Praktikum Quantitative Analysen

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1 Praktikum Quantitative Analysen Wintersemester 2009/10

2 Arbeitsmethoden der Quantitativen Analyse

3 A: klassische Methoden vorwiegend chemische Arbeitsmethoden Bestimmung der Bestandteile durch eine chemische Reaktion Gravimetrie Die zu bestimmende Substanz wird vollständig gefällt und anschließend der Niederschlag ausgewogen. Masse des Niederschlags Ergebnis. Volumetrie - Maßanalyse - Titration Die zu bestimmende Substanz wird mit einer Reagenzlösung mit bekannter Konzentration vollständig umgesetzt. Verbrauch und Konzentration der Reagenzlösung Ergebnis. Titer: Gehalt der Lösung Gasanalyse Einzelne Gase werden aus dem Gasgemisch entfernt. Volumenabnahme Ergebnis.

4 B: Instrumentelle (physikalische) Arbeitsmethoden Messung einer konzentrationsabhängigen physikalischen Größe Kalibrierung des Verfahrens durch eine Kalibrierkurve. Elektroanalytische Methoden: Elektrogravimetrie Konduktometrie Potentiometrie Coulometrie Voltammetrie Polarographie Spektroskopische Methoden: (Messung des Gewichtes, der elektrolytischen Abscheidung) (Messung der Leitfähigkeit einer Elektrolytlösung) (Messung der Potentialänderung) (Messung der benötigten Strommenge) (Messung von Strom bei bekannten Potential) (Messung der elektrisch geladenen Ionen) Photometrie Kolorimetrie (Messung des absorbierten Lichts) Atomspektroskopie Röntgenfluoreszenzanalyse

5 Beispiele zur Gravimetrie Wieviel Gew. % Silber enthält ein Silbersalz? Seminar Quantitative Analysen Vorgehensweise: Einwaage (E) von X g Silbersalz; Salz lösen, mit HNO 3 ansäuern; Fällung des Silbers als AgCl durch Zusatz von HCl oder NaCl im Überschuß; AgCl abfiltrieren, waschen, trocknen; Berechnung des Silbergehaltes aus der Auswaage (A): 1 mol AgCl enthält 1 mol Ag 143,34 g AgCl enthält 107,88 g Ag 107,88 g 1 g AgCl enthält F g Ag. 143,34 g A F 100 Die Probe enthält dann A F g Ag oder Gew. % Ag. E F wird stöchiometrischer Faktor genannt. A Auswaage E Einwaage

6 F gibt an, wieviel Gramm (g) der gesuchten Substanz bzw. des zu bestimmenden Elementes enthalten sind. M(Ag) Im Beispiel ist F 0,7526. M(AgCl) Zahlenbeispiel zur Gravimetrie: Einwaage E Ag-Salz Auswaage A AgCl m(ag) A F Gew. % Ag 0,3205 g 0,2946 g 0,2217 g 69,17 % 0,4005 g 0,3675 g 0,2766 g 69,06 % 0,2884 g 0,2658 g 0,2000 g 69,35 % 0,3557 g 0,3225 g 0,2427 g 68,23 % A F 100 E Die Werte 1 bis 3 stimmen gut überein, d. h. relative Abweichungen kleiner als 1 % (1 % von 69,.. 0,7); der 4. Wert weicht zu stark ab, er wird bei der Mittelwertbildung nicht berücksichtigt. Das Silbersalz enthält 69,17 % + 69,06 % ,35 % 69,19 Gew. % Ag.

