Chemie- Praktikum - Stromberg

Chemie- Praktikum
Versuch 12/5
Datum:
Leitfähigkeitstitration; Indikatoren
Protokoll:
Mitarbeiter:
Teil 1: Leitfähigkeitstitration
Grundlagen:
Titriert man z. B. Salzsäure mit Natronlauge, so läuft folgende Reaktion ab:
H3O+
+ Cl-
+
Na+ + OH-

Na+ + Cl- +
2 H2O
Durch die Zugabe der Natronlauge wird also die Zahl der H3O+ -Ionen in der Lösung
verringert, gleichzeitig nimmt die Zahl der Na + -Ionen zu. Im letzten Praktikum haben
wir jedoch festgestellt, dass H3O+-Ionen eine besonders große elektrische Leitfähigkeit
haben. (Erklärung: 'Tarzaneffekt") Bei der Titration der Salzsäure mit Natronlauge
nimmt also zunächst die elektrische Leitfähigkeit ab. Ist die Salzsäure jedoch
neutralisiert (der Äquivalenzpunkt also erreicht), so wird bei weiterer Zugabe von
Natronlauge die Zahl der OH--Ionen ansteigen, die elektrische Leitfähigkeit wird also
größer.
Misst man also mit einem Leitfähigkeitsprüfer während der Titration die Stromstärke,
so wird man feststellen, dass diese im Äquivalenzpunkt minimal ist. Dieses Minimum
kann zum Erkennen des Äquivalenzpunktes verwendet werden.
Aufgaben:
1) Bestimme die Konzentration der ausgegebenen verdünnten Salzsäure durch Titration
mit Natronlauge (c= 1 mol/1).
2) Bestimme die Konzentration des gelösten Ba(OH)2 in einer gesättigten Lösung von
Bariumhydroxid (="Barytwasser"). Es wird mit Schwefelsäure titriert (c=0,5 mol/1).
3) Bestimme den Kalkgehalt von Leitungswasser durch Titration mit Oxalsäure (c =
0,05 mol/1),
Formel:
Geräte: Bechergläser, Rührgerät, Büretten, Leitfähigkeitsprüfer, Netzgerät,
Amperemeter, Stativmaterial, Kabel.
Chemikalien: siehe Versuche
Durchführung: Der Versuchsaufbau erfolgt wie bei Versuch 12/4, es werden wiederum
6 V Wechselspannung verwendet.
Verwendete Mengen:
1) Genau 5 ml der verd. Salzsäure werden abgemessen und mit dest Wasser auf 50 ml
verdünnt. Während der Titration wird die Stromstärke jeweils nach Zugabe von 0,5 ml
Natronlauge abgelesen und registriert.
2) Es werden 20 ml gesättigte Lösung verwendet (Vorsicht, keinen Bodensatz
mitpipettieren!). Welche Beobachtung macht man während der Titration?
3) Es werden genau 200 ml Leitungswasser abgemessen. Hier muss man nach der
Zugabe von Oxalsäure zunächst mit dem Ablesen der Stromstärke einige Sekunden
warten, bis die Lösung gut durchmischt ist (Auch hier kann man während der Titration
einige wichtige Beobachtungen machen!)
Auswertung:
1.) Für jede der drei Aufgaben wird ein Diagramm erstellt, das die gemessene
Stromstärke in Abhängigkeit von der zugegebenen Menge zeigt
2.) Aus den Diagrammen werden die jeweiligen Äquivalenzpunkte abgelesen und damit
die gestellten Aufgaben beantwortet
Anmerkung zur Bestimmung des Kalkgehalts in Leitungswasser:
Vereinfacht kann man annehmen, dass die im Wasser enthaltenen Ca2 + -Ionen aus
gelöstem Calciumoxid stammen.
Welche Reaktion läuft zwischen dem gelösten Calciumoxid und der zugesetzten
Oxalsäure ab? Wieviel mol Oxalsäure reagieren also mit einem mol Ca2 + -Ionen
Zusatzfragen:
1) Erkläre anhand der Reaktionsgleichungen, warum die Stromstärke im
Äquivalenzpunkt bei 2) viel geringer ist als bei 1 ).
