Redoxtitration: Konzentration sicher berechnen

Bei einer Redoxreaktion werden Elektronen übertragen. Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme. Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird dabei reduziert. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird oxidiert.

Der Stoff in der Maßlösung kann beide Rollen übernehmen; die Rolle ergibt sich aus seinem Reaktionspartner. Für eine Titration muss die Reaktion schnell, stöchiometrisch eindeutig und praktisch vollständig ablaufen. Ihr Endpunkt muss zuverlässig erkennbar sein.

Die Maßlösung hat die bekannte Konzentration c_T. An der Bürette liest du den Anfangsstand und am Endpunkt den Endstand ab. Die Differenz Endstand minus Anfangsstand ist ihr verbrauchtes Volumen V_T. Die Stoffmenge des Titranten ist n_T=c_T\cdot V_T. Dabei hat n_T die Einheit mol, c_T mol/L und V_T L. Vor dem Einsetzen rechnest du Milliliter in Liter um: 1\,\mathrm{mL}=0{,}001\,\mathrm L.

Aus der ausgeglichenen Reaktionsgleichung liest du die Koeffizienten \nu_A des Analyten und \nu_T des Titranten ab. Am Äquivalenzpunkt gilt n_A/\nu_A=n_T/\nu_T. Nur bei 1:1 sind beide Stoffmengen gleich. Die gesuchte Konzentration ist danach c_A=n_A/V_A, wobei V_A das Volumen der untersuchten Probe in Litern ist.

Im Aufgabenmodell wird eine Weinprobe mit Iod-Kaliumiodid-Lösung titriert. Gegeben sind V_A=50\,\mathrm{mL}=0{,}050\,\mathrm L, c(\ce{I2})=0{,}005\,\mathrm{mol/L} und V(\ce{I2})=8{,}6\,\mathrm{mL}=0{,}0086\,\mathrm L. Mit M(\mathrm H)=1{,}008, M(\mathrm S)=32{,}06 und M(\mathrm O)=15{,}999\,\mathrm{g/mol} ist M(\ce{H2SO3})=82{,}07\,\mathrm{g/mol}. Das Modell setzt das Stoffmengenverhältnis n(\ce{H2SO3}):n(\ce{I2})=1:1 an.

Die ausgeglichene Modellreaktion lautet:

\ce{H2SO3 + I2 + H2O -> H2SO4 + 2 HI}

Für den Titranten gilt n(\ce{I2})=c(\ce{I2})\cdot V(\ce{I2}). Eingesetzt ergibt 0{,}005\,\mathrm{mol/L}\cdot0{,}0086\,\mathrm L die Stoffmenge 0{,}000043\,\mathrm{mol}. Wegen 1:1 ist n(\ce{H2SO3})=0{,}000043\,\mathrm{mol}.

Die Probenkonzentration folgt aus c(\ce{H2SO3})=n(\ce{H2SO3})/V_A: 0{,}000043\,\mathrm{mol}/0{,}050\,\mathrm L ergibt 0{,}00086\,\mathrm{mol/L}. Für einen Liter entspricht das n=0{,}00086\,\mathrm{mol}. Mit m=n\cdot M ergeben 0{,}00086\,\mathrm{mol}\cdot82{,}07\,\mathrm{g/mol} gerundet 0{,}0706\,\mathrm g oder 70{,}6\,\mathrm{mg}. Die Aussage gilt für das vereinfachte Aufgabenmodell, nicht für sämtliche Sulfitformen oder Begleitstoffe im Wein.

Der Äquivalenzpunkt ist der Punkt, an dem Analyt und Titrant im Verhältnis der Reaktionsgleichung umgesetzt sind. Der Endpunkt ist das beobachtete oder gemessene Signal, bei dem die Zugabe endet. Beide sollen möglichst nahe beieinanderliegen.

Bei der Eigenindikation zeigt der farbige Titrant einen ersten bleibenden Überschuss: Bei einer geeigneten Permanganattitration bleibt eine schwache violette Farbe. Stärke färbt sich mit Iod tiefblau bis blauschwarz. Ein Redoxindikator ändert bei Oxidation oder Reduktion seine Farbe. Bei einer potentiometrischen Messung wird das Potential gegen das zugegebene Volumen aufgetragen; der Äquivalenzpunkt liegt im Bereich des stärksten Sprungs beziehungsweise am Wendepunkt.

Ein Blindversuch ohne Analyt kann die erwartete Endpunktfarbe zeigen. Eine Vortitration schätzt das benötigte Volumen; bei der Messung erfolgt die Zugabe nahe dem Endpunkt besonders vorsichtig. Eine Farbänderung allein ist nur ein Endpunktsignal. Sie muss den stöchiometrischen Umsatz zuverlässig und ohne größere Verzögerung anzeigen. Solche Titrationen sind hier nur als Messprinzip beschrieben; praktische Durchführung setzt eine eigene Gefährdungsbeurteilung voraus.