seminar zum quantitativen anorganischen praktikum ws 2012/13 · bromatometrie manganometrie...
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Universität zu Köln
Seminar zum
Quantitativen Anorganischen Praktikum
WS 2012/13
Teil des Moduls MN-C-AlC
Dipl.-Chem. Eva Rüttgers
Dipl.-Chem. Corinna Hegemann
Universität zu Köln
Inhalt Freitag, 11.01.2013, 8-10 Uhr, HS II
• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse
• Zusatzausrüstung / Glasgeräte
• Gravimetrie: A5/A6
Montag, 14.01.2013, 8-10 Uhr, HS III
• Volumetrie: A10
• A2 (pH-Meter)
Freitag, 18.01.2013, 8-10 Uhr, HS II
• Physikalische Methoden: A7 (Photometer)/A4
(Elektrolyse/Elektrogravimetrie)
Montag, 21.01.2013, 8-10 Uhr, HS III
• A3 (Kationentauscher)
• Volumetrie: A11/A12/A13
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Einsatzgebiete Analytischer Methoden
Quantitative Analyse
Wieviel einer chemischen Verbindung
oder eines Elements ist in
der Probe vorhanden.
Umweltanalytik
Prozesskontrolle/
Prozessregelung
Pharmakologische/
toxikologische/
forensische Analytik
Lebensmittelanalytik
Forschung
Klassische chemische Methoden
• Massenbestimmung
• Gravimetrie
• Volumenbestimmung
• Titrimetrie (Volumetrie)
Physikalische Methoden
• Messung konzentrationsabhängiger
physikalischer Eigenschaften
• Optische / elektrische Methoden
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Ionenaustauscher allgemein
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Ionenaustauscher Bestimmung nach Ionenaustausch
• Kationen werden mit Hilfe eines Kationenaustauschers
gegen H3O+-Ionen ausgetauscht, welche anschließend
mit NaOH titriert werden.
• Anionen werden mit Hilfe eines Anionenaustauschers
gegen OH--Ionen ausgetauscht, welche anschließend mit
H2SO4 titriert werden.
R(SO3-)n(H+)n + nM+ R(SO3
-)n(M+)n + nH+
R(NR‘3+)n(OH-)n + nA- R(NR‘3
+)n(A-)n + nOH-
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Ionenaustauscher Beispiel eines Kationenaustauschers (H+-Form)
• Polymeres Harzgerüst
• Endständige anionische Gruppen
• Kationen ionogen gebunden
sonst kein Austausch möglich
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Ionenaustauscher Beispiel eines Anionenaustauschers (Cl--Form)
• Polymeres Harzgerüst
• Endständige kationische Gruppen
• Anionen ionogen gebunden
sonst kein Austausch möglich
CH3
CH3
ClCl
ClCl
CH2
N+
CH3
CH2
N+
CH3
CH3
CH3
CH2
N+
CH3
CH3
CH3
CH2
N+
CH3
CH3
CH3
CH
CH
2
CH
2
CH
CH
2
CH
CH
2
CH
CH2
C
H2
CH CH CH
2
CH
2
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Praktikum: Aufgabe 3 Natriumbestimmung nach Kationenaustausch
Dreimalige Versuchsdurchführung!
Vor dem Versuch: Regeneration der Säule
• 500 ml 3 M (sh. Skript) Salzsäure innerhalb von 15 bis 30 Minuten durch die
Säule laufen lassen
• VE-Wasser durchlaufen lassen bis pH-Wert des zugegebem VE-Wasser dem
durchgelaufenen entspricht
Versuchsdurchführung
• Aufbringen von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe auf die Säule
• Mit einer Durchlaufgeschwindigkeit von 5-10 ml/min durchlaufen lassen und
mit VE-Wasser nachspülen bis pH-Wert des zugegebem VE-Wasser dem
durchgelaufenen entspricht, Flüssigkeitsspiegel immer auf Harzoberfläche
absinken lassen
• Titration mit eigener 0,1 NaOH-Lösung mit Methylrot als Säure-Base-
Indikator (Farbumschlag: rot/gelb)
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Praktikum: Aufgabe 3 Auswertung
a) Verbrauchsmittelwert berechnen
Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft
b) Angabe der gesamten Masse von Zn2+ in der Probe
)()( NaOHnNan
• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch
• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse
4)()( NaMnNamUmrechnungsfaktor
gesamte Analyse!
