|
| |||||||||||||||
|
Experiment 1: Bestimmung von Hydrolysekonstanten Beschreibung: Es wurden 30ml von NaCl, NH4Cl und Na2CO3 jeweils in ein eigenes 50 ml Becherglas gegeben und anschließend wurden die pH-Werte dieser Lösungen mit einem pH-Meter gemessen. Die NaCl Lösung wurde 2 Minuten gekocht und nachdem sie wieder auf Raumtemperatur abgekühlt war wurde erneut ihr pH-Wert gemessen. Auswertung: Diskussion: Löst man Kochsalz (NaCl) in Wasser, so bilden sich Natrium-Kationen und Chlorid-Anionen, aber der pH-Wert der Lösung ändert sich nicht. Daraus ist zu schließen, das es sich bei der ausgegebenen NaCl-Lösung nicht um eine reine NaCl-Lösung gehandelt haben muss. Es könnte aber auch eine Verunreinigung sowie ein Fehler des pH-Meters gewesen sein der dieses Ergebnis derart verfälschte.
Da der ermittelte pH-Wert einem pH gleich der zweiten Säurekonstante von 10,5 nahe kommt, liegen gleiche Mengen Hydrogencarbonat und Carbonat sowie ein verschwindender Anteil an freier Kohlensäure vor. Da Kohlensäure eine schwache Säure ist, ist ihre Base stark, welche auch für den basischen pH-Wert verantwortlich ist.
Experiment 2: Bestimmung der Titrationskurven für die Reaktionen 0,1 molarer HCl-, CH3COOH- und H3PO4 – Lösungen mit 0,1 molarer NaOH-Lösung
This paragraph has been concealed! Download the complete document for free!
• Click on download to get complete and readable text • This is a free of charge document sharing network • First upload your own document, and you get a word document per email • No registration necessary, gratis Swap homeworks and notes at no charge! Gratis scripts for students and pupils! Beschreibung: 20ml einer 0,1 molaren HCl-Lösung wurden in ein 100ml Becherglas einpipettiert und mit mit 20ml dest. Wasser verdünnt. Dieses Becherglas wurde auf einen Magnetrührer platziert und das Rührstäbchen in die Lösung gegeben. Dann wurde die Glaselektrode des pH-Meter in die Lösung eingetaucht um mit einer Klemme am Stativ befestigt. Weiters wurde die Bürette über dem Becherglas am Stativ befestigt, so dass die ihre Spitze in das Becherglas ragte. Die Bürette wurde mit 0,1 molarer NaOH-Lösung befüllt. Der Magnetrührer wurde eingeschalten und der Start-pH gemessen und notiert. Nach jeweils 2ml Zugabe der NaOH-Lösung wurde der pH-Wert gemessen und notiert. Im Bereich zwischen 17ml und 23ml NaOH-Lösung wurde in 0,5 ml Intervallen der pH-Wert bestimmt. Nach der Zugabe von 40ml NaOH-Lösung wurde die Messung beendet. Versuch b) Bestimmung der Titrationskurve für die Reaktion 0,1 molarer Essigsäure mit 0,1 molarer NaOH-Lösung Beschreibung: Der Versuch wurde analog zu Versuch 2a) durchgeführt, in diesem Fall mit 20ml 0,1 molarer Essigsäure. Nach jeweils 2ml Zugabe der NaOH-Lösung wurde der pH-Wert gemessen und notiert. Ab einem pH-Wert von 5 wurde nach jedem Milliliter der pH-Wert gemessen. Nach der Zugabe von 40ml NaOH-Lösung wurde die Messung beendet.
Versuch c) Bestimmung der Titrationskurve für die Reaktion 0,1 molarer H3PO4-Lösung mit 0,1 molarer NaOH-Lösung
Beschreibung:
This paragraph has been concealed! Download the complete document for free!
• Click on download to get complete and readable text • This is a free of charge document sharing network • First upload your own document, and you get a word document per email • No registration necessary, gratis Swap homeworks and notes at no charge! Gratis scripts for students and pupils! Auswertung: Tabelle und Diagramme siehe angefügte Blätter. Diskussion: Zu Versuch a) Bei diesem Versuch reagierte eine starke Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH), welche am Äquivalenzpunkt einen pH-Wert von 7 aufwies (Vollständige Neutralisation) an diesem Punkt bestand die Lösung aus Na+ und Cl- Ionen und H2O. Dies wurde mit Hilfe der Tangentenmethode am Graph bestätigt. Zu Versuch b) In diesem Versuch wurde Essigsäure verwendet. Da Essigsäure eine schwache Säure ist und im Versuch mit einer starken Base reagierte, liegt der pH-Wert am Äquivalenzpunkt unter 7. An diesem Punkt sind (theoretisch) gleiche Äquivalente an Essigsäure und Natronlauge zu dem Salz NaCH3COO abreagiert. Dieses Salz liegt als Lösung vor, wobei die CH3COO- Ionen für den leicht basischen pH-Wert verantwortlich sind. Die leichten Abweichungen vom theoretischen Wert sind vermutlich auf die Ungenauigkeit des pH-Meters oder an Verunreinigungen der Lösung zurückzuführen. Vielleicht liegt der Fehler aber auch darin, dass die Messgenauigkeit zu ungenau war, dem könnte man entgegenwirken indem man alle 0,5 ml den pH-Wert misst.
