Springen naar inhoud

[scheikunde] reactievergelijking ijzer(ii)sulfaat


  • Log in om te kunnen reageren

#1

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 23 november 2008 - 10:25

hallo,
voor scheikunde heb ik een practische opdracht in de les gedaan waarbij we stoffen bij elkaar moesten doen en daaruit de bepaling opmaken van het kristalwatergehalte van ijzer(II)sulfaat.
ik kom alleen niet uit de reactievergelijking...
wat reageert nou met wat?

we moesten 2,8 gram ijzer(II)sulfaat (FeSO4.xH2O) oplossen tot 100mL
vervolgens neem je daarvan 10mL en voeg je nog 5mL 2M zwavelzuur toe
daarna moesten we 0,02M kaliumpermanganaat erbij doen (titreren) totdat het paars werd.
nu moet ik dus een de reactievergelijkingen geven en ook zeggen hoeveel de 'x' is voor H2O

ik heb nu dit als reactievergelijking maar volgens mij klopt dat niet helemaal-->
FeSO4.xH2O + H2SO4 --> H3O+ + HSO4-
en dan daarna komt HSO4 + H2O (pijlje--> en pijlte <---) H3O+ + SO4 2-

ik weet niet of dit goed is en wat er eigenlijk gebeurt met de kaliumpermanganaat
groetjes Joram

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 23 november 2008 - 10:56

Wat je gedaan hebt wordt permanganometrie genoemd. Het is een redox titratie.

Permanganaat is een oxidator die in zuur mileu overgaat in Mn2+

Fe2+ is een reductor die overgaat in Fe3+

Zoek voor redox reacties altijd de beide halfreacties op in Binas of bijvoorbeeld hier.

Halfreacties samenvoegen zodat de elektronen aan beide zijden wegvallen en je hebt de totaalreactie.

Je weet hoeveel mol permanganaat je in de titratie toegevoegd hebt, dus uit de totaaltreactie zie je hoeveel mol Fe2+ en dus hoeveel mol FeSO4.xH2O er geweest moet zijn.
Nu je molen en massa weet kun je x bepalen.
Hydrogen economy is a Hype.

#3

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 23 november 2008 - 11:51

ok dus als ik die twee halfreacties bij elkaar doe dan krijg ik een deze totaalvergelijking--->

Fe 2+ --><--- Fe 3+ + e- (x5)
MnO4- + 8H+ + 5e- --><---Mn2+ + 4H2O (x1)

bij elkaar optellen:

5Fe 2+ + MnO4- + 8H+ ---> Mn 2+ + 4H2O + 5 Fe3+

maar hieruit kan ik toch niet zeggen hoeveel de 'x' is voor de H2O?
en hoe verloopt de zuur-base reactie van ijzer(II)sulfaat en zwavelzuur?

#4

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 23 november 2008 - 12:45

Er is geen zuur-base reactie van ijzersulfaat en zwavelzuur. Het zwavelzuur dient alleen om een zuur milieu te maken voor de permanganaatreactie.

Je moet weten hoeveel ml 0,02 M kaliumpermanganaatoplossing je tijdens de titratie gebruikt hebt. Als je vergeten bent dat te noteren kun je niks berekenen.

Als je weet hoeveel mol kaliumpermanganaat je toegevoegd hebt weet je ook hoeveel mol ijzersulfaat er geweest moet zijn.
Hydrogen economy is a Hype.

#5

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 23 november 2008 - 13:19

ok even alles op een rijte:

Ik moet alle reactievergelijkingen van de reacties noteren die bij deze proef aan de orde zijn geweest.
Dus mijn eerste vergelijkingen zijn deze:
FeSO4.xH2O + H2SO4 ---> H3O+ + HSO4-
HSO4 + H2O ---><--- H3O+ + SO4 2-

Dan heb ik een totaal vergelijking van de redoxreactie:
5Fe 2+ + MnO4- + 8H+ ---> Mn 2+ + 4H2O + 5 Fe3+

Nu heb ik bij de proef geconstateerd dat ik 10,83 mL KMnO4 nodig had
hieruit bereken ik het aantal Mol KMnO4 en dan heb je ook het aantal mol MnO4-
als ik het aantal Mol MnO4- weet dan weet ik dat ik 5 keer zoveel mol Fe2+ nodig heb
dan weet ik ook dat ik zoveel FeSO4.xH2O nodig had.

Klopt dit een beetje of zit ik er helemaal naast?
En als ik het aantal mol FeSO4.xH2O weet hoe bepaal ik dan de x?

#6

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 23 november 2008 - 13:49

Die eerste vergelijking is niet juist maar doet ook niet terzake. Er is geen reactie van ijzersulfaat met zwavelzuur.
Er wordt alleen wat H+ verbruikt in de permanganaatreactie.


Die x bereken je uit de molmassa van FeSO4.xH2O

Je weet dat je 2,8 gram afwoog en oplostte in 100 ml. Daarvan heb je 10 ml gebruikt, oftewel 0,28 gram FeSO4.xH2O , voor de titratie.

