Kap.7 ph-wert und ph-indikatoren

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1 Der ph-wert und ph-indikatoren Kapitel 7 Übung 6.1: Berechnung der Konzentration von Wasser in Wasser Wieviel mol H2O sind in 1 L H2O? M(H2O)= g/mol 1 L(H2O)= 00g H2O n= m/m= 00g/ g/mol = mol H2O cm= n/v= mol/1 L= mol/l Antwort: c(h2o)= mol/l Übung 7.2: Berechnen Sie den ph-wert einer Lösung mit [OH-]= 0.01 M Mit Kw= [H+]*[OH-]= -14 ergibt sich: [H+]=-14/[OH-] [H+]=-12 ph= -log([h+])= -log(-12)= 12 Antwort: Die Lösung hat einen ph-wert von 12. Übung 7.: ph-werte von und verschiedener Konzentrationen: c() ph() c() ph() 1,E ,E ,E ,E ,E ,E ,E-0 1,E ,E ,E-04 1,E ,E ,E ,E ,E ,E-07 7 Anmerkung: Berechnung zu : Berechnung zu : ph= - log([c()]) ph=- log[-14/c()] Seite 1 von 9

2 Versuch 7.4: Umschlagsbereiche von Farbindikatoren Herstellung der Lösungen: 1 M : c= 1 mol/l V= 0.5 l M()= g/mol Mit m=c*m*v ergibt sich: m()= g in 0.5 l 1 M : 2%-ige ist im Praktikum vorhanden, dies entspricht:.225 mol/l.225 mol/l 00 ml 1 mol/l 97.8 ml auf 1 l 48.9 ml 2%-ige auf 500 ml H2O Mit 2 Vollpipetten (25 ml) werden 50 ml 2%-ige in einen 500 ml Kolben gegeben. Zurückrechnen (mit Dreisatz) ergibt: c()=1.02 mol/l Wichtig: Bei beiden Herstellungen ca ¾ an Kolbenvolumen mit H2O auffüllen, da die Reaktionen sehr exotherm sind und sich die Lösungen stark erwärmen. Verdünnungsreihe der Lösungen: Aus der 1M Stammlösung werden ml entnommen, in einen 0 ml Kolben gegeben und mit H2O dest. bis zur Eichmarke aufgefüllt. Davon werden wieder ml entnommen, ein einen 0 ml Kolben gegeben und mit H2O dest. bis zur Eichmarke aufgefüllt. Dieses Vorgehen wird 6 mal jeweils für und durchgeführt. Es muss diese Verdünnungsmethode, bei der sich die Fehler addieren, gewählt werden, da sonst zu grosse Mengen an H2O gebraucht würden. Nach den Berechnungen mit dem Andreaskreuz würden sich folgende Verdünnungen ergeben (Immer ml aus der Stammlösung entnehmen): c in mol/l 1 0,1 0,01 0,001 V() bzw. V() in V(H2O) in ml ml Es werden je ml der Verdünnungen entnommen und 5 ml Indikator (Methanilgelb, Thymolblau, Methyl) hinzugegeben. Die Ergebnisse des Indikatortests werden in der nachfolgenden Tabelle verdeutlicht. Seite 2 von 9

3 Konzentration in mol/l 1,E+00 1,E-02 1,E-0 1,E-04 1,E-05 1,E-06 1,E-07 Methanilgelb mangenta rot/pink herbst gelb gelb gelb Thymolblau pink helleres pink pastel Methyl hellrot hellrot hellrot Methanilgelb Thymolblau blau blau blau Methyl Fotos: Zu mit Methanilgelb: Zu mit Thymolblau: Zu mit Methyl: Seite von 9

