Kort svar: Järnvitriol är ett vanligt ämne i skolans kemiundervisning eftersom järnet lätt växlar mellan järn(II) och järn(III). Det gör ämnet perfekt för att visa redoxreaktioner, där ett ämne lämnar ifrån sig elektroner och ett annat tar emot dem. Klassiska exempel är en järnspik i kopparsulfatlösning, där järnsulfat bildas, och en lösning av järnvitriol som får lila kaliumpermanganat att avfärgas. Demonstrationerna görs av en lärare eller under vuxen tillsyn, med skyddsglasögon och handskar.
Redox på en minut
Redox är en förkortning av reduktion och oxidation. De två sker alltid samtidigt:
- Oxidation är när ett ämne avger elektroner.
- Reduktion är när ett ämne tar upp elektroner.
Ett ämne som avger elektroner till ett annat kallas reduktionsmedel, och det som tar emot dem kallas oxidationsmedel. En gammal minnesregel är att reduktionsmedlet själv blir oxiderat.
Järn(II) är ett milt reduktionsmedel. Det kan lämna ifrån sig en elektron och bli järn(III):
Fe2+ → Fe3+ + e-
Det är den reaktionen som ligger bakom att järnvitriol blir brun i luft. Syret i luften är oxidationsmedlet, och järnet blir oxiderat. Samma egenskap används i industrin, till exempel i cement där järn(II) reducerar sexvärt krom, något vi beskriver i artikeln om järnvitriol i industrin.
Demonstration 1: järnspiken i kopparsulfat
Det här är en av skolkemins mest kända demonstrationer, och den slutar med att det bildas järnsulfat.
Vad man gör: En ren järnspik, eller en spik som har slipats blank, läggs ned i en blå lösning av kopparsulfat i ett provrör eller en bägare.
Vad man ser: Efter en stund blir spiken täckt av ett rödbrunt lager. Låter man den ligga längre blir den blå färgen i lösningen svagare och kan övergå mot grönaktig.
Vad som händer: Järn är en mer reaktiv metall än koppar. Järnatomerna lämnar elektroner till kopparjonerna i lösningen. Kopparjonerna blir metallisk koppar, som lägger sig på spiken. Järnet går ut i lösningen som järn(II)joner.
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Kvar i lösningen blir alltså järn(II)sulfat, samma ämne som järnvitriol. Den gröna tonen kommer från järn(II)jonerna. Det är en fin illustration av varför metaller kan ordnas i en spänningsserie efter hur gärna de avger elektroner.
Kopparsulfat är skadligt vid förtäring, irriterar ögon och hud och är märkt som farligt för vattenmiljön. Det ska hanteras med samma försiktighet som järnvitriol, och resterna samlas in.
Demonstration 2: permanganat som tappar färgen
Kaliumpermanganat ger en intensivt lila lösning. Det är ett starkt oxidationsmedel. I sur lösning tar permanganatjonen gärna emot elektroner och blir till mangan(II)joner, som i utspädd lösning är nästan färglösa.
Vad man gör: Läraren droppar en mycket utspädd, försurad permanganatlösning i en lösning av järnvitriol.
Vad man ser: Den lila färgen försvinner direkt när den möter järnlösningen. När allt järn(II) har reagerat stannar den lila färgen kvar.
Vad som händer: Varje permanganatjon tar emot fem elektroner, och varje järn(II)jon lämnar en. Därför behövs fem järnjoner per permanganatjon:
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Den här reaktionen används i gymnasiets och högskolans laborationer som titrering. Genom att mäta hur mycket permanganatlösning som behövs innan den lila färgen blir kvar kan man räkna ut hur mycket järn(II) som fanns i provet. På så sätt kan man till exempel jämföra hur mycket av järnet i färska och gamla kristaller som fortfarande är järn(II).
Kaliumpermanganat är oxiderande och frätande på hud och ögon och ger svårtvättade bruna fläckar. Det hör hemma i skolans laboratorium och hanteras av läraren.
Demonstration 3: oxidation i luft
En enklare demonstration, som inte kräver några andra kemikalier, är att visa hur järnvitriol oxiderar i luft. Man löser lite järnvitriol i två likadana glasburkar med vatten, stänger den ena helt fylld och låter den andra stå öppen. Efter några timmar till ett par dagar har den öppna burken blivit gulare och grumligare.
Försöket visar att syre är ett oxidationsmedel och att reaktionen inte kräver något laboratorium. Det är också ett bra underlag för diskussion om vad som påverkar reaktionshastigheten: temperatur, mängden syre och hur surt vattnet är.
Varför färgen är så användbar i undervisningen
En stor fördel med järnvitriol i skolkemin är att man ser reaktionerna med blotta ögat. Järn(II) i lösning är blekgrönt, järn(III) är gult till brunt, och tillsammans med vissa reagens bildas mycket starka färger, som blodrött med tiocyanat eller djupblått med hexacyanoferrat. Det går vi igenom närmare i artikeln om färgerna hos järn(II) och järn(III).
Säkerhet i skolan och hemma
Järnvitriol är skadligt vid förtäring, irriterar huden och kan orsaka allvarlig ögonirritation. Det gäller både i skolan och hemma:
- En lärare eller annan vuxen ansvarar för försöket och hanterar kemikalierna.
- Skyddsglasögon hela tiden, och handskar när man hanterar kristaller och lösningar.
- Inga redskap eller kärl som används till mat.
- Ingen mat eller dryck i närheten, och tvätta händerna efteråt.
- Kemikalier som permanganat och kopparsulfat hör hemma i skolans laboratorium, inte i ett hemmaexperiment.
- Rester samlas in och lämnas som kemikalieavfall, de hälls inte ut i vasken.
Vad faromärkningen betyder kan du läsa i guiden om säkerhetsdatablad och faromärkning. Och om något hamnar på bänken eller golvet finns tips i guiden om spill av järnvitriol.
Var får man tag på järnvitriol?
Skolor köper oftast järn(II)sulfat från leverantörer av laboratoriekemikalier, med angiven renhet. För enkla försök hemma, som kristallodling eller oxidation i luft, räcker vanlig järnvitriol, som till exempel finns hos Allt-Fraktfritt. För titrering och noggranna mätningar behövs däremot en kemikalie med känd renhet.
Vanliga frågor om järnvitriol i skolkemin
Varför är järnvitriol ett reduktionsmedel?
Järn(II) kan lämna ifrån sig en elektron och bli järn(III).
Vad bildas när en järnspik läggs i kopparsulfat?
Metallisk koppar på spiken och järn(II)sulfat i lösningen.
Varför försvinner permanganatets färg?
Permanganat tar emot elektroner från järn(II) och blir mangan(II), som är nästan färglöst.
Kan elever göra försöken själva?
Med en lärare som ansvarar och med rätt skyddsutrustning kan de göra delar av dem. Starka oxidationsmedel hanteras av läraren.
