Säure-Base Titrationen

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1 Chemie Praktikum Säure-Base Titrationen WS 2006/2007 Verfasser: Lorenz Germann, Lukas Bischoff Versuchsteilnehmer: Lorenz Germann, Lukas Bischoff Datum: Assistent: Lera Tomasic Abkürzungen: TV 1: Teilversuch 1 TV 2: Teilversuch 2 1 /12

2 1. Abstract Es wurden von je einer starken Säure (Salzsäure, HCl) und einer schwachen Säure (Essigsäure, HOAc) der Äquivalenzpunkt mittels Indikator und ph-meter bestimmt und eine Titrationskurve erstellt. Der Äquivalenzpunkt stimmt gut mit den berechneten Werten überein, während der ph-wert der zu titrierenden Lösung vom berechneten Wert um 0.7 variierte. 2. Einführung 2.1 Fragestellung Welche Methoden gibt es um einen bestimmten ph-wert einer Lösung zu erreichen und wie genau stimmen die experimentellen Werte mit den berechneten Werten überein. 2.2 Ziel TV 1: Titration einer starken Säure mit einer starken Base Der Äquivalenzpunkt der Titration von Salzsäure (HCl) mit Natriumhydroxid (NaOH) soll bestimmt werden TV 2: Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Ziel ist eine Titration einer schwachen Säure (Essigsäure) mit einer starken Base (1M NaOH) durchzuführen, deren Äquivalenzpunkt zu bestimmen und eine Titrationskurve zu verfassen. 2.3 Leitsubstanzen Teilversuch 2 Abb. 1: Essigsäure [1] 2 /12

3 2.3 Theorie Titration einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) [2] Während der Titration finden folgende Reaktionen statt: HCl (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + Cl (aq) NaOH (aq) + H3O+ (aq) = Na+ (aq) + 2 H2O (l) HCl (aq) + NaOH (aq) = Na+ (aq) + Cl (aq) + H2O (l) Da HCl eine starke Säure ist (pk = -7) entsteht aus jedem HCl-Molekül ein H 3 O + -Molekül.Der ph-wert der HCl-Lösung vor der Zugabe von NaOH berechnet sich also wie folgt (Vernachlässigung der Autoprotolyse des Wassers): + [ H O ( aq) ] 3 [ HCl( aq)] 0 ph = log = log (1) c c Nach Zugabe von NaOH wird der ph-wert im Wesentlichen durch die Konzentration der noch nicht neutralisierten [H3O+]-Ionen bestimmt. Da [H3O+ (aq)] = [HCl (aq)] = [HCl (aq)]o [NaOH (aq)]zugegeben gilt: + [ H O ( aq) ] 3 [ HCl ( aq)] ph = log = log (2) c c Am Äquivalenzpunkt ([HCl (aq)]o = [NaOH (aq)]zugegeben) sind alle H3O + - Moleküle neutralisiert worden. Es liegen somit in der Lösung nur noch Na + (aq)-ionen und Cl - (aq)-ionen vor, welche den ph-wert kaum beeinflussen. Dieser ph-wert ist wiederum durch die Autoprotolyse des Wassers gegeben und beträgt demnach 7. Der weitere Verlauf der Titrationskurve ist durch die NaOH-Zugabe bestimmt. Der ph-wert beträgt 14 - poh Titration einer schwachen Säure ( Essigsäure) mit einer starken Base (NaOH) Die Essigsäure CH3COOH wird mit HOAc abgekürzt. Es kann folgende Reaktion beschrieben werden: HOAc (aq) + H 2 O (l) = H 3 O + (aq) + OAc - (aq) NaOH (aq) + H 3 O + (aq) = Na + (aq) + 2H 2 O (l) HOAc (aq) + NaOH (aq) = Na + (aq) + OAc - (aq) + H 2 O (l) 3 /12

4 Für die Berechnung des ph s vor Zugabe von NaOH wird die Gleichgewichtskonstante K a verwendet: + 2 [ H 3O ( aq)] K a = 0 [ HOAc( aq)] c 0 (3) wobei die Autoprotolyse des Wassers vernachlässigt wurde und somit in Näherung gilt: Ebenso wurde angenommen, dass [H 3 O + (aq)] = [OAc - (aq)] da HOAc eine schwache Säure ist. [HOAc (aq)] = [HOAc (aq)] o Der ph errechnet sich also wie folgt: 1 [ HOAc( aq)] 0 ph = pka log10( 0 (4) 2 c Wird nun NaOH hinzugefügt, entsteht ein Puffersystem, welches aus HOAc (aq), Ac - (aq) und H 3 O + (aq) besteht. In diesem Bereich nimmt der ph bei Zugabe von NaOH nur wenig zu. Der ph ist hier bestimmt durch die Henderson-Hasselbach-Gleichung: ph = pk a log 10 ([ HOAc(aq) ]/[ OAc (aq)]) Am Äquivalenzpunkt ([HOAc (aq)] 0 = [NaOH (aq)] zugegeben) entsteht keine neutrale (ph = 7) Lösung, da OAc- (aq) die korrespondierende Base einer schwachen Säure ist. Der ph-wert berechnet sich wie folgt. ph ( log( = pka V ( NaOH ) c( NaOh) ) log( ) V tot (5) Der weitere Verlauf der Titrationskurve ist wiederum durch die NaOH Zugabe bestimmt. Der ph-wert beträgt: ph = 14 poh 4 /12

