Versuch 3: Säure-Base Titrationen Chemieteil, Herbstsemester 2008

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1 Versuch 3: Säure-Base Titrationen Chemieteil, Herbstsemester 2008 Verfasser: Zihlmann Claudio Teammitglied: Knüsel Philippe Datum: Assistent: David Weibel

2 1. Abstract Der Versuch diente dazu, vertiefte Kenntnisse über Säuren und Basen zu erhalten. In einem ersten Versuch wurde eine unbekannte Base mit einer starken Säure titriert. Aus dieser Titration konnte die Art des Salzes in der unbekannten Base herausgefunden werden. In einem zweiten Versuch konnte der Phosphorsäurengehalt von Coca Cola auf 0.5g pro Liter bestimmt werden. Bei dieser Titration wurde anstelle des ph-indikators beim ersten Versuch ein ph-meter verwendet um die Äquivalenzpunkte zu erhalten. Die Ergebnisse stimmen ziemlich genau mit der Theorie überein und konnten mit Literaturwerten bestätigt werden. 2. Einführung In diesem Versuch wurden die allgemeinen theoretischen Kenntnisse über Säuren und Basen vertieft und anhand von zwei konkret durchgeführten Titrationen der Phosphorsäuregehalt von Coca Cola bzw. die Konzentration einer unbekannten Base und daraus abgeleitet das unbekannte Metallsalz bestimmt. Säure-Base-Theorie Als Säure bezeichnet man ein Stoff, der Wasserstoff-Ionen H + abgeben kann. Im Gegensatz dazu wird die Base definiert als ein Stoff, der Wasserstoff-Ionen H + aufnehmen kann. Demnach sieht eine Säure-Base Gleichung folgendermassen aus: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HCl: Säure (Protonendonor) H 2 O: Base Protonenakzeptor Als konjugierte Base einer Säure bezeichnet man diejenige Base, die entsteht, wenn die Säure ein Proton abgegeben hat. Analog dazu ist eine konjugierte Säure diejenige Säure, die entsteht wenn eine Base ein Proton aufgenommen hat. ph-wert Um die Zahlen der Konzentrationen zu vereinfachen und vernünftig darstellen zu können führte man den ph-wert ein. Dazu verwendet man eine negative logarithmische Skala von der Form: Somit ist der ph-wert einer wässrigen Lösung der negative dekadische Logarithmus der -Ionen. Reines Wasser (T = 25 C) hat einen ph-wert von 7 und wird als neutral bezeichnet. Lösungen deren ph-werte kleiner als 7 betragen, heissen sauer. Im Gegensatz dazu werden Lösungen mit einem ph-wert über 7 basische Lösungen genannt. Titration Fügt man einer Base mit bekannter Konzentration eine Säure hinzu und wird der Vorgang anhand der ph-veränderung verfolgt, so bezeichnet man dies als Säure- 1

3 Base Titration. Dasselbe gilt auch für den umgekehrten Fall, wo einer Säure mit bekannter Konzentration eine Base hinzugefügt wird. Im sogenannten Äquivalenzpunkt ist die vorhandene Säuremenge in der Lösung identisch mit der hinzugefügten Basemenge. Stellt man den ph-wert der Lösung und das Volumen des hinzugefügten Mittels in einem Diagramm dar, so erhält man eine Titrationskurve. Für die Titration einer starken Säure mit einer starken Base nehmen wir folgendes Beispiel: HCl (aq) + H 2 O (l) NaOH (aq) + H 3 O + (aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Na + (aq) + 2H 2 O (l) HCl (aq) + NaOH (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + 2H 2 O (l) Titriert man eine starke Säure mit einer starken Base, so werden alle -Moleküle der starken Base im Äquivalenzpunkt neutralisiert sein. Da die in der Lösung übrig gebliebene schwache konjugierte Base der starken Säure keine Auswirkung auf den ph-wert hat wird der ph-wert der Lösung im Äquivalenzpunkt neutral sein (ph-wert = 7). Abb. 1 Titrationskurve einer starken Säure mit einer starken Base [1] Titriert man hingegen eine schwache Säure mit einer starken Base, so wird sich keine neutrale Lösung ergeben (ph-wert 7), da bei der stöchiometrisch äquivalenten Menge einer starken Base die Wirkung dieser stärker ist (Abb.2). Ein Beispiel für diese Art einer Titration ist folgende Reaktion: HOAc (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + AcO - (aq) NaOH (aq) + H 3 O + (aq) Na + (aq) + 2 H 2 O (l) 2