NaOHNaOHNaOH tVcNan )(
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Titrimetrie (Volumetrie)
Prinzip: Messung des Volumenverbrauchs einer Reagenslösung („Maßlösung“)
bei einer Titration bis zum Äquivalenzpunkt
Säure-Base-Titrationen
• Protonenübertragung von Säure zu Base
Redox-Titrationen
• Elektronenübertragung von Reduktions- zu Oxidations-Mittel
Komplexbildungs-Titrationen
• Bildung löslicher, wenig dissoziierter Komplex-Verbindungen
Maßlösung (Reagenslösung bekannter Konzentration)
• Zugabe von Maßlösung zur Analysenlösung bis zur vollständigen
chemischen Umsetzung (äquivalente Stoffmenge)
• Äquivalenzpunkt: (stöchiometrischer) Endpunkt einer Titration
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Titrimetrie (Volumetrie) Voraussetzungen
• Chemische Reaktion muss schnell, eindeutig und quantitativ ablaufen
• Geeignete Maßlösung mit exakt bestimmter Konzentration
• Deutlich erkennbarer Endpunkt der Titration
Bsp.: Säure-Base-Titration von NaOH-Lösung mit H2SO4-Maßlösung
• Verwendung eines geeigneten Säure-Base-Indikators
• Endpunktserkennung durch Farbumschlag der Lösung
Berechnung des Gehaltes der NaOH-Lösung:
2 NaOH + H2SO4 2 Na+ + SO42- + 2 H2O
n(NaOH) = 2 n(H2SO4) (Äquivalenzpunkt)
m(NaOH) = 2 c(H2SO4) ∙ V(H2SO4) ∙ M(NaOH)
n = c ∙ V
m = n ∙ M
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Volumetrie Ansetzen und Einstellen der Maßlösung
Bsp. 0,1 N NaOH-Maßlösung (Aufgabe 1)
• Abwiegen der NaOH-Plätzchen
• Keine 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(c=)NaOH(t
soll
ist
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Volumetrie (Titrimetrie) Bürette
Maßlösung
(Färbung: Indikator)
zu bestimmende Lösung pH-Verlauf einer Säure-Base-Titration
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Zusatzausrüstung / Glasgeräte
Bürette
Wirkung des
Schellbachstreifens
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Volumetrie
Wichtige allgemeine Hinweise
Büretten
• 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, unbedingt
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!).
• Langsames Titrieren unter stetem Umschwenken.
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Volumetrie Systematischer 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: Übertitrieren
5. Bestimmung des Volumenverbrauchs
6. Berechnung des Ergebnisses
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Volumetrie Vorbereitung und Entnahme der Probe
• Sorgfältiges Auffüllen der Analyse im 100 mL Messkolben
• Entnahme von 25 mL der Probe mit geeichter Vollpipette
• Drei Versuchsdurchführungen möglich
• Achtung: Eine vierte Versuchsdurchführung derselben Analyse
kann nicht unter Verwendung einer 25 mL Vollpipette erfolgen!
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Volumetrie Durchführung der Titration
• Gut: Verwendung eines Erlenmeyerkolbens
(sicheres Umschwenken)
• Alternativ: Benutzung eines Magnetrührers
• Langsame Zugabe der Maßlösung (tropfenweise
im Bereich des Umschlagpunktes)
• Exaktes Ablesen (Schellbachstreifen)
• Notieren des Volumenverbrauchs
• Mehrmalige Versuchsdurchführung
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Volumetrie „Übertitrieren“ der ersten Probe
Bsp. Säure-Base-Titration:
Endpunkt durch Farbumschlag erkennbar
Umschlagsbereiche der Indikatoren berücksichtigen!
