VersuchsprotokollGrundpraktikum Analytische Chemie WS 09/10

V2/3: CoulometrieCoulometrische Titration von Ascorbinsäure

Versuchsdurchführung: 01.03.2010Protokollabgabe: 03.03.2010

durchgeführt von: Sven Otto

1 Theoretische Grundlagen

Die Grundlage der Coulometrie bildet das Faraday'sche Gesetz:

n =Q

zF(1)

Dieses erlaubt bei bekannter Reaktionsgleichung (bekannten z) die direkte Bestimmung derSto�menge n über die ge�ossenen Ladung Q. Die Coulometrie ist damit eine Absolutmetho-de.Die ge�ossene Ladung kann berechnet werden nach:

Q =

∫i dt (2)

Prinzipiell wird zwischen der potentiostatischen und der galvanostatsichen Coulometrie un-terchieden.Bei Ersterer wird die Spannung konstant gehalt, um Nebenreaktionen zu vermeiden. Jedochwird so nie der Endpunkt der Titration erreicht, da die Stromstärke gemeinsam mit der Kon-zentration des Analyten abfällt. Das Integral in Gleichung 2 lässt sich in der Regel nur nochnumerisch lösen und wir von einem Computer berechnet.In der galvanostatischen Coulometrie wird mit konstanter Stormstärke gearbeitet, sodass gilt:

Q = i · t (3)

Durch Änderungen des Potential können hier Nebenreaktionen auftreten, welche die Mes-sung verfälschen würden. Um dies zu berücksichtigen wurde die Stromausbeute eingeführt,welche angibt welcher Anteil des verbrauchten Stroms wirklich für die intressierende Reaktionverbraucht wurde.Dadurch, dass Elektronen �titriert� werden ergeben sich eine Reihe von Vorteilen. Zum einenwird der Titrator direkt in der Lösung erzeugt, dies ist zum einen von Vorteil wenn der Ti-trator instabil ist und zum anderen wird die Lösung so nicht verdünnt. Die dosierung desTitrators lässt sich über die Stromstärke in beliebig kleinen Mengen durchfürhen.Die Elektrodenräume sind in der Coulometrie getrennt und über eine Salzbrücke miteinanderverbunden, da sich Anoden*+ und Kathodenreaktion aufheben können.

Im Versuch wird der Gehalt an Ascorbinsäure (Vitamin C) in der Lösung bestimmt werden.Dazu wird zum einen die Ascorbinsäure zur Dehydroascorbinsäure als auch Iodid zu Iod ander Anoden oxidiert.

Asc+ → Ascdehydro + 2H+ + 2 e− (4)

2 I− → I2 + 2 e− (5)

Das Iod wiederum oxidiert weitere Ascorbinsäure. Wenn alle Ascorbinsäure verbraucht sit liegtin der Lösung elementares Iod vor, welches mit der als Indikator fungierenden Stärkelösung dentiefblauen Iod-Stärke-Komplex bildet. So kann der Endpunkt der Titration erkannt werden.

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2 Durchführung

2.1 Chemikalien

• Stärkelösung (3% in Formamid)R: 61 S: 53-45

• KaliumiodidR: - S: -

• NatriumacetatR: - S: -

• EisessigR: 10-35 S: (1/2)-23-26-45

• Ascorbinsäure (Vitamin C)R: - S: -

2.2 Durchführung der Titration

Es wurden 25mL des Redoxpu�fers zusammen mit 2-3 Tropfen Stärkelösung im Analysegefäÿvorgelgt und diese in die Messapparatur (in Abbildung 1 dargestellt) eingesetzt. Zunächstmusste vortitriert werden. Dazu wurde der Strom�uss solange aufrechterhalten bis eine ersteBlaufärbung der Lösung zu erkennen war. Dies is nötig um sicherzugehen, dass am Ende derTitration genausoviele Iodmoleküle wie zu Beginn sind.Anschlieÿend wurden 10mL der Probelösung hinzugegeben und bis zum vorher eingestelltenBlauton titriert. Dabei entfärbte sich die Lösung zunächst wieder, da die zugegeben Ascor-binsäure mit dem Iod reagierte. In der Nähe des Endpunktes bildeten sich immer mehr blaueSchlieren in der Lösung ausgehend von der Platinelektrode.Insesammt wurde dies achtmal wiederholt.

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Abbildung 1: Coulometrische Titrationsapparatur

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3 Auswertung

3.1 Messwerte

Tabelle 1: Titrtionszeiten bei I =10,068mA

Messung t/s

1 85,32 83,63 85,34 83,25 83,66 82,77 (86,0)8 (91,4)

3.2 Berechnung des Asorbinsäure-Gehalts

Den Mittelwert der Messreihe erhält man mit:

t =1

n

n∑i

ti (6)

Somit lautet der Mittelwert unter vernachlässigung der letzten beiden Werte:

t =1

6

6∑1

ti = 83, 95 s (7)

Das Vertauensintervall wird mit der folgenden Formel berechnet:

∆t =t(p, f) · σ√

n(8)

Dabei ist t die Varible der Verteilungsfunktion nach Student, p die Sicherheit des Vertrau-ensintervalls, f der Freiheitsgrad (= n−1), σ die Standardabweichung und n die Anzahl derMesswerte.

Somit wird für diese Messreihe folgenes Vertrauensintervall erhalten:

2, 57 · 1, 0968 s√5

= 1, 15 s (9)

Dies zeigt das der Ausschluss der letzten beiden Werte und insbesondere des letzten gerecht-fertigt sind, da sie weit auÿerhalb des Vertrauensintervalls liegen.

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Zur Berechnung des Ascorbinsäuregehalts muss Gleichung 1 entsprechend umgestellt werden:

n(Asc) =Q

zF(10)

Zusätzlich wird noch die Sto�menge durch die Masse nach m = M · n und die Ladung mitQ = I · tersetzt:

m(Asc) =M · I · tzF

(11)

Mit Berücksichtigung des Aliquoten (10mL/100mL) erhalt man die Gesamtmasse:

mges(Asc) = 10 · M · I · tzF

(12)

Folgende Werte wurden zur Berechnung der Masse eingesetzt:

I = 10, 068mA

M(Asc) = 176, 13 g/mol

F = 96485

z = 2

t = 83, 95 s

Somit ergibt sich:mges(Asc) = 7, 715mg (13)

Zusätzlich sollte das prozentuale Vertrauensintervall berechnet werden:

∆t

t= 1, 37 % (14)

Also folgt:mges(Asc) = 7, 715mg ± 1, 37 % (P = 0, 95;F = 5) (15)

4 Anhang

Literatur

[1] Grundpraktikum Analyitsche Chemie, Skriptum für das Wintersemester2009/2010 - Prof. Dr. Thorsten Ho�mann, Prof. Dr. Nicolas Bings; 10.02.2010;http://www.chemie.uni-mainz.de/Praktikum/AC/AC2a/pdf/Scriptum%20-%

20AC%20II%20Analytik%20WS0910.pdf

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