5 2.3.3 ph- Indikatoren ph-indikatoren zeigen durch ihre Farbveränderungen an, ob eine wässrige Lösung sauer oder alkalisch reagiert. Der Indikator wird hierbei protoniert oder deprotoniert, was sich in einer Veränderung der sichtbaren Farbe widerspiegelt. Der ph-wert bei welchem die Farbe ändert, hängt vom jeweiligen Indikator ab und ist durch die pka-werte der Indikatoren gegeben (Farbumschlag bei ph = pka +-1). [2] Der verwendete Indikator Phenolphthalein hat eine chemische Struktur, wie in Abb. 2 aufgezeichnet und ändert seine Farbe bei einem ph Wert von ca Abb. 2. Chemische Struktur des Phenophthalein und Farbgebung bei den verschiedenen ph-werten [2] Berechnungen Titrationsbeginn: Wird gemäss folgender Formel mit pk a = 4.75 [2] und c 0 (OAc) = 0.35 errechnet: 1 [ HOAc( aq)] 0 ph = pk a log10 ( 0 (4) 2 c ph-wert beim Äquivalenzpunkt: Wird errechnet aus folgender Formel: ph ( log( = pka V ( NaOH ) c( NaOh) ) log( ) (5) V tot 5 /12

6 2.3 Hypothese Wenn in regelmässigen Abständen während der Titration der ph-wert gemessen wird, kann aus der daraus resultierenden Titrationskurve der Äquivalenzpunkt grob bestimmt werden. 3. Materialien und Methoden 3.1 TV 1: Titration einer starken Säure mit einer starken Base Methoden Versuchsvorbereitung Abb. 3: Aufbau Titrationseinrichtung [1] Es wurden 500 ml einer wässrigen HCl-Lösung hergestellt. Diese war 1 M an KCl und M an HCl. KCl wurde zugegeben, da die Elektrode des ph-meters in einer KCl-Lösung gelagert wurde. Für genaue Ergebnisse ist es ratsam, die Messung unter denselben Bedingungen wie während der Lagerung durchzuführen. Eine 10 ml Bürette wurde an einem Stativ befestigt. Darunter wurde ein Magnetrührer gestellt. Das ph-meter wurde mit Hilfe einer Eichpufferlösung (ph = 7.0) geeicht. 6 /12

7 Mit Indikator In zwei 200 ml Bechergläser wurden mit einer 25 ml Vollpipette je 100 ml HCl-Lösung abgefüllt. In jedes Becherglas wurden fünf Tropfen Phenolphthalein (1%) und ein Magnetrührstab gegeben. Die Bürette wurde mit NaOH 0.1 M gefüllt. Nun wurde die HCl-Lösung unter rühren zweimal titriert. Nach der ersten Titration wurde die Bürette aufgefüllt. Das Volumen an Verbrauchtem NaOH bis zum Farbumschlag wurde jeweils notiert. [2] Mit ph-meter In ein 200 ml Becherglas wurde mit einer 25 ml Vollpipette 100 ml HCl- Lösung abgefüllt. Ein Magnetrührstab wurde dazugegeben. Die Bürette wurde mit NaOH 0.1 M gefüllt. Die Glaselektrode des ph-meters wurde zu ca. einem Drittel in die HCl-Lösung eingetaucht. Nun wurde schrittweise 0.2 ml NaOH zugegeben. Nach jeder Zugabe wurde der ph-wert gemessen und notiert. Nach überschreiten von ph = 11 wurde jeweils mehr NaOH zugegeben, da sich der ph nur noch sehr wenig änderte. [2] 3.2 TV 2: Titration der schwachen Säure CH 3 COOH (HOAc) mit der Starken Base HO Materialien Für die Titration wurden eine HOAc-haltige Lösung, bestehend aus 1M KCl und 0.35M HOAc und eine 1.0M NaOH Lösung verwendet. Als Indikator wurde Phenolphthalein benutzt. [2] Methoden Ermittlung des Äquivalenzpunktes mit dem Indikatior, ohne Elektrode Eine 10mL Bürette wurde mit der 1M NaOH Lösung gefüllt, unter die Bürette wurde in ein 50ml-Becherglas 20ml der HOAc-haltigen Lösung gegeben. In das Becherglas wurden noch vier Tropfen Phenolphtalein als Indikator dazugegeben. Anschliessend wurde die Titration begonnen und tropfenweise NaOH Lösung dazugegeben, bis sich der Farbwechsel permanent manifestierte. Die dazugegebene Menge NaOH wurde notiert. Das wurde einmal wiederholt Durchführung der Titration mit der ph-elektrode 20 ml der Essigsäurelösung wurden in ein Becherglas gegeben und ein Magnetrührer hinzugetan. Danach wurde die ph-elektrode montiert. Das NaOH (1.0M) wurde aus der Bürette langsam hinzugetröpfelt. Der ph-wert wurde nach unterschiedlich grossen Schritten (nahe am Äquivalenzpunkt sehr kleine Abstände) gemessen. 7 /12

