2. Seminar: Acidimetrische Bestimmung von Phosphors¨aureruby.chemie.uni-freiburg.de/Vorlesung/Seminare/nebenfach_praktikum_kk_h3po4.pdf · 2. Seminar: Acidimetrische Bestimmung von

2. Seminar: Acidimetrische Bestimmung von Phosphorsaure

2. Seminar: Acidimetrische Bestimmung von

Phosphorsaure

LA-AGP 2018

Katharina Kohler


Gliederung

EinleitungTitrimetrie

TheorieAutoprotolyse der WasserspH-WertPuffergleichung

1. Quantitative AnalyseDurchfuhrung

Sonstiges

Literatur


Einleitung

Gliederung




Sonstiges

Literatur


Einleitung

Einleitung

Ziel:§ Beantwortung der Frage wie viel eines gesuchten Stoffes ineiner Probe enthalten ist.


Einleitung

Methoden:1. Klassisch:

Masse- oder Volumenbestimmung nach chemischerUmsetzung.Berechnung der gesuchten Menge mit stochiometrischenUmrechnungsfaktoren.(ë leiten sich aus molaren Massen M der an der Reaktionbeteiligten Stoffe ab)Prinzipien:

§ Gravimetrie bzw. Gewichtsanalyse§ Titrimetrie bzw. Maßanalyse (Wiegen ohne Waage)

2. Instrumentell:

Messung konzentrationsabhangiger physikalischerEigenschaften.Berechnung der Konzentration c, Masse m oder Stoffmenge naus den Messwerten.(Ñ spezielle Gerate erforderlich)


Einleitung

Titrimetrie

Titrimetrie

Prinzip:§ Messung des verbrauchten Volumens einer Reagenzlosung mitbekannter Konzentration (= Maßlosung).

§ Der Probelosung wird nur so viel Maßlosung zugesetzt, wiefur die Umsetzung des zu bestimmenden Stoffs geradeerforderlich ist (Aquivalenzpunkt).

§ Aus dem bis zum Aquivalenzpunkt verbrauchten Volumen derMaßlosung und Kenntnis der Reaktionsgleichung lassen sich mund n berechnen.


Einleitung

Titrimetrie

Vorraussetzungen:§ Die Reaktion muss schnell, vollstandig und eindeutig ablaufen.

§ Herstellung einer Maßlosung muss moglich sein (Stabilitat).

§ Aquivalenzpunkt » Endpunkt der TitrationEndpunkt der Titration nicht immer so einfach zu erkennen ñVerwendung von Indikatoren! (s. Vorlage 6)

Indikator

(Meist organischer) Hilfsstoff, den man einer zu titrierendenLosung zusetzt und der durch eine sichtbare Veranderung(Farbumschlag, Trubung) den Endpunkt der Titration anzeigt.Indikatoren sind selbst schwache Sauren oder Basen.

H2O ` HIndloomoon

gelb

ÝÝáâÝÝ H3O` ` Ind´

loomoon

blau


Einleitung

Titrimetrie

Klassifizierung

Die Titrationen lassen sich anhand verschieden Aspekteklassifizieren:

1. Reaktionstyp§ Saure-Base-Titration (Alkalimetrie, Acidimetrie)§ Fallungstitration§ Komplexbildungstitration§ Redoxtitration

2. Endpunkterkennung§ chemischer Indikator§ physikalischer Indikator

3. Titrationsart§ Direkte Titration§ Inverse Titration§ Indirekte Titration§ Rucktitration


Theorie

Gliederung




Sonstiges

Literatur


Theorie

Autoprotolyse der Wassers


§ Aufgrund der Eigendissoziation (Autoprotolyse) ist Wasserleitfahig:

H2OKÝáâÝÝÝ H` ` OH´ (1)

§ Massenwirkungsgesetz:

K “cpH`q ¨ cpOH´q

cpH2Oq(2)

Ampholyte

Molekule, die je nach Reaktionspartner als Saure (Protonenabgeben) oder Base (Protonen aufnehmen) reagieren.


