allgemeine Chemie

allgemeine Chemie
Versuchsprotokoll
07.12.2005
Versuch Nr. 5
Teil A:
Quantitative Bestimmung des KClO3-Gehalts in einem KClO3/ NaCl- Gemisch.
Ziel:
Durch die Gewichtsabnahme bei der Erhitzung eines KClO3/ NaCl- Gemischs soll der Anteil
an KClO3 in der ursprünglichen Probe in Gew% bestimmt werden.
Durchführung:
Ein Reagenzglas von auf 0,002g abgewogenem Gewicht wird mit gleicher Genauigkeit mit 12g des KClO3/ NaCl- Gemischs gefüllt. Dann wird das Gemisch bis zur Umwandlung in eine
klare Flüssigkeit erhitzt, noch ca.10min weiter in die Flamme gehalten, bis die stattfindende
Reaktion vollständig abgelaufen ist und kein Gas mehr entweicht und danach wieder
abgekühlt. Das Reagenzglas mit dem Reaktionsprodukt wird auf 0,002g genau gewogen.
Danach wird erneut erhitzt und wieder abgekühlt und gewogen, bis die
Massekonstanz(maximale Abweichung von 0,01g) erreicht ist. Danach wird der Versuch zur
Kontrolle noch einmal mit einer zweiten Probe durchgeführt.
Beobachtung und Auswertung:
Einwaage:
m Reagenzglas [g]
22,5887
22,5909
Probe1
Probe2
Gesamtmasse [g]
23,7753
23,6233
Masse KClO3/ NaCl [g]
1,1866
1,0324
Durch Erhitzen des farblosen KClO3 / NaCl Pulvers entsteht eine klare Flüssigkeit, aus der
ungefähr drei Minuten lang kleine Blasen farblosen Gases entweichen. Durch das Abkühlen
erstarrt die Flüssigkeit wieder zu einem farblosen Kristallgemisch. Bei dem entstehenden
Gas handelt es sich um Sauerstoff, der bei der Zersetzung von KClO3 frei wird.
Dabei zersetzt sich das Kaliumchlorat bei niedrigeren Temperaturen in einer
Disproportionierungsreaktion zu Kaliumchlorid und Kaliumperchlorat, d.h. Chlor geht aus
einer mittleren Oxidationsstufe in eine Höhere und eine Niedrigere über.
+V -II
+I
+VII -II

4 KClO3 
 KCl  3KClO4
Ab Temperaturen von ca. 550°C zersetzt sich das entstandene Kaliumperchlorat dann in
einer Redoxreaktion ebenfalls zu Kaliumchlorid und Sauerstoff.
+VII –II
+I
±0

2 KClO4 
 2 KCl  4O2 
Noch vorhandenes Kaliumchlorat wird jetzt direkt zu Kaliumchlorid und Sauerstoff
umgesetzt.
+V –II
+I
±0

2 KClO3 
 2 KCl  3O2 
Der gebundene Sauerstoff wird dabei zu molekularen Sauerstoff oxidiert und das gebundene
Chlor zum Chlorid reduziert.
Verwendet man diese Reaktion zur Herstellung von Sauerstoff im Labormaßstab, so wird
Mangandioxid als Katalysator beigefügt, damit die Aktivierungsenergie für die Zersetzung
des Chlorats auf 150-200°C heruntergesetzt wird.
NaCl ist thermisch so stabil, dass es sich bei den eingesetzten Temperaturen nicht zersetzt.
Der nach der Reaktion vorliegende Feststoff ist also ein Gemisch aus Kaliumchlorid und
Natriumchlorid.
Es ergeben sich folgende Messwerte:
Gesamtgewicht [g]
Probe1
23,5429
Probe2
23,4508
m KCl/NaCl [g]
0,9542
0,8599
Die Differenz der Massen des Reagenzglasinhaltes vor und nach der Reaktion entspricht der
Masse des entwichenen Sauerstoffs.
