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Universität zu Köln
Seminar zumQuantitativen Anorganischen Praktikum
WS 2012/13
Teil des Moduls MN-C-AlC
Dipl.-Chem. Corinna HegemannDipl.-Chem. Eva Rüttgers
InhaltFreitag, 11.01.2013, 8-10 Uhr, HS II
• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse• Zusatzausrüstung / Glasgeräte• Gravimetrie: A5 / A6
Montag, 14.01.2013, 8-10 Uhr, HS III• Volumetrie: A10 • A2 (pH-Meter)
Freitag, 18.01.2013, 8-10 Uhr, HS II• Physikalische Methoden: A4 / A7
Montag, 21.01.2013, 8-10 Uhr, HS III• Volumetrie: A12 / A13
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Volumetrie (Titrimetrie) Bürette
Maßlösung
(Färbung: Indikator)
zu bestimmende LösungpH-Verlauf einer Säure-Base-Titration
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VolumetrieWichtige allgemeine Hinweise
Büretten
• Nur trockene Bürette verwenden (ggf. mit verwendeter Maßlösung vorspülen).
• Auf richtige Justierung des Versuchsaufbaus achten (Position, feste Montage, …).
• Schliff des Büretten-Hahns ausreichend fetten; nicht jedoch den Durchlass!
• Langsame und genaue Befüllung der Bürette mit Hilfe eins Trichters, unbedingt Blasenbildung vermeiden!
Allgemein
• Gut: Verwendung von Erlenmeyer-Kolben (außer beim pH-Meter).
• Weißes Blatt Papier unterlegen (bessere Sichtbarkeit eines Farbumschlags).
• Säure-Base-Titration: Nur wenig Indikator verwenden (mögliche Pufferwirkung!).
• Langsames Titrieren unter stetem Umschwenken.
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VolumetrieSystematischer Gang einer volumetrischen Bestimmung
[0. Versuchsaufbau]
1. Ansetzen und ggf. Einstellen der Maßlösung
2. Vorbereitung und Entnahme der Probe
3. Durchführung der Titration
4. Nach erstem Versuchsdurchlauf: Übertitrieren
5. Bestimmung des Volumenverbrauchs
6. Berechnung des Ergebnisses
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Volumetrie1. Ansetzen und Einstellen der Maßlösung
Bsp. 0,1 N NaOH-Maßlösung (Aufgabe 1)
• Abwiegen der NaOH-Plätzchen
• Keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren
• Lösen in VE-Wasser
Bestimmung des Titers („Einstellen“ der Lösung)
• Titration von ausstehender 0,1 N H2SO4-Maßlösung
• Verwendung von Methylrot als Säure-Base-Indikator (Farbumschlag: rot/gelb)
• Berechnung des Titers t
)NaOH(c)NaOH(c
=)NaOH(tsoll
ist
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Volumetrie2. Vorbereitung und Entnahme der Probe
• Sorgfältiges Auffüllen der Analyse im 100 mL Messkolben
• Entnahme von 25 mL der Probe mit geeichter Vollpipette
• Drei Versuchsdurchführungen möglich
• Achtung: Eine vierte Versuchsdurchführung derselben Analyse kann nicht unter Verwendung einer 25 mL Vollpipette erfolgen!
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VolumetrieDurchführung der Titration
• Gut: Verwendung eines Erlenmeyerkolbens (sicheres Umschwenken)
• Alternativ: Benutzung eines Magnetrührers
• Langsame Zugabe der Maßlösung (tropfenweise im Bereich des Umschlagpunktes)
• Exaktes Ablesen (Schellbachstreifen)
• Notieren des Volumenverbrauchs
• Mehrmalige Versuchsdurchführung
3.
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Volumetrie4. „Übertitrieren“ der ersten Probe
Bsp. Säure-Base-Titration:
Endpunkt durch Farbumschlag erkennbar
Umschlagsbereiche der Indikatoren berücksichtigen!
