2. Seminar: Acidimetrische Bestimmung von Phosphorsäure

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1 2. Seminar: Acidimetrische Bestimmung von Phosphorsäure LA-AGP 2018 Katharina Köhler

2 Gliederung Einleitung Titrimetrie Autoprotolyse der Wassers ph-wert Puffergleichung 1. Quantitative Analyse Durchführung Sonstiges Literatur

3 Einleitung Gliederung Einleitung Titrimetrie Autoprotolyse der Wassers ph-wert Puffergleichung 1. Quantitative Analyse Durchführung Sonstiges Literatur

4 Einleitung Einleitung Ziel: Beantwortung der Frage wie viel eines gesuchten Stoffes in einer Probe enthalten ist.

5 Einleitung Methoden: 1. Klassisch: Masse- oder Volumenbestimmung nach chemischer Umsetzung. Berechnung der gesuchten Menge mit stöchiometrischen Umrechnungsfaktoren. (ë leiten sich aus molaren Massen M der an der Reaktion beteiligten Stoffe ab) Prinzipien: Gravimetrie bzw. Gewichtsanalyse Titrimetrie bzw. Maßanalyse (Wiegen ohne Waage) 2. Instrumentell: Messung konzentrationsabhängiger physikalischer Eigenschaften. Berechnung der Konzentration c, Masse m oder Stoffmenge n aus den Messwerten. (Ñ spezielle Geräte erforderlich)

6 Einleitung Titrimetrie Titrimetrie Prinzip: Messung des verbrauchten Volumens einer Reagenzlösung mit bekannter Konzentration (= Maßlösung). Der Probelösung wird nur so viel Maßlösung zugesetzt, wie für die Umsetzung des zu bestimmenden Stoffs gerade erforderlich ist (Äquivalenzpunkt). Aus dem bis zum Äquivalenzpunkt verbrauchten Volumen der Maßlösung und Kenntnis der Reaktionsgleichung lassen sich m und n berechnen.

7 Einleitung Titrimetrie Vorraussetzungen: Die Reaktion muss schnell, vollständig und eindeutig ablaufen. Herstellung einer Maßlösung muss möglich sein (Stabilität). Äquivalenzpunkt» Endpunkt der Titration Endpunkt der Titration nicht immer so einfach zu erkennen ñ Verwendung von Indikatoren! (s. Vorlage 6) Indikator (Meist organischer) Hilfsstoff, den man einer zu titrierenden Lösung zusetzt und der durch eine sichtbare Veränderung (Farbumschlag, Trübung) den Endpunkt der Titration anzeigt. Indikatoren sind selbst schwache Säuren oder Basen. H 2 O ` HInd lomon gelb ÝÝá âýý H 3 O` ` lomon Ind blau

8 Einleitung Titrimetrie Klassifizierung Die Titrationen lassen sich anhand verschieden Aspekte klassifizieren: 1. Reaktionstyp Säure-Base-Titration (Alkalimetrie, Acidimetrie) Fällungstitration Komplexbildungstitration Redoxtitration 2. Endpunkterkennung chemischer Indikator physikalischer Indikator 3. Titrationsart Direkte Titration Inverse Titration Indirekte Titration Rücktitration

9 Gliederung Einleitung Titrimetrie Autoprotolyse der Wassers ph-wert Puffergleichung 1. Quantitative Analyse Durchführung Sonstiges Literatur

10 Autoprotolyse der Wassers Autoprotolyse der Wassers Aufgrund der Eigendissoziation (Autoprotolyse) ist Wasser leitfähig: H 2 O K Ýá âýýý H` `OH (1) Massenwirkungsgesetz: K cph`q cpoh q cph 2 Oq (2) Ampholyte Moleküle, die je nach Reaktionspartner als Säure (Protonen abgeben) oder Base (Protonen aufnehmen) reagieren.

