Seminar zum Praktikum Quantitative Analyse Dr. Dietmar Stephan Tel.: 089-289-13167 Raum: CH 57105 E-Mail: dietmar.stephan@bauchemie-tum.de
Stärke von Säuren und Basen
Stärke von Säuren und Basen Dissoziationskonstanten einiger Säuren/Basen bei 25 C
Die Wahl des Indikators muss an den Versuch angepasst werden (siehe Titrationskurven und pk S -Werte) Indikator
Säure-Base-Titration Titrationskurven Titrationskurve bei Titration von 50 ml HCl (0,1 mol/l) mit NaOH (0,1 mol/l) Titrationskurve bei Titration von 50 ml Essigsäure (0,1 mol/l) mit NaOH (0,1 mol/l)
Säure-Base-Titration Titrationskurven Titrationskurve bei Titration von 50 ml Ammoniak-Lsg. (0,1 mol/l) mit HCl (0,1 mol/l) Titrationskurve bei Titration von 50 ml Essigsäure (0,1 mol/l) mit Ammoniak-Lsg. (0,1 mol/l)
Allgemeines zur quantitativen Analyse Redox-Reaktionen
Systematik der Analysenmethoden Quantitativen Analyse
Quantitativen Analyse Systematik der Analysenmethoden
Messbereiche Analysenmethoden Quantitativen Analyse
Systematik der Analysenmethoden Quantitativen Analyse
Visuelle Indikationsmethoden Quantitativen Analyse
Quantitativen Analyse Verwendung von Maßlösungen Lösungen niemals mit Pipette etc. direkt aus Vorratsgefäß entnehmen Maßlösung direkt einfüllen oder Maßlösung in Becherglas (sauber und trocken) geben und daraus entnehmen Maßlösungen niemals in Vorratsbehälterzurückgeben Sparsam mit Maßlösungen umgehen Volumenmessgeräte
Elektrochemische Zellen: Daniell-Element Redox-Reaktionen Zn 2+ + 2 e Zn Cu 2+ + 2 e Cu CuSO 4 + Zn Cu + ZnSO 4
Redox-Reaktionen Elektrochemische Spannungsreihe: systematische Anordnung der Normalpotentiale nach zunehmenden Werten E 0 < 0 : der Stoff gibt bereitwilliger Elektronen ab als er sie aufnimmt (Reduktionsmittel) Bsp.: Na + + e - Na E 0 = - 2,71 V E 0 > 0 : der Stoff nimmt bereitwilliger Elektronen auf als er sie abgibt (Oxidationsmittel) Bsp.: H 2 O 2 + 2 e - + 2H + 2 H 2 O E 0 = 1,78 V Nernst sche Gleichung: für Ox + z e - Red E = Potential E = Standard-Potential (25 C, 1-molare Lösungen) R = Gaskonstante T = (absolute) Temperatur in K z = Zahl der bei der Reaktion übertragenen Elektronen F = Faraday-Konstante
Redox-Reaktionen Ob Stoffe als Oxidations- oder Reduktionsmittel wirken hängt von ihrer Elektronenaffinität ab. Zum Bewerten und Vergleichen der Redoxeigenschaften von Stoffen wird das elektrische Potential Redoxpotential E herangezogen. Normalpotential (Standardreduktionspotential) E 0 : Zellspannung, die man in einer hypothetischen Zelle messen würde, die aus der gesuchten Halbreaktion und der Standardwasserstoffelektrode besteht. Ox + z e - Red E 0 2H + + 2 e - H 2 E 0 = 0 V
Redox-Reaktionen Elektrochemische Potentiale: Bezugsquelle Standardwasserstoff-Elektrode
Elektrochemische Spannungsreihe Redox-Reaktionen
Redox-Reaktionen ph-abhängigkeit von Redox-Reaktionen MnO 4- + 5 e - + 8 H + Mn 2+ + 4 H 2 O E 0 = 1,52 V E = E 0 für[ MnO 0,059V + 5 4 ] = [ Mn E = 1,52 + 0,0118V log[ H E = 1,52 + 0,0944V log[ H E = 1,52 + 0,0944V ph [ MnO4 ] [ H log 2+ [ Mn ] 2+ ] + + ] ] 8 + ] 8
Redox-Reaktionen Wichtige Redoxtitrationen Manganometrie: saurer: MnO 4- + 5e - + 8H + Mn 2+ + 4 H 2 O E 0 = 1,52 V neutral/ schwach basisch: MnO 4- + 3e - + 4H + MnO 2 + 2 H 2 O E 0 = 1,68 V MnO 4- + 3e - + 2 H 2 O MnO 2 + 4 OH - E 0 = 1,68 V stark basisch: MnO 4- + e - MnO 2-4 E 0 = 0,54 V Dichromatometrie: sauren: Cr 2 O 2-7 + 6e - + 14H + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O E 0 = 1,36 V Bromatometrie: saurer: BrO 3- + 6e - + 6H + Br - + 3 H 2 O E 0 = 1,44 V Iodometrie: saurer: I 2 + 2e - 2I - E 0 = 0,54 V Cerimetrie: saurer: Ce 4+ + e - Ce 3+ E 0 = 1,44 V
Redox-Reaktionen Titrationskurve einer Redoxreaktion Bsp.: Fe 2+ + Ce 4+ Fe 3+ + Ce 3+ Allg.: Red 2 + Ox 1 Ox 2 + Red 1 A: 0% Oxidation E A = E 0 2 Für[ Ox 2 0,059V + z ] = 0 geht E [ Ox2] log [Red ] A 2 ; Anfangspot. unbest. B: 50% Oxidation (analog Pufferpunkt) 0 0,059V [ Ox2] 0 E B = E2 + log = E2 ; [ Ox2] = [Re d z [Red ] B: 100% Oxidation (Äquivalenzpunkt) 2 1 0 0 E C = E( eq) = ( E1 + E2 ); [ Ox1 ] = [Re d2]; [Re d1] = [ Ox2] 2 B: 100% doppelte stöchiom. Menge 0 0,059V [ Ox1 ] 0 E D = E1 + log = E1 ; [ Ox1 ] = [Re d z [Red ] 1 1 2 ] ]
Redox-Reaktionen Beispiele für Redoxtitrationen Oxidimetrische Bestimmung Verfahren Titrant Äquivalentzahl Indikator Bestimmung Manganometrie KMnO 4 sauer z= 5 -- Fe, C 2 O 2-4 basisch z=3 Diphenylamin Mn Dichromatometrie K 2 Cr 2 O 7 z=6 Methylorange As, Sb, Bi, Cu, Tl Iodometrie I 2 (KIO 3 +KI) z=1 Iod/Stärke As, Sb, Sn, Hg, S 2- KI (Na 2 S 2 O 3 ) z=1 Cu, Cr, Co, MnO 2 Cerimetrie Ce(SO 4 ) 2 z=1 Ferroin As, Fe, Sn, H 2 O 2 Reduktometrische Bestimmung Verfahren Titrant Äquivalentzahl Indikator Bestimmung Ferrometrie FeSO 4 z=1 Diphenylamin Cr, V Titanometrie TiCl 3 z=1 Rhodanid Fe, ClO 3-, NO 3-