Versuch 45: Titration von Natronlauge mit Salzsäure Geräte: Stehkolben 50 mL-Vollpipette Peleusball Bürette Stativmaterial Magnetrührer Becherglas Rührschwein Trichter Filterpapier Schutzbrille Chemikalien: Natronlauge (Konzentration unbekannt) Salzsäure-Maßlösung (c = 0, 1 mol/L) Bromthymolblau Gefahrenhinweise: Natronlauge: ätzend R 34; S 26-36/37/39-45 Salzsäure verd. : reizend R 36/37/38 S 2-28 Durchführung: Mit Hilfe einer Vollpipette und eines Peleusballs werden aus einem Stehkolben 50 mL einer Natronlauge unbekannter Konzentration abpipettiert und in ein BG gefüllt. Diese sogenannte Vorlage wird auf einen Magnetrührer gestellt und mit einem Rührschwein versehen; anschließend werden einige Tropfen einer Bromthymolblau-Lösung als pH-Indikator hinzugegeben. Zur besseren Sichtbarkeit des Farbumschlags können wir ein weißes Filterpapier unter das BG legen. Titrationskurve schwefelsäure natronlauge. In eine am Stativ befestigte Bürette mit einem Trichter eine HCl-Maßlösung bis zur obersten Markierung einfüllen. (I. d. R. ist die oberste Markierung an einer Bürette 0 mL, damit man einfacher den Verbrauch an Titriermittel ablesen kann. )
Ursache ist die Nivellierung von sehr starken Säuren und Basen. Im Fall von Salzsäure ist Chlorwasserstoff die sehr starke Säure, die (formal oder real) hydrolysiert worden ist: Im Fall von Natronlauge ist die sehr starke Base Natriumhydroxid, die bei Umsetzung mit Wasser vollständig hydrolysiert wurde: Messgrößen sind das Volumen der Probelösung, das jeweils zugefügte Volumen an Maßlösung und der jeweilige pH-Wert der Lösung. Im sauren Bereich wird der pH-Wert der Probelösung durch bestimmt. Im basischen Bereich wird der pH-Wert über und mit durch Die Autoprotolyse des Wassers ist in fast allen Bereichen vernachlässigbar gering, bestimmt jedoch den pH-Wert beim Äquivalenzpunkt mit pH = 7 bei 25 °C. Titrationskurven von wässrigen Lösungen mittelstarker Säuren und mittelstarker Basen zeigen bis zum Äquivalenzpunkt einen anderen Verlauf, da die gelösten Säuren bzw. Basen nicht vollständig hydrolysiert sind. Neben der Umsetzung erfolgt bei der Alkalimetrie bzw. Experimente zur Mewerterfassung: Titration von Schwefelsure H2SO4 mit Natronlauge c(NaOH)= 0.1 mol/l. bei der Acidimetrie Die in den beiden letzten Reaktionen als Säure und Base bezeichneten Teilchen sind die jeweiligen konjugierten Säure-Base-Paare, in der oberen Kurve sind es Essigsäure und die Acetat-Ionen, in der unteren Kurve die Ammonium-Ionen und Ammoniak.
Für die Titration einer starken Säure mit einer starken Base, wie Salzsäure und Natronlauge, eignet sich der Indikator Bromthymolblau, da seine Farbe etwa bei einem pH-Wert von 6, 0 bis 7, 6 umschlägt, was im Bereich des Äquivalenzpunkts liegt. Soll dagegen die Konzentration einer mittelstarken Säure wie Essigsäure mit Hilfe von Natronlauge bestimmt werden, so verwendet man zum Beispiel den Indikator Phenolphthalein, dessen Umschlagsbereich von farblos nach rot-lila im pH-Bereich von 8, 2 bis 10 liegt. Berechnung der Konzentration von H2SO4. Methylrot, mit einem Umschlagsbereich von pH 4, 4 bis 6, 2, ist für eine Bestimmung von mittelstarken Basen wie Ammoniak geeignet. Titration mit einem pH-Meter [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten] Man kann den Endpunkt der Titration auch mit Hilfe eines pH-Meters, also mit einem elektrischen Messgerät bestimmen. Diese Messmethode liefert ein eindeutiges Ergebnis, das nicht von der Erfahrung des Ausführenden abhängt. Der pH-Wert der Probelösung in Abhängigkeit vom Volumen der schrittweise zugegebenen Maßlösung kann in einer Titrationskurve dargestellt und ausgewertet werden.