11 Autoprotolyse der Wassers Da die Ionenkonzentration in reinem Wasser sehr klein ist gilt: cph 2 Oq gesamt cph 2 Oq `cph`q cpoh q looooooooomooooooooon sehr klein ë cph 2 Oq gesamt «cph 2 Oq konstant cph 2 Oq ρph 2Oq MpH 2 Oq 1000g {L g mol{l {mol Ionenprodukt des Wassers K w : K cph 2 Oq K w cph`q cpoh q 10 14mol2 L 2 (3) für reines Wasser gilt (Spezialfall): cph`q cpoh q a K w 10 7 mol{l

12 ph-wert ph-wert nur für wässrige Systeme Verschiebung des Gleichgewichts (1) durch Zugabe von Säure oder Base. Gleichung (3) gilt weiterhin. Angabe der Konzentrationen in cph`q und cpoh q unpraktisch. cph`q cpoh q mol 2 {L 2 log 10 ÝÝÝÝÑ ph ` poh 14 für reines Wasser gilt (Spezialfall): ph poh 7

13 ph-wert Lösen von Säure HA in Wasser (korrespondierende Base A ): HA `H 2 O ÝÝá âýý A `H 3 O` Gleichgewichtskonstante: K cpa q cph 3 O`q cphaq cph 2 Oq K cph 2 Oq K S cpa q cph 3 O`q cphaq (4) (5) log 10 pk S q pk S (6) Je kleiner pk S desto stärker die Säure/Base. pk S ppk B q ď 1.74 : sehr starke Säure/Base 1.74 ď pk S ppk B q ď 4.5 : starke Säure/Base 4.5 ď pk S ppk B q ď 9.5 : schwache Säure/Base 9.5 ď pk S ppk B q ď : sehr schwache Säure /Base pk S ppk B q ě : extrem schwache Säure/Base

14 ph-wert Allgemein gilt: cph 3 O`q «cpa q und cphaq cphaq 0 cph 3 O`q mit cphaq 0 cphaq `cpa q Gesamtkonzentration der gelösten Säure. umstellen K S c 2 ph 3 O`q cphaq 0 cph 3 O`q ÝÝÝÝÝÝÑc 2 ph 3 O`q `K S cph 3 O`q K S cphaq 0 0 (8) b K lösen S KS 2 `4K S cphaq 0 ÝÝÝÑcpH 3 O`q 1,2 (9) 2 (7) negative Konzentrationen nicht sinnvoll.

15 ph-wert starke Säure: Gleichgewicht liegt rechts = Säure ist vollständig dissoziiert. cph 3 O`q «cpa q und cph 3 O`q «cphaq 0 log 10 ÝÝÝÝÑ ph log10 pcphaq 0 q schwache Säure: Gleichgewicht liegt links = Säure ist teilweise dissoziiert. cph 3 O`q «cpa q ÝÝÝÝÝÑK einsetzen S «c2 ph 3 O`q cphaq 0 umstellen ÝÝÝÝÝÝÑcpH 3 O`q a K S cphaq 0 log 10 ÝÝÝÝÑ ph 1 2 rpk S log 10 pcphaq 0 qs

16 Puffergleichung Henderson-Hasselbalch-Gleichung, Puffergleichung Puffer halten den ph einer Lsg. konstant Wird einer schwachen Säure HA ein Salz der korrespondierenden Base A zugegeben, gilt Gleichung (7) nicht mehr, da cph 3 O`q cpa q. Sind cph 3 O`q und cpa q in der gleichen Größenordnung, gilt: cphaq «cphaq 0 cpa q «cpa q 0 einsetzen in Gl. (5) ÝÝÝÝÝÝÝÝÝÝÑ K S cpa q 0 cph 3 O`q cphaq 0 umstellen ÝÝÝÝÝÑ cph 3 O`q K S cphaq 0 cpa q 0 log ÝÝÝÝÑ 10 cphaq0 ph pks log 10 cpa q 0 Pufferbereich: ph pk S 1. j

17 Puffergleichung Beispiel V Pufferlsg.,0 0.5 L nphacq 0 1 mol npac q 0 1 mol j cphacq0 ph pk S log looooooooomooooooooon cpac q 0 Zugabe von 100 ml HCl mit cphclq 1 mol{l; nphclq 0.1mol H` ñ Ac ÝÝÑ HAc; nphacq 1.1 mol; npac q 0.9 mol «ff 1.1 mol 0.6 L ph pk S log mol 0.6 L 0