Somit gilt für die Bestimmung der Sauerstoffmassen:
Probe1:
m(O2)=1,1866g-0,9542g=0,2324g
Probe2:
m(O2)=1,0324g-0,8599g=0,1725g
Setzt man folgende Reaktionsgleichung voraus:
+V –II
+I
±0

2 KClO3 
 2 KCl  3O2 
So sieht man, dass die Stoffmenge an eingesetztem Kaliumchlorat 2/3 der Stoffmenge an
erhaltenem Sauerstoff entspricht.
M(O2)=32g/mol
Es gilt:
n
m
0,2324 g
 n(O2 ) 
 7,2625  10 3 mol für Probe1
g
M
32
mol
und
0,1725 g
 5,3906  10 3 mol für Probe2
g
32
mol
2
2
Da n( KClO3 )  n(O2 )  n( KClO3 )   7,2625  10 3 mol  4,8416  10 3 mol für Probe1
3
3
2
und n( KClO3 )   5,3906  10 3 mol  3,5937  10 3 mol für Probe2
3
n(O2 ) 
M(KClO3)=122,55g/mol
Da gilt:
m  n  M  m( KClO3 )  4,8416 10 3 mol 122,55
und m( KClO3 )  3,5937  10 3 mol  122,55
g
 0,5933g für Probe1
mol
g
 0,4404 g für Probe2
mol
Die Formel für die Berechnung des Gewichtsprozents lautet:
Gewichtsprozent= w(x)=
Probe1:
w(KClO3)=
Probe2:
w(KClO3)=
m( x)  100%
m( ges)
0,5933g  100%
 50,00%
1,1866 g
0,4404 g  100%
 42,66%
1,0324 g
Der Gew% Anteil an Chlorid-Ionen im Rückstand lässt sich auf ganz ähnliche Art berechnen:
m( NaCl)  m( Einwaage)  m( KClO3 )  1,1866 g  0,5933g  0,5933g für Probe1
und m( NaCl )  1,0324 g  0,4404 g  0,5920 g für Probe2
M(NaCl)=58,44g/mol
Probe1:
n( NaCl) 
m( NaCl)
g
 0,5933g / 58,44
 0,01052mol
M ( NaCl)
mol
Probe2:
n( NaCl )  0,5920 g / 58,44
g
 0,01013mol
mol
Die Gesamtmenge an Chlorid-Ionen im Rückstand entspricht der Menge an Chlorid-Ionen
aus dem Natriumchlorid+ den Chlorid-Ionen aus dem entstandenen Kaliumchlorid.
Aus den Reaktionsgleichungen lässt sich ersehen:
n(Cl  inNaCl )  n( NaCl )
n(Cl  inKCl )  n( KCl)  n( KClO3 )
Somit ist die Gesamtmenge an Chlorid-Ionen für Probe1:
n(Cl  )  0,01052mol  4,8416  10 3 mol  0,01436mol
und für Probe2:
n(Cl  )  0,01013mol  3,5937  10 3 mol  0,01363mol
M(Cl)=35,45g/mol
Probe1:
 m(Cl  )  0,01436mol  35,45
 w(Cl  ) 
g
 0,5091g
mol
0,5091g  100%
 53,34%
0,9542 g
Probe2:
 m(Cl  )  0,01363mol  35,45
 w(Cl  ) 
g
 0,4833g
mol
0,4833g  100%
 56,21%
0,8599 g
Als mögliche Fehler bei der Durchführung des Versuches kommen Mess- und Ablesefehler
bei Wiegen der Proben, Verunreinigung von Proben und Geräten sowie möglicherweise nicht
vollständiges Ablaufen der Zersetzungsreaktion in Frage. Ein weitrer Grund für die
Abweichung der beiden Messergebnisse könnte eine Inhomogenität der Proben sein, d.h.
die Salze sind nicht gleichmäßig im Entnahmebehältnis verteilt, so dass die entnommenen
Proben unterschiedliche Anteile der verschiedenen Salze enthalten.