Uit de titratie weet je hoeveel mol dit geweest moet zijn en uit de molmassa van FeSO4.xH2O
bepaal je x
Hydrogen economy is a Hype.

#7

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:07

ik heb even een berekening gemaakt maar weet niet hoe ik hiermee verder moet en ik weet niet of het goed is.

ik begon met deze hoeveelheden stoffen:

2,860 gram IJzer(II)sulfaat (FeSO4.xH2O) opgelost in 100mL water
0,02M Kaliumpermanganaat (KMnO4)
En 5mL 2M zwavelzuur (H2SO4)

Van de 100mL opgeloste IJzer(II)sulfaat moesten we 10mL pipetteren. Daar zat dus 0,2860 gram IJzer(II)sulfaat in. Vervolgens voegde we 5mL 2M zwavelzuur toe.
Uit de vier proeven bleek dat we 10,84 mL 0,02M Kaliumpermanganaat moesten toevoegen om alles te hebben laten reageren.

Hieruit kunnen we berekenen hoeveel mol Kaliumpermanganaat ik heb toegevoegd:

Molaire massa Kaliumpermanganaat = 158,0 g mol-1
Dichtheid Kaliumpermanganaat = 2,703 g/cm≥ = 2,703 * 10≥ kg m-3
Volume Kaliumpermanganaat = 10,84 * 10-6 m-3
Massa Kaliumpermanganaat = dichtheid * volume = 2,703 * 10≥ * 10,84 * 10-6= 0,029 Kg
Aantal mol Kaliumpermanganaat = 0,029/ 158,0 = 1,85 * 10-4 = 0,185 mmol

In de redoxreactie was dus ook 0,185 mmol MnO4- aanwezig.
En 5 keer zoveel Fe2+ en dat is 5 * 0,185 = 0,927 mmol

Dus ook 0,927 mmol FeSO4.xH2O

Maar hoe kan ik hieruit de x berekenen?


en kan ik trouwens ook het aantal mol Kaliumpermanganaat sneller uitrekenen of niet, ik vond deze manier een beetje lang eigenlijk...

#8

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:21

Kan je al zeggen hoeveel g ijzersulfaat je hebt opgelost?
Kan je hieruit concluderen hoeveel mol ijzersulfaat je hebt opgelost?

Kan je hieruit bepalen hoeveel mol ijzerionen en sulfaationen je hebt opgelost?
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#9

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:30

srry maar ik snap niet wat je bedoeld, als ik het zo hoor kloppen mijn berekeningen niet eens. ik weet echt niet wat ik vanaf hier moet gaan doen.

#10

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:52

Wel, voor het oplossen van deze oefening moet je enkele cruciale dingen te weten komen, en enkele dingen juist interpreteren.
Laten we ze eens overlopen

Om te beginnen: Dat kaliumpermanganaat.
Zoals je misschien al zag in je buret, het is paars. En als ik zeg paars, dan bedoel ik 'paars as hell'. Een hele kleine concentratie van dat spul is duidelijk zichtbaar. En dat is nu net handig.

Je weet dus met andere woorden:
als ik nog maar een klein beetje permanganaat in mijn oplossing hebt, wordt hij paars! (gegeven nummer 1)

Daarnaast dient dat permanganaat voor een redoxreactie, zoals je al aangaf.
Enerzijds gaat je ijzer oxideren
LaTeX (gegeven 2)
Hij gaat dus een electron afstaan.
Nu is het zo dat als er in een reactie iets wordt afgestaan, dat ook ergens moet worden opgenomen.

Het antwoord is je permanganaat. Die ziet een extra electron wel zitten, en mangaan besluit om die dan maar op te nemen, of beter: hij neemt er 5 op. Mangaan gaat van OT +7 naar +2 (snap je deze getallen? Zoniet post je het maar even, en dan leggen we dat in een weg uit)
LaTeX (gegeven 3)

Maar wat zien we nu ... Dat Mn2+ ion is helemaal niet paars meer. Het is gewoon kleurloos.
(gegeven 4)

als je gegevens nu even samenvoegt, dan kom je tot de conclusie.
Als mijn oplossing paars ziet, is er permanganaat aanwezig.
Als er permanganaat aanwezig is, dan is er geen Mn2+ gevormd
Als er geen Mn2+ gevormd wordt, zijn er geen ijzerionen meer die een electron kwijtwillen
maw: zodra mijn oplossing paars is, zijn alle ijzerionen in mijn oplossing omgezet.

Dit is het principe achter de hele titratie.
De reden van het zure milieu is inderdaad om de redox op te laten gaan, die sulfaat ionen vervullen verder geen belangrijke rol, en laat ze dus even buiten beschouwing.

Kan jij nu even berekenen hoeveel mol permanganaat je hebt toegevoegd?
(je kent je volume en de concentratie, dus hoe bereken je hier een hoeveelheid mol uit).