Wenn starke Säuren (z. B. HCl, HNO 3, H 2 SO 4) oder Basen (z. B. NaOH, KOH) titriert wurden, dann liegen am Äquivalenzpunkt nur die Anionen von starken Säuren vor und der Äquivalenzpunkt liegt bei pH = 7. Wenn schwache Säuren titriert wurden, sind am Äquivalenzpunkt andere Anionen vorhanden (z. B. Phosphat, Carbonat, Acetat) und die Äquivalenzpunkte liegen in höheren pH-Bereichen. Wenn bei solchen Titrationen ein Farbindikator verwendet wird, muss zur Anzeige des Äquivalenzpunktes der passende Indikator gewählt werden, der erst bei höheren pH-Werten seinen Farbumschlag zeigt. Wenn mehrprotonige schwache Säuren (z. B. Bestimmen Sie die Konzentration der Essigsäure durch Titration mit Natronlauge (c(NaOH) = 1mol/l). | Chemielounge. H 3 PO 4) titriert werden, sind auch mehrere Äquivalenzpunkte bei jeweils unterschiedlichen pH-Werten zu erwarten. [1] Verlauf von Titrationskurven [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten] Titrationskurven von wässrigen Lösungen sehr starker Säuren und sehr starker Basen haben alle einen ähnlichen Verlauf. Bei der Reaktion werden Oxonium und Hydroxid quantitativ zu Wasser umgesetzt: Sie sind die einzigen Protonendonatoren bzw. Protonenakzeptoren in solchen wässrigen Lösungen.
Wie kann ich die Konzentration an übrig geblieben bzw. neu entsstanden H3O+ Ionen berechnen? Ich meine wenn ich von 0, 02 l Phosphorsäure ausgehe, dann kann ich c(H3PO4) berechnen auch vereinfacht unter vernachlässigung der 2. und 3. Protonationsstufe. Mit Hilfe vom Ks-Wert bekomme ich auch die Anfangskonzentration an H3O+-Ionen heraus. wenn ich jetzt 1 ml NaOH dazutitriere, wie kann ich dann berechnen, wie viele H3O+ in der Lösung übrig sind unter Berücksichtigung das das ursprüngliche Gleichgewicht wieder hergestellt wird? Sehe ich auf diese Weise die pH-Sprünge?
Der Äquivalenzpunkt hängt von den Anionen (und Kationen) ab und zeichnet sich durch eine erhebliche pH-Änderung bei geringer Säure- bzw. Basezugabe aus. Liegen starke Säuren (z. B. HCl, HNO 3, H 2 SO 4) und Basen (z. B. NaOH, KOH) vor, so liegt der Äquivalenzpunkt bei pH = 7, wenn andere Anionen vorhanden sind (z. B. Phosphat, Carbonat, Acetat) so können die Äquivalenzpunkte auch in anderen pH-Bereichen liegen. Wenn statt der pH-Elektrode ein Farbindikator verwendet wird, muss für den betreffenden Äquivalenzpunkt der richtige Farbstoff ausgewählt werden. Verlauf von Titrationskurven Titrationskurven von wässrigen Lösungen sehr starker Säuren und sehr starker Basen haben alle einen ähnlichen Verlauf. Bei der Reaktion werden Oxonium und Hydroxid quantitativ zu Wasser umgesetzt: $ \mathrm {H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\longrightarrow \ 2\ H_{2}O} $ Sie sind die einzigen Protonendonatoren bzw. Protonenakzeptoren in solchen wässrigen Lösungen. Ursache ist die Nivellierung von sehr starken Säuren und Basen.
Nun haben wir aber in dem Versuch 24 ml NaOH verbraucht. Daraus folgt, dass c(Schwefelsäure) größer war als 1 mol/l; es wurde ja mehr NaOH verbraucht. Diese Erkenntnis passt also zu unserem Wert von 1, 2 mol/l, den wir gerade berechnet haben. Seitenanfang - Für die Abiturienten geht es jetzt weiter mit Aufgaben im Abitur Chemie...
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