4 Übung 7.5: Seite 52: Damit das Auge einen Farbunterschied wahrnehmen kann, muss in der Regel ein facher Überschuss der protonierten bzw. der deprotonierten Form gegenüber der andern vorliegen (vgl. Übung 7.4). Indikator: HInd Ind- + H+ (protonierte Form: HInd; deprotonierte Form: Ind-) Gleichung: ph= pki + log [Ind-]/[HInd] Titration ph * 0 80 ph=8 ph=7 ph= ph-wert Mit obigem Satz gelten folgende Beziehungen: 1.) Bei ph=6 (angenommene Indikatorfarbe: gelb) x mehr [HInd] als [Ind-] ph= pki + log ([]/[1]) ph= pki ) Bei ph=7 (Umschlagspunkt, man müsste Mischfarbe sehen) [HInd]=[Ind-] ph= pki + log(1) ph= pki.) Bei ph=8 (angenommene Indikatorfarbe: blau) x mehr [Ind-] als [HInd] ph= pki + log ([1]/[]) ph= pki 1 Antwort: Aus 1.) ph= pki + 1 und aus.) ph= pki 1 ergibt sich ein Umschlagsbereich für die Farbindikatoren von 2 ph-einheiten. Seite 4 von 9

5 Übung 7.6: Kein Umschlagspunkt des Farbindikators? Antwort: Der Experimentator hat einen Indikator verwendet, dessen Umschlagspunkt < ph 2.5 ist. Beispiele dafür sind: Methylviolett und Methanilgelb. Versuch 7.7: Natürliche Indikatoren Rotkohlsaft Für die jeweiligen ph-werte werden die folgenden verdünnten Lösungen aus Versuch 7.4 verwendet. Die Berechnung dazu erfolgte bereits in der Übung 7.: c() ph() 1,00E ,00E ,00E-0 1,00E-04 4 c() ph() 1,00E ,00E ,00E ,00E-04 Für ph 7 wird eine Pufferlösung verwendet Es werden ml der Lösungen des entsprechende ph-wertes in ein Reagenzglas gegeben und dann mit 5 Tropfen Rotkohlindikator versetzt. Das Farbergebnis ist durch nachstehende Tabelle verdeutlicht: Chemikalie Pufferlösung PH Farbe rot pink/rot pink violett stahlblau blau türkis grün grasgrün Anmerkung: Bei der verwendeten Pufferlösung handelt es sich um einen grüne Lösung. Seite 5 von 9

6 Versuch 7.8: Spektrophotometrische Bestimmung des ph-wertes Der ph-wert von drei Pufferlösungen unterschiedlicher Zusammensetzung soll spektrophotometrisch bestimmt werden. (i) einer Mischung von 0,1 M NaH2PO4 * H2O (1) und 0,1 M Na2HPO4 * 12 H2O (2) (ii) einer 0,2:1,0 Mischung von (1) und (2) (iii) einer Mischung von 1,0 (1):0,2 (2) 1. Bestimmung der Extinktionskoeffizienten von HInd und Ind-: In einem Erlenmeyerkolben werden zu 50 ml 1 M 1 ml Neutralrotlösung gegeben. In einem anderen werden 50 ml 1 M 1 ml Neutralrot hinzugegeben. Nun werden beide Lösungen in einem der Absorptionsmaxima gemessen ( bei 450 nm oder 520 nm). Mit Hilfe des Lambert-Beer`schen Gesetztes berexhnet man die εa und εb werte. Herstellung einer 1 M 2%-ige ist im Praktikum vorhanden, dies entspricht:,225 mol/l.225 mol/l 00 ml 1 mol/l 97,8 ml auf 1 l 24,45 ml 2%-ige auf 250 ml H2O Herstellung einer 1 M c= 1 mol/l V= 250 ml MG()= 9,9969 g/mol m= c*v*mg m()= 9, g Einwaage:,0125 g Um eine 1 M Natronlauge herzustellen benötigt man 9, g, welches in 250 ml Wasser gelöst wird. Vergleichsküvette bzw.messküvette: A: 50 ml + 1 ml H2O bzw. 50 ml 1 M + 1 ml Neutralrot (dunkelviolet) B: 50 ml + 1 ml H2O bzw. 50 ml 1 M + 1 ml Neutralrot (herbst) Lösung A hat bei λmax= 449 nm sein Absorptionsmaximum Amax= 0,6125 Lösung B hat bei λmax= 449 nm sein Absorptionsmaximum Amax= 0,28451 cm= 0,1% 1 g pro Liter ρ(neutralrot)= 1 g/ml MG(C15H17CIN4)= 288,78 g/mol Seite 6 von 9