„Übertitrieren“ nach 1. Versuchsdurchführung:
Vergleichbarkeit der Ergebnisse
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Volumetrie
Bestimmung des Volumenverbrauchs
• Sollte ein Tropfen der Maßlösung am Büretten-Hahn
verbleiben, ist dieser mit zu berücksichtigen
• Waagerechtes Ablesen des Schellbachstreifens
Schellbachstreifen Berechnung des Ergebnisses
• Am Äquivalenzpunkt liegen äquivalente Stoffmengen vor
• Normalität bzw. Molarität der Lösungen berücksichtigen
• Titer berücksichtigen: t = cist/csoll
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll
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Titrimetrie (Volumetrie)
Direkte Titration:
Probelösung und Maßlösung reagieren direkt
miteinander
- direkte Titration: die Probelösung wird
vorgelegt, mit der Maßlösung wird titriert
- inverse Titration: die Maßlösung wird vorgelegt,
mit der Probelösung wird titriert
Indirekte Titration:
der Analyt wird vor der Titration chemisch umgesetzt
- Rücktitration: der Probe wird ein definiertes
Volumen an Reagenslösung im Überschuß
zugesetzt. Der nicht umgesetzte Teil des Reagens
wird mit einer zweiten Reagenslösung titriert.
- indirekte Titration: Das in der Reaktion mit dem
Analyten entstehende Produkt wird direkt titriert.
- Substitutionstitration: Der Probe wird ein
Reagens zugegeben, das mit dem Analyten in
stöchiometrischer Form reagiert, wobei aus dem
Reagens ein Bestandteil freigesetzt wird, der dann
durch direkte Titration bestimmt wird.
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Komplexbildungs-Titration
Vereinigung zwischen Ionen oder Ionen und Molekülen
zu löslichen, wenig dissoziierten Komplexen
Komplexometrie
Stabilität der Komplexe
Komplexone / Chelatbildner
Komplexbildungskonstanten und ihre pH-Abhängigkeit
Indikatoren
Grundlagen / Überlegungen:
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Praktikum: Aufgabe 11 Komplexometrische (chelatometrische) Bestimmung von Zink
Vor dem Versuch
• Ansetzen einer 0,05 M EDTA-Maßlösung (Aufgabe 8 (II))
• Ansetzen einer NH4Cl / NH3-Pufferlösung pH10
Versuchsdurchführung
• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe
• Komplexbildungstitration der gepufferten Analyse mit EDTA-Maßlösung
Jeweils eine Erio-T-Puffertablette zur Endpunktsindikation hinzugeben
• Dreimalige Versuchsdurchführung
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Praktikum: Aufgabe 8 (II) Ansetzen der 0,05 M EDTA-Maßlösung
• Urtitersubstanz
Achtung: EDTA-Gehalt laut Chemikalienbehälter beachten
meist Na2H2C10H12O8N2 ∙ 2 H2O
Handelsnamen: Komplexon III, Titriplex III, Idranal III
Bestimmung des Titers t:
)Auswaage(m
)Auswaage(m=t
soll
ist
Ethylendiamintetraacetat
4 H+
4 -
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Praktikum: Aufgabe 11 Ansetzen einer Pufferlösung (Ammoniakpuffer: NH4Cl / NH3) pH 10
Pufferlösungen sind Lösungen, die auch bei Zugabe erheblicher Mengen Säure oder Base ihren
pH-Wert nur wenig ändern.
Henderson-Hasselbalch Gleichung )A(c
)HA(clg)HA(pK=pH S
5,4 g ! NH4Cl in 20 ml H2O lösen, 35 ml konz. NH3 (25%ig) zugeben und auf 100 ml verdünnen.
