Versuchsprotokoll Grundpraktikum Analytische Chemie WS 09/10. V2/3: Coulometrie. Coulometrische Titration von Ascorbinsäure

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1 Versuchsprotokoll Grundpraktikum Analytische Chemie WS 09/10 V2/3: Coulometrie Coulometrische Titration von Ascorbinsäure Versuchsdurchführung: Protokollabgabe: durchgeführt von: Sven Otto

2 1 Theoretische Grundlagen Die Grundlage der Coulometrie bildet das Faraday'sche Gesetz: n = Q (1) Dieses erlaubt bei bekannter Reaktionsgleichung (bekannten z) die direkte Bestimmung der Stomenge n über die geossenen Ladung Q. Die Coulometrie ist damit eine Absolutmethode. Die geossene Ladung kann berechnet werden nach: Q = i dt (2) Prinzipiell wird zwischen der potentiostatischen und der galvanostatsichen Coulometrie unterchieden. Bei Ersterer wird die Spannung konstant gehalt, um Nebenreaktionen zu vermeiden. Jedoch wird so nie der Endpunkt der Titration erreicht, da die Stromstärke gemeinsam mit der Konzentration des Analyten abfällt. Das Integral in Gleichung 2 lässt sich in der Regel nur noch numerisch lösen und wir von einem Computer berechnet. In der galvanostatischen Coulometrie wird mit konstanter Stormstärke gearbeitet, sodass gilt: Q = i t (3) Durch Änderungen des Potential können hier Nebenreaktionen auftreten, welche die Messung verfälschen würden. Um dies zu berücksichtigen wurde die Stromausbeute eingeführt, welche angibt welcher Anteil des verbrauchten Stroms wirklich für die intressierende Reaktion verbraucht wurde. Dadurch, dass Elektronen titriert werden ergeben sich eine Reihe von Vorteilen. Zum einen wird der Titrator direkt in der Lösung erzeugt, dies ist zum einen von Vorteil wenn der Titrator instabil ist und zum anderen wird die Lösung so nicht verdünnt. Die dosierung des Titrators lässt sich über die Stromstärke in beliebig kleinen Mengen durchfürhen. Die Elektrodenräume sind in der Coulometrie getrennt und über eine Salzbrücke miteinander verbunden, da sich Anoden*+ und Kathodenreaktion aufheben können. Im Versuch wird der Gehalt an Ascorbinsäure (Vitamin C) in der Lösung bestimmt werden. Dazu wird zum einen die Ascorbinsäure zur Dehydroascorbinsäure als auch Iodid zu Iod an der Anoden oxidiert. Asc+ Asc dehydro + 2 H e (4) 2 I I e (5) Das Iod wiederum oxidiert weitere Ascorbinsäure. Wenn alle Ascorbinsäure verbraucht sit liegt in der Lösung elementares Iod vor, welches mit der als Indikator fungierenden Stärkelösung den tiefblauen Iod-Stärke-Komplex bildet. So kann der Endpunkt der Titration erkannt werden. 2

3 2 Durchführung 2.1 Chemikalien Stärkelösung (3 % in Formamid) R: 61 S: Kaliumiodid R: - S: - Natriumacetat R: - S: - Eisessig R: S: (1/2) Ascorbinsäure (Vitamin C) R: - S: Durchführung der Titration Es wurden 25 ml des Redoxpufers zusammen mit 2-3 Tropfen Stärkelösung im Analysegefäÿ vorgelgt und diese in die Messapparatur (in Abbildung 1 dargestellt) eingesetzt. Zunächst musste vortitriert werden. Dazu wurde der Stromuss solange aufrechterhalten bis eine erste Blaufärbung der Lösung zu erkennen war. Dies is nötig um sicherzugehen, dass am Ende der Titration genausoviele Iodmoleküle wie zu Beginn sind. Anschlieÿend wurden 10 ml der Probelösung hinzugegeben und bis zum vorher eingestellten Blauton titriert. Dabei entfärbte sich die Lösung zunächst wieder, da die zugegeben Ascorbinsäure mit dem Iod reagierte. In der Nähe des Endpunktes bildeten sich immer mehr blaue Schlieren in der Lösung ausgehend von der Platinelektrode. Insesammt wurde dies achtmal wiederholt. 3

4 Abbildung 1: Coulometrische Titrationsapparatur 4

5 3 Auswertung 3.1 Messwerte Tabelle 1: Titrtionszeiten bei I =10,068 ma Messung t/s 1 85,3 2 83,6 3 85,3 4 83,2 5 83,6 6 82,7 7 (86,0) 8 (91,4) 3.2 Berechnung des Asorbinsäure-Gehalts Den Mittelwert der Messreihe erhält man mit: t = 1 n n i t i (6) Somit lautet der Mittelwert unter vernachlässigung der letzten beiden Werte: t = t i = 83, 95 s (7) 1 Das Vertauensintervall wird mit der folgenden Formel berechnet: t = t(p, f) σ n (8) Dabei ist t die Varible der Verteilungsfunktion nach Student, p die Sicherheit des Vertrauensintervalls, f der Freiheitsgrad (= n 1), σ die Standardabweichung und n die Anzahl der Messwerte. Somit wird für diese Messreihe folgenes Vertrauensintervall erhalten: 2, 57 1, 0968 s 5 = 1, 15 s (9) Dies zeigt das der Ausschluss der letzten beiden Werte und insbesondere des letzten gerechtfertigt sind, da sie weit auÿerhalb des Vertrauensintervalls liegen. 5

6 Zur Berechnung des Ascorbinsäuregehalts muss Gleichung 1 entsprechend umgestellt werden: n(asc) = Q (10) Zusätzlich wird noch die Stomenge durch die Masse nach m = M n und die Ladung mit Q = I tersetzt: m(asc) = M I t (11) Mit Berücksichtigung des Aliquoten (10 ml /100 ml) erhalt man die Gesamtmasse: m ges (Asc) = 10 M I t (12) Folgende Werte wurden zur Berechnung der Masse eingesetzt: I = 10, 068 ma M(Asc) = 176, 13 g /mol F = z = 2 t = 83, 95 s Somit ergibt sich: m ges (Asc) = 7, 715 mg (13) Zusätzlich sollte das prozentuale Vertrauensintervall berechnet werden: t t = 1, 37 % (14) Also folgt: m ges (Asc) = 7, 715 mg ± 1, 37 % (P = 0, 95; F = 5) (15) 4 Anhang Literatur [1] Grundpraktikum Analyitsche Chemie, Skriptum für das Wintersemester 2009/ Prof. Dr. Thorsten Homann, Prof. Dr. Nicolas Bings; ; 20AC%20II%20Analytik%20WS0910.pdf 6