Teil B:
Quantitative Bestimmung von Sulfat durch Ionentausch
Ziel:
Der Sulfatgehalt in einem (NH4)2Fe(SO4)2*6H2O/(NH4)2SO4-Gemischs soll nach Austausch
der Kationen gegen H+ Ionen alkalimetrisch bestimmt werden.
1.Überführung des Ionentauschers in die H+-Form:
Durchführung:
Ionentauscher wird mit ca. 100ml 1M Salzsäure durchgespült. Anschließend werden die
verbliebenen Säurereste mit destilliertem Wasser aus dem Ionentauscher gespült bis der pHWert des austretenden Wassers wieder einen pH-Wert größer als fünf angenommen hat.
Deutung:
Bei Ionentauschern handelt es sich um Harze, die an ihrer meist groß gehaltenen
Reaktionsoberfläche funktionelle Gruppen besitzen, durch die sie je nach Aufbau in der Lage
sind entweder Kationen oder Anionen auszutauschen. Das bedeutet, dass er die eigenen
Ionen an einen anderen Stoff abgibt und dafür dessen Ionen aufnimmt. Sie haben dabei
Affinitäten zu bestimmten Ionen, welche sie bevorzugt aufnehmen. Dieser Vorgang ist jedoch
reversibel, so dass nach dem Prinzip von Le Chatelier auch wieder weniger bevorzugte
Ionen aufgenommen werden könne, sobald sie in ausreichend hoher Konzentration
vorliegen. Bei dem von uns benutzten Ionentauscher handelt es sich um einen KationenTauscher, welcher durch sein polymeres, stationäres Anionen-Gerüst Kationen abgeben und
aufnehmen kann. Durch das Spülen des Ionentauschers mit Salzsäure werden eventuell im
Harz angelagerte unerwünschte Kationen durch H+-Teilchen ersetzt. Der Ionentauscher ist
somit wieder in seiner Ursprungsform und kann für den Versuch verwendet werden. Damit
die überschüssige Säure das Ergebnis nicht verfälscht, wird sie mit dem VE-Wasser aus
dem Ionentauscher gespült.
2.Anwendung des Ionentauschers und Säure-Basen-Titration:
Durchführung:
Eine Probe von ca 0,25g Ammonium-Eisen(II)-sulfat/ Ammoniumsufat wird auf 0,001g genau
eingewogen und in einem Becherglas mit VE-Wasser gelöst. Die Lösung wird quantitativ in
den Ionentauscher überführt, welcher so lange mit VE- Wasser gespült wird, bis der pH-Wert
der ablaufenden Lösung mindestens 5 beträgt. Danach wird die eluierte Lösung mit
Phenolphtalein versetzt und dann mit ca.0,1M Natronlauge bis zum Umschlag titriert.
Der gleiche Versuch wird mit zwei weiteren Proben erneut durchgeführt.
Beobachtung und Deutung:
Einwaage:
Probe1
Probe2
Probe3
m Becherglas [g]
98,0831
98,0826
43,3512
m gesamt [g]
98,3336
98,3320
43,6018
m Inhalt [g]
0,2505
0,2494
0,2506
Das Stoffgemisch löst sich in Wasser in seine Ionen:
H 2O
( NH 4 ) 2 Fe( SO4 ) 2  6H 2 O /( NH 4 ) 2 SO4 
 2 NH 4  Fe 2  2SO42 / 2 NH 4  SO42
Die in der Lösung dissoziiert vorliegenden Fe2+ und NH4+ werden beim Fließen durch den
Ionentauscher gegen H+-Ionen ausgetauscht, da der Ionentauscher sie bevorzugt aufnimmt.
Diese reagieren mit einigen Sulfatanionen zur zweiprotonigen Schwefelsäure.
2 H 3O   SO42  H 2 SO4  2 H 2 O
Bei der Titration mit NaOH reagiert jeweils ein Hydroxid-Ion mit einem Hydronium-Ion. Ist die
Menge an Hydronium-Ionen aufgebraucht wirkt stattdessen Phenophtalein (HInd) als Säure.