mol1,0g4912,53
g4,5=
)NH(M
)NH(m=)NH(n +
4
+
4+
4 ≈ mol 46 , 0 g 03056 , 17
g 9 , 7
) NH ( M
) NH ( m = ) NH ( n
3
3
3 ≈ ≈
10L/mol6,4
L/mol1lg25,9=
)NH(c
)NH(clg)NH(pK=pH
3
+
4+
4S ≈
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Praktikum: Aufgabe 11 Der Indikator Eriochromschwarz T
H2X- pH < 6
HX2- pH = 7-11
X3- pH > 12
Metall-Indikator-Komplex: weinrote Lösung
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Praktikum: Aufgabe 11 Komplexbildungstitrationen
Hauptreaktion: Zn2+ + EDTA Zn2+-EDTA-Komplex (starker Komplex, farblos)
Indikatorreaktion: Zn2+-Erio-T-Komplex + EDTA Zn2+-EDTA-Komplex + Erio-T
(weinrot) (grünlich)
Prinzip: Der stärkere Ligand (EDTA) verdrängt den schwächeren (Erio-T) aus dem Komplex.
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Praktikum: Aufgabe 11 Auswertung
a) Verbrauchsmittelwert berechnen
Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft
b) Angabe der gesamten Masse von Zn2+ in der Probe
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll
• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch
• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse
4•M•n=mUmrechnungsfaktor
gesamte Analyse!
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Redox-Titration
Zu bestimmende Substanz wird mit einer oxidierenden oder reduzierenden
Maßlösung zur Reaktion gebracht (Redoxreaktion).
Bromatometrie
Manganometrie
Cerimetrie
Iodometrie
Kaliumdichromat-Methode
Häufige Methoden:
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Praktikum: Aufgabe 12 Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann
Vor dem Versuch
• Ansetzen einer 0,1 N KMnO4-Maßlösung (Aufgabe 9 (I))
Aufbewahrung in brauner Flasche
Versuchsdurchführung
• Lösen des erhaltenen Feststoffes in einem 100 ml-Meßkolben
• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe
• Redoxtitration der Analyse mit KMnO4-Maßlösung
Jeweils 2 ml verdünnte Salzsäure und
10 ml Reinhardt-Zimmermann-Lösung (steht aus) zugeben
• Dreimalige Versuchsdurchführung
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Praktikum: Aufgabe 9 (I) Ansetzen der 0,1 N KMnO4-Maßlösung
• 0,1 N KMnO4 = 0,02 M KMnO4 (im Sauren Redoxäqivalent: 1/5 KMnO4)
• Spuren von Staubteilchen und anderen organischen Verunreinigungen führen zur Bildung
von Braunstein (MnO2) Abkochen und Filtrieren über Glasfiltertiegel
• keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren
Reaktion im Sauren: 2 MnO4- + 5 C2O4
2- + 16 H+ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
• Na2C2O4 im Trockenschrank (ca. 220°C) trocknen
• Getrocknetes Na2C2O4 auf Analysenwaage abwiegen
• Probe ansäuern (je 5 ml verd. H2SO4)
• In der Hitze (ca. 80°C) titrieren Endpunkt: Rosafärbung durch MnO4- bleibt kurzzeitig bestehen
Einstellen der Maßlösung durch Titration von Natriumoxalat
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Praktikum: Aufgabe 12 Redoxtitration
Redoxreaktion: 5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+
5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
Am Äquivalenzpunkt gilt: n (Fe2+) = 5 n (MnO4-)
Hinweise
• Die gelöste Probe muss sehr bald titriert werden.
Fe2+-Ionen werden in wässriger Lösung schnell oxidiert.
• Zugabe von Reinhardt-Zimmermann-Lösung verhindert die Oxidation von Chlorid-
Ionen (Ansäuern mit verd. HCl) und erleichtert die Endpunkterkennung.
• Endpunkt: Die Rosafärbung durch überschüssiges MnO4- bleibt kurzzeitig bestehen.
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Praktikum: Aufgabe 12 Auswertung
Redoxreaktion: 5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+
5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
Am Äquivalenzpunkt gilt: n (Fe2+) = 5 n (MnO4-)
• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch
• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse
4•M•n=mUmrechnungsfaktor
gesamte Analyse!
