Seminar zum Praktikum Quantitative...

Seminar zum Praktikum Quantitative Analyse

Dr. Dietmar Stephan

Tel.: 089-289-13167Raum: CH 57105

E-Mail: dietmar.stephan@bauchemie-tum.de

Stärke von Säuren und Basen

Dissoziationskonstanten einiger Säuren/Basen bei 25 °C

Stärke von Säuren und Basen

Indikator

Die Wahl des Indikators muss an den Versuch angepasst werden (siehe Titrationskurvenund pKS-Werte)

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

Quantitativen AnalyseSystematik der Analysenmethoden

Quantitativen AnalyseSystematik der Analysenmethoden

Quantitativen AnalyseMessbereiche Analysenmethoden

Quantitativen AnalyseSystematik der Analysenmethoden

Quantitativen AnalyseVisuelle Indikationsmethoden

Quantitativen AnalyseVerwendung 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 umgehenVolumenmessgeräte

Redox-Reaktionen

Elektrochemische Zellen: Daniell-Element

Zn2+ + 2 e– Zn Cu2+ + 2 e– Cu

CuSO4 + Zn Cu + ZnSO4

Redox-Reaktionen

• Elektrochemische Spannungsreihe: systematische Anordnung der Normalpotentiale nach zunehmenden Werten

• E0 < 0 : der Stoff gibt bereitwilliger Elektronen ab als er sie aufnimmt (Reduktionsmittel)Bsp.: Na+ + e- Na E0 = - 2,71 V

• E0 > 0 : der Stoff nimmt bereitwilliger Elektronen auf als er sie abgibt (Oxidationsmittel)Bsp.: H2O2 + 2 e- + 2H+ 2 H2O E0 = 1,78 V

• Nernst‘sche Gleichung: für Ox + z e- Red

E = PotentialE° = Standard-Potential (25°C, 1-molare Lösungen)R = GaskonstanteT = (absolute) Temperatur in Kz = Zahl der bei der Reaktion übertragenen ElektronenF = 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) E0:Zellspannung, die man in einer hypothetischenZelle messen würde, die aus der gesuchtenHalbreaktion und derStandardwasserstoffelektrode besteht.Ox + z e- Red E0

2H+ + 2 e- H2 E0 = 0 V

Redox-Reaktionen

Elektrochemische Potentiale: Bezugsquelle Standardwasserstoff-Elektrode

Redox-Reaktionen

Elektrochemische Spannungsreihe

Redox-Reaktionen

MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O E0= 1,52 V

pHVEHVEHVE

MnMnOfür

MnHMnOVEE

⋅+=⋅+=

⋅+=

=

⋅⋅+=

+

+

+−

+

+

0944,052,1]log[0944,052,1]log[0118,052,1

][][

][][][log

5059,0

8

24

2

840

pH-Abhängigkeit von Redox-Reaktionen

Redox-Reaktionen

Wichtige Redoxtitrationen

Manganometrie:saurer: MnO4

- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4 H2O E0 = 1,52 Vneutral/

schwach basisch: MnO4- + 3e- + 4H+ → MnO2 + 2 H2O E0 = 1,68 V

MnO4- + 3e- + 2 H2O → MnO2 + 4 OH- E0 = 1,68 V

stark basisch: MnO4- + e- → MnO4

2- E0 = 0,54 V

Dichromatometrie:sauren: Cr2O7

2- + 6e- + 14H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O E0 = 1,36 V

Bromatometrie:saurer: BrO3

- + 6e- + 6H+ → Br- + 3 H2O E0 = 1,44 V

Iodometrie:saurer: I2 + 2e- → 2I- E0 = 0,54 V

Cerimetrie:saurer: Ce4+ + e- → Ce3+ E0 = 1,44 V

Redox-Reaktionen

Titrationskurve einer Redoxreaktion Bsp.: Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+

Allg.: Red2 + Ox1 Ox2 + Red1

A: 0% Oxidation

..;0][]Re[][log059,0

2

2

202

unbestAnfangspotEgehtOxFürd

Oxz

VEE

A

A

∞→=

⋅+=

B: 50% Oxidation (analog Pufferpunkt)

][Re][;]Re[][log059,0

2202

2

202 dOxE

dOx

zVEEB ==⋅+=

B: 100% Oxidation (Äquivalenzpunkt)

][][Re];[Re][);(21)( 2121

02

01 OxddOxEEeqEEC ==+==

B: „100%“ doppelte stöchiom. Menge

][Re][;]Re[][log059,0

1101

1

101 dOxE

dOx

zVEED ==⋅+=

Redox-Reaktionen

Beispiele für Redoxtitrationen

Oxidimetrische Bestimmung

Verfahren Titrant Äquivalentzahl Indikator Bestimmung

Manganometrie KMnO4 sauer z= 5 -- Fe, C2O42-

basisch z=3 Diphenylamin Mn

Dichromatometrie K2Cr2O7 z=6 Methylorange As, Sb, Bi, Cu, Tl

Iodometrie I2 (KIO3+KI) z=1 Iod/Stärke As, Sb, Sn, Hg, S2-

KI (Na2S2O3) z=1 Cu, Cr, Co, MnO2

Cerimetrie Ce(SO4)2 z=1 Ferroin As, Fe, Sn, H2O2

Reduktometrische Bestimmung

Verfahren Titrant Äquivalentzahl Indikator Bestimmung

Ferrometrie FeSO4 z=1 Diphenylamin Cr, V

Titanometrie TiCl3 z=1 Rhodanid Fe, ClO3-, NO3-