7 2. Beispiel Seminar Quantitative Analysen Gravimetrische Bestimmung von Mg 2+ durch Fällen als (NH 4 )Mg[PO 4 ]? Reaktion: Mg 2+ + (NH 4 ) + + [PO 4 ] 3- (NH 4 )Mg[PO 4 ] Vorgehensweise: Ammoniumsalz glühen ΔT 2 (NH 4 )Mg[PO 4 ] Mg 2 P 2 O NH 3 + H 2 O 1 g Mg 2 P 2 O 7 enthält F Mg2P2 O7 2 M(Mg) (Mg) 1M(Mg P O ) 2 24, ,56 0,2185 Mg 2 P 2 O 7 2 Mol Mg ( 222,56 Mg 2 P 2 O 7 ˆ 48,62 g Mg)

8 komplexeres Beispiel Seminar Quantitative Analysen Bestimmung von Fe in einem gemischtvalentem Eisenoxid? F 2 F 3 F 1 III 2 Fe3 O4 2 Fe Fe2 O4 II lösen oxidieren 3+ 6 Fe - OH 6 Fe(OH) 3 Δ 3 Fe2O3 (Auswaage) Bestimmung der stöchiometrischen Faktoren der einzelnen Teilreaktionen: F Fe 3 O 4 2 M(Fe3 O4) F3 3 M(Fe O ) 2 3 0,9666 Fe 2 O 3

9 F Fe 3+ 2 M(Fe M(Fe O ) ) F 1 0,6994 Fe 2 O 3 F Fe 3+ M(Fe3 O4) F M(Fe ) 1,38197 Fe 3 O 4 2 M(Fe ) M(Fe3O4) F3 F1 F2 M(Fe O ) 3+ 3 M(Fe ) M(Fe 3 M(Fe 3 2 O O 4 3 ) ) M(Fe O4) 3 M(Fe O3) 2 231,537 g mol g 159,691 mol M(Fe 3 + ) 55,847 g mol

10 Maßanalyse Seminar Quantitative Analysen Das Prinzip der Maßanalyse besteht darin, dass man zu einem bekannten Volumen einer Lösung des zu bestimmenden Stoffes gerade soviel einer Lösung bekannter Konzentration einer Reagenzlösung zusetzt, wie zur vollständigen und möglichst rasch verlaufenden Umsetzung erforderlich ist. Voraussetzungen: Titration Die der Titration zugrunde liegende chem. Reaktion muß schnell, quantitativ und eindeutig ablaufen (entsprechend der Reaktionsgleichung). Herstellung einer Reagenzlösung mit definierter Konzentration. Der Endpunkt der Titration muß deutlich erkennbar sein (z. B. Farbänderung). Er soll mit dem Äquivalenzpunkt zusammenfallen oder zumindest ihm sehr nahe kommen.

11 Definitionen zur Maßanalyse: Reagenz Maßlösung Endpunkt der Titration Äquivalenzpunkt der Punkt im Verlauf der Titration, an dem gemäß der Reaktionsgleichung äquivalente Mengen umgesetzt wurden Masse der Substanz X m(x) in g Molmasse der Substanz X M(X) in g/mol Volumen einer Lösung L V(L) in l Stoffmenge von X n(x) in mol m(x) n(x) M(X) Konzentration der Lösung von X c(x) in mol/l c(x) n(x) V(X)

12 Beispiel einer Maßanalyse Seminar Quantitative Analysen Bestimmung des Silbergehaltes einer Probe durch Titration mit einer KSCN- Maßlösung; Indikator: (NH 4 )Fe III (SO 4 ) 2 -Lösung Vorgehensweise: Keine Fällung (!) des in der Probe enthaltenen Silbers wie bei der gravimetrischen Bestimmung von Ag + als AgCl Einwaage von E Gramm der Probe lösen, Zugabe von HNO 3 und der Indikatorlösung Titration mit 0,1 M KSCN-Lösung Farbumschlag nach rot [Fe(SCN) 3 ] Verbrauch 20,0 ml 0,0200 l Berechnung des Ag + -Gehaltes aus Verbrauch und Konzentration der Maßlösung