Theorie


§ Da die Ionenkonzentration in reinem Wasser sehr klein ist gilt:

cpH2Oqgesamt “cpH2Oq ` cpH`q ¨ cpOH´qlooooooooomooooooooon

sehr klein

ë cpH2Oqgesamt « cpH2Oq “ konstant

cpH2Oq “ρpH2Oq

MpH2Oq“

1000 g{L

18 g{mol“ 55.56mol{L

§ Ionenprodukt des Wassers Kw:

K ¨ cpH2Oq “ Kw “ cpH`q ¨ cpOH´q “ 10´14mol2

L2(3)

§ fur reines Wasser gilt (Spezialfall):

cpH`q “ cpOH´q “a

Kw´ 10 ´7 mol{L


Theorie

pH-Wert

pH-Wertnur fur wassrige Systeme

§ Verschiebung des Gleichgewichts (1) durch Zugabe von Saureoder Base.

§ Gleichung (3) gilt weiterhin.

§ Angabe der Konzentrationen in cpH`q und cpOH´qunpraktisch.

cpH`q ¨ cpOH´q “ 10 ´14 mol2{L2

´ log10ÝÝÝÝÑ pH ` pOH “ 14

§ fur reines Wasser gilt (Spezialfall):

pH “ pOH “ 7


Theorie

pH-Wert

§ Losen von Saure HA in Wasser (korrespondierende Base A– ):

HA ` H2O ÝÝáâÝÝ A´ ` H3O`

§ Gleichgewichtskonstante:

K “cpA´q ¨ cpH3O

`q

cpHAq ¨ cpH2Oq(4)

K ¨ cpH2Oq “ KS “cpA´q ¨ cpH3O

`q

cpHAq(5)

´ log10 pKSq “ pKS (6)

§ Je kleiner pKS desto starker die Saure/Base.§ pKSppKBq ď ´1.74 : sehr starke Saure/Base§ ´1.74 ď pKSppKBq ď 4.5 : starke Saure/Base§ 4.5 ď pKSppKBq ď 9.5 : schwache Saure/Base§ 9.5 ď pKSppKBq ď 15.74 : sehr schwache Saure /Base

§ pKSppKBq ě 15.74 : extrem schwache Saure/Base


Theorie

pH-Wert

Allgemein gilt:

cpH3O`q « cpA´q und cpHAq “ cpHAq0 ´ cpH3O

`q

mit cpHAq0 “ cpHAq ` cpA´q Gesamtkonzentration dergelosten Saure.

KS “c2pH3O

`q

cpHAq0 ´ cpH3O`q(7)

umstellenÝÝÝÝÝÝÑc2pH3O

`q ` KS ¨ cpH3O`q ´ KS ¨ cpHAq0 “ 0 (8)

losenÝÝÝÑcpH3O

`q1,2 “´KS ˘

b

K 2S ` 4KS ¨ cpHAq0

2(9)

negative Konzentrationen nicht sinnvoll.


Theorie

pH-Wert

starke Saure:

§ Gleichgewicht liegt rechts = Saure ist vollstandig dissoziiert.

cpH3O`q «cpA´q und cpH3O

`q « cpHAq0´ log10ÝÝÝÝÑ pH “ ´ log10 pcpHAq0q

schwache Saure:

§ Gleichgewicht liegt links = Saure ist teilweise dissoziiert.

cpH3O`q « cpA´q

einsetzenÝÝÝÝÝÑKS «

c2pH3O`q

cpHAq0umstellenÝÝÝÝÝÝÑcpH3O

`q “a

KS ¨ cpHAq0

´ log10ÝÝÝÝÑ pH “1

2rpKS ´ log10pcpHAq0qs


Theorie

Puffergleichung

Henderson-Hasselbalch-Gleichung, Puffergleichung

§ Puffer halten den pH einer Lsg. konstant§ Wird einer schwachen Saure HA ein Salz derkorrespondierenden Base A´ zugegeben, gilt Gleichung (7)nicht mehr, da cpH3O

`q ‰ cpA´q.§ Sind cpH3O

`q und cpA´q in der gleichen Großenordnung, gilt:

cpHAq « cpHAq0

cpA´q « cpA´q0

einsetzen in Gl. (5)ÝÝÝÝÝÝÝÝÝÝÝÑ KS “

cpA´q0 ¨ cpH3O`q

cpHAq0

umstellenÝÝÝÝÝÑ cpH3O

`q “ KS ¨cpHAq0cpA´q0

´ log10ÝÝÝÝÑ pH “ pKS ´ log10

„

cpHAq0cpA´q0

Pufferbereich: ∆pH “ pKS ˘ 1.