4 HOAc (aq) + NaOH (aq) Na + (aq) + AcO - (aq) + H 2 O (l) Abb. 2 Titrationskurve einer starken Base mit einer schwachen Säure [2] Falls eine mehrprotonige Säure vorliegt werden mehrere Äquivalenzpunkte vorliegen. Als Beispiel kann man hier die Phosphorsäure nennen, die in Form einer dreiprotonigen Säure vorliegt und dementsprechend 3 Äquivalenzpunkte hat. Indikatoren Mit Hilfe von ph-indikatoren kann der Äquivalenzpunkt optisch bestimmt werden. ph- Indikatoren zeigen durch Farbänderungen an, ob eine Lösung sauer oder basisch ist. Der Umschlagpunkt bezeichnet denjenigen ph-wert, bei dem gleichviel Säure und Base vorhanden ist. Unterschiedliche Indikatoren haben einen unterschiedlichen Bereich ihres Umschlagpunkts. 3. Materialien und Methoden 3.1. Titration einer unbekannten Base mit HCl Zuerst wurde eine etwa 0.01 M HCl-Lösung aus einer 1M HCl-Lösung hergestellt. Mit Hilfe der Formel wurde die Menge an 1 M HCl-Lösung berechnet, die zur Herstellung der 0.01 M HCl- Lösung benötigt wird. Diese 10 ml wurden mit destilliertem Wasser auf 1000 ml aufgefüllt um die etwa 0.01 M HCl-Lösung zu bekommen. Im Anschluss wurde die genaue Konzentration der selbst hergestellten HCl-Lösung durch Titration mit 0.1 M NaOH-Lösung bestimmt. 3

5 Dazu wurde eine Bürette (10ml) an einem Stativ befestigt und mit 0.1 M NaOH-Lösung gefüllt. Von der zu titrierenden HCl-Lösung wurden 50 ml in einen Erlenmeyerkolben (100ml) gegeben und einen Tropfen Phenolphtalein-Lösung (2%) hinzugefügt. In den Erlenmeyerkolben wurde zusätzlich ein Magnetrührer gegeben um eine konstante Durchmischung sicher zu stellen. Daraufhin liess man die NaOH-Lösung zur HCl-Lösung hinzutropfen und achtete auf die Farbe der Lösung. Sobald sich ein vollständiger Farbumschlag vollzogen hat, ist der Äquivalenzpunkt erreicht. Nun wurde das Volumen der hinzugefügten NaOH- Lösung notiert. Dieser Vorgang wurde insgesamt dreimal durchgeführt. In einem zweiten Teil wurde eine unbekannte Base mit der zuvor hergestellten HCl- Lösung titriert. Dazu verwendete man denselben Versuchsaufbau wie schon im ersten Teil (Abb. 3). Nun füllte man 50 ml der unbekannten basischen Lösung in einen Erlenmeyerkolben und fügte einen Tropfen Phenolphthalein hinzu. 10 ml der zuvor hergestellten HCl-Lösung wurden in eine Bürette gegeben und zur basischen Lösung hinzugetropft. Beim Äquivalenzpunkt wurde wiederum das Volumen der hinzugetropften HCl-Lösung notiert und der ganze Versuchsablauf noch zweimal wiederholt. Die Masse der unbekannten Base beträgt: Abb. 3 Versuchsbau für die Titration von HCl-Lösung mit NaOH-Lösung 3.2. Titration von Coca Cola Bei diesem Versuch wurde zuerst Coca Cola auf einer Heizplatte solange gekocht (während 10 min), bis alles CO 2 entwichen war. Daraufhin wurde das Coca Cola in ein Eisbad gestellt, um es schneller auf Raumtemperatur hinunter zu kühlen. Anschliessend füllte man 75 ml entgastes Coca Cola (ungefähr Abb. 4 Versuchsaufbau zur Titration mit einem ph-meter 4

