miareczkowania 10 cm3 0,1 M roztworu FeS04 za pomocą roztworu KMn0s o stężeniu 0,02 M (rys. 6.1). Dla ułatwienia obliczeń założono, że stężenie jonów wodorowych w układzie wynosi 1 M oraz tak dobrano stężenia reagujących ze sobą jonów, aby 1 cm3 jednego odczynnika reagował z lcm3 drugiego.
W trakcie oznaczenia zachodzi następująca reakcja:
|ff§ + Mn04‘ 18H30+ —* 5Fe3+ + Mn2* + 12H20
1500
1300
^ 1100-111
900 700 500 i
0 10 20 V[cm3] KMn04
Rys. 6.1. Krzywa miareczkowania 0,1 molowego roztworu FeSO< 0,02 molowym roztworem KMnO<
W pierwszym etapie przed dodaniem roztworu KMnC>4 potencjał układu jest równy potencjałowi normalnemu układu Fe3+/Fe2+. W trakcie dodawania odczynnika miareczkującego w roztworze miareczkowanym zmniejsza się zawartość jonów żelaza(Il) i zwiększa się zawartość jonów żelaza(III). To znaczy, że potencjał układu zmienia się wraz ze zmianą stosunku stężeń formy utlenionej (Fe3*) do formy zredukowanej (Fez+):
[Fe3*]
Stosunek stężeń —^ można obliczyć z liczby moli poszczególnych [Fe ]
form w roztworze lub ze stężeń molowych.
W punkcie równoważnikowym reakcji następuje zrównanie wartości potencjałów układu Fe3+/Fe2+ oraz Mn04'/Mn2+. Porównując potencjały obu układów otrzymujemy następującą zależność:
(6.1.2)
E = E,
Fe3+/Fe2ł
0,059, [Fe3+]
-Fe3+/Fe2+ MnOJ/Mnz+
gdzie potencjał redoks układu MnO ~Ą /Mn2+ oblicza się ze wzoru:
E = E°
MnO;/Mn2+ 5
| 0,059 lo£[MnQ4][H3Q+]8
[Mn2+]
(6.1.3)
Po podstawieniu równań (6.1.1) i (6.1.3) do zależności (6.1.2) otrzymuje się zatem:
0 0,059 [Fe3*]
PR ^FeJ+/Fe2+ i 1 g[Fe2*]
„o . 0,059, [Mn04][H30*]8
= c ____nj +—r-^iog-
(6.1.4)
'MnOJ/Mn2+ 5
[Mn2*]
Ponieważ liczba elektronów oddanych przez reduktor musi być równa liczbie elektronów pobranych przez utleniacz, należy odpowiednio dobrać współczynniki. Jak wiadomo z równania reakcji, w trakcie redukcji jonu Mn(V do jonu Mn2* bierze udział 5 elektronów, natomiast w reakcji utleniania jonu Fe2* do jonu Fe3* tylko jeden elektron, można więc zapisać następującą zależność:
173