Iodometrische Fe-Bestimmung

[Hokus Pokus]

Die Reaktion:

Fe3+ + I- -> Fe2+ + 0,5 I2

ist nicht ausreichend quantitatv. Warum? Liegt es an den Redoxpotentialen?

[alpha]

Das könntest du ja ausrechenen: Aus den Redoxpotentialen die Gleichgewichtskonzentrationen und damit die mögliche Genauigkeit...


Grüsse
alpha

[Hokus Pokus]

Für die Teilreaktionen habe ich folgende Standardpotentiale:

Fe2+ <-> Fe3+ + e- E° = 0,7704 V

2 I- <-> I2 + 2 e- E° = 0,5355 V

Ich rechne mir delta E aus für die Reaktion:
Fe3+ + I- -> Fe2+ + 0,5 I2

= E°(Fe3+/Fe2+) - E°(2 I-/I2)
= 0,7704 V - 0,5355 V = 0,2349 V

Jetzt rechne ich delta G° aus nach:
delta G° = -n*F*delta E° = -1*96,487 kJ/Vmol * 0,2349 V = -22,66 kJ/mol

Jetzt stell ich die Formel delta G° = -RT*lnK nach lnK um:
lnK = delta G°/-RT = -22,66/-2,479 = 9,141

Haut das so hin oder habe ich was vergeßen?

[alpha]

Ich würde behaupten, das dürfest du so nicht rechnen, weil du bei den Potentialen eine Einelektronenreaktion mit einer Zweielektronenreaktion einfach mal so verrechnest. Muss man etwas "sorgfältiger" machen, glaube ich, am besten direkt über die Gibbs Energie.

Was nun aber wirklich interessant ist, ist im Endeffekt das Verhältnis von Fe2+ zu Fe3+ (oder umgekehrt), damit du siehst, ob das meiste Eisen reagiert hat oder nicht (sieht jetzt als grobe Schätzung zwar so aus, aber vielleicht muss man das schon noch genauer rechnen und ich weiss nicht, ab wann eine Reaktion "quantitativ genug" heisst...)


Grüsse
alpha

[Hokus Pokus]

Um den genauen Grad der quantität will ich jetzt auch nicht streiten, die Reaktion (mit Eisen) ist nicht quantitativ genug um sie für eine Analyse zu nutzen - zum Vergleich: beim Co würde die Reaktion (analoger Ablauf) quantitativ verlaufen, sodass ich sie für eine Analyse heranziehen kann.

Bei der Einelektronenreaktion/Zweielektronenreaktion war ich mir auch nicht ganz sicher, kann man doch einfach umgehen wenn ich zu Grunde lege: Fe3+ + 2 I- -> Fe2+ + I2

Dann müsste sich doch die Frage nach Einelektronenreaktion/Zweielektronenreaktion erübrigen oder?

Dann rechne ich doch schon mit der Gibbs-Energie, brauche doch dafür aber die Potentialdifferenz der Gesamtreaktion, oder gibt es noch eine andere Formel?

Ich kann jetzt in diesem Fall keine Konzentrationen für die Fe-Ionen liefern, ist halt nur eine theoretische Überlegung.

Aber man müsste doch die Betrachtung auch mit den Standardpotentialen aufziehen können?! (ähnlich oder genauso wie mein dargestellter Ansatz).
Und dies dann Analog für den Fall der Co-Bestimmung nach: Co3+ + 2 I- -> Co2+ + I2 ausrechnen, die beiden GG-Konstanten Vergleichen und damit herausbekommen, dass die Co-Gleichung viel quantitativer abläuft als die Fe-Gleichung.

Ich habe auch noch die einzelnen pK-Werte der Teilreaktionen:

Fe2+ <-> Fe3+ + e- pK = 13,0
2 I- <-> I2 + 2 e- pK = 18,1

Co2+ <-> Co3+ + e- pK = 31,1; E° = 1,842 V

Aber wie gesagt, ich denke mir es müsste auch nur über die Standardpotentiale gehen.

