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Oxalatgehalt in Eisen-III-Oxalat
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Foren-Übersicht -> Chemie-Forum -> Oxalatgehalt in Eisen-III-Oxalat
 
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Iruka
Gast






BeitragVerfasst am: 03 Apr 2005 - 09:27:14    Titel: Oxalatgehalt in Eisen-III-Oxalat

Hallo,
Ich muss von einem Versuch ein Protokoll anfertigen. Das erste Problem ist,dass ich bei dem Versuch nicht da war.Das zweite,dass ich auch so leider überhaupt nicht weiterkomme. Bei dem Versuch wurde eine Probe von Eisen-III-oxalatkristallen in Schwefelsäure gelöst,auf 90° erhitzt und anschließend mit Kaliumpermangenat bis zur Rosafärbung titriert. (Das Ergebnis hierbei soll 24ml sein)

Mir ist klar,dass es sich hierbei um das verfahren der Magnometrie handelt. Kaliumpermagnat muss ja das Oxidationsmittel sein,die Permangenationen werden reduziert. Nun soll zB die Auflösung in Schwefelsäure begründet werden. Ich weiß aber leider noch nicht mal,was Eisen-III-Oxalat ist....? Question Dieser Stoff wird dann wsl iwie oxidiert,oder? Könnte mir jemand sagen,was bei diesem Versuch egtl die Produkte,was die Edukte sind? Eine Aufgabe ist auch noch,den Ablauf der Reaktion under Standardbedingungen zu begründen. Letzendlich läuft ntl alles auf eine Berechnung des Oxalatgehaltes hinaus.

Ich wäre echt dankbar,wenn mir jemand weiterhelfen könnte. Ich habe es ja auch schon selber versucht,komme aber einfach überhaupt nicht weiter...! Rolling Eyes *help* Lg,
~Caro
BamiGoreng
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BeitragVerfasst am: 03 Apr 2005 - 11:13:37    Titel:

Dazu ein paar kleine Tipps, dann solltest du von alleine drauf kommen:
1. google einfach mal nach Oxalsäure, wenn Du die Strukturformel davon hast, dürfte der rest schon viel einfacher sein!
2. Wenn du die Strukturformel hast dürfte auch Eisen (II) Oxalat nicht mehr das Problem sein
3.In der Reaktionsgleichung kannst Du dann H+ Ionen aus der Schwefelsäure zum Ausgleich deiner Bilanzen nutzen.
Gast







BeitragVerfasst am: 03 Apr 2005 - 12:03:29    Titel:

So,ich denk jetzt einfach mal schriftlich Wink :
Mmm...okay, nach Oxalsäure hatte ich auch schon gegoogelt.
Habe als Formel H2C2O4 gefunden.
Wenn es Eisen-II-Ionen wären,könnte die Formel Fe2C204 sein. Aber bei dem Versuch nimmt man doch Eisen-III-Ionen.
FeC3O6 ist wsl falsch,oder?
ich hatte iwann mal gedacht,dass die Eisen-II-Ionen erst zu Eisen-II-Ionen reduziert werden müssen...?
Benötigt man dazu vllt die Schwefelsäure?
Sorry,iwie hänge ich schon wieder. Ich versuch ja schon das iwie halbwegs selber rauszukriegen(ist ja auch sinnvoll),aber iwie habe ich glaub ich doch noch ein Verständnisproblem....
Vllt noch ein paar Tipps? Rolling Eyes Wär lieb
Lg,
~caro
BamiGoreng
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BeitragVerfasst am: 03 Apr 2005 - 13:43:46    Titel:

Da unterläuft dir jetzt ein Fehler:
H2C2O4 ist eine Formeleinheit, bzw. ein Molekül,hier siehst du es mal in der Strukturformel:
http://www.seilnacht.com/Chemie/ch_oxals.htm
Für FeIII - Oxalat nimmst Du dann 2 Eisen- und 3 Oxalationen.
die Schwefelsäure hat übrigens noch einen andren Zweck:
es gibt in der Chemie die Regel, dass die starke Säure die Schwache aus ihrem Salz verdrängt.
Oxalsäure ist eine sehr schwache Säure, vor alem im Vergleich zu Schwefelsäure.
Somit reagieren Eisen(III)-Oxalat und Schwefelsäure dann zu Eisen(III)-Sulfat und Oxalsäure.
Die Oxalsäure wird dann mit KMnO4 titriert und zu Wasser und CO2 oxidiert.
Gast







BeitragVerfasst am: 03 Apr 2005 - 16:38:54    Titel:

Hallo,
Okay, ich hatte egtl schon gedacht,dass ich für Eisen-III-oxalat 2mal Fe3+ und 3mal C2O4^2- nehme. Wollte daraus nur eine Summenformel basteln. Ist denn Fe2C6012 richtig?
Aber Moment,wenn die Schwefelsäure die Oxalationen sozusagen verdrängt,besteht dann noch ein großer Unterschied zu dem Versuch,wo gleich schwefelsaure Oxalsäure benutzt wurde.
Ich hatte mir jetzt gedacht:

Oxidation:C2O4^2---->2Co2 und 2e^-
Reduktion: MnO4^-+3e^-+4H3O^+---->MnO2 und 6H2O

Spielt das Eisen-III-Sulfat sonst noch irgendeine Rolle?Was ist egtl die Summenformel davon? F2S3(gibt es das?)

