Titration von Natriumcarbonat mit Salzsäure

Guten Tag lieber Gast, um »treffpunkt-naturwissenschaft.com« vollständig mit allen Funktionen nutzen zu können, sollten Sie sich erst registrieren.
Benutzen Sie bitte dafür das Registrierungsformular, um sich zu registrieren. Falls Sie sich bereits zu einem früheren Zeitpunkt registriert haben, können Sie sich hier anmelden.

Antworten

Torsionswinkel

Beiträge: 66

Registrierungsdatum: 21. Februar 2014

Freitag, 21. Februar 2014, 19:15

Titration von Natriumcarbonat mit Salzsäure

Der nächste Versuch:

Titration von Natriumcarbonat mit Salzsäure

Benötigte Geräte:

100 mL Messkolben, 20 mL Vollpipette, 50 mL Bürette, 300 mL Weithals-Erlenmeyerkolben.

Benötigte Chemikalien:

Maßlösung, c(HCl) = 0,1 mol/L.
Indikator - Methylorange (giftig!)

Vorschrift:

Die ausgegebene Probe wird auf 100 mL aufgefüllt. Es werden je 20 mL aliquotiert und im Erlenmeyerkolben mit Wasser auf ca. 100 mL verdünnt. Nun werden 2-3 Tropfen Indikator zugesetzt. Mit Maßlösung aus der Bürette unter dauerndem Umschwenken des Titrierkolbens kalt titrieren, bis der Farbumschlag gerade nach gelb umschlägt (Vergleichslösung). Dann 2-3 Minuten lang kochen, schnell abkühlen und zu Ende titrieren.

Verfassen Sie ein Protokoll unter Angabe des Ergebnisses in mg Natriumcarbonat pro Probe an.

Hinweise zu Fehlerquellen:

Die Verwendung von nicht ausgekochtem Wasser kann einen erhöhten Gehalt an CO2 bedeuten, der Einfluss auf das Ergebnis der Titration hat.

Sicherheit:

Bei dem Versuch wird mit Säuren gearbeitet, es besteht Gefahr der Verätzung. Die persönliche Schutzausrüstung muss getragen werden, Methylorange ist giftig.

Entsorgung:

Die neutralisierte Lösung enthält nur geringe Mengen des Indikators und kann daher dem Abwasser, im Spülabzug zugefügt werden.

Hab erst mal die Reaktionsgleichung aufgestellt:

\[ CO_3^{2-} \ + \ 2 \ H^+ \leftrightarrow H_2CO_3 \]

Wobei Kohlensäure so instabil ist, dass es augenblicklich zerfällt:

\[ H_2CO_3 \to CO_2 \ + \ H_2O \]

Eine allgemeine Frage; wieso muss man nur auf circa 100 mL auffüllen? Klingt so als wäre die Menge des Wasser mehr oder weniger irrelevant, aber ist das wirklich der Fall?

Ansonsten muss ich die Fehlerquellen angeben für das Protokoll sowie die ganze Theorie dahinter, das mit dem CO2 kann ich nicht ganz nachvollziehen. Titriert man etwa bis zur ersten Stufe und es bildet sich schon vorher Kohlensäure, welches stört und deshalb vertrieben werden muss? Oder wie darf ich das verstehen? Gibt es außer der Sache mit dem CO2 noch etwas besonderes an dem Versuch?

Zum Seitenanfang
Zitieren

Friedrich Karl Schmidt

Beiträge: 1 468

Registrierungsdatum: 8. März 2013

Montag, 24. Februar 2014, 23:24

Zitat von »Torsionswinkel«

Titration von Natriumcarbonat mit Salzsäure

Die Verwendung von nicht ausgekochtem Wasser kann einen erhöhten Gehalt an CO2 bedeuten, der Einfluss auf das Ergebnis der Titration hat.
Eine allgemeine Frage; wieso muss man nur auf circa 100 mL auffüllen? Klingt so als wäre die Menge des Wasser mehr oder weniger irrelevant, aber ist das wirklich der Fall?

Ansonsten muss ich die Fehlerquellen angeben für das Protokoll sowie die ganze Theorie dahinter, das mit dem CO2 kann ich nicht ganz nachvollziehen. Titriert man etwa bis zur ersten Stufe und es bildet sich schon vorher Kohlensäure, welches stört und deshalb vertrieben werden muss? Oder wie darf ich das verstehen? Gibt es außer der Sache mit dem CO2 noch etwas besonderes an dem Versuch?

1.In der Tat ändert sich das Ergebnis nur unwesentlich, wenn man auf 90 mL oder 110 mL auffüllt, denn abgesehen von unbedeutenden Effekten kommt es hier doch nur darauf an, dass die vorgelegte Lösung jeweils die gleiche Stoffmenge an Natriumcarbonat enthält.
2.1 Das CO2 betreffend erscheint einerseits logisch, dass CO2 - haltiges Wasser bedeuten würde, dass Carbonat teilweise zu Hydrogencarbonat reagieren würde, so dass sich ein Minderverbrauch an HCl ergeben würde. Ob das quantitativ von Belang ist , da die Luft bekanntlich nur zu 0,03 - 0,04 Volumenprozent aus CO2 besteht, so dass die Gleichgewichtskonzentration des in Wasser gelösten CO2 auch nur maximal (4/10 000) der CO2 - Konzentration betragen kann, die sich bei p(CO2) = 1 bar ergibt und die bei 25 °C auch nur maximal (1/25) mol/L beträgt.Insgesamt also in 100 mL Wasser maximal (1/25) x ( 4/10 000 ) x 0.1 mol = 1,6 Mikromol CO2 enthalten sein können...
2.2 Würde man das CO2 nicht verkochen, dann würde dieses den pH - Wert am Äquivalenzpunkt beeinflussen . Aber auch hier habe ich Bedenken in Bezug auf die quantitative Relevanz . Denn Methylorange schlägt im Bereich 3,1 < pH < 4,4 um, Nimmt man den Mittelwert von etwa 3,6, so kann man diesen auch mit einer bei p(CO2) = 1 bar gesättigten Lösung nicht erreichen. Ich berechne hier pH = 3,9 Und im Zusammenwirken mit HCl dürfte dieses CO2 auch nur sehr wenig dazu beitragen , unter pH = 3,6 zu kommen, da die H+ - Ionen der Salzsäure den Dissozziationsgrad von H2CO3/CO2 von etwa 0,003 auf etwa 0,0017 zurückdrängen, so dass ein durch HCl verursachter pH von 3,6 durch das gelöste CO2 nur auf etwa 3,5 gesenkt würde .

So würde ich hier von einer mMn übertriebenen Vorsicht sprechen, die allerdings berechtigt wäre bei Verwendung eines Indikators, der, wenn zwar auch noch im sauren Bereich, so doch bei um 1 bis 1,5 höherem pH umschlägt.
Gruß FKS