2) Gib die Reaktionsgleichung zu 3) an. Welche Gefahr besteht, wenn man in großen
Mengen Nahrungsmittel zu sich nimmt, die sehr viel Oxalsäure enthalten (z. B.
Rhabarber) ?
Anmerkung: Oxalsäure entsteht auch, wenn im menschlichen Organismus
"Diethylenglykol"
(H-O-CH2-CH2-O-H , systematischer Name?) oxidiert wird. Dies ist der Grund für die
Gefährlichkeit des "Glykolweins", der im Sommer 1985 für einen Skandal sorgte.
3) Ein Grad deutscher Härte entspricht 7,1 mg gelöster Ca2+-Ionen pro Liter Wasser, d.
h. c(Ca2+ = 0,179.10-3 mol/l.
Wie viel Grad deutscher Härte hat demnach das Leitungswasser in Vaihingen?
Teil II: Indikatoren
(Die Umschlagsintervalle einiger Indikatoren sind auf S. im Buch angegeben)
Aufgaben:
1) Zeige das Umschlagsintervall des Indikators Thymolblau im sauren Bereich.
2) Titriere mit verschiedenen Indikatoren jeweils 20 mI Salzsäure (c = 0,1 mol/l) bzw.
Essigsäure (c = 0,1 mol/1) bis zum Umschlagspunkt und vergleiche den jeweiligen
Verbrauch an Natronlauge.
3) Bestimme den Gehalt von Zitronensäure in Zitronensaft.
Geräte u. Chemikalien: Sind bei den einzelnen Versuchen angegeben.
Durchführung:
zu 1) Stelle Lösungen mit pH 1, 2, 3 her.
Gehe dabei von Salzsäure mit c = 0,1 mol/1 aus und verdünne gegebenenfalls im
richtigen Verhältnis.
Tropfe zu jeder Lösung den Indikator Thymolblau und registriere die Farbe bei
niedrigem pH im Umschlagspunkt bei höherem plH.
zu 2) Die Lösungen werden auf die übliche Weise titriert. Es sollten auf jeden Fall die
Indikatoren Methylorange, Bromthymolblau und Phenolphthalein untersucht werden.
zu 3) 5 ml frisch gepresster Zitronensaft werden mit Wasser auf 250 ml aufgefüllt.
Eine 50ml-Probe dieser Lösung wird mit Natronlauge (c = 0,1 mol/1) titriert. (Indikator:
Phenolphthalein) Registriere den Verbrauch
Auswertung
1) Gib die Ergebnisse an.
2a) Deute die unterschiedlichen Ergebnisse.
b) Suche aus der Tabelle der Indikatoren je einen aus, der geeignet ist für die Titration
einer
- starken Base mit einer starken Säure
- schwachen Base mit einer starken Säure
- schwachen Säure mit einer starken Base
3) Bei der Titration mit Phenolphthalein als Indikator wird die folgende Reaktion
erfasst:
H3Z + 2 Na+ + OH
HZ2- + 2 Na+ + 2 H2O
Berechne die Konzentration der Zitronensäure im Zitronensaft (in mol/1), den Gehalt in
5 ml Saft in ml und in Gramm.
Zusatzaufgaben:
1) Auf welchem Prinzip beruht ein Universalindikator?
Welche Vorteile bietet er gegenüber einem gewöhnlichen Indikator?
Kann man einen Universalindikator bei einer Titration einsetzen?
2) In der Regel sieht das Auge dann die "Farbe" der HInd - Moleküle, wenn diese in 10facher Überzahl gegenüber den Ind- - Ionen vorliegen. (Entsprechend bei den Ind- Ionen).
Innerhalb welches pH-Intervalls wird also ein Indikator normalerweise umschlagen?
Wie hängt der pH des Umschlagspunkts mit dem pKs - Wert des Indikators Zusammen?