Extrahiert die Schwefelsäure quasi die Oxalsäure auf dem Eisen-III-oxalat, diese wird dann titiriert, ist sie vollständig zu Braunstein umgewandelt,gibt es die Färbung und man kann durch die verbrauchten ml letzendlich den Oxalatgehalt des Ursprungbestimmen?

Finde es übrigend total nett,wie du mir bis jetzt gehofen hast,ich weiß,ich stell mich mml auch echt "ungeschickt" in solchen chemischen Überlegungen an....
Lg,
~Caro
BamiGoreng
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BeitragVerfasst am: 03 Apr 2005 - 19:49:50    Titel:

also ein Sulfat-Ion hat die Formel SO4 ²-
somit ist eisen (III)Sulfat Fe2(SO4)3
Dadurch dass du im übrigen Einen überschuss an H+ hasst bildet sich kein braunstein, sondern die Mno4- Ionen reagieren unter anderem zu Mn2+ und Wasser. Genau hab ich das aber icht mehr im Kopf. Deshalb hast du auch immer noch eine klare Lösung und keinen braunen Schlamm Smile
such mal im Netz nach Oxidimetrie und Permanganat, dann findest Du ale Reaktionen mit Formeln, die du benötigst.
Gast







BeitragVerfasst am: 04 Apr 2005 - 14:53:50    Titel:

Hallo,
Naja,war ja bei dem Versuch nicht da, daher konnte ich ja nicht wissen,dass keine braune Suppe entstanden ist Wink. Naja, hab sowieso auch die falsche Reaktionsgleichung geschrieben.
Sollte heißen:
MnO2+4H3O^++2e^- ---->Mn^2+ +6H2O

Okay,die H3O+ -Ionen sind durch die Schwefelsäure(Protonendonator) entstanden. Das ist die eine Aufgabe der Schwefelsäure, die andere war die Sache mit dem Oxalationen verdrängen...?

Hey,ich glaub so langsam wird mir die Sache klarer!!!

Die Rechnungen müsste ich alleine hinbekommen.

Nur bei einer Sache bin ich mir noch unsicher,da lautet die Aufgabe:
Begründen Sie den Ablauf der Reaktion unter Standardbedingungen.
Finde ich schon mal sehr komisch formuliert,aber na gut..Standard-Bedingungen haben wir ja nicht, soll man da nun nur schreiben,dass es bei niedriger Temperatur einfach langsamer abläuft...?
Lg,
~Caro
Gast







BeitragVerfasst am: 04 Apr 2005 - 15:56:51    Titel:

Hihi,glaub ich hab schon wieder die falsche Gleichung geschrieben,iwie komme ich da doch durcheinander:
MnO4^- + 8H+ +5e- ---->Mn^2+ +4H2O
Gast







BeitragVerfasst am: 04 Apr 2005 - 16:07:17    Titel:

So,hab noch an einer Stelle Schwierigkeiten.
Es läuft ja die Reaktion:

Fe2(C204)3+3H2SO4---->Fe2(SO4)3+ 3 H2C2O4

Du sagst, die Schwefelsäure sei eine stärkere Säure. Gegenüber was denn egtl?Gegenüber der Oxalsäure? Wie kann man das noch begründen, dass die Sulfat-Ionen die Oxalationen verdrängen?
Kann man auch direkt über diese Ionen argumentieren?
*help*
Lg,
~Caro
BamiGoreng
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BeitragVerfasst am: 04 Apr 2005 - 17:26:58    Titel:

Wenn Du einen "Zahlenwert" suchst sind die KS oder pKS - Werte ein guter Anhaltspunkt.
Ansonsten gibt es Tabellen in den Säuren und Basen nach ihrer Stärke eingeordnet sind.
Starke Säure sind alle Mineralsäuren, also Salz-, Schwefel-, Salpetersäure und einige wenige Organsiche, wie z.B. Essigsäure und Ameisensäure.
Oxalsäure ist im vergleich dazu eine deutlich schwächere Säure!

Tja... das mit den Standardbedingungen ist so eine Sache.
Das hiesse ja normalerweise 1013 mBar und 20°C. anorganische Reaktionen laufen in der Regel ja auch relativ zügig ab, vor allem der beschriebene Ionenaustausch.
Ich schätze mal, es geht hier zum einen um die Reaktionsgeschwindigkeit, könnte mir aber auch vorstellen, dass hier die erhöhte Temperatur mit der Löslichkeit der Oxalsäure zusammenhängt.
Suche mal im Internet oder in deinen Büchern nach einer Tabelle in denen die Löslichkeit von Oxallsäure in unterschiedlich temperierter Lösung beschrieben ist.
Eventuell liegt auch hier die Lösung.
Ansonsten freut es mich, dass ich Dir helfen konnte Smile
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