18 1. Quantitative Analyse Gliederung Einleitung Titrimetrie Autoprotolyse der Wassers ph-wert Puffergleichung 1. Quantitative Analyse Durchführung Sonstiges Literatur

19 1. Quantitative Analyse Bestimmung von Phosphorsäure Protolyse mehrbasiger Säure erfolgt stufenweise: ph H 3PO 4 `OH ÝÝá âýý KS1 H 2PO 4 `H 2O pk S H 2PO 4 `OH ÝÝá âýý KS2 2 HPO 4 `H 2O pk S HPO 4 `OH ÝÝá âýý KS3 3 PO 4 `H 2O pk S Thymolphthalein 9.91 n(h3po4) = 2n(NaOH) stufenweise Titration möglich, da K S1 " K S2 p" K S3 q. Indikatoren so wählen, dass deren Umschlagspunkte möglichst mit dem ph-wert der Lsg. zusammenfallen (s. Vorl. 6). für Ampholyte gilt: phäp 1 2 ppk S1 `pk S2 q Bromkresolgrün 4.52 Äquivalenzpunkt n(h3po4) = n(naoh) 2.16 Pufferbereich Halbäquivalenzpunkt ph = pks Titrationsgrad τ

20 1. Quantitative Analyse Durchführung Vorbereitung sauberen, beschrifteten 100 ml Messkolben mit Stopfen am Vorabend des Versuchs beim Assistenten abgeben. Sonst keine Durchführung möglich! ➀ ➁ ➂ A ➃ S E H3PO4(verd.) 20mL n(h3po4) = 1 5 n(h3po4)0 n(h3po4) = 1 5 n(h3po4)0 H3PO4 n(h3po4)0 H3PO4(verd.) n(h3po4) = n(h3po4)0 Platz Nr. Name II/6 100mL Platz Nr. H2O(dest.) Name II/6 100mL 100mL 100mL Platz Nr. Name H2O(dest.) II/6 100mL 300mL 300mL 100mL ➀ Messkolben mit V(H 3PO 4)=unbekannt und n(h 3PO 4) 0 wird vom Assistenten ausgegeben;➁ Messkolben bis zur Marke mit H 2O (dest.) auffüllen, schütteln;➂ 20 ml H 3PO 4(verd.) mit einer Vollpipette (20 ml) in einen Erlenmeyerkolben überführen;➃ auf ca. 100 ml mit H 2O (dest.) auffüllen.

21 1. Quantitative Analyse Durchführung ph 4.52 H 3 PO 4(aq) +NaOH (aq) ÝÝÝÝÝá âýýý H 2 PO 4 (aq) +Na + (aq) +H 2O (l) Trichter ➀ ➁ ➂ 7.21 Einschnürung ph Trichter Meniskus 6 4 Bromkresolgrün 4.52 Äqu.-Punkt 25 ml Bürette Startwert notieren 2.16 Laborbuch 2 Pufferbereich Halbäquivalenzpunkt ph = pk S Indikator 1 Indikator 2 Büretten- Klammer Laborbuch Endwert notieren τ 1 Papier Laborbuch Stativstange NaOH Indikator 1 NaOH c=0.1 mol L 25mL weißes Papier unterlegen ➀ Bürette aufbauen;➁ Bürette mit NaOH-Maßlösung füllen, Startwert aufschreiben, 2 Tropfen Bromkresolgrün in den Erlenmeyerkolben geben;➂ bis zum Umschlagspunkt (Grün) titrieren unterdessen Probe schwenken, Endwert aufschreiben.