„Übertitrieren“ nach 1. Versuchsdurchführung:
Vergleichbarkeit der Ergebnisse
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Volumetrie5. Bestimmung des Volumenverbrauchs
• Sollte ein Tropfen der Maßlösung am Büretten-Hahn
verbleiben, ist dieser mit zu berücksichtigen
• Waagerechtes Ablesen des Schellbachstreifens
Schellbachstreifen6. Berechnung des Ergebnisses
• Am Äquivalenzpunkt liegen äquivalente Stoffmengen vor
• Normalität bzw. Molarität der Lösungen berücksichtigen
• Titer berücksichtigen: t = cist/csoll
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll
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pH-Wert und SäurestärkeDefinition des pH-Wertes
Negativer dekadischer Logarithmus der H3O+-Konzentration )OH(clg=pH +3
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pH-Wert und SäurestärkeBeispiele für die pH-Werte einiger Stoffe
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pH-Wert und SäurestärkeDefinition des pH-Wertes
Negativer dekadischer Logarithmus der H3O+-Konzentration )OH(clg=pH +3
Ionenprodukt des Wassers KW
Das Ionenprodukt des Wassers ist eine Gleichgewichtskonstante
experimenteller Wert bei 24°C: KW = 10-14 mol2/L2
W+
3 K=)OH(c•)OH(c
14=pOH+pH
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pH-Wert und SäurestärkeDefinition des pH-Wertes
Negativer dekadischer Logarithmus der H3O+-Konzentration )OH(clg=pH +3
Säurestärke
MWG: Säure-Dissoziationskonstante KS
Ionenprodukt des Wassers KW
Das Ionenprodukt des Wassers ist eine Gleichgewichtskonstante
experimenteller Wert bei 24°C: KW = 10-14 mol2/L2
W+
3 K=)OH(c•)OH(c
14=pOH+pH
)HA(c)A(c•)OH(c
=K+
3S
pKs-Wert
Negativer dekadischer Logarithmus von KSSS Klg=pK
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pKS-WerteKonjugierte Säure-Base Paare
HCl
CH3COOH
H3PO4
H2PO4-
HPO42-
pKS + pKB = 14!
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Säure-Base-TitrationenTitrationskurven starker und schwacher Säuren
Starke Säure: pKS < 4,5
Schwache Säure: pKS > 4,5
)OH(clg=pH +3
2clgpK
=pH SäureS
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Säure-Base-TitrationenTitrationskurven von Essigsäure bzw. Salzsäure mit Natronlauge
Neutralpunkt &
Äquivalenzpunkt HCl
Äquivalenzpunkt CH3COOH
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Säure-Base-Indikatoren
HInd + H2O H3O+ + Ind- konjugiertes Säure-Base-Paar!
Säure-Base-Indikatoren
• organische Farbstoffe, deren Lösungen bei Änderung des pH-Wertes ihre Farbe wechseln
• Farbänderung erfolgt jeweils in einem charakteristischen pH-Bereich (Umschlagsbereich)
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Säure-Base-Indikatoren
Bsp.: pH-Wert abhängige Farbigkeit von Methylrot
N
N
CH3
CH3
N
O O-N
CH3
CH3
NN
COOH-
+- H+
pH 4,4 – 6,2
gelbrot
Säure-Base-Indikatoren
• organische Farbstoffe, deren Lösungen bei Änderung des pH-Wertes ihre Farbe wechseln
• Farbänderung erfolgt jeweils in einem charakteristischen pH-Bereich (Umschlagsbereich)
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Säure-Base-Indikatoren
Indikator Umschlagsbereich pH
Farbe der Indikatorsäure
Farbe der Indikatorbase
Thymolblau 1,2 – 2,8 rot gelb
Methylorange 3,1 – 4,4 rot gelb-orange
Methylrot 4,4 – 6,2 rot gelb
Lackmus 5,0 – 8,0 rot blau
Phenolphtalein 8,0 – 9,8 farblos rot-violett
Universalindikator (-Papier)
)Ind(c)HInd(c
lg)HInd(pK=pH SHenderson-Hasselbalch
Gleichung
Umschlagspunkt: c(HInd) = c(Ind-) Mischfarbe
Umschlagsbereich: ΔpH ≈ 2 ober/unterhalb: Grenzfarben
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Säure-Base-Indikatoren
UmschlagsbereichPhenolphtalein
UmschlagsbereichMethylrot
Titration einer starken Säure mit NaOH; c = 0,1 N steiler pH-Sprung
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Mehrprotonige SäurenTitration einer mehrprotonigen Säure
Bsp.: Titration von Phosphorsäure
3 Protolysestufen
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ pKS = +2,16
H2PO4- + H2O HPO4
2- + H3O+ pKS = +7,21
HPO42- + H2O PO4
3- + H3O+ pKS = +12,32
• Drei getrennte pH-Sprünge
• Nur der 1. und 2. Sprung sind in der Titrationskurve erkennbar
• Direkte Titration aufgrund der geringen Säurestärke nicht durchführbar
Beobachtbarkeit getrennter pH-Sprünge mehrprotoniger Säuren: ΔpKS ≥ 4
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pH-Meter / Säure-Base-TitrationVersuchsaufbau einer Titration mit pH-Elektrode
Bürette mit derNaOH-Maßlösung
pH-Elektrode
Prinzip:Messung einer pH-Wert abhängigen Potentialdifferenz
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pH-ElektrodeSchematischer Aufbau und Funktionsprinzip
Einstabmesskette
Membran Lösung
• Messung einer Potentialdifferenz (Bezugselektroden)
• Kalibrierung mit Referenzlösung erforderlich
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Praktikum: Aufgabe 2Bestimmung von Phosphorsäure, Endpunktbestimmung mit Hilfe eines pH-Meters
Versuchsdurchführung:
• Gesamte Analysensubstanz wird in ein 250 mL Becherglas gespült (Kolben gut nachspülen!)