[alpha]

Abgesehen davon, dass ich weder von Elektrochemie noch von "alter" quantitativer Analytik viel Ahnung habe, meine weiteren "Erklärungen".

Habe schon gesehen, dass dir das mit der Anzahl Elektronen auf eine Art klar war, hast ja auch die Reaktionsgleichung entsprechend geschrieben, doch ändert dies nichts daran, dass das Standardpotential für I2 und nicht für 0.5 I2 aufgeführt ist.

Mein Vorschlag:

2 Fe3+ + 2 I- -> 2 Fe2+ + I2

Jetzt kannst du ja mit den Redoxpotentialen die Gibbs Energie Differenz (G=-nFE) für die beiden Teilgleichungen ausrechnen:
Fe3+ + e- -> Fe2+ E° = 0,7704 V
Hier halt zweimal, d.h. G=-2*96*0.77 kJ/mol für diesen Teil

2 I- -> I2 + 2 e- E° = 0,5355 V
Diese Reaktion findet zwar nur einmal statt, aber dafür in die umgekehrte Richtung, also heisst es hier G = 96*0.54 kJ/mol

Wenn du nun die beiden Teilreaktionen addierst, erhältst du die gesamte Gibbs Energie:
Gtot = 96*(0.54-2*0.77) kJ/mol= -96 kJ/mol

Wenn du die gleiche Übung mit Cobalt machst, wird ein stärker negativer Wert heraus kommen, was du allerdings schon beim Vergleich der Potentiale von Eisen und Cobalt sehen kannst (der Rest bleibt sich ja gleich).

Grüsse
alpha

[Hokus Pokus]

Ok, das sieht gut aus. Aber kann es sein, dass du bei der Iod-Teilgleichung, für die Gibbs-Energie-Berechnung, die Elektronen vergessen hast? G=-nFE, n ist doch die Anzahl der übertragenen Elektronen bei der Teilgleichung.

Dann wäre ja die Gesamtgleichung auch nicht vollständig, müssten da ja noch die Elektronen rein oder? Die Differenz aus 0.54-2*0.77 (das Potential beim Fe muss verdoppelt werden, leuchtet mir ein, wir müssen ja identische Ausgangsbedingungen für die Teilgleichungen schaffen - bei dieser Betrachtung)würde ja dann delta E° entsprechen - nunja wenn das so gemeint ist hätten wir beide ja das gleiche gemacht bis auf das du es über die Teilgleichungen gelöst hast und ich gleich über die Gesamtgleichung und der dazugehörigen Änderung der Standardpotentiale - bis auf meinen Fehler in der Standardpotentialbetrachtung bei der Iod-Teilgleichung. Verstehe ich das richtig?

Ansonsten kann ich ja dann so weiter rechnen, wie ich es oben schon dargestellt habe?

[alpha]

Uuups. Ja, du hast natürlich recht. - Und dann kommt man auch auf das gleiche Resultat wie das von dir, nur halt doppelt so viel, weil die Reaktionsgleichung für die doppelte Menge gemeint ist. D.h. dein Weg schien mir zwar falsch, lieferte aber das richtige Resultat (entweder per Zufall oder weil er doch nicht so falsch ist, das kann ich momentan nicht unterscheiden).

Sorry für die Verwirrung.

Grüsse
alpha

[Hokus Pokus]

Kein Problem!

Noch was: sollte man dann den Wert für lnK stehen lassen oder ihn in irgend einer Art und Weise in K umrechnen?

Vielen Dank alpha!

[alpha]

ln(K) ist schon gut, sonst könntest du natürlich auch mit e^(ln(K)) auf K zurück rechnen. Kommt darauf an, was du besser kennst oder was du lieber hast. Falls du den pK ausrechnen willst, dann müsstest du das halt eben umrechnen, falls du etwas mit der Gleichgewichtskonstanten weiter rechnen wolltest, wäre K wohl nützlicher...

Grüsse
alpha