Seminar zumSeminar zumQuantitativen Anorganischen Praktikum
WS 2011/12WS 2011/12
Teil des Moduls MN C AlCTeil des Moduls MN-C-AlC
Dr. Matthias BrühmannDr. Christian Rustige
Universität zu Köln
InhaltMontag, 09.01.2012, 8-10 Uhr, HS III
• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse• Zusatzausrüstung / Glasgeräte• Gravimetrie: A5/A6
Freitag, 13.01.2012, 8-9 Uhr, HS III• Physikalische Methoden: A7
Montag, 16.01.2012, 8-10 Uhr, HS III• Physikalische Methoden: A4 (Photometer) / A2 (pH-Meter) • Volumetrie: A10
Freitag, 20.01.2012, 8-9 Uhr, HS III• Volumetrie: A11 / A12/A13• A3 (Kationenaustauscher)
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Optische MethodenpBsp. Messung der Farbintensität von Lösungen
Photometrie
• Messung mit Hilfe eines Photometers
• z B Messung der Lichtintensität• z. B. Messung der Lichtintensität
Absorption (Extinktion) einer Lösung abhängig vonAbsorption (Extinktion) einer Lösung abhängig von
• stofflicher Zusammensetzung
• Konzentration
Ziel ist die Bestimmung der Konzentration einer Lösung durch Lichtmessungen
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Optische MethodenpErläuterung zur Photometrie
Il
1lA 0
Absorption („optische Dichte“)
Ilg=
Tlg=A 0
• I0 bzw. I = Lichtintensität vor bzw. nach dem Probendurchgang• d = Schichtdicke• c = Konzentration der Probec Konzentration der Probe• T = Durchlässigkeit (Transmission) = I/I0
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Optische MethodenpHerleitung des Lambert-Beer‘schen Gesetzes
d • a = T1
log = II
log =A 0 Bouguer-Lambert
Johann Heinrich Lamberta = ε • c Beer‘sches Gesetz
d•c•ε=I
log=A 0A = dekadische Absorption (früher Extinktion E)d•c•ε=
Ilog=A
Lambert-Beer‘sches Gesetz
a = linearer dekadischer AbsorptionskoeffizientT = Transmissionε = molarer dekadischer Absorptionskoeffizient
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Volumetrie (Titrimetrie) Bürette( )
Maßlösung
zu bestimmende LösungpH-Verlauf einer Säure-Base-Titration
(Färbung: Indikator)
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VolumetrieWichtige allgemeine Hinweise
BürettenBüretten
• Nur trockene Bürette verwenden (ggf. mit verwendeter Maßlösung vorspülen).
• Auf richtige Justierung des Versuchsaufbaus achten (Position, feste Montage, …).
• Schliff des Büretten-Hahns ausreichend fetten; nicht jedoch den Durchlass!
• Langsame und genaue Befüllung der Bürette mit Hilfe eins Trichters, unbedingtBlasenbildung vermeiden!Blasenbildung vermeiden!
Allgemein
• Gut: Verwendung von Erlenmeyer-Kolben (außer beim pH-Meter).
• Weißes Blatt Papier unterlegen (bessere Sichtbarkeit eines Farbumschlags).
• Säure-Base-Titration: Nur wenig Indikator verwenden (mögliche Pufferwirkung!).
L Ti i U h k• Langsames Titrieren unter stetem Umschwenken.
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VolumetrieSystematischer Gang einer volumetrischen Bestimmung
[0. Versuchsaufbau]
1. Ansetzen und ggf. Einstellen der Maßlösung
2. Vorbereitung und Entnahme der Probe
3. Durchführung der Titration
4 Nach erstem Versuchsdurchlauf: Übertitrieren4. Nach erstem Versuchsdurchlauf: Übertitrieren
5. Bestimmung des Volumenverbrauchs
6. Berechnung des Ergebnisses
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VolumetrieAnsetzen und Einstellen der Maßlösung
Bsp 0 1 N NaOH-Maßlösung (Aufgabe 1)Bsp. 0,1 N NaOH Maßlösung (Aufgabe 1)
• Abwiegen der NaOH-Plätzchen
• Keine Urtitersubstanz indirektes VerfahrenKeine Urtitersubstanz indirektes Verfahren
• Lösen in VE-Wasser
Bestimmung des Titers („Einstellen“ der Lösung)
• Titration von ausstehender 0,1 N H2SO4-Maßlösung
• Verwendung von Methylrot als Säure-Base-Indikator (Farbumschlag: rot/gelb)
• Berechnung des Titers t)NaOH(c
=)NaOH(t ist
)NaOH(c)NaOH(t
soll
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VolumetrieVorbereitung und Entnahme der Probe
• Sorgfältiges Auffüllen der Analyse im 100 mL Messkolben
• Entnahme von 25 mL der Probe mit geeichter Vollpipette
• Drei Versuchsdurchführungen möglich
A ht Ei i t V h d hfüh d lb A l• Achtung: Eine vierte Versuchsdurchführung derselben Analysekann nicht unter Verwendung einer 25 mL Vollpipette erfolgen!