• Zugabe eines Rührfisches und verdünnen auf ca. 150 mL
• Aufbau der Versuchsanordnung
• Vor Eintauchen der Elektrode, diese vorher vorsichtig mit dest. Wasser abspülenTitration:
• Zugabe der Maßlösung und Ablesen des pH-Wertes auf dem pH-Meter
• Wenn Differenz der abgelesenen pH-Werte größer wird: Menge der zugegebenen
NaOH kleiner (0,2 mL)
• Wenn Differenz der abgelesenen pH-Werte größer wird: Menge der zugegebenen
NaOH wieder größer (0,5 mL)
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Praktikum: Aufgabe 2Auswertung
a) Zeichnen der Titrationskurve
x-Achse: Verbrauch NaOH-Lösung (1 cm für 1 mL)
y-Achse: pH-Wert (1 cm für 1 pH-Einheit)
• Die zu den Wendepunkten gehöhrenden mL-Zahlen werden graphisch ermittelt und daraus
H3PO4-Gehalt berechnet
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Praktikum: Aufgabe 10Argentometrische Bestimmung von Chlorid nach Mohr
Vor dem Versuch
• Ansetzen einer 0,1 N AgNO3-Maßlösung (Aufgabe 8 (I))
Aufbewahrung in brauner Flasche
• Ansetzen einer 5%igen K2CrO4-Indikatorlösung (5g K2CrO4 werden in 95 ml H2O gelöst
Versuchsdurchführung
• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe
• Titration der Analyse mit Maßlösung
Jeweils 2mL der Indikatorlösung pro Versuchsdurchlauf
• Dreimalige Versuchsdurchführung
Übertitrieren nach 1. Versuchsdurchführung wichtig!
Trübung der gelben Analysenlösung durch gefälltes AgCl; nach Endpunkt rot-braun!
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Praktikum: Aufgabe 8 (I)Ansetzen der 0,1 N Silbernitrat-Maßlösung
• Urtitersubstanz
0,1 N (AgNO3) = 0,1 M (AgNO3)
c (AgNO3) = 0,1 mol/L
M (AgNO3) = 169,873 g/mol
Für eine 0,1 normale AgNO3-Lösung müssen 16,987 g AgNO3 in 1 L H2O gelöst werden
Achtung: Das ausstehende Silbernitrat ist 99%ig!
Der geringere Gehalt muss bei der Auswaage berücksichtigt werden.
Bestimmung des Titers t: )Auswaage(m)Auswaage(m
=tsoll
ist
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Praktikum: Aufgabe 10Fällungstitration
Ag+ + Cl- AgCl KL = 2 · 10-10 mol2/L2
2 Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 KL = 4 · 10-12 mol3/L3
Fällung von AgCl bzw. Ag2CrO4 abhängig von Ionenkonzentrationen in der Lösung
)CrO(c•)Ag(c)Cl(c•)Ag(c
=)CrO(c
)Cl(c2
4+2
+
24
L/mol)CrO(c•10•1=)Cl(c 24
4
Bei einer Indikatorkonzentration von c(CrO42-) = 5 · 10-3 mol/L beginnt die Fällung von Ag2CrO4
bei c(Cl-) = 7,2 · 10-6 mol/L und demnach bei c(Ag+) = 2,8 · 10-5 mol/L (gemäß KL(AgCl)).
Äquivalenzpunkt: c(Ag+) ≈ 1,4 · 10-5 mol/L Fällung Ag2CrO4 erst kurz nach ÄP von AgCl!
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Praktikum: Aufgabe 10Auswertung
a) Verbrauchsmittelwert berechnen
Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft
b) Angabe der gesamten Masse von Cl- in der Probe
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll
• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch
• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse
4•M•n=mUmrechnungsfaktor gesamte Analyse!
InhaltFreitag, 11.01.2013, 8-10 Uhr, HS II
• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse• Zusatzausrüstung / Glasgeräte• Gravimetrie: A5 / A6
Montag, 14.01.2013, 8-10 Uhr, HS III• Volumetrie: A10 • A2 (pH-Meter)
Freitag, 18.01.2013, 8-10 Uhr, HS II• Physikalische Methoden: A4 / A7
Montag, 21.01.2013, 8-10 Uhr, HS III• Volumetrie: A12 / A13