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Seminar zumSeminar zumQuantitativen Anorganischen Praktikum

WS 2011/12WS 2011/12

Teil des Moduls MN C AlCTeil des Moduls MN-C-AlC

Dr. Matthias BrühmannDr. Christian Rustige

Universität zu Köln

InhaltMontag, 09.01.2012, 8-10 Uhr, HS III

• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse• Zusatzausrüstung / Glasgeräte• Gravimetrie: A5/A6

Freitag, 13.01.2012, 8-9 Uhr, HS III• Physikalische Methoden: A7

Montag, 16.01.2012, 8-10 Uhr, HS III• Physikalische Methoden: A4 (Photometer) / A2 (pH-Meter) • Volumetrie: A10

Freitag, 20.01.2012, 8-9 Uhr, HS III• Volumetrie: A11 / A12/A13• A3 (Kationenaustauscher)


Optische MethodenpBsp. Messung der Farbintensität von Lösungen

Photometrie

• Messung mit Hilfe eines Photometers

• z B Messung der Lichtintensität• z. B. Messung der Lichtintensität

Absorption (Extinktion) einer Lösung abhängig vonAbsorption (Extinktion) einer Lösung abhängig von

• stofflicher Zusammensetzung

• Konzentration

Ziel ist die Bestimmung der Konzentration einer Lösung durch Lichtmessungen

Universität zu KölnUniversität zu Köln

Optische MethodenpErläuterung zur Photometrie

Il

1lA 0

Absorption („optische Dichte“)

Ilg=

Tlg=A 0

• I0 bzw. I = Lichtintensität vor bzw. nach dem Probendurchgang• d = Schichtdicke• c = Konzentration der Probec Konzentration der Probe• T = Durchlässigkeit (Transmission) = I/I0


Optische MethodenpHerleitung des Lambert-Beer‘schen Gesetzes

d • a = T1

log = II

log =A 0 Bouguer-Lambert

Johann Heinrich Lamberta = ε • c Beer‘sches Gesetz

d•c•ε=I

log=A 0A = dekadische Absorption (früher Extinktion E)d•c•ε=

Ilog=A

Lambert-Beer‘sches Gesetz

a = linearer dekadischer AbsorptionskoeffizientT = Transmissionε = molarer dekadischer Absorptionskoeffizient


Volumetrie (Titrimetrie) Bürette( )

Maßlösung

zu bestimmende LösungpH-Verlauf einer Säure-Base-Titration

(Färbung: Indikator)


VolumetrieWichtige allgemeine Hinweise

BürettenBüretten

• 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, unbedingtBlasenbildung vermeiden!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!).

L Ti i U h k• Langsames Titrieren unter stetem Umschwenken.


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: Übertitrieren4. Nach erstem Versuchsdurchlauf: Übertitrieren

5. Bestimmung des Volumenverbrauchs

6. Berechnung des Ergebnisses


VolumetrieAnsetzen und Einstellen der Maßlösung

Bsp 0 1 N NaOH-Maßlösung (Aufgabe 1)Bsp. 0,1 N NaOH Maßlösung (Aufgabe 1)

• Abwiegen der NaOH-Plätzchen

• Keine Urtitersubstanz indirektes VerfahrenKeine 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(t ist

)NaOH(c)NaOH(t

soll


VolumetrieVorbereitung und Entnahme der Probe

• Sorgfältiges Auffüllen der Analyse im 100 mL Messkolben

• Entnahme von 25 mL der Probe mit geeichter Vollpipette

• Drei Versuchsdurchführungen möglich

A ht Ei i t V h d hfüh d lb A l• Achtung: Eine vierte Versuchsdurchführung derselben Analysekann nicht unter Verwendung einer 25 mL Vollpipette erfolgen!


VolumetrieDurchführung der Titration

• Gut: Verwendung eines Erlenmeyerkolbensg y(sicheres Umschwenken)

• Alternativ: Benutzung eines Magnetrührers

• Langsame Zugabe der Maßlösung (tropfenweise• Langsame Zugabe der Maßlösung (tropfenweiseim Bereich des Umschlagpunktes)

• Exaktes Ablesen (Schellbachstreifen)• Exaktes Ablesen (Schellbachstreifen)

• Notieren des Volumenverbrauchs

• Mehrmalige Versuchsdurchführung


Volumetrie„Übertitrieren“ der ersten Probe

B Sä B Tit tiBsp. Säure-Base-Titration:

Endpunkt durch Farbumschlag erkennbar

„Übertitrieren“ nach 1. Versuchsdurchführung:

Vergleichbarkeit der Ergebnisse

Umschlagsbereiche der Indikatoren berücksichtigen!