13 Konzentration Verbrauch c(kscn) 0,1 mol/l V(KSCN) 0,0200 l n(x) c(x) n(x) c(x) V(X) V(X) und m(x) n(x) M(X) n(kscn) V(KSCN) c(kscn) 0,00200 mol Aus der Reaktionsgleichung: Ag + + SCN - AgSCN folgt n(ag + ) n(kscn) 0,00200 mol m(ag + ) n(ag + ) M(Ag + ) 0,002 mol 107,87 g/mol 0,21574 g Die Probe enthält 0,21574 g Ag +! oder Gew. % Ag + m(ag ) 100 E V(KSCN) c(kscn) M(Ag E + ) 100

14 Stöchiometrie Seminar Quantitative Analysen (aus dem Griechischen Stoicheon Grundstoff und metrein messen) Die Stöchiometrie befaßt sich mit den Massenverhältnissen und den Stoffmengenverhältnissen in chemischen Verbindungen und bei chemischen Reaktionen. Stöchiometrische Berechnungen stützen sich auf 3 wichtige Grundgesetze (Massengesetzen): 1. Gesetz von der Erhaltung der Masse 1785 Antoine Laurent de Lavoisier Nichts wird bei den Operationen künstlicher oder natürlicher Art geschaffen, und es kann als Axiom angesehen werden, dass bei jeder Operation eine gleiche Quantität Materie vor und nach der Operation existiert.

15 gilt im Bereich der Meßgenauigkeit (!) bei chemischen Reaktionen Der Massenerhaltungssatz ist gekoppelt mit dem Energieerhaltungssatz über die Gleichung E mc 2. Da diese Umwandlung aber vor allem bei Kernspaltung und Kernfusion auftritt und auch nur einen geringen Bruchteil der Masse ausmacht, sagt man, dass die Gesamtmasse eines abgeschlossenen Systems sich nicht ändere. 2. Gesetz der konstanten Proportionen 1794 Joseph-Louis Proust Das Gesetz der konstanten Proportionen besagt, dass die Elemente in einer bestimmten chemischen Verbindung immer im gleichen Massenverhältnissen vorkommen. NaCl zum Beispiel enthält immer 40 % Na und 60 % Cl. A + B AB m const. m A B

16 3. Gesetz der multiplen Proportionen 1808 John Dalton Seminar Quantitative Analysen Manche Elemente können miteinander eine Reihe von verschiedenen Verbindungen bilden. Beispielsweise bestehen Wasser (H 2 O) und Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ) aus H 2 und O 2. Im Wasserstoffperoxid ist jedoch für den gleichen Wasserstoffanteil genau doppelt soviel Sauerstoff enthalten wie im Wasser. Das Gesetz der multiplen Proportionen besagt, dass sich die Massenanteile der beiden Elemente in allen Verbindungen durch kleine ganze Zahlen ausdrücken lassen. Daltons Atomhypothese (1808): 1.) Materie besteht aus kleinsten Teilchen oder Atomen. 2.) Atome sind unteilbar und können weder geschaffen noch zerstört werden. 3.) Alle Atome eines chemischen Elements sind untereinander gleich, sie unterscheiden sich jedoch nur in der Masse von denen anderer. 4.) Atome können chem. Bindungen eingehen u. aus diesen wieder gelöst werden. 5.) Das Teilchen einer Verbindung wird aus einer bestimmten, stets gleichen Anzahl von Atomen der Elemente gebildet, aus denen die Verbindung besteht

17 Zusammenfassung der bisher verwendeten Größen m(x) (g) Masse der Substanz X in Gramm M(X) (g/mol) Masse von 1 Mol der Substanz X in Gramm pro Mol n(x) (mol) Stoffmenge der Substanz X in Mol V(L) (l) Volumen der Lösung in Liter c(x) (mol/l) Stoffmengenkonzentration in Mol pro Liter Beziehungen zwischen den verwendeten Größen: m(x) n(x) (mol) und M(X) c(x) n(x) V(L) mol l