Dr. Lena Harwardt Technische Universität München ● Fakultät für Chemie TUM Anorganisch-chemisches Grundpraktikum I für Chemiker / Säure-Base-Titration 1 Autoprotolyse von Wasser: Allgemeines Gleichgewichtskonstante K w : pH-Wert: K w 2H 2 O H 3 O + + OH - K w = [H 3 O + ] [OH - ] K w (25 °C) = 1,0 x 10 -14 pH = -lg [H 3 O + ] = -lg [H + ] pOH = -lg [OH - ] pH + pOH = -lg K w = 14,00
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Def.: Ein Puffer ist eine Mischung aus einer Säure und ihrer konjugierten Base.
Eine gepufferte Lösung verändert ihren pH-Wert nicht oder nur geringfügig, wenn Säuren oder Basen zugesetzt werden oder wenn die Lösung verdünnt wird!
Warum? Das Prinzip von Le Châtelier : „Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass es dem äußeren Zwang ausweicht!“
HA + H2O H3O+ + A-
A- + H2O OH- + HA
Puffer
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Gleichgewicht:
Säurekonstante Ks:
Säurekonstante Ks:
Henderson-Hasselbach-Gleichung:
[H3O+] [A-] Ks =
[HA] lg
lgKs = lg [H3O+] [A-]
[HA] = lg[H3O+] + lg
[A-]
[HA]
-pKs -pH
[A-] pH = pKs + log
[HA]
pH-Wert einer Pufferlösung: Die Henderson-Hasselbach-Gleichung
KS HA + H2O H3O+ + A-
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Titrationskurve einer zweiprotonigen Base
KB1
KB2
1. B + H3O+ BH+ + H2O
2. BH+ + H3O+ BH2
2+ + H2O
Titrationskurve kann in 5 Bereiche unterteilt werden: 1. Erster Pufferbereich mit Pufferpunkt B 2. Erster Äquivalenzpunkt C pH(C) = ½ pKB1 + ½ pKB2
3. Zweiter Pufferbereich mit Pufferpunkt D 4. Zweiter Äquivalenzpunkt E 5. Protonenüberschuss
KB1
KB2
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Säure-Base-Indikatoren sind selbst Säuren und Basen, deren verschieden protonierte Spezies unterschiedlich gefärbt sind! Nicht zu viel Indikator zugeben!
Immer den passenden Indikator für den jeweiligen Versuch auswählen!
Indikatoren
Indikator pH des
Umschlags-bereich
pT-Wert Farbe im sauren Bereich
Farbe im alkal.
Bereich
Farbe beim Umschlags-
punkt
Methyl-orange 3,1 – 4,4 4,0 rot orange-
gelb orange
Methyl-rot 4,2 – 6,3 5,8 rot
gelb orange
Bromthymolblau 6,0 – 7,6 7,1 gelb blau grün
Lackmus 5,0 – 8,0 6,8 rot blau blaurot
Phenolphtalein 8,2 – 10,0 8,4 farblos rot schwach rosa
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Reaktionsgleichung: H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
Stoffmengenverhältnis: n(NaOH) / n(H2SO4) = 2 / 1
n(H2SO4) = ½ n(NaOH) = ½ c(NaOH) V(NaOH) m(H2SO4) = ½ c(NaOH) V(NaOH) M(H2SO4)
Berücksichtigung des Faktors nicht vergessen!
Beispiel: Bestimmung von H2SO4
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Vorgehensweise: 25 ml der Analysenlösung werden in ein Becherglas gegeben und auf ca. 100 ml verdünnt. Einige Tropfen Indikator werden zugegeben und dann wird unter Schwenken des Becherglas langsam 0,1 mol/l NaOH zugetropft. Sobald eine bleibende
Farbänderung auftritt ist die Titration beendet. Das zugetropfte Volumen an NaOH wird an der Bürette abgelesen und in die folgende Gleichung eingesetzt.
Berechnung: Verbrauchtes Volumen an NaOH: 17,8 ml m(H2SO4) = ½ c(NaOH) V(NaOH) M(H2SO4) = ½ 0,1 mol/l 0,0178 l 98,078 g/mol = = 0,08729 g = 87,29 mg
Berücksichtigung des Faktors nicht vergessen! 87,29 mg in 25 ml 87,29 mg 2 = 174,58 mg in 50 ml
Beispiel: Bestimmung von H2SO4
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Daniel C. Harris: Lehrbuch der quantitativen Analyse Kapitel 10+11 über Säure-Base-Theorie allgemein Kapitel 12 über Säure-Base-Titration
Udo R. Kunze: Grundlagen der quantitativen Analyse