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VolumetrieDurchführung der Titration
• Gut: Verwendung eines Erlenmeyerkolbensg y(sicheres Umschwenken)
• Alternativ: Benutzung eines Magnetrührers
• Langsame Zugabe der Maßlösung (tropfenweise• Langsame Zugabe der Maßlösung (tropfenweiseim Bereich des Umschlagpunktes)
• Exaktes Ablesen (Schellbachstreifen)• Exaktes Ablesen (Schellbachstreifen)
• Notieren des Volumenverbrauchs
• Mehrmalige Versuchsdurchführung
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Volumetrie„Übertitrieren“ der ersten Probe
B Sä B Tit tiBsp. Säure-Base-Titration:
Endpunkt durch Farbumschlag erkennbar
„Übertitrieren“ nach 1. Versuchsdurchführung:
Vergleichbarkeit der Ergebnisse
Umschlagsbereiche der Indikatoren berücksichtigen!
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VolumetrieBestimmung des Volumenverbrauchs
• Sollte ein Tropfen der Maßlösung am Büretten-HahnSollte ein Tropfen der Maßlösung am Büretten Hahn
verbleiben, ist dieser mit zu berücksichtigen
• Waagerechtes Ablesen des Schellbachstreifens
SchellbachstreifenBerechnung des Ergebnisses
• Am Äquivalenzpunkt liegen äquivalente Stoffmengen vor
• Normalität bzw. Molarität der Lösungen berücksichtigen
• Titer berücksichtigen: t = c /c• Titer berücksichtigen: t = cist/csoll
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll Verbrauchsoll
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pH-Meter / Säure-Base-TitrationpVersuchsaufbau einer Titration mit pH-Elektrode
Bürette mit derNaOH-Maßlösung
Prinzip:Messung einer pH-Wert
pH-ElektrodeMessung einer pH Wert abhängigen Potentialdifferenz
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pH-ElektrodepSchematischer Aufbau und Funktionsprinzip
Membran Lösung
Einstabmesskette
• Messung einer Potentialdifferenz (Bezugselektroden)
• Kalibrierung mit Referenzlösung erforderlich
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pH-Wert und SäurestärkepDefinition des pH-Wertes
)OH(clg=pH +Negativer dekadischer Logarithmus der H3O+-Konzentration )OH(clg=pH 3
Ionenprodukt des Wassers KW +p W
Das Ionenprodukt des Wassers ist eine Gleichgewichtskonstante
experimenteller Wert bei 24°C: KW = 10-14 mol2/L2
W+
3 K=)OH(c•)OH(c
14=pOH+pH
Säurestärke )A(c•)OH(c=K
+3
MWG: Säure-Dissoziationskonstante KS )HA(c=KS
pKs-WertKlKNegativer dekadischer Logarithmus von KS
SS Klg=pK
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pKS-Wertep SKonjugierte Säure-Base Paare
HClHCl
H PO
CH3COOH
H3PO4
H2PO4-
pKS + pKB = 14!
HPO42-
pKS + pKB 14!
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Säure-Base-TitrationenTitrationskurven starker und schwacher Säuren
Starke Säure: pKS < 4,5
)(l +
Schwache Säure: pK > 4 5
)OH(clg=pH +3
Schwache Säure: pKS > 4,5
clgpK=pH SäureS
2=pH
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Säure-Base-TitrationenTitrationskurven von Essigsäure bzw. Salzsäure mit Natronlauge
Äquivalenzpunkt CH3COOH
Neutralpunkt &
Äquivalenzpunkt HCl
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Säure-Base-IndikatorenSäure-Base-Indikatoren
• Oganische Farbstoffe, deren Lösungen bei Änderung des pH-Wertes ihre Farbe wechseln
B H W bhä i F bi k i M h l
• Farbänderung erfolgt jeweils in einem charakteristischen pH-Bereich (Umschlagsbereich)
Bsp.: pH-Wert abhängige Farbigkeit von Methylrot
NCH
CH3
O O-
NCH3 ++ H+N
N
CH3
N
O O NCH3
NN
COOH-+ H+
pH 4,4 – 6,2
gelb rot
HI d + H O H O+ + I d k j i t Sä B P !HInd + H2O H3O+ + Ind- konjugiertes Säure-Base-Paar!