Theorie

Puffergleichung

Beispiel

VPufferlsg.,0 “ 0.5 L

npHAcq0 “ 1 mol

npAc´q0 “ 1 mol

pH “ pKS ´ log10

„

cpHAcq0cpAc´q0

looooooooomooooooooon

“0

“ 4.75

Zugabe von 100 mL HCl mit cpHClq “ 1 mol{L; npHClq “ 0.1mol

ñ Ac´ H`

ÝÝÑ HAc; npHAcq “ 1.1 mol; npAc´q “ 0.9 mol

pH “ pKS ´ log10

«

1.1 mol0.6 L

0.9 mol0.6 L

ff

“ 4.66


1. Quantitative Analyse

Gliederung




Sonstiges

Literatur



Bestimmung von Phosphorsaure§ Protolyse mehrbasiger Saure erfolgtstufenweise:

H3PO4 ` OH´ KS1ÝÝáâÝÝ H2PO4

´ ` H2O pKS1 “ 2.12

H2PO4´ ` OH

´ KS2ÝÝáâÝÝ HPO42´ ` H2O pKS2 “ 7.21

HPO42´ ` OH

´ KS3ÝÝáâÝÝ PO43´ ` H2O pKS3 “ 12.32.

§ stufenweise Titration moglich, daKS1 " KS2p" KS3q.

§ Indikatoren so wahlen, dass derenUmschlagspunkte moglichst mit dempH-Wert der Lsg. zusammenfallen (s. Vorl.6).

§ fur Ampholyte gilt: pHAP “ 12

ppKS1 ` pKS2q

Bromkresolgrun

pH

2

6

12

10

8

4

1 2 3

Aquivalenzpunkt

Thymolphthalein

Titrationsgrad τ

Pufferbereich

2.16

Halbaquivalenzpunkt

7.21

4.52

9.91

12.32

pH = pKS

n(H3PO4) = n(NaOH)

n(H3PO4) = 2n(NaOH)



Durchfuhrung

Vorbereitungsauberen, beschrifteten 100 mL Messkolben mit Stopfen am Vorabend desVersuchs beim Assistenten abgeben. Sonst keine Durchfuhrung moglich!

100mL 100mL 100mL

20mL

300mL100mL 300mL 100mL100mL

Platz Nr.

Name

II/6

Platz Nr.

Name

II/6

Platz Nr.

Name

II/6

H3PO4

H2O(dest.)

H3PO4(verd.)

H2O(dest.)

H3PO4(verd.)

n(H3PO4)0

n(H3PO4) =1

5n(H3PO4)0

➂ ➃

n(H3PO4) =1

5n(H3PO4)0

n(H3PO4) = n(H3PO4)0

➁➀

S

E

A

➀ Messkolben mit V(H3PO4)=unbekannt und n(H3PO4)0 wird vom Assistentenausgegeben;➁ Messkolben bis zur Marke mit H2O(dest.) auffullen, schutteln;➂ 20 mLH3PO4(verd.) mit einer Vollpipette (20 mL) in einen Erlenmeyerkolben uberfuhren;➃auf ca. 100 mL mit H2O(dest.) auffullen.



Durchfuhrung

H3PO4(aq) + NaOH(aq) âÝÝÝÝpH–– 4.52ÝÝÝÝÝá H2PO4

–(aq) + Na+(aq) + H2O(l)

Indi

kato

r 1

Indi

kato

r 2

25mL

Indikator 1

Einschnurung

Meniskus

← Buretten-

Klammer

Bromkresolgrun

Laborbuch

Papier

Laborbuch

NaOH

c=0.1mol

L

Laborbuch

Trichter

Trichter

Endwert notieren

2

6

4

1

4.52

pH

τ

Aqu.-Punkt

NaOH→

Startwert notieren25 mL Burette →

←Stativstange

2.16

Halbaquivalenzpunkt

Pufferbereich

7.21

pH = pKS

weißes Papier unterlegen

➀ ➁ ➂

➀ Burette aufbauen;➁ Burette mit NaOH-Maßlosung fullen, Startwert aufschreiben, 2Tropfen Bromkresolgrun in den Erlenmeyerkolben geben;➂ bis zum Umschlagspunkt(Grun) titrieren unterdessen Probe schwenken, Endwert aufschreiben.



Durchfuhrung

H3PO4(aq) + 2NaOH(aq) âÝÝÝÝpH–– 9.91ÝÝÝÝÝá HPO4

2–(aq) + 2Na+(aq) + 2H2O(l)

Indikator 2

20mL

100mL 300mL

100mL

Platz Nr.Name

II/6

Einschnurung

Meniskus

H3PO4(verd.)