Ø t • V • L / mol 02 , 0 • 5 = ) gesucht ( n Verbrauch
s. Stöchiometrie Äquivalenzpunkt
Normalität (0,1 N)
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Redoxtitration „die Zweite“
Zu bestimmende Substanz wird mit einer oxidierenden oder reduzierenden
Maßlösung zur Reaktion gebracht (Redoxreaktion).
Bromatometrie
Manganometrie
Cerimetrie
Iodometrie
Kaliumdichromat-Methode
Häufige Methoden:
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Praktikum: Aufgabe 13 Iodometrische Bestimmung von Kupfer
Vor dem Versuch
• Ansetzen einer 0,1 N Na2S2O3-Maßlösung (Aufgabe 9 (II))
erst nach 1-2 Wochen titerbeständig
• Ansetzen einer Stärkelösung
Versuchsdurchführung
• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe
• Redoxtitration der Analyse mit Na2S2O3-Maßlösung
Jeweils 1 ml verdünnte Schwefelsäure und 3 g Kaliumiodid zugeben
Zugabe von 2-3 ml Stärkelösung kurz vor dem Endpunkt zu dessen Indikation.
• Dreimalige Versuchsdurchführung
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Praktikum: Aufgabe 9 (II) Ansetzen der 0,1 N (bzw. 0,1 M) Na2S2O3-Maßlösung
• Thiosulfatlösungen können durch Zugabe von wenig Na2CO3 haltbar gemacht werden,
sind jedoch erst nach etwa 1-2 Wochen titerbeständig.
• keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren
IO3- + 5 I- + 6 H+
3 I2 + 3 H2O 6 S2O32- + 3 I2 3 S4O6
2- + 6 I-
• Titerbestimmung erst am Tag der iodometrischen Titration von Kupfer (Aufgabe 13)!
• ca. 250 mg KIO3 (notieren!) auf 100 ml auffüllen und hiervon drei Proben a 25 ml entnehmen
• Die auf ca.100 ml verdünnten Proben mit verd. H2SO4 ansäuern und ca. 3 g KI (Laborwaage)
beifügen
• Zur Endpunktserkennung 2-3 ml Stärkelösung hinzugeben
,,Indirektes” Einstellen der Maßlösung durch Titration von Kaliumiodat-Lösung
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Praktikum: Aufgabe 13 Ansetzen einer Stärkelösung
Ca. 0,5 g lösliche Stärke werden mit wenig kaltem Wasser in einer Reibschale solange
verrieben, bis ein ,,Brei” gleichmäßiger Konsistenz entsteht. Diesen ,,Brei” gibt man zu ca.
100 ml siedendem Wasser und kocht einige Minuten weiter. Nach Abkühlen dekantiert oder
filtriert man die klare Lösung ab.
Iodlösungen aus Iod und Kaliumiodid:
• komplexes Triiodidion I3- (tiefbraun)
• auch bei starker Verdünnung noch gelb gefärbt
Zusatz von Stärkelösung als Indikator (Amylose)
• Iod-Stärke Reaktion (tiefblaue Einschlussverbindung)
• Iodkonzentrationen von 10-5 mol/L erkennbar
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Praktikum: Aufgabe 13 Redoxtitration
Hinweise
• Ein großer Überschuss an KI (ca. 3 g) ist notwendig um eine vollständige Umsetzung zu
CuI und I2 zu gewährleisten.
• Zur Endpunktserkennung 2-3 ml Stärkelösung hinzugeben.
Der Endpunkt ist erreicht, wenn die blaue Färbung des Iod-Stärke-Komplexes
vollständig verschwunden ist.
Achtung: Beim längeren Stehenlassen färbt sich die Lösung infolge einer Oxidation
durch Luftsauerstoff wieder blau.
Redoxreaktionen: 2 Cu2+ + 4 I- 2 CuI + I2 n (Cu2+) = ½ n (I2)
I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O6
2- n (S2O32-) = ½ n (I2)
Am Äquivalenzpunkt gilt: n (Cu2+) = n (S2O32-)
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Praktikum: Aufgabe 13 Auswertung
a) Verbrauchsmittelwert berechnen
Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft
b) Angabe der gesamten Masse von Cu2+ in der Probe
t•V•c=)gesucht(n Verbrauchsoll
• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch
• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse
4•M•n=mUmrechnungsfaktor
gesamte Analyse!