Es bildet sich Ind-, der den Farbumschlag von klar nach rosa hervorruft. An dem Punkt wo
der Farbumschlag stattfindet, ist das Verhältnis von H3O+ und OH- -Ionen also gleich
(Äquivalenzpunkt). Man kann daher von der eingesetzten Menge NaOH auf die verbrauchte
Menge H2SO4 schließen.
Probe1
Verbrauch NaOH [ml]
28,5
Probe2
Probe3
28,9
29,0
Titer NaOH=1,01
c NaOH  0,1  1,01
c
mol
mol
 0,101
L
L
n
 n  c V
V
Probe 1:
n NaOH  0,101
mol
 0,0285L  2,8785  10 3 mol
L
Da auf zwei Hydronium-Ionen immer ein Sulfat-Ion kommt, ist das Verhältnis der
Stoffmengen 2:1. Daher gilt:
1
2
n NaOH 
1
2
nOH  
1
2
n H O   n SO  1,4393  10 3 mol
3
4
g
mol
m  n  M  m( SO4 )  0,1383g
M SO  96,06
4
Gew% 
m SO
4
m ges
 100% 
0,1383g
 100%  55,19%
0,2505 g
Probe 2:
mol
 0,0289 L  2,9189  10 3 mol
L
1
 2 nOH   1 2 n H O   n SO  1,4595  10 3 mol
n NaOH  0,101
1
2
n NaOH
3
4
g
4
mol
m  n  M  m( SO4 )  0,1402 g
M SO  96,06
Gew% 
m SO
4
m ges
 100% 
0,1402 g
 100%  56,21%
0,2494 g
Probe 3:
mol
 0,0290 L  2,9290  10 3 mol
L
1
 2 nOH   1 2 n H O   n SO  1,4645  10 3 mol
n NaOH  0,101
1
2
n NaOH
3
4
g
4
mol
m  n  M  m( SO4 )  0,1407 g
M SO  96,06
Gew% 
m SO
4
m ges
 100% 
0,1407 g
 100%  56,14%
0,2506 g
Der Gewichtsanteil an Sulfat liegt laut unseren Berechnungen bei etwa 56%. Eventuelle
Abweichungen könnten entstanden sein durch:
o Ungenaues Messen und Wiegen
o Rundungsungenauigkeiten
o
o
Übertitration
Stoffmengenverlust beim Umfüllen
Andere Möglichkeiten zur Durchführung der quantitativen Umwandlungen:
1. KBr in KOH
Klassisch durch Zugabe von AgOH:
KBr + AgOH  AgBr↓ + KOH
Anionentauscher : R-OH + KBr  KOH + R-Br
2. KOH in KBr
Klassisch durch Zugabe von Bromsäure (Neutralisation):
KOH + HBr  KBr + H2O
Anionentauscher : KOH + R-Br  KBr + R-OH
3. NH4NO3 in HNO3
Klassisch mit Schwefelsäure:
NH4NO3 + H2SO4  HNO3 ↑+ NH4HSO4
Kationentauscher: R-H + NH4NO3  R-NH4 + HNO3
4. HNO3 in NH4NO3
Klassisch durch Zugabe von NH4OH:
HNO3 + NH4OH  NH4NO3 + H2O
Kationentauscher : HNO3 + R-NH4  NH4NO3 + R-H
5. (NH3OH)HSO4 in (NH3OH)Cl
Klassisch durch Zugabe von Bariumchlorid:
(NH3OH)HSO4 + BaCl2  BaSO4 + HCl + (NH3OH)Cl
Anionentauscher : HSO4- gegen Cl6. (NH3OH)Cl in (NH3OH)HSO4
Klassisch durch Zugabe von Schwefelsäure:
(NH3OH)Cl+H2SO4  (NH3OH)HSO4 +HCl ↑
Anionenaustauscher : Cl- gegen HSO4-