Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14 · Universität zu Köln Seminar zum...

Universität zu Köln

Seminar zumQuantitativen Anorganischen Praktikum

WS 2013/14

Teil des Moduls MN-C-AlC

S. Sahler, M. Wolberg


Termine

• Mittwoch, 08.01.2014, 12-13 Uhr, Kurt-Alder-HS

• Montag, 13.01.2014, 8-10 Uhr, HS III

• Montag, 20.01.2014, 8-10 Uhr, HS III

• Montag, 18.01.2014, 8-10 Uhr, HS III

• Montag, 03.02.2014, 8-10 Uhr, HS III

Beginn: 8:15 Uhr

Für dieses Seminar besteht Anwesenheitspflicht!


InhaltMittwoch, 08.01.2014,

• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse• Glasgeräte und Zusatzausrüstung• Herstellung von (Maß)lösungen

Montag, 13.01.2014, 8-10 Uhr, HS III• Gravimetrie: A5/A6/A7

Montag, 20.01.2014, 8-10 Uhr, HS III• Titrimetrie I: A10,A2

Montag, 27.01.2014, 8-10 Uhr, HS III• Titrimetrie II: A3/A11/A12/A13

Montag, 03.02.2014, 8-10 Uhr, HS III• Physikalische Methoden


Literatur & Vorbereitung

Jander -Jahr: „Maßanalyse“Walter de Gruyter-Verlag, 17. Aufl., 2009, 26,95 €

Jander/Blasius: „Anorganische Chemie II – Quantitative Analyse & Präparate“16. Auflage, Hirzel-Verlag 2011; 33,50 €

Lux-Fichtner: „Quantitative Anorganische Analyse -Leitfaden zum Praktikum“, Springer-Verlag, 9. Aufl. 1992

Küster-Thiel: „Rechentafeln für die chemische Analytik“Walter de Gruyter-Verlag, 107. Aufl., 2011, 34,95 €


Einsatzgebiete Analytischer Methoden

Qualitative AnalyseWelche chemischen Verbindungen oder

Elemente sind in derProbe vorhanden (z.B. Trennungsgang).

Quantitative AnalyseWieviel einer chemischen Verbindung oder

eines Elements ist inder Probe vorhanden.


Quantitative AnalyseQuantitative chemische Analyse

Wie viel von einem gesuchten Stoff enthält die Substanzprobe?

Klassische chemische MethodenMessgröße: Masse oder Volumen*Gravimetrie*Titrimetrie

Physikalische MethodenMessung konzentrationsabhängiger

physikalischer Eigenschaften (z.B. Extinktion)*Optische / elektrische Methoden


GravimetriePrinzip: Bestimmung der Masse eines Reaktionsproduktes

Fällungsreaktion• Bildung einer schwerlöslichen Verbindung


Titrimetrie (Volumetrie)Prinzip: Messung des Volumenverbrauchs einer Reagenslösung („Maßlösung“)

bei einer Titration bis zum Äquivalenzpunkt

Säure-Base-Titrationen (A2 H3PO4)Redox-Titrationen (A13 Iodometrie)Komplexbildungs-Titrationen (A11 Zn EDTA)Fällungs-Titrationen

Maßlösung (Reagenslösung bekannter Konzentration)• Zugabe von Maßlösung zur Analysenlösung bis zur vollständigen

chemischen Umsetzung (äquivalente Stoffmenge)• Äquivalenzpunkt: (stöchiometrischer) Endpunkt einer Titration


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


Stoffmengenkonzentration c SI-Einheit [mol · m-3]

Die Stoffmengenkonzentration (Molarität) c(X) (oder einfacher Konzentration) ist die Stoffmenge n(X), die in einem Volumen V vorhanden ist

Größen und Einheiten

V)X(n

=)X(c

!!Wichtig!! Die SI-Einheit ist [mol · m-3], die übliche Einheit [mol · L-1]

Bsp.: Konzentration flüssiger (und fester) Lösungen:

c(HCl) = 0,1 mol · L-1

In einem Liter einer wässrigen HCl-Lösung sind 0,1 mol gasförmiges HCl gelöst.


Molalität b SI-Einheit [mol · kg-1]

Die Molalität b ist der Quotient aus der Stoffmenge n(X) und der Masse m des Lösungsmittels.


m)X(n

=)X(b

Vorteil: Die Molalität ist unabhängig von thermisch bedingten Volumenänderungen!

Bsp.: Konzentration von Lösungen:

b(NaOH) = 0,1 mol · kg-1

In der NaOH-Lösung sind 0,1 mol NaOH in 1 kg Wasser gelöst.

1,004 kg


Äquivalente

Ein Äquivalent ist der Bruchteil 1/z* eines Teilchens oder Moleküls X.