VolumetrieBestimmung des Volumenverbrauchs

• Sollte ein Tropfen der Maßlösung am Büretten-HahnSollte ein Tropfen der Maßlösung am Büretten Hahn

verbleiben, ist dieser mit zu berücksichtigen

• Waagerechtes Ablesen des Schellbachstreifens

SchellbachstreifenBerechnung des Ergebnisses

• Am Äquivalenzpunkt liegen äquivalente Stoffmengen vor

• Normalität bzw. Molarität der Lösungen berücksichtigen

• Titer berücksichtigen: t = c /c• Titer berücksichtigen: t = cist/csoll

t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll Verbrauchsoll


pH-Meter / Säure-Base-TitrationpVersuchsaufbau einer Titration mit pH-Elektrode

Bürette mit derNaOH-Maßlösung

Prinzip:Messung einer pH-Wert

pH-ElektrodeMessung einer pH Wert abhängigen Potentialdifferenz


pH-ElektrodepSchematischer Aufbau und Funktionsprinzip

Membran Lösung

Einstabmesskette

• Messung einer Potentialdifferenz (Bezugselektroden)

• Kalibrierung mit Referenzlösung erforderlich


pH-Wert und SäurestärkepDefinition des pH-Wertes

)OH(clg=pH +Negativer dekadischer Logarithmus der H3O+-Konzentration )OH(clg=pH 3

Ionenprodukt des Wassers KW +p W

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

Säurestärke )A(c•)OH(c=K

+3

MWG: Säure-Dissoziationskonstante KS )HA(c=KS

pKs-WertKlKNegativer dekadischer Logarithmus von KS

SS Klg=pK


pKS-Wertep SKonjugierte Säure-Base Paare

HClHCl

H PO

CH3COOH

H3PO4

H2PO4-

pKS + pKB = 14!

HPO42-

pKS + pKB 14!


Säure-Base-TitrationenTitrationskurven starker und schwacher Säuren

Starke Säure: pKS < 4,5

)(l +

Schwache Säure: pK > 4 5

)OH(clg=pH +3

Schwache Säure: pKS > 4,5

clgpK=pH SäureS

2=pH


Säure-Base-TitrationenTitrationskurven von Essigsäure bzw. Salzsäure mit Natronlauge

Äquivalenzpunkt CH3COOH

Neutralpunkt &

Äquivalenzpunkt HCl


Säure-Base-IndikatorenSäure-Base-Indikatoren

• Oganische Farbstoffe, deren Lösungen bei Änderung des pH-Wertes ihre Farbe wechseln

B H W bhä i F bi k i M h l

• Farbänderung erfolgt jeweils in einem charakteristischen pH-Bereich (Umschlagsbereich)

Bsp.: pH-Wert abhängige Farbigkeit von Methylrot

NCH

CH3

O O-

NCH3 ++ H+N

N

CH3

N

O O NCH3

NN

COOH-+ H+

pH 4,4 – 6,2

gelb rot

HI d + H O H O+ + I d k j i t Sä B P !HInd + H2O H3O+ + Ind- konjugiertes Säure-Base-Paar!


Säure-Base-IndikatorenUniversalindikator (-Papier)

)I d()HInd(c

lg)HInd(pK=pH SHenderson-Hasselbalch

l h)Ind(cg)(pp S Gleichung

Umschlagspunkt: c(HInd) = c(Ind-) MischfarbeUmschlagspunkt: c(HInd) c(Ind ) Mischfarbe

Umschlagsbereich: ΔpH ≈ 2 ober/unterhalb: Grenzfarben

Indikator Umschlagsbereich pH Farbe der Indikatorsäure

Farbe der Indikatorbase

Thymolblau 1,2 – 2,8 rot gelby , , g

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


Säure-Base-IndikatorenTitration einer starken Säure mit NaOH; c = 0,1 N steiler pH-Sprung

UmschlagsbereichPh l ht l iPhenolphtalein

UmschlagsbereichUmschlagsbereichMethylrot


Mehrprotonige Säurenp gTitration 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 32HPO4 + H2O PO4 + H3O pKS +12,32

• Drei getrennte pH-Sprünge

N d 1 d 2 S i d i d Tit ti k k b• 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


Praktikum: Aufgabe 10gArgentometrische 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

Versuchsdurchführung

• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten ProbeEntnahme 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!


Praktikum: Aufgabe 8 (I)g ( )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 werdenDer geringere Gehalt muss bei der Auswaage berücksichtigt werden.

Bestimmung des Titers t:)Auswaage(m

=t istBestimmung des Titers t:)Auswaage(m

tsoll


Praktikum: Aufgabe 10gFällungstitration

Ag+ + Cl- AgCl K 2 10-10 mol2/L2Ag+ + 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!


Praktikum: Aufgabe 10gAuswertung

a) Verbrauchsmittelwert berechnen

Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft

b) Angabe der gesamten Masse von Cl- in der Probe

• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch

t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll

U h d St ff i (G t) M• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse

4•M•n=mUmrechnungsfaktorgesamte Analyse!gesamte Analyse!


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