Jobstvogt-Esser, Nils 24.11.04

Jobstvogt-Esser, Nils
Schwarz, Oliver
Versuch 13
24.11.04
Gruppe 1
Titrimetrische Bestimmung 3er Säureproben mit 0,1 molarer Natronlauge
Es sollen jeweils eine Salzsäure-, Essigsäure- und Phosphorsäureprobe titrimetrische mit 0,1
molarer Natronlauge bestimmt werden. Anhand der Titrationskurven sind die Säureproben
voneinander zu unterscheiden. Zur Verfügung steht ein pH-Meter und Methylorange als Indikator
für die Titration.
Die Säureproben lassen dadurch unterscheiden, dass die Essigsäure als schwache Säure einen
stärkeren Anfangsanstieg in der Titrationskurve aufweist, da sie zuerst schwach dissoziiert
vorliegt und mit Zugabe an Natronlauge weiter dissoziiert und dass der Äquivalenzpunkt der
Titration im alkalischen liegt. Dadurch kann man die Essigsäure von den anderen beiden Proben
unterscheiden.
CH3COOH + OH-  CH3COO- + H2O
Die Phosphorsäure kann man dadruch erkennen, dass die Phosphorsäure eine dreiprotonige Säure
ist, d. h. man erhält theoretisch 3 Äquivalenzpunkte für die 3 abspaltbaren Protonen, wobei man
mit 0,1 molarer Natronlauge als Maßlösung nur 2 Äquivalenzpunkt sehen kann, da das 3. Proton
erst um pH 14 abgespalten wird und man mit 0,1 molarer Natronlauge maximal nur einen pHWert von 13 erreichen kann. Das 1. Proton wird im sauren- und das 2. Proton wird im alkalischen
pH-Bereich abgespalten.
H3PO4 + OH-  H2PO4- + H2O
H2PO4- + OH-  HPO4- + H2O
Salzsäure ist eine einprotonige starke Säure und hat ihren Äquivalenzpunkt im neutralen pHBereich. Von den 3 Säuren hat die Salzsäure den langsamsten pH-Anstieg am Anfang.
H+ + CL- + OH-  Cl- + H2O
Zu der Ermittlung des Äquivalenzpunktes sei gesagt, dass der Äquivalenzpunkt der Punkt der
Titrationskurve ist, wo die Kurve die größte Steigung hat. Um den Äquivalenzpunkt genauer auf
einen Punkt festlegen zu können, schaut man sich die den pH-Sprung vor und nach dem größten
Sprung an. Man entscheidet sich für den Punkt der näher an dem größeren der beiden Sprünge
liegt.
Säure
Äquivalenzpunkt in pH
Essigsäure
8,8
Salzsäure
8,45
Phosphorsäure
5,00
9,55
Verbrauch NaOH in L
0,0109
0,0126
0,01255
0,0259
Die Gehalte an Säure lassen sich wie folgt bestimmen
m(x) = V * t * ceq * Meq * Faliq
m(x) ist die Masse der zu bestimmenden Säure in g
Molare Masse in g
60,05
36,46
98,00
V ist der Verbrauch an Natronlauge in L
ceq ist die Äquivalentkonzentration der Natronlauge in mol/L
Meq ist die äquivalente molare Masse an Säure in g/mol
Faliq ist der aliquote Faktor den man berücksichtigen muss, da man nur einen Teil der
Probelösung verwendet hat
t ist der Titer der Lösung (Korrekturfaktor für die Maßlösung)
Probe A (Essigsäure)
m(x) = 0,0109 L * 1,02 * 0,1 mol/L * 60,05 g/mol * 5 = 0,3338g / 100mL
Probe B (Salzsäure)
m(x) = 0,0126 L * 1,02 * 0,1 mol/L * 36,46 g/mol * 5 = 0,2343g / 100mL
Probe C (Phosphorsäure)
1.
m(x) = 0,01255 L * 1,02 * 0,1 mol/L * 98,00 g/mol * 5 = 0,6272g / 100mL
2.
m(x) = 0,0259 L * 1,02 * 0,1 mol/L * 98,00 / 2 g/mol * 5 = 0,6472g / 100mL
Mittelwert = (0,6272g + 0,6472g) / 2 = 0,6372g / 100mL
Die Dissoziationskonstanten der Säuren lassen sich ebenfalls über den Äquivalenzpunkt
berechnen. Salzsäure ist eine starke Säure und dissoziiert vollständig, aber Essigsäure ist eine
schwache- und Phosphorsäure eine mittelstarke Säure. Der pKs-Wert von schwächeren Säuren ist
gleich dem pH-Wert der Säuren bei der Hälfte der zugegebenen Äquivalenzmenge an
Maßlösung, d. h. der Verbrauch bis zum Äquivalenzpunkt ist zu halbieren und der dort
vorliegende pH-Wert ist gleich dem pKs-Wert der Säure. Bei der Phosphorsäure ist zu beachten,
dass man bei dem 2. Äquivalenzpunkt den Verbrauch angefangen beim 1. Äquivalenzpunkt bis
zum 2. Äquivalenzpunkt nur berücksichtigt.
pKs = pH (von ½ Verbrauch Äquivalenzmenge NaOH)
Für die Essigsäure ergibt das den pKs-Wert 5,1 (theor. 4,75)
Für die Phosphorsäure ergibt das für die 1. Protolysestufe den pKs-Wert 3,2 (theor. 2,1)und für
die 2. Protolysestufe den pKs-Wert 7,4 (theor. 7,2)
pKs = -lg Ks
Ks = 10x(-pKs)
daraus folgt
Ks (Essigsäure) = 10x(-5,1) = 7,94 * 10-6
(theor. 1,76 * 10-5)
Ks1 (Phosphorsäure) = 10x(-3,2) = 6,31 * 10-4
(theor. 7,52 * 10-3)
Ks2 (Phosphorsäure) = 10x(-7,4) = 4 * 10-8
(theor. 6,23 * 10-8)
Die Abweichungen von den Literaturwerten ist wahrscheinlich darauf zurückzuführen, dass
Angleichungszeiten der einezelnen pH-Werte nicht genau eingehalten wurden, oder die
Temperatur bei der titriert wurde oder die Zugabe an Wasser als Lösemittel, welches zur Probe
gegeben wurde, damit die pH-Elektrode vollständig in die Probe eintauchen kann.
Wahrscheinlich übt das Wasser den größten Einfluss auf den pH-Wert aus und darüber ist auch
zu erklären, warum die Abweichungen im sauren Bereich größer sind als im alkalischen, da das
verwendete Dest. Wasser leicht alkalisch war.
Nicht bei allen 3 Titrationen hätte Methylorange als Indikator ausgereicht, da der Indikator einen
Umschlagsbereich von pH 3,1 – 4,5 hat und nicht alle Äquivalenzpunkte der Titrationen in
diesem Bereich liegen.