Als je dat even uittelt, leggen we verder uit.
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#11

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:53

Kan je al zeggen hoeveel g ijzersulfaat je hebt opgelost?
ik heb 0,2860 gram opgelost

Kan je hieruit concluderen hoeveel mol ijzersulfaat je hebt opgelost?
dus 1.8 mmol opgelost waarvan dus blijkbaar 0,927 heeft gereageerd??

Kan je hieruit bepalen hoeveel mol ijzerionen en sulfaationen je hebt opgelost?
??

#12

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:55

Kan je al zeggen hoeveel g ijzersulfaat je hebt opgelost?
ik heb 0,2860 gram opgelost


Ik heb ondertussen even een nieuwe reactie gepost, dus we zullen daarop verdergaan.
Waarom dit antwoord fout is komt dus verder in mijn uitleg nog aan bod, maar we zullen het even stap per stap doornemen.
In mijn vorige post wou ik wat te snel zijn, maar we zullen nu even doorgaan op die langere post van mij.
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#13

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 21:53

ja ok tot hier was ik ook al gekomen en zie gelijk wat ik fout heb gedaan :D
zo moeilijk is het tot hier nog niet maar daarna snap ik het niet
en die getallen snapte ik inderdaad niet want wat is OT?
maar goed het aantal mol permanganaat is 0,0002168 mol = 0,2168 mmol

#14

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 december 2008 - 22:02

eerst en vooral:
OT : oxidatietrap. (ook wel waardigheid of oxidatiegetal genoemd)

snap je hoe ik aan die +7 en +2 kwam, of moet dat uigelegd?

Uit de vier proeven bleek dat we 10,84 mL 0,02M Kaliumpermanganaat moesten toevoegen om alles te hebben laten reageren.


Die 0.05M zegt dus letterlijk: in 1 liter oplossing zit 0.05mol kaliumpermanganaat opgelost.
Aangezien je 10.84ml gebruikte kan je dus zeggen

We hebben LaTeX mol kaliumpermanganaat in onze titratie 'verbruikt'.
dat is 0.01084 x 0.05 = 0.000542 mol kaliumpermanganaat.
dit is volgens de formule:
LaTeX met V je volume (hier in liter uitgedrukt. 10.84ml = 0.01084 liter.
je concentratie is die 0.05mol/l

Aangezien de splitsing van permanganaat in water als volgt verloopt
LaTeX
kan je dus zeggen: er zijn 0.000542 mol permanganaationen toegevoegd aan onze oplossing.

Dat is heel wat anders als die 0.0002168 die jij bekomt.

Nu weten we dus hoeveel permanganaat-ionen we hebben toevoegd voordat er een kleuromslag komt.
zoals eerder gezegd:

maw: zodra mijn oplossing paars is, zijn alle ijzerionen in mijn oplossing omgezet.

Maar er zit een addertje onder het gras: Er is niet 1 ijzerion dat opreageert per permanganaation.
Hoeveel ijzerionen reageren met hoeveel permanganaat-ionen om Mn2+ te vormen?

maw: Je kent de deelreacties ondertussen. Kan je de volledige redoxreactie opschrijven (de ionenvergelijking is voldoende).

Als je deze reactie dan hebt, kan je dan uittellen hoeveel ijzerionen er dus in je oplossing zaten?
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#15

joram span

    joram span


  • 0 - 25 berichten
  • 21 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 22:45

Halfreacties:

Fe2+↔Fe3+ + e- (x5)
MnO4- + 8 H+ + 5e-↔Mn2+ + 4H2O (x1)

Totaalvergelijking:

5 Fe2+ + MnO4-+ 8 H+ → Mn2+ + 4H2O + 5 Fe3+

maar over die 10,84mL dat is zegmaar het gemiddelde:
ik heb vier keer getitreerd in de les, de eerste keer moest ik 10,83mL toevoegen totdat hij net paars werd, de tweede keer 10,84mL, derde keer 10,85 mL en de laatste keer 10,83 mL. hiervan heb ik het gemiddelde genomen.

dan hoef je toch niet met die 0,05M te werken?

en kunt u toch even kort uitleggen wat de oxidatietrap is?

Halfreacties:

Fe2+↔Fe3+ + e- (x5)
MnO4- + 8 H+ + 5e-↔Mn2+ + 4H2O (x1)

Totaalvergelijking:

5 Fe2+ + MnO4-+ 8 H+ → Mn2+ + 4H2O + 5 Fe3+

maar over die 10,84mL dat is zegmaar het gemiddelde:
ik heb vier keer getitreerd in de les, de eerste keer moest ik 10,83mL toevoegen totdat hij net paars werd, de tweede keer 10,84mL, derde keer 10,85 mL en de laatste keer 10,83 mL. hiervan heb ik het gemiddelde genomen.

dan hoef je toch niet met die 0,05M te werken?

en kunt u toch even kort uitleggen wat de oxidatietrap is?





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures