Anorganische Chemie

Anorganische Chemie
LD
Handblätter
Chemie
Die Verbindung Wasser
Eigenschaften von Wasser
C1.3.3.2
Das Ionenprodukt von Wasser
Zeitbedarf: 30 min
Versuchsziele
 Die Leitfähigkeit von reinem Wasser untersuchen.
 Die Autoprotolyse von Wasser nachweisen.
 Das Ionenprodukt von Wasser bestimmen.
 Das Massenwirkungsgesetz anwenden.
 Die Nernst-Gleichung anwenden.
Grundlagen
Reines Wasser sollte keine Leitfähigkeit besitzen (vgl. Versuch
C4.4.1.7). Wenn aber das Wasser sehr genau untersucht wird,
ist festzustellen, dass eine Leitfähigkeit vorliegt, obwohl kaum
gelöste Ionen vorliegen. Dies scheint etwas verwunderlich, da
reines Wasser keine Ladungsträger enthält. Was ist also für
diese Leitfähigkeit verantwortlich?
Der geringe, aber dennoch nachweisbare Leitwert von reinem
Wasser lässt sich mit der Autoprotoylse des Wassers erklären.
Dabei reagieren zwei Wassermoleküle so miteinander, dass
eines ein Proton aufnimmt und das andere wiederum eines abgibt. Ein Wassermolekül agiert in der Gleichgewichtsreaktion
als Akzeptor, das andere hingegen als Donor. Es bildet sich
ein Hydronium- und ein Hydroxidion. Auf diese Autoprotolyse
lässt sich nun das Massenwirkungsgesetz anwenden. Dabei
beschreibt K die sogenannte Gleichgewichtskonstante.
Abb. 2a: Galvanisches Element, um das Ionenprodukt des Wassers
zu bestimmen.
𝑐(𝐻3 𝑂 + ) ⋅ 𝑐(𝑂𝐻 − )
𝐾=
𝑐 2 (𝐻2 𝑂)
Da das Gleichgewicht (GGW) weit zu Gunsten des undissoziierten Wassers liegt, hat K einen sehr kleinen Zahlenwert. Daher kann die Konzentration in reinem Wasser sowie in stark
verdünnten Lösungen als konstant betrachtet werden. Für ein
Liter Wasser gilt
𝑐(𝐻2 𝑂) =
1000 𝑔 ⋅ 𝐿−1
𝑚𝑜𝑙
= 55,5
18 𝑔 ⋅ 𝑚𝑜𝑙 −1
𝐿
Abb. 2b: Herstellung der vereinfachten Wasserstoffelektrode durch
Elektrolyse.
Da also die Wasserkonzentration konstant ist, kann diese in
die GGW-Konstante kombiniert werden.
𝐾 ⋅ 𝑐 2 (𝐻2 𝑂) = 𝐾𝑊
Abb. 1: Versuchsaufbau und Materialien.
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C1.3.3.2
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Für das Ionenprodukt KW gilt nun bei 25 °C
𝐾𝑊 = 𝑐(𝐻3 𝑂
+)
⋅ 𝑐(𝑂𝐻
Versuchsaufbau und -vorbereitung
−)
Versuchsaufbau
In diesem Versuch soll das Ionenprodukt mit einem Galvanischem Element untersucht werden (Abb. 2a). Dafür wird eine
Wasserstoff-Elektrode durch Elektrolyse (Abb. 2b) generiert
und die Potenzialdifferenz gemessen. Diese Potenzialdifferenz
korreliert mit der Konzentration der Säure bzw. Base von Wasser. Mit Hilfe der Nernst-Gleichung
kann diese Korrelation untersucht werden.
Das Demonstrationsgerät und den Tisch zur Elektrochemie in
den Profilrahmen einhängen. Die Auffangschale mittig auf den
Tisch zur Elektrochemie stellen. Die beiden Halbzellblöcke des
Zelltrogs mit den Schrauben fixieren, sodass ein etwa 0,5 cm
breiter Spalt offenbleibt. In diesen Spalt nun zwei übereinandergelegte Papierdiaphragmen legen und die beiden Halbzellen fest mit den Schrauben verschließen. Der Zelltrog sollte
nun dicht sein. In die äußersten Nuten jeweils eine KohleElektrode einsetzen und in die drittäußerste Nute jeweils eine
Platinnetz-Elektrode (vgl. Abb. 1).
Gefährdungsbeurteilung
Versuchsvorbereitung
𝐸 = 𝐸0 +
[H3 𝑂 + ]
[H2 O]
𝑅𝑇
𝑅𝑇
⋅ 𝑙𝑛
= 𝐸0 +
⋅ 𝑙𝑛
[H2 O]
[OH− ]
𝑧𝐹
𝑧𝐹
Mit Umschalter (8) und Drehregler (15) (Abb. 3) wird am Anzeigeteil die Messung von Gleichstrom und -spannung (DC)
eingestellt. Am Netzteil wird mit dem Umschalter (2) ebenfalls
Gleichspannung eingestellt. Das Netzteil wird mit dem Anzeigeteil verbunden (Umschalter (6)).
ACHTUNG: Salzsäure und Natronlauge sind ätzend. Schutzbrille und -kittel tragen. Hautkontakt vermeiden.
Salzsäure, 1 mol/l
Gefahrenhinweise
H290 Kann gegenüber Metallen korrosiv
sein.
Sicherheitshinweise
Signalwort:
Achtung
P234 Nur im Originalbehälter aufbewahren
P390 Verschüttete Mengen aufnehmen, um
Materialschäden zu vermeiden.
Natronlauge, 0,1 mol/l
Gefahrenhinweise
H290 Kann gegenüber Metallen korrosiv
sein.
Sicherheitshinweise
P234 Nur im Originalbehälter aufbewahren
Signalwort:
Achtung
P390 Verschüttete Mengen aufnehmen, um
Materialschäden zu vermeiden.
Abb. 3: Skizze des Demonstrationsgeräts.
Die Kohlenstoff-Elektroden werden mit dem (+)-Ausgang, die
Platinnetz-Elektroden mit dem (-)-Ausgang des Netzteils (5)
verbunden (vgl. Abb. 4a).
Geräte und Chemikalien
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1
1
1
2
2
1
1
2
2
4
1
1
1
1
1
Demonstrationsgerät Elektrochemie, CPS .... 664 4071
Profilrahmen C50, zweizeilig CPS ................. 666 425
Tisch zur Elektrochemie, CPS ....................... 666 472
Elektrochemie Zubehör-Set ........................... 664 401
Kohle-Elektroden ........................................... aus 664 401
Platinnetz-Elektroden..................................... aus 664 401
Zelltrog........................................................... aus 664 401
Auffangschale ................................................ aus 664 401
Papierdiaphragma ......................................... aus 664 401
Abgreifklemmen ............................................. aus 664 401
Experimentierkabel ........................................ aus 664 401
Messzylinder, 100 ml ..................................... 665 754
Becherglas, 150 ml ........................................ 602 023
Wasser, rein, 1l .............................................. 675 3400
Natronlauge, 0,1 mol/l, 500 ml ....................... 673 8410
Salzsäure, 1 mol/l, 500 ml ............................. 674 6900
M
V
A
N
-
+
3V =
Pt/C/HCl||Pt/C/NaOH
Abb. 4a: Schaltung der Elektrolyse.
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C1.3.3.2
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Die Nernst-Gleichung zu dem Versuchsaufbau lautet:
M
V
A
N
-
[H3 O+ ]HCl
RT
⋅ ln
[H3 O+ ]NaOH
zF
E = E0 +
+
Die Konzentration der Hydroniumionen in der Salzsäure-Halbzelle ist mit 1 mol/l bekannt. Die Konzentration der Hydroniumionen in der Natronlauge-Halbzelle kann man dann über die
gemessene Potenzialdifferenz ausrechnen. Fasst man sämtliche Naturkonstanten in der Nernst-Gleichung zusammen und
nimmt für T=20 °C an, dann vereinfacht sich die Gleichung zu
nachfolgender
E = E0 +
Pt/C/HCl||Pt/C/NaOH
Abb. 4b: Schaltung der Konzentrationspotenzialmessung.
Versuchsdurchführung
In einem Messzylinder(100 ml) werden 80 ml Natronlauge abgemessen und in einen Becherglas (150 ml) übergeführt. Der
Messzylinder wird gründlich mit dest. Wasser gespült. Nun
80 ml Salzsäure im Messzylinder abmessen. In eine Halbzelle
werden 80 ml Salzsäure (1 mol/l) gegeben, in die andere Halbzelle 80 ml Natronlauge (0,1 mol/l). Das Demonstrationsgerät
wird eingeschalten und es wird eine Spannung von 3 V 20 Sekunden lang eingestellt. Die Elektrolyse wird beendet indem
die Stecker der Kabel aus den Ausgangsbuchsen des Netzteils
(5) in die Eingangsbuchsen des Voltmeters (12) gesteckt werden (vgl. Abb. 3b).
Mit Umschalter (6) wird die Messung externer Stromquellen
eingestellt. Die Potentialdifferenz beider Halbzellen wird gemessen und notiert.
[H3 O+ ]HCl
0,059
0,059
1
⋅ log
= E0 +
⋅ log
+
+
[H
]
[H
1
1
3 O NaOH
3O ]
Das Standardelektrodenpotenzial E0 ist für das System
H2O/H3O+ = 0. Die Gleichung vereinfacht sich somit weiter.
1
E = 0,059 ⋅ log
= −0,059 ⋅ log[H3 O+ ]NaOH
[H3 O+ ]NaOH
Umstellen nach [H3O+]NaOH liefert die Hydroniumionen-Konzentration in der Natronlauge.
[H3 O+ ] = 10
ΔE
0,059 V
−
= 7,6 ⋅ 10−13 mol/l
Da auch die Konzentration der Hydroxidionen aus NaOH mit
0,1 mol/l bekannt ist, ergibt sich für das Ionenprodukt des Wassers
K W = [H3 O+ ] ⋅ [OH − ] = 7,6 ⋅ 10−14 mol2 /l2
Häufig wird jedoch der negative dekadische Logarithmus des
Ionenprodukts verwendet. Dieser ist die Grundlage aller pHund pOH-Wert-Berechnungen. Für das Ionenprodukt des
Wassers gilt demnach
pK W = pH3 O+ + pOH − = − log(7,6 ⋅ 10−14 ) = 13,12
Beobachtung
Der Literaturwert beträgt (bei 20 °C) 14,17.
Während der Elektrolyse ist an der Kohlenstoffelektrode eine
Braunfärbung zu sehen.
Ergebnis
Auswertung
Nachfolgende Tabelle enthält die experimentell ermittelten
Werte
Messung
Potenzialdifferenz
1
700 mV
2
730 mV
Mittelwert
715 mV
Mit Hilfe der Nernst-Gleichung, kann nun aus den Messwerten
das Ionenprodukt von Wasser bestimmt werden. Dabei wird
die Nernst-Gleichung verwendet, um die Konzentration der
Hydroniumionen in beiden Halbzellen zu bestimmen. Diese
können dann in das Ionenprodukt eingetragen werden.
Auch in einer basischen Lösung liegen Hydroniumionen vor.
Die Konzentration dieser Ionen kann mit Spannungsmessungen und der Nernst-Gleichung bestimmt werden Auf Basis dieser Berechnungen wurde im Versuch das Ionenprodukt von
Wasser zu pKW = 13,12 bestimmt. Der in der Literatur aufgeführte Wert beträgt 14,17. Die Diskrepanz liegt bei 13 %, ist bei
den vorgenommenen Vereinfachungen aber im Rahmen von
Temperaturschwankungen und Messungenauigkeiten.
Mit diesem Ergebnis konnte gezeigt werden, dass Wasser einer Autoprotolyse unterliegt und dadurch auch Leitfähigkeit bei
reinem Wasser vorliegt.
Reinigung und Entsorgung
Sämtliche Lösungen können mit viel Wasser im Ausguss entsorgt werden. Elektroden mit reinem Wasser spülen und trocknen.
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