Versuch 19: Coulometrische Titration
Werbung
Stefanie Mugrauer Christian Schmolke 23.3.00 Versuch 19: Coulometrische Titration Aufgabe Die Aufgabe des Versuchs besteht darin, die Molarität der HCl- und der KI-Lösung zu bestimmen, mit Hilfe der coulometrischen Titration. Dazu wendet man jeweils eine bromometrische-, eine acidimetrische- und eine argentometrische Titration an. Theorie: Da die bei einer Elektrolyse geflossene Ladungsmenge proportional der umgesetzten Stoffmengen ist gilt Q=Fzm/M. Weiterhin gilt für die Ladungsmenge Q=Idt, woraus man dann die Stoffmenge errechnen kann, vorausgesetzt man weiß nach welcher Zeit der zu bestimmende Stoff völlig umgesetzt wurde. Bei unserem Versuch geht es darum, die Stoffmenge mit Hilfe der coulometrischen Titration, die auch galvanostatische Coulometrie genannt wird, zu berechnen. Bei der coulometrischen Titration wird die Stromstärke über die ganze Zeit konstant gehalten, wodurch sich Q sehr leicht berechen lässt. Im Gegensatz dazu steht sie sogenannte potentiostatische Coulometrie, bei der die Spannung konstant gehalten wird. Bei der bromometrischen Titration verwendet man zur Bestimmung des Äquivalenzpunktes eine Indikatorelektrode aus Platin, die I2 zu I- umsetzt. Je nach der vorliegenden Menge an I2 steigt oder sinkt der Stromverbrauch (die Stromstärke) dieser Elektrode. Zu Beginn liegen nur I-- und Br--Ionen vor wodurch kein Iod zu Iodid reduziert werden kann. Mit fort lauf der Reaktion reagiert immer mehr Br- zu Br2 was sofort mit I- zu Br- und I2 reagiert. I2 reagiert wiederum mit Br2 und Br- zu IBr2-. Man erkennt, dass immer mehr Br2 bzw. I2 vorliegt. Erst wenn die Reaktion vollständig abgelaufen ist, wenn alles I- zu IBr2- weiter reagiert ist, liegt wieder ein Minimum an Br2 in der Lösung vor. Das heißt die gemessene Stromstärke besitzt an dieser Stelle ein Minimum. Bei der acidimetrischen Titration wird der Äquivalenzpunkt mit Hilfe einer Glaselektrode durchgeführt. Da sich man nun statt der Anode die Kathode in die Lösung befindet, bildet sich aus H+ H2. Da man eine HCl Lösung vorgibt, wird solange H+ aus der Lösung umgesetzt, bis man den pH Wert des Wassers erreicht hat. Dann ab pH 7 werden die H+ Ionen des Wassers reduziert. Man kann also davon ausgehen, dass der Äquivalenzpunkt bei einem pH von 7 liegt, oder mathematisch berechnet stimmt er mit dem Wendepunkt der erhaltenen Kurve ein. Bei der argentometrischen Titration verwendet man eine Ag-Anode, bei der Ag- zu Ag+-Ionen oxidiert werden, die in Lösung gehen. Diese Ag+ Ionen bilden zuerst mit den Iodid Ionen schwerlösliches AgI, das kolloidal in Lösung geht, wobei es von anderen I- Ionen stabilisiert wird. Wenn die I- Ionen verbraucht sind, ist ein Überschuss von Ag+ Ionen vorhanden, die nun das AgI stabilisieren würden. Um diese Stabilisierung durch Ag+ zu verhindern setzt man der Lösung Ba(NO3)2 zu, da, aufgrund der Größe und der Ladung, das Ba2+ besser an das AgI angelagert wird als das Ag+. Nachdem die I--Ionen verbraucht sind, steigt die Konzentration von Ag+ stark an, was man im Graphen erkennen kann (anhand der 2.Ableitung), da sich das Potential der Ag+-Ionen gegenüber einer Ag-Indikatorelektrode, proportional zum Anstieg der Ag+ Konzentration, verändert. Danach reagiert das Ag+ mit den Cl- Ionen, auf gleiche Weise. das Löslichkeitsprodukt von AgI geringer als das von AgCl ist, fällt zuerst AgI kolloidal aus. RT KL E = E °( Ag | Ag + ) + ln a ( Ag + ) a ( Ag + ) ≈ c( Ag + ) = zF c( Hal − ) 1 Versuchsdurchführung Die zu bestimmende Probelösung wird in einem Messkolben auf 100ml verdünnt. Für die Messungen verwendet man immer 20ml Proben, die mit anderen Lösungen auf 50ml weiter verdünnt, und mit bestimmten Stoffen versetzt werden (siehe Tabelle). Nach dem man alle Geräte angeschlossen und eingeschaltet hat, bereitet man die Lösungen vor, gibt die Elektroden in die Lösung und fügt die Salzbrücke ein, nachdem die beiden Flüssigkeiten auf die gleiche Höhe gebracht wurden. Wenn alles richtig verkabelt wurde, gibt man im Computer die gewünschte Messung ein, und beginnt. Der Computer zeichnet den Reaktionsverlauf auf, und fügt die nötigen Ableitungen automatisch ein. Folgende Messungen werden durchgeführt: Ion I- Messlösung Arbeitselektrode Indikatorelektrode Gegenelektrode Gegenelektrolyt verd HNO3 Pt (Anode) Pt/Pt Pt verd HNO3 + + 2g KBr Br →Br2 I2→I H →H2 H+ H2O Pt (Kathode) Glaselektrode Pt 1n KOH + 2+ 2g KCl (misst pH) H →H2 O →O2 Pt I-,Cl- verd HNO3 Ag-Draht Ag verd HNO3 + + + + 2g Ba(NO3)2 (misst c(Ag )) H →H2 Ag→Ag Auswertung Da die Stromstärke I konstant ist, lässt sich die Ladungsmenge Q durch Q = It berechnen. Da zFm zFm auch Q = gilt, kann man Q substituieren. Daraus folgt It = . M M m 5n Mit n = und V = , da man nur ein Fünftel der Lösung verwendet ergibt sich dann: M c 5 It C Mol V= ; F = 96485 ; z = 1 ; c = 0,01 zFc Mol l Bromometrisch: I=10,58mA t=480s V(I−) = 5 It 5 ⋅ 10,58mA ⋅ 480 s = = 13,16ml ( I − ) zFc 96485 C ⋅ 0,01 Mol Mol l Acidimetrisch: I=10,58mA t=284s V (I − ) = 5It = zFc 5 ⋅ 10,58mA ⋅ 284 s = 15,57 ml ( H + ) C Mol 96485 ⋅ 0,01 Mol l Argentometrisch: I=10,57mA t(I-)=242s t(Cl-)=526s-242s=284s V(I−) = 5 It 5 ⋅ 10,57mA ⋅ 242 s = = 13,25ml ( I − ) C Mol zFc 96485 ⋅ 0,01 Mol l V ( Cl − ) = 5 It 5 ⋅ 10,57 mA ⋅ 284 s = = 15,57 ml ( Cl − ) zFc 96485 C ⋅ 0,01 Mol Mol l 2