H2O(dest.)

Laborbuch

Laborbuch

Trichter

n(H3PO4) =15n(H3PO4)0 Endwert notieren

NaOH→

Startwert notieren

n(H3PO4) =15n(H3PO4)0

9.91

2 3

12

10

8

1

pH

τ

Thymolphthalein

12.32

7.21

weißes Papier unterlegen

S

E

A➁ ➂➀

➀ weitere 20 mL Probe ab- und auffullen; ➁ Burette mit NaOH-Maßlosung fullen,Startwert aufschreiben, 2 Tropfen Thymolphthalein in den Erlenmeyerkolben geben;➂bis zum Umschlagspunkt (schwach Blau) titrieren unterdessen Probe schwenken,Endwert aufschreiben.



Durchfuhrung

Auswertung

H3PO4(aq) + NaOH(aq) âÝÝÝÝpH–– 4.52ÝÝÝÝÝá H2PO4

–(aq) + Na+(aq) + H2O(l)

§ Gegeben:

cpNaOHq “0.1 mol{L

MpNaOHq “40.00 g{mol

MpH3PO4q “98.00 g{mol

§ Gemessen:"

V pNaOHq1 “ 6.0 mLV pNaOHq2 “ 5.9 mL

*

ñ V pNaOHqH “5.95 mL

§ Gesucht:

mpH3PO4qgesamt “? mg



Durchfuhrung

§ Am Umschlagspunkt gilt:

npH3PO4q “ npNaOHq

§ mit n “ c ¨ V kann die Stoffmenge der verbrauchtenNaOH-Maßlosung berechnet werden:

npNaOHq “ cpNaOHq ¨ VpNaOHqH

npNaOHq “ npH3PO4q

“ 0.1 mol{L ¨ 5.95 ¨ 10´3L “ 0.595 ¨ 10´3mol

“ 0.595mmol

§ mit m “ M ¨ n kann somit die gesuchte Masse mpH3PO4qbestimmt werden:

mpH3PO4q “ MpH3PO4q ¨ npH3PO4q

“ 98.00 g{mol ¨ 0.595 ¨ 10´3mol

“ 0.05831 g “ 58.31 mg.

§ ACHTUNG diese Masse muss noch ¨5 genommen werden, daja jeweils nur 1{5 der Probelosung titriert wurde!

mpH3PO4qgesamt “ 5 ¨ mpH3PO4q “ 291.55 mg .


Sonstiges

Gliederung




Sonstiges

Literatur


Sonstiges

§ Ausgabebereich mpH3PO4q: 250 – 500 mgë berechnet V pNaOHqmin und V pNaOHqmax.

§ vor dem Einsatz, Burette testen (Dichtigkeit, Durchlassigkeit).

§ Glasgerate (Messgenauigkeit: Becherglas ď Erlenmeyerkolben !Messzylinder ! Messpipette ă Messkolben ! Vollpipette ď Burette);Luftblasen vermeiden.

§ Hahne nur sehr sparsam fetten, um ein Zusetzen der Bohrungen zuvermeiden.

§ nur vier Versuche!§ bis zum Erreichen von V pNaOHqmin schnell zugeben, ab V pNaOHqmin

langsam zugeben.§ ggf. muss noch ein Titer t in die Auswertung einbezogen werden

(t ¨ V pNaOHqH).

TiterDer Titer t ist ein Korrekturfaktor, der die Abweichung der tatsachlichenKonzentration cpXqist von der gewunschten Konzentration cpXqsoll einerMaßlosung angibt:

t “cpXqistcpXqsoll


Literatur

Gliederung




Sonstiges

Literatur


Literatur

Literatur

§ PraktikumsskriptHomepage

§ Schweda, Eberhard, Gerhart Jander, Ewald Blasius.Jander/Blasius Anorganische Chemie. 16., vollig neu bearb.Aufl. Stuttgart: Hirzel, 2012.

§ Jander, Gerhart, Karl Friedrich Jahr. Massanalyse: TheorieUnd Praxis Der Klassischen Und ElektrochemischenTitrierverfahren. 8., durchges. und erg. Aufl. Berlin: deGruyter, 1959.

§ Kuster-Thiel, Rechentafeln fur die Chemische Analytik, Walterde Gruyter. Berlin New York, 1982

§ AC Lehrbucherz.B. Riedel, HoWi

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