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Säure-Base-IndikatorenUniversalindikator (-Papier)
)I d()HInd(c
lg)HInd(pK=pH SHenderson-Hasselbalch
l h)Ind(cg)(pp S Gleichung
Umschlagspunkt: c(HInd) = c(Ind-) MischfarbeUmschlagspunkt: c(HInd) c(Ind ) Mischfarbe
Umschlagsbereich: ΔpH ≈ 2 ober/unterhalb: Grenzfarben
Indikator Umschlagsbereich pH Farbe der Indikatorsäure
Farbe der Indikatorbase
Thymolblau 1,2 – 2,8 rot gelby , , g
Methylorange 3,1 – 4,4 rot gelb-orange
Methylrot 4,4 – 6,2 rot gelb
Lackmus 5,0 – 8,0 rot blau, ,
Phenolphtalein 8,0 – 9,8 farblos rot-violett
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Säure-Base-IndikatorenTitration einer starken Säure mit NaOH; c = 0,1 N steiler pH-Sprung
UmschlagsbereichPh l ht l iPhenolphtalein
UmschlagsbereichUmschlagsbereichMethylrot
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Mehrprotonige Säurenp gTitration einer mehrprotonigen Säure
Bsp.: Titration von Phosphorsäure
3 Protolysestufen
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ pKS = +2,16
H2PO4- + H2O HPO4
2- + H3O+ pKS = +7,21
HPO42- + H2O PO4
3- + H3O+ pKS = +12 32HPO4 + H2O PO4 + H3O pKS +12,32
• Drei getrennte pH-Sprünge
N d 1 d 2 S i d i d Tit ti k k b• Nur der 1. und 2. Sprung sind in der Titrationskurve erkennbar
• Direkte Titration aufgrund der geringen Säurestärke nicht durchführbar
Beobachtbarkeit getrennter pH-Sprünge mehrprotoniger Säuren: ΔpKS ≥ 4
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Praktikum: Aufgabe 10gArgentometrische Bestimmung von Chlorid nach Mohr
Vor dem Versuch
• Ansetzen einer 0,1 N AgNO3-Maßlösung (Aufgabe 8 (I))
Aufbewahrung in brauner Flasche
• Ansetzen einer 5%igen K2CrO4-Indikatorlösung
Versuchsdurchführung
• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten ProbeEntnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe
• Titration der Analyse mit Maßlösung
Jeweils 2mL der Indikatorlösung pro Versuchsdurchlauf
• Dreimalige Versuchsdurchführung
Übertitrieren nach 1. Versuchsdurchführung wichtig!
Trübung der gelben Analysenlösung durch gefälltes AgCl; nach Endpunkt rot-braun!
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Praktikum: Aufgabe 8 (I)g ( )Ansetzen der 0,1 N Silbernitrat-Maßlösung
• Urtitersubstanz
0,1 N (AgNO3) = 0,1 M (AgNO3)
c (AgNO3) = 0,1 mol/L
M (AgNO3) = 169,873 g/mol
Für eine 0,1 normale AgNO3-Lösung müssen 16,987 g AgNO3 in 1 L H2O gelöst werden
Achtung: Das ausstehende Silbernitrat ist 99%ig!
Der geringere Gehalt muss bei der Auswaage berücksichtigt werdenDer geringere Gehalt muss bei der Auswaage berücksichtigt werden.
Bestimmung des Titers t:)Auswaage(m
=t istBestimmung des Titers t:)Auswaage(m
tsoll
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Praktikum: Aufgabe 10gFällungstitration
Ag+ + Cl- AgCl K 2 10-10 mol2/L2Ag+ + Cl- AgCl KL = 2 · 10-10 mol2/L2
2 Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 KL = 4 · 10-12 mol3/L3
Fällung von AgCl bzw. Ag2CrO4 abhängig von Ionenkonzentrationen in der Lösung
)CrO(c•)Ag(c)Cl(c•)Ag(c
=)CrO(c
)Cl(c2
4+2
+
24
L/mol)CrO(c•10•1=)Cl(c 24
4
Bei einer Indikatorkonzentration von c(CrO42-) = 5 · 10-3 mol/L beginnt die Fällung von Ag2CrO4
bei c(Cl-) = 7,2 · 10-6 mol/L und demnach bei c(Ag+) = 2,8 · 10-5 mol/L (gemäß KL(AgCl)).
Äquivalenzpunkt: c(Ag+) ≈ 1,4 · 10-5 mol/L Fällung Ag2CrO4 erst kurz nach ÄP von AgCl!
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Praktikum: Aufgabe 10gAuswertung
a) Verbrauchsmittelwert berechnen
Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft
b) Angabe der gesamten Masse von Cl- in der Probe
• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll
U h d St ff i (G t) M• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse
4•M•n=mUmrechnungsfaktorgesamte Analyse!gesamte Analyse!
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