Bsp.: NeutralisationsreaktionenBei Neutralisationsreaktionen liefert oder bindet es ein Proton (Neutralisationsäquivalent)1/2 H2SO4, 1/3 H3PO4, 1 HCl, 1/2 Na2CO3

Bsp.: RedoxreaktionenBei Redoxreaktionen nimmt es ein Elektron auf oder gibt eines ab (Redoxäquivalent)1/5 KMnO4, 1/6 K2Cr2O7, 1/2 H2O2

Äquivalentkonzentration (Normalität): ( )Xc•*z=X*z

1c

0,1 N (H2SO4) = 0,05 M (H2SO4); 0,1 N (NaOH) = 0,1 M (NaOH)


Massenanteil w

Der Massenanteil w(X) eines Stoffes X in einer Substanzportion ist die Masse m(X) des Stoffes bezogen auf die Gesamtmasse


‡”m)X(m

=)X(w

Bsp.: Massenanteile von Lösungen:

w(H2SO4) = 9 %

Eine verdünnte Schwefelsäure hat den Massenanteil w(H2SO4) = 9 %. 100 g der verdünnten Schwefelsäure enthalten 9 g H2SO4 und 91 g H2O.


Ansetzen von LösungenQuantitative Zusammensetzung von Lösungen• Massenbezogene Gehaltsangaben• Volumenbezogene Gehaltsangaben

Massenkonzentration ßi = mi/V [g/L]

Stoffmengenkonzentration ci = ni/V [mol/L]

Volumenkonzentration σi = Vi/V (Verhältnis)


Ansetzen von LösungenAnsetzen 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


Mischungsrechnen

Sind zwei Lösungen eines Stoffes zu mischen, kann das Mischungsverhältnis wie folgt berechnet werden:

w1

w2

m1

wM

m2

w1: Gehalt der Lösung 1; w in % (Gew.-%)w2: Gehalt der Lösung 2; w in % (Gew.-%)

Soll mit reinem Lösungsmittel verdünnt werden so wird w1 bzw. w2 gleich null

wM: Gehalt der Mischung; wM in % (Gew.-%)m1: Massenanteile der Lösung 1 (Differenzbetrag wM und w2)m2: Massenanteile der Lösung 2 (Differenzbetrag wM und w1)mM: Massenteile der Mischung (Summe m1 + m2)

Um eine Lösung mit dem Gehalt wM zu erhalten, sind m1 Massenteile mit dem Gehalt w1und m2 Massenteile mit dem Gehalt w2 zu mischen.

mM

Mischungskreuz


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.

MischungskreuzBsp.: 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


Bsp.: Es sollen 300 g einer H2SO4-Lösung mit w1 = 70 %, 500 g mit w2 = 20 % und 100 g mit w3 = 30 % gemischt werden

m1 = 300 gw1 = 70 %m2 = 500 gw2 = 20 %m3 = 100 gw3 = 30 %

Allgemeine Mischungsgleichung

m1 · w1 + m2 · w2 + m3 · w3 … = (m1 + m2 + m3 …) · wM

m1, 2, 3 … : Masse der Lösungen 1, 2, 3 ... mit den Massenanteilen (Gew.-%) w1, 2, 3 …(übliche Einheit g oder kg)

w1, 2, 3 … : Massenanteile (Gew.-%) des Stoffes in den Lösungen 1, 2, 3 … in %wM : Massenanteil (Gew.-%) des Stoffes in der Mischung in %

%8,37=100+500+300

30x100+20x500+70 x 300=)SOH(w 42M

Allgemeine Mischungsgleichung


Herstellung von MaßlösungenZwei 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


Herstellung von MaßlösungenUrtitersubstanzen

Eine Substanz ist eine Urtitersubstanz, wenn sie• Stöchiometrisch rein ist• Sich genau abwiegen lässt (keine Reaktion mit Bestandteilen der Luft, wie O2, CO2, H2O)• Beim Lösen nicht mit Verunreinigungen des Wassers reagiert• Eine aus ihr frisch zubereitete Maßlösung unbegrenzt haltbar ist

Beispiele sind:Na2CO3, NaHCO3, Na2C2O4, NaCl, KBrO3, KIO3, K2Cr2O7, …

Keine Urtitersubstanzen sind:Alle Laugen (schwankender Carbonat-Gehalt) und Säuren (unbekannter Wassergehalt)Sowie KMnO4 und Na2S2O3 (zersetzen sich in ihren Lösungen).

Zusatzausrüstung und Glasgeräte


ChemikalienNur die für das Quantitative Praktikum ausgewiesenen Chemikalien verwenden;

gilt auch für Säuren und Basen (alle Versuche).

Das Wasser für die Maßlösungen abkochen!

Geeichte Messgeräte• Geeicht für H2O bei 20°C

• Niemals in den Trockenschrank oder direkt erhitzen!

• Nur im sauberen, entfettetem Zustand genau.

• Messkolben nicht mit Spritzflasche, sondern mit Pipette befüllen

• Entnahme einer Probelösung mithilfe einer Vollpipette


Pipetten

Peleusball

Messkolben

Bürette

Messzylinder



Befüllen und Volumenbestimmung bei Büretten und Pipetten

Ablesen des Meniskus

Peleusball

Schellbachstreifen

• Bürette langsam und blasenfrei befüllen• Büretten/Pipetten müssen trocken sein!• Reinigung: Erst Wasser, dann Aceton od. direkt mit Maßlösung durchspülen

• Hahn ausreichend fetten, nicht jedoch den DurchlaufAuch am Hahn haftende Tropfen zählen!