7 Wieviel Neutralrot ist in 1 ml Neutralrot (0,1%) vorhanden? 1 g (Neutralrot) 00 ml x g (Neutralrot) 1 ml x g (Neutralrot)= (1 g * 1 ml)/(00 ml)= 0,001 g Neutralrot in 1 ml n= m/m= (0,001 g/mol)/(288,78g)=,46*-6 mol Neutralrot in 1 ml Lösung Vtot= 50 ml ( bzw ) + 1 ml (Neutralrot)= 51 ml cm= n/v= (,46*-6 mol)/(0,051 l)= 6,78*-5 A= ε*d*c εb= 0,60125/(1 cm * 6,78*-5 mol/l)= 8867,9941 εa= 0,28451/(1 cm * 6,78*-5 mol/l)= 4196, Berechnung des Extinktionskoeffizienten im isosbestischer Punkt ( EG) : Aus der Absorption von a.) und b.) kann der isosbestischer Punkt bestimmt werden. Isoelektrischer Punkt (λ = 482 nm) liegt dort, wo die Konzentration an HO+ -Ionen gleich der OH- -Ionen ist A(HCL) = 0,4811 A() = 0,479 ΕG1 = 0,4811 / ( 6,79*-6) = 7,09*4 ΕG2 = 0,479 / ( 6,79*-6 ) =7,06*4 Mittelwert : εg = (εg1 + εg2) / 2 = 7,0750 *4. Analyse der Puffermischungen: Herstellung einer 0,1 M NaH2PO4 * H2O c= 0,1 mol/l V= 0,1 l MG(NaH2PO4 * H2O)= 17,99 g/mol m(nah2po4 * H2O)= c*v*mg= 1,799 g (auf 0 ml H2O) Einwaage: 1.795g Herstellung einer 0,1 M Na2HPO4 * 12 H2O c= 0,1 mol/l V= 0,1 l MG(Na2HPO4 * 12 H2O)= 58,14 g/mol m(na2hpo4 * 12 H2O)=c*V*MG=,5814g (auf 0 ml H2O) Einwaage:,5842 g (i) 5 ml 0,1 M NaH2PO4 + 5 ml 0,1 M Na2HPO4 Von dieser Mischung nimmt man nun 5 ml und gibt 2 Tropfen Neutralrot hinzu. Seite 7 von 9

8 (ii) 2 ml 0,1 M NaH2PO4 + ml 0,1 M Na2HPO4 Von dieser Mischung nimmt man nun 5 ml und gibt 2 Tropfen Neutralrot hinzu. (iii) ml 0,1 M NaH2PO4 + 2 ml 0,1 M Na2HPO4 Von dieser Mischung nimmt man nun auch 5 ml und gibt 2 Tropfen Neutralrot hinzu. Die Vergleichsküvette von (i)-(iii) enthält jeweils die entsprechende Mischung ohne Zugabe von Neutralrot. Alle Berechnungen und Ergebnisse werden durch nachstehende Tabelle veranschaulicht: i ii iii AG : Absorption bei 482 nm 0,5182 0, ,5609 A = 449 nm 0, , ,945 εa( HCL) εb () 4,19* 4,19* 4,19* 8,86* 8,86* 8,86* εg 7,075* 7,075* 7,075* 4. Berechnung des ph-wertes : Formel für die Bestimmung des ph-werts: Bemerkung: pki von Neutralrot beträgt 7,5 A A G G ph = pk i lg A B AG G A Für (i) Für (ii) Für (iii) ph = 7,8 ph = 8,01 ph = 6,8 Seite 8 von 9

9 Analyse der Pufferlösung 0,8 0,7 Absorption 0,6 0,5 i 0,4 ii iii 0, 0,2 0, Wellenlänge in nm Seite 9 von 9

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