Wasserstoffperoxid]].
:<chem>Sn^{2}+ + I2 -> Sn^{4}+ + 2I-</chem>
:<chem>H2O2 + 2 I- + 2 H3O+ -> I2 + 4 H2O</chem>

== Erkennung des Reaktionsendpunktes ==

=== Durch Eigenindikation ===
Die Eigenindikation wird vor allem in der [[Manganometrie]] (KMnO4) und [[Iodometrie]] (allerdings durch Zugabe von Stärke, da Iod mit Stärke einen [[Iodprobe|farbigen Komplex]] ausbildet) ausgenutzt, weil [[Kaliumpermanganat]]- und [[Iod]]lösung farbige Lösungen sind.

Während der direkten Titration wird die zugesetzte Maßlösung durch die Reaktion mit der Probe laufend entfärbt. Ist die Reaktion beendet, d. h. die Probesubstanz hat reagiert, wird die Maßlösung nicht mehr umgesetzt und färbt deshalb die Titrationslösung.

=== Mit Hilfe von Redoxindikatoren ===
Redoxindikatoren sind Substanzen, die selbst oxidiert bzw. reduziert werden und deshalb eine Farbänderung zeigen. z. B. [[Ferroin]]. Auch nicht redoxaktive Substanzen können als Indikatoren wirken, z. B. zeigt in der [[Bromatometrie]] die Entfärbung durch Zerstörung eines Farbstoffes den Endpunkt der Reaktion an.

=== Potentiometrisch ===
Während einer Redoxtitration verändert sich die [[Elektrische Spannung|Spannung]] zwischen der Probelösung und einer [[Elektrode]]. Bei der [[Potentiometrie|potentiometrischen]] Methode trägt man diese gemessene Spannung in Abhängigkeit zum zugegebenen Volumen Maßlösung auf, so erhält man eine Titrationskurve, die grafisch oder rechnerisch ausgewertet werden kann.

== Historisches ==
Die erste Redoxtitration wurde 1791 von [[François Antoine Henri Descroizilles]] durchgeführt, nachdem er in [[Rouen]] bei einer fehlgeschlagenen Demonstration der Nutzung von [[Natriumhypochlorit|Chlorbleichlauge]] beigewohnt hatte.<ref name="Johansson1988">{{Literatur |Autor=Axel Johansson |Titel=The development of the titration methods : Some historical annotations |Sammelwerk=Analytica Chimica Acta |Band=206 |Verlag=Elsevier B. V. |Datum=1988 |Seiten=97–109 |ISBN= |DOI=10.1016/s0003-2670(00)80834-x }}</ref> Er stellte fest, dass die Konzentration der Lauge entscheidend für das Gelingen der [[Chlorbleiche]] war, und entwickelte ein Titrationsverfahren, das auf der Entfärbung einer [[Indigo]]lösung durch Chlor beruhte, und ein Gerät dazu, eine noch sehr einfache Bürette.<ref name="Johansson1988" /> Diese hatte noch keinen Hahn, sondern wurde mit dem Finger verschlossen und geöffnet.<ref name="Duval">{{Literatur |Autor=Clément Duval |Titel=François Descroizilles, the Inventor of Volumetric Analysis |Hrsg=American Chemical Society ACS |Sammelwerk=Journal of Chemical Education |Band=28 |Nummer=10 |Verlag=ACS Publications |Datum=1951-10 |Seiten=508–519 |ISSN=0021-9584 |DOI=10.1021/ed028p508 }}</ref>

== Literatur ==
* G.-O. Müller: ''Quantitativ-anorganisches Praktikum''. 7. Auflage, Verlag Harri Deutsch, Frankfurt/Main '''1992''', ISBN 3-8171-1211-4.

== Weblinks ==
{{Commonscat|Redox titration|Redox-Titration}}

== Einzelnachweise ==
<references />

[[Kategorie:Titration]]

Redox-Titration - Versionsgeschichte

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