Skript zum AC-Teil - Anorganische Chemie, AK Röhr, Freiburg

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52KAPITEL 5. TITRATIONEN UND COMPUTERGESTÜTZTE MESSWERTERFASSUNG 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 0000 111100000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00 11 00 11 00 11 01 01 01 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 00000 11111 A B C D A Anteil der Sulfit−Ionen in der Probe B Anteil der Iod−Moleküle in der Lösung C Anteil der Iod−Moleküle nach teilweiser Reduktion D Titration der restlichen Iod−Moleküle Abb. 5.3: Schema zum Ablauf der iodometrischen Titration Literatur Berufsorientierte Chemielehrerausbildung; http://www.uni-giessen.de/ ge1016/, s. [5] .
5.5. KOMPLEXOMETRISCHE TITRATION VON CA 2+ UND MG 2+ 53 5.5 Komplexometrische Titration von Ca 2+ und Mg 2+ Geräte • 300-ml-Erlenmeyerkolben • 100-ml oder 50-ml-Vollpipette • Brenner • Dreifuß • Ceranplatte • Magnetrührer • Rührfisch • 50-ml-Bürette Chemikalien • Salzsäure, c(HCl) = 2 mol l • Indikator-Puffertablette • konz. Ammoniak, w(NH3) = 25% • EDTA-Lösung, c(EDTA) = 0,01 mol l • Mineralwasser Durchführung 100 ml Mineralwasser werden in einen 300ml-Erlenmeyerkolben pipettiert. Um zunächst CO2 bzw. HCO − 3 zu entfernen, wird das Wasser mit 2-3 Tropfen verd. Salzsäure versetzt und dann eine min gekocht. Nach dem Abkühlen (Eiswasser) wird die Lösung zuerst mit einer Indikatortablette und anschließend mit 10 ml konz. Ammoniak versetzt. Danach wird mit EDTA-Lösung bis zum scharfen Umschlag von rotorange nach grün titriert. Auswertung Überprüfen Sie das Titrationsergebnis, indem Sie es mit den Angaben auf der Mineralwasserflasche vergleichen. Theorie Die Härte des Wassers rührt von den gelösten Erdalkalimetallsalzen Ca(HCO3)2,Mg(HCO3)2,CaSO4 und MgSO4 her. Die Wasserhärte spielt eine große Rolle bei der Bildung von Kesselstein (CaCO3), der vielen Haushalts- und Industriegeräten schadet. Der Ausfall von Calciumcarbonat kommt dadurch zustande, dass dieses nach folgender Gleichung mit den im Wasser gelösten Calciumund Hydrogencarbonat-Ionen im Gleichgewicht steht. Ca 2+ + 2 HCO − 3 ⇋ CaCO3 + H2O + CO2 Wird nun durch Erhitzen des Wassers Kohlenstoffdioxid verdrängt, verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite des ausgefällten Carbonats. Nach längerem Erhitzen sind fast die gesamten Hydrogencarbonat-Ionen in Form des Calciumcarbonats ausgefällt. Diesen Anteil bezeichnet man als Carbonathärte bzw. temporäre Härte, da sie wie eben beschrieben durch Kochen beseitigt werden kann. Die verbleibenden Calcium-Ionen, deren Gegen- Anionen meist Sulfat sind, verursachen die permanente Härte. Die Wasserhärte wird in mmol/l Erdalkali-Ionen angegeben. Der ältere Begriff ein Grad deutscher Härte (1d) entspricht 10mg CaO/l. Komplexometrisch lässt sich heute sehr einfach die Gesamthärte des Wassers (Summe der Calcium- und Magnesium-Ionen) bestimmen. Dazu benötigt man einen Metallindikator, der unterschiedliche Farbe zeigt, je nachdem, ob er an das Metall-Ion koordiniert ist oder nicht. Titriert wird mit einer Maßlösung, die ein chelatbildendes Reagenz enthält, das den anfänglich koordinierten Metall-Indikator verdrängt und dieser dann in der freien Form für den Farbumschlag sorgt. Literatur Berufsorientierte Chemielehrerausbildung; http://www.uni-giessen.de/ ge1016/, s. [5] Binnewies, Allg. und Anorg. Chemie, S.280, s. [15]
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