Redoxtitrering

Börja med att skriva en balanserad reaktionsformel för reaktionen mellan dikromatjon och järn(II)jon i sur miljö.

Sitter fast ordentligt..

Kan du skriva en obalanserad reaktionsformel?

Det jag har svårt med är att se vad de är som reagerar..

Järn(II)jon är väl Fe⁺² ; samt dikromatjon är Cr₂O₇^- ?

Alltså blir det : Fe⁺² + Cr₂O₇^- $\to$ Fe⁺³ + Cr⁺³ 

Är det från det här jag ska utgå ifrån då jag ska göra en redoxreaktion, alltså ställa upp i Red. och Ox. stegen?

Helt riktigt!

Du kan balansera reaktionen med antingen oxidationstalsmetoden eller halvcellsmetoden/delförloppsmetoden.

Så när jag fått fram den balanserade reaktionen vad är då nästa steg?

Ox: Fe⁺²$\to$ Fe⁺³ + e^-

Red: Cr₂O₇^-  + 14H⁺ + 6e^- $\to$ 2Cr⁺³ + 7H₂O

6Ox+1Red ger:

6Fe⁺² + Cr₂O₇^- + 14H⁺ $\to$ 6Fe⁺³ + 2Cr⁺³ + 7H₂O

Bra! Nästa steg är att räkna ut hur många mol dikromatjoner som har blivit tillsatt vid ekvivalenspunkten. Utifrån det kan du räkna ut hur många järn(II)-joner som har reagerat och fanns i provet. Du vet att en mol dikromatjoner reagerar med 6 mol mol järn(II)-joner.

Sen en liten kommentar: Man brukar skriva storleken på laddningen före tecknet när det handlar om joner, skriv t.ex. Fe³⁺ istället för Fe⁺³.

Vet inte om jag missförstod dig nu.. men så här tolkade jag det och fick fram:

Nja, alltså nu har du räknat med att provet består av 100 procent järn.

Du måste räkna ut hur många mol dikromatjoner du har tillsatt. Sedan räknar du ut hur många mol järnjoner de har regerat med.

Gör ett nytt försök..

$c=\frac{n}{V} ger; n=c\times V$

Alltså är:

${n_{C{r}_2{O}_7}}^{-} = 0,01666 M \times 0,0187 = 3,117086\times {10}^{-4} mol$

Och då de går 1 mol dikromatjoner på 6 mol järnjoner så blir;

$n_{F{e}^{2^{+}}}=6\times {n_{C{r}_2{O}_7}}^{-}=0,01870216 mol$

Rätt! Vilken massa motsvarar den substansmängden av järn? När du har räknat ut det kan du räkna ut hur stor andel av provets massa som utgjordes av järn.

så m_Fe²⁺= n x M ges av:  

m_Fe²⁺ = 0,01870216 mol x 55,8439 g/mol = 1,04440155282 g

$\frac{1,04440155282}{1,3112}=0,79652345395$ det vill säga ungefär 70,65% ?

Rätt!

(Jag skulle killgissa att det handlar om s.k. 20/10-stål som består av ca 70 % järn, 20 % krom och 10 % nickel)

Tjena, håller på med samma problem just nu, så tack så mycket för lösningen!

Det jag inte riktigt hänger med på är i steget när du räknar ut n_Fe2+:
6*(3,117086*10^-4)= 0,0018702616 ?

Känns som att jag får ett svar som är en decimal mindre...

Vilket som leder vidare till att procenten blir typ 7% vilket verkar mindre troligt.

Vad har jag missat?

Tack för hjälp!