8 4. Resultate 4.1 Teilversuch Titration einer starken Säure mit einer starken Säure Mit Indikator Tabelle 1: Verbrauch an NaOH bis zum Farbumschlag Messung Verbrauch NaOH ml ml Mittelwert ± Standardabweichung 5.76 ± 0.04 ml Aus den Werten aus Tabelle 1 lässt sich der ph-wert am Umschlagspunkt berechnen: n(naoh) = 0.1 mol/l * 5.76 * 10-3 L mol/l * 0.1 L= 7.6 * 10-5 mol c(naoh) = 7.6 * 10-5 mol / L = 7.18 * 10-4 mol/l ph = 14-pOH = 14 (-log(7.18 * 10-4 ) = Mit ph-elektrode Tabelle 2: während der Titration gemessene ph-werte Verbrauch NaOH [ml] ph /12

9 ph Verbrauch NaOH 0.1M [ml] Abb. 3: Titrationskurve der Titration von HCl M mit NaOH 0.1 M Der ph Wert am Äquivalenzpunkt beträgt 7 (s ). Es wurde also ca. eine Menge von 2.8 bis 2.85 ml NaOh gebraucht, wie aus Tabelle 2 und Abbildung 3 folgt Teilversuch Ermittlung des Äquivalenzpunktes mittels Indikator Bis zum Äquivalenzpunkt wurden 7.04ml respektive 7.06ml NaOH verbraucht. Daraus lässt sich der ph-wert des Äquivalenzpunktes berechnen (siehe 2.3.4): ph= Titration mit ph-elektrode Tabelle 3: Titration von Essigsäure mit NaOH-Lösung Vol NaOH ph- (ml) Wert /12

10 Abb. 4 : Titrationskurve von Essigsäure mit 1M NaOH Der gemessene ph-wert bei Titrationsbeginn wurde auf 3.28 gemessen. Dieser weicht signifikant vom berechneten Wert 2.6 ± 0.1 ab (s ) Das für den Äquivalenzpunkt bei ph=9 benötigte Volumen an NaOH betrug 6.9-7ml. Berechnet wurde der Äquivalenzpunkt auf 10.6 ±1.0 Der statistische Fehler des Volumens von NaOH beträgt ca ml. Der statistische Fehler des ph-wertes beträgt ca Gleiches gilt für die Messwerte des 2. Versuches. Der Fehler beim Bestimmen des Äquivalenzpunktes beträgt ca ml. 5. Diskussion 10 /12

11 5.1 Kritische Beleuchtung der Resultate Teilversuch 1 Der berechnete ph-wert (ph = 10.86) für den Umschlagspunkt bei der Titration mit Indikator, entspricht in etwa dem statistischen Umschlagspunkt von Phenolphthalein (s ). Vergleicht man den berechneten Wert jedoch mit den Werten aus Tabelle 2, zeigt sich, dass bei der Messung mit dem ph-meter für ein Volumen von ca. 5.7 ml NaOH ein ph von ca resultierte. Es muss also irgendwo ein grober Fehler passiert sein. Das ph-meter könnte ungenau geeicht worden sein, oder aus anderen Gründen ungenau gemessen haben. Der Verbrauch an NaOH bis zum Äquivalenzpunkt beträgt ca. 2.8 bis 2.85 ml. Genauer kann der Wert nicht angegeben werden, da nur eine Messung durchgeführt wurde Teilversuch 2 Das für den Äquivalenzpunkt benötigte NaOH-Volumen deckte sich gut in den Versuchen mit Indikator und demjenigen mit ph-meter. Der experimentell ermittelte ph-wert bei Titrationsbeginn (3.20 ± 0.05) differierte stark vom theoretisch berechneten (2.6 ± 0.1) Wert ab. Dies ist darauf zurückzuführen, dass die ph-elektrode nicht genau genug gemessen hat, oder die HOAc-Lösung nicht exakt vorbereitet wurde. 5.2 Verbesserungsvorschläge Teilversuch 1 Allgemein müsste genauer gearbeitet werden und mehr Messungen durchgeführt werden. Vor allem bei der Titration mit dem ph-meter müssten im Bereich um den Äquivalenzpunkt sehr genau gearbeitet werden und einige Male wiederholt gemessen werden, um den Äquivalenzpunkt genauer zu bestimmen Teilversuch 2 Genauere Resultate wären mit ph-messgeräten möglich, die auch im stark sauren Bereich genaue Resultate liefern. Des Weiteren erhielte man durch mehrmaliges Durchführen der einzelnen Versuche eine höhere Repräsentation der Resultate. 5.3 Anwendungen Dieses Verfahren kann überall dort angewendet werden, wo der ph-wert eine wichtige Rolle spielt. Zum Beispiel in der Kosmetik, in deren Produkten möglichst der ph der Haut eingestellt wird. 6. Referenzen 11 /12

12 [1] besucht am [2] Versuchsanleitung Säure-Base Titrationen 12 /12

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