Am ÄP: n (Cu2+) = n (S2O32-)
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Einsatzgebiete Analytischer Methoden
Quantitative Analyse
Wieviel einer chemischen Verbindung
oder eines Elements ist in
der Probe vorhanden.
Umweltanalytik
Prozesskontrolle/
Prozessregelung
Pharmakologische/
toxikologische/
forensische Analytik
Lebensmittelanalytik
Forschung
Klassische chemische Methoden
• Massenbestimmung
• Gravimetrie
• Volumenbestimmung
• Titrimetrie (Volumetrie)
Physikalische Methoden
• Messung konzentrationsabhängiger
physikalischer Eigenschaften
• Optische / elektrische Methoden
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Gravimetrie Systematischer Gang einer gravimetrischen Bestimmung
[0. Tiegel auf Gewichtskonstanz überprüfen (wiederholtes Glühen und
Wiegen)]
1. Vorbereitung und Entnahme der Probe
2. Fällen des zu bestimmenden Bestandteils bzw. Abtrennen von anderen
Bestandteilen
Fällungsform
3. Filtrieren und Auswaschen des Niederschlags
4. Trocknen bzw. Überführen des Niederschlags in eine Wägeform
5. Auswaage der Wägeform
6. Berechnung des Ergebnisses
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Volumetrie Systematischer 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: Übertitrieren
5. Bestimmung des Volumenverbrauchs
6. Berechnung des Ergebnisses
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Herstellung von Maßlösungen
Zwei Möglichkeiten für die zu erhaltene Maßlösung:
1.) Die Maßlösung hat exakt die gewünschte Konzentration, wenn die eingewogene
Substanz eine „Urtitersubstanz“ ist.
Die Maßlösung ist nach dem „direkten Verfahren“ angesetzt worden
2.) Die Maßlösung hat ungefähr die gewünschte Konzentration (z. B. bei NaOH), wenn die
eingewogene Substanz keine „Urtitersubstanz“ ist.
c (äq X)tatsächlich = F ∙ c (äq X)gewünscht
Bestimmung des (Korrektur-)Faktors oder „Titers“ F durch eine Titration;
d. h. die Maßlösung wird „eingestellt“.
Die Maßlösung ist nach dem „indirekten Verfahren“ angesetzt worden
Ansetzen von Lösungen /
Größen und Einheiten
Ansetzen wässriger Lösungen von Feststoffen
Feststoff + H2O
Massenanteil Molare Konzentration
300 g (Feststoff) + 700 g (H2O)
= 1000 g (Lösung) 1 L (H2O) + 1 mol (Feststoff)
30%ige Lösung c = 1 mol/L
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w1 = 50 %
w2 = 15 %
wM = 20 %
m = 2000 g
50%
15%
5
20%
30
m1 = 5 g
m2 = 30 g
mM = 35 g
g7,285=35
g2000x5=m'
1
g3,1714=35
g2000x30=m'
2
Es müssen 285,7 g der 50%igen Lösung und 1714,3 g
der 15%igen NaOH-Lösung gemischt werden.
Mischungskreuz Bsp.: Aus einer NaOH-Lösung mit w1 = 50 % und einer Lösung mit w2 = 15 % sollen
mLsg = 2000 g einer Lösung mit wM(NaOH) = 20 % hergestellt werden.
M
Lsgi'
i m
m • m=m
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Zusatzausrüstung / Glasgeräte
Messkolben Messzylinder
Pipetten
Peleusball
Ablesen des Meniskus
Bürette
Wirkung des
Schellbachstreifens
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Zusatzausrüstung / Glasgeräte
Wittscher Topf mit Filtriervorstoß
und Glasfiltertiegel
Exsikkator (Füllung mit CaCl2 als
Trocknungsmittel)
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Viel Spaß im Praktikum !
Fragen !?