Bürette


Zusatzausrüstung / Glasgeräte

Wittscher Topfmit Filtriervorstoß und Glasfiltertiegel

•Saubere Tiegel nur mit Tiegelzange anfassen•Glasfiltertiegel nur in den Trockenschrank, nicht in den Muffelofen.

Glasfiltertiegel 1D4


Glasfiltertiegel

Erläuterung zur Bezeichnung von Glasfiltertiegeln

Erste Zahl: Größe1 = 30 mL2 = 50 mL10 = 15 mL

Buchstabe: MaterialG = GeräteglasD = DuranglasN = NormalglasB = Quarzglas

Zweite Zahl: Porendurchmesser00 200 - 500 µm0 150 - 200 µm1 90 -150 µm2 40 - 90 µm3 15 - 40 µm4 3 - 15 µm5 < 1-3 µm

Ausrüstung: 1D4, Verwendung mit Wittschem Topf



Exsikkator(Füllung mit CaCl2 als Trocknungsmittel)

!Achtung! Implosionsgefahr bei evakuierten Gefäßen

Die Waagen- Laborwaagen - Analysenwaagen im Wägeraum


Zusatzausrüstung/Glasgeräte

P. Kliesen

Analysenwaagen sind sehr genau (± 0,1 mg) aber auch sehr empfindlich!

• Sauberkeit

• Scheibe schließen

• Tiegel müssen kalt und in Ruhe sein

Die Auswaage heißer Tiegel erfolgt nach dem vollständigen Abkühlen im Exsikkator auf der Analysenwaage immer die gleiche Waage verwenden.Grund: H2O am Tiegel (Kondenswasser) bzw. Auftrieb durch heiße Luft

Heute:

Glasfiltertiegel Al-Gravi

0,1 N Natronlauge0,1 N Na2S2O3-Maßlösung

A6 Glasfiltertiegel Al-Gravi (2er Gruppen)• Reinigen mit HCl• Mit Bleistift/Edding beschriften

mind. 2h bei ca. 120°C trocknenAbkühlen im Exsikkator (1/2h)Wiegen bis zur Gewichtskonstanz ggf. am Freitag weiter wiegen


Bestimmung des Titers („Einstellen der Lösung“)

• Titration mit ausstehender H2SO4-Maßlösung

•Verwendung von Methylrot als Säure-Base-Indikator (Farbumschlag: rot-gelb)

•Berechnung des Titers t

t (NaOH) = cist(NaOH)/csoll(NaOH)

t(NaOH) ▪ c(NaOH) ▪ V(NaOH) = t(H�SO�) ▪ c(H�SO�) ▪ V(H�SO�) bei gleicher Normalität!!*

*Zur Erinnerung: 0,1 N (H2SO4) = 0,05 M (H2SO4); 0,1 N (NaOH) = 0,1 M (NaOH)

Praktikum: Aufgabe 1 NaOHAnsetzen der 0,1 N NaOH-Maßlösung

0,1N(NaOH)=0,1M(NaOH)

• keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren

• Abspülen der NaOH-Plätzchen mit dest. Wasser

(Entfernen der Carbonatschicht)

• Abwiegen auf der Laborwaage

n = c · V

m = n · M


Praktikum: Aufgabe 9 (II)Ansetzen der 0,1 N (bzw. 0,1 M) Na2S2O3-Maßlösung

• Thiosulfatlösungen zersetzen sich durch CO�und Luftsauerstoff • durch Zugabe von wenig Na2CO3 steigt die Haltbarkeit• dennoch: erst nach etwa 1-2 Wochen titerbeständig.• keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren

IO3- + 5 I- + 6 H+ 3 I2 + 3 H2O 6 S2O3

2- + 3 I2 3 S4O62- + 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


InhaltMittwoch, 08.01.2014,

• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse• Maßlösungen

Montag, 13.01.2014, 8-10 Uhr, HS III• Gravimetrie: A5/A6/A7

Montag, 20.01.2014, 8-10 Uhr, HS III• Titrimetrie I: A10,A2

Montag, 27.01.2014, 8-10 Uhr, HS III• Titrimetrie II: A3/A11/A12/A13

Montag, 03.02.2014, 8-10 Uhr, HS III• Physikalische Methoden


Viel Spaß im Praktikum !

Fragen !?


Praktikum: Aufgabe 8 (II) EDTAAnsetzen 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

=tsoll

ist

Ethylendiamintetraacetat

4 H+

4 -


Praktikum: Aufgabe 8 (I) AgNO3Ansetzen der 0,1 N Silbernitrat-Maßlösung

• Urtitersubstanz

Bestimmung des Titers t:

)Auswaage(m)Auswaage(m

=tsoll

ist

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 Silbernitrat-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 werden.


Praktikum: Aufgabe 9 (I) KMnO4Ansetzen 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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