22 ➀ weitere 20 ml Probe ab- und auffüllen; ➁ Bürette mit NaOH-Maßlösung füllen, Startwert aufschreiben, 2 Tropfen Thymolphthalein in den Erlenmeyerkolben geben;➂ bis zum Umschlagspunkt (schwach Blau) titrieren unterdessen Probe schwenken, Endwert aufschreiben. 1. Quantitative Analyse Durchführung ph 9.91 H 3 PO 4(aq) +2NaOH (aq) ÝÝÝÝÝá 2 âýýý HPO 4 (aq) +2Na+ (aq) +2H 2O (l) ➀ Trichter A ➁ ➂ ph Einschnürung Thymolphthalein E S Meniskus Startwert notieren τ 3 H3PO4(verd.) Laborbuch 20mL n(h3po4) = 1 5 n(h3po4)0 Endwert notieren Laborbuch NaOH Platz Nr. Name II/6 100mL 300mL n(h3po4) = 1 5 n(h3po4)0 Indikator 2 H2O(dest.) weißes Papier unterlegen 100mL

23 1. Quantitative Analyse Durchführung Auswertung ph 4.52 H 3 PO 4(aq) +NaOH (aq) ÝÝÝÝÝá âýýý H 2 PO 4 (aq) +Na + (aq) +H 2O (l) Gegeben: cpnaohq 0.1 mol {L MpNaOHq g {mol MpH 3 PO 4 q g {mol Gesucht: mph 3 PO 4 q gesamt? mg Gemessen: " V pnaohq1 6.0 ml V pnaohq ml * ñ V pnaohq H 5.95 ml

24 1. Quantitative Analyse Durchführung Am Umschlagspunkt gilt: nph 3 PO 4 q npnaohq mit n c V kann die Stoffmenge der verbrauchten NaOH-Maßlösung berechnet werden: npnaohq cpnaohq VpNaOHq H npnaohq nph 3 PO 4 q 0.1 mol {L L mol 0.595mmol mit m M n kann somit die gesuchte Masse mph 3 PO 4 q bestimmt werden: mph 3 PO 4 q MpH 3 PO 4 q nph 3 PO 4 q g{mol mol g mg. ACHTUNG diese Masse muss noch 5 genommen werden, da ja jeweils nur 1 {5 der Probelösung titriert wurde! mph 3 PO 4 q gesamt 5 mph 3 PO 4 q mg.

25 Sonstiges Gliederung Einleitung Titrimetrie Autoprotolyse der Wassers ph-wert Puffergleichung 1. Quantitative Analyse Durchführung Sonstiges Literatur

26 Sonstiges Ausgabebereich mph 3PO 4q: mg ë berechnet V pnaohq min und V pnaohq max. vor dem Einsatz, Bürette testen (Dichtigkeit, Durchlässigkeit). Glasgeräte (Messgenauigkeit: Becherglas ď Erlenmeyerkolben! Messzylinder! Messpipette ă Messkolben! Vollpipette ď Bürette); Luftblasen vermeiden. Hähne nur sehr sparsam fetten, um ein Zusetzen der Bohrungen zu vermeiden. nur vier Versuche! bis zum Erreichen von V pnaohq min schnell zugeben, ab V pnaohq min langsam zugeben. ggf. muss noch ein Titer t in die Auswertung einbezogen werden (t V pnaohq H ). Titer Der Titer t ist ein Korrekturfaktor, der die Abweichung der tatsächlichen Konzentration cpxq ist von der gewünschten Konzentration cpxq soll einer Maßlösung angibt: t cpxqist cpxq soll

27 Literatur Gliederung Einleitung Titrimetrie Autoprotolyse der Wassers ph-wert Puffergleichung 1. Quantitative Analyse Durchführung Sonstiges Literatur

28 Literatur Literatur Praktikumsskript Homepage Schweda, Eberhard, Gerhart Jander, Ewald Blasius. Jander/Blasius Anorganische Chemie. 16., völlig neu bearb. Aufl. Stuttgart: Hirzel, Jander, Gerhart, Karl Friedrich Jahr. Massanalyse: Und Praxis Der Klassischen Und Elektrochemischen Titrierverfahren. 8., durchges. und erg. Aufl. Berlin: de Gruyter, Küster-Thiel, Rechentafeln für die Chemische Analytik, Walter de Gruyter. Berlin New York, 1982 AC Lehrbücher z.b. Riedel, HoWi