6 bei Raumtemperatur) in ein Becherglas (200 ml). Das Coca Cola wurde mit einer 0.1 M NaOH-Lösung titriert, die man in eine 50 ml Bürette gefüllt hatte. Wiederum wurde ein Magnetrührer dem Becherglas hinzugefügt, um eine ständige Durchmischung zu erreichen. Während der Titration wurde je 0.5 ml hinzugegebener NaOH-Lösung der ph-wert gemessen und notiert. Dieser Vorgang wurde fortgeführt bis ein Volumen von 20 ml NaOH-Lösung hinzugefügt wurde. In einem zweiten des Versuches wurde nur noch bis zum ersten Äquivalenzpunkt titriert. Dazu verwendete man eine 10 ml Bürette anstelle der 50 ml Bürette aus dem ersten Teil des Versuches. Ausserdem wurde je 0.2 ml hinzugefügter NaOH-Lösung der ph-wert notiert. Der Rest wurde analog zum ersten Teil durchgeführt. Diesen zweiten Teil führte man insgesamt dreimal durch. 4. Resultate 4.1. Titration einer unbekannten Base mit HCl 1. Teil : Tab.1 Äquivalenzpunkt bei der Titration von HCl-Lösung mit NaOH-Lösung Messung Äquivalenzpunkt bei (in ml) Der Mittelwert hinzugefügter NaOH-Lösung beträgt: Ä 4.72 Daraus lässt sich die exakte Konzentration der selbst hergestellten HCl-Lösung berechnen: 2. Teil: Ä Tab.2 Äquivalenzpunkt bei der Titration von der unbekannten Base mit HCl-Lösung Messung Äquivalenzpunkt bei (in ml)

7 Der Mittelwert hinzugefügter HCl-Lösung beträgt: Ä 6.33 Daraus kann man die molare Masse berechnen: Mit Fehlerrechnung:. Ä : Allgemein: Für Titration: Ä 0.1. Ä Ä Ä Ä M(unb. Base) = M(OH) =

8 4.2. Titration von Coca Cola 1.Teil : Abb. 5 Titrationskurve von Coca Cola (die genauen Werte sind im Anhang zu finden) 1. Äquivalenzpunkt : 2. Äquivalenzpunkt : 2.Teil: Abb. 6 Titrationskurve von Coca Cola im Bereich vom 1.Äquivalenzpunkt (die genauen Werte sind im Anhang zu finden) 7

9 Die beiden anderen Titrationskurven so wie die Werte zu den entsprechenden Kurven sind im Anhang zu finden. Der Mittelwert des Äquivalenzpunktes ergibt sich zu: Ä Ä Im Äquivalenzpunkt liegt die gleiche Stoffmenge an NaOH und Phosphorsäure vor: ä Aus der Summenformel von H 3 PO 4 erhält man die Molare Masse: Und somit kann man die Menge an Phosphorsäure berechnen: Diskussion 5.1. Titration einer unbekannten Base mit HCl Zum ersten Teilversuch ist zu sagen, dass die berechnete Konzentration nur gering von der gewünschten Konzentration von 0.01 M abweicht. Mögliche Fehlerquellen liegen beim genauen Ablesen der hinzu getropften Menge an NaOH, da es sehr schwierig ist den exakten Äquivalenzpunkt anhand vom Farbumschlag zu bestimmen. Im zweiten Teil erhält man für das unbekannte Salz eine Molmasse von Bezieht man noch die Fehlerrechnung mit ein, bekommt man ein Spektrum von Da es sich um ein Salz der Form XOH handelt, zieht man vom Wert noch die molare Masse von OH ab und erhält als Wert Sucht man in der Spalte der Alkalimetalle nach einem passenden Element, so findet man Kalium mit als beste Annäherung. Auch hier ist wieder die Ungenauigkeit beim Ablesen der zugetropften HCl-Lösung als Fehlerquelle zu nennen Titration von Coca Cola Zur Form der Kurve kann man sagen, dass sie die Annahmen bestätigen. Die Ausnahme ist hier die vollständige Titrationskurve von Coca Cola bei der nur zwei Äquivalenzpunkte vorliegen. In der Theorie wurde aber angenommen, dass bei einer dreiprotonigen Säure drei Äquivalenzpunkte vorliegen müssten. Zu erklären ist dies damit, dass der dritte Äquivalenzpunkt nicht in dem von uns untersuchten Bereich 8

10 liegt. Zu der berechneten Menge an Phosphorsäure kann gesagt werden, dass diese sehr genau mit dem Literaturwert [3] von 0.5g pro Liter übereinstimmt. In unserem Fall beträgt der Anteil g pro 75 ml. Berechnet man nun daraus den Anteil in einem Liter erhält man: g. 6. Referenzen [1] Skript Versuch 3: Säure-Base Titrationen, S.6 [2] Skript Versuch 3: Säure-Base Titrationen, S.6 [3] [November 2008] 7. Anhang Tab. 3 Werte der vollständigen Titrationskurve von Coca Cola 9

11 Tab. 4 Werte der 1.Titrationskurve um den 1.Äquivalenzpunkt Abb. 7 2.Titrationskurve um den 1.Äquivalentspunkt herum inklusive der genauen Werte 10

12 Abb. 8 3.Titrationskurve um den 1.Äquivalentspunkt herum inklusive der genauen Werte 11