Zu Versuch c)
This paragraph has been concealed! Download the complete document for free!
• Click on download to get complete and readable text • This is a free of charge document sharing network • First upload your own document, and you get a word document per email • No registration necessary, gratis Swap homeworks and notes at no charge! Gratis scripts for students and pupils! Bei Versuch c ist dies aber nicht der Fall, der Graph weist nur 2 Äquivalenzpunkte auf. Der Grund dafür liegt vermutlich darin das nicht genügend NaOH-Lösung zugeführt wurde und die Säure dadurch nicht in der Lage war ihr letztes H+ Ion abzuspalten. Dies dürfte auch der Fehler sein, der für den relativ großen Unterschied zwischen den experimentellen und den theoretisch ermittelten Werte verantwortlich ist. Weiters können auch Verunreinigungen schuld daran sein. Experiment 3: Titration eines Puffersystems Beschreibung: Eine Pufferlösung aus äquivalenten Mengen 0,05 molarer HCOOH-Lösung und 0,05 molarer HCOONa-Lösung wurde mit 0,1 molarer NaOH-Lösung und anschließend mit 0,1 molarer HCl-Lösung titriert. Dazu wurde in 100ml-Becherglas 40ml des 0,05 molaren Ameisensäure / Formiat-Puffers einpipettiert, ein Rührstäbchen dazugegeben und das Becherglas auf den Magnetrührer gestellt. Die Glaselektrode des pH-Meters wurde in die Lösung getaucht und anschließend wurde die Bürette über dem Becherglas befestigt, so dass die Spitze in Becherglas ragte. Die Bürette wurde mit der 0,1 molaren NaOH-Lösung befüllt und der Magnetrührer wurde eingeschaltet. Dann wurde der Start-pH gemessen und notiert.
This paragraph has been concealed! Download the complete document for free!
• Click on download to get complete and readable text • This is a free of charge document sharing network • First upload your own document, and you get a word document per email • No registration necessary, gratis Swap homeworks and notes at no charge! Gratis scripts for students and pupils! Tabelle und Diagramm siehe angefügte Blätter Berechnung: Säurekonstante der Ameisensäure: pH=3,57 pH=pKs+log pKs=3,57-log Pufferkapazität: β = Titration mit NaOH ΔpH (graphisch) = 1,3 Δc = 17,5ml 0,1M NaOH = 0,04375 Mol NaOH / Liter Lösung β = 0,03365 mol/l Titration mit HCl ΔpH (graphisch) = 0,9 Δc = 17,5ml 0,1M HCl = 0,04375 Mol HCl / Liter Lösung β = 0,04861 mol/l Diskussion: Da bei der Zugabe einer Säure/Base zu Wasser keine freien Ionen zur Bindung der H+ bzw. der OH- Ionen zur Verfügung stehen ändert sich der pH-Wert dieser Lösung sehr schnell. Dem kann man entgegenwirken indem man eine Pufferlösung verwendet. Eine Pufferlösung ist eine Lösung aus einer schwachen Säure/Base und deren Salz. Die in einer Pufferlösung enthaltene Säure dient als Puffer für eine Base, und deren Salz wiederum dient als Puffer für eine Säure. Dadurch ist es möglich, dass sich der pH-Wert bis zu einem gewissen Punkt relativ wenig ändert, aber wird dieser Punkt überschritten steigt/fällt er rapide. Tabelle zu Experiment 2 Versuch a) Versuch b) Versuch c) Tabelle zu Experiment 3
Versuch 1) Versuch 2)
This paragraph has been concealed! Download the complete document for free!
• Click on download to get complete and readable text • This is a free of charge document sharing network • First upload your own document, and you get a word document per email • No registration necessary, gratis Swap homeworks and notes at no charge! Gratis scripts for students and pupils! | |||||||||||||||
Page 1 of 1 |
Legal info - Copyright - Terms - Partner - Statistik - Contact
antiblock.org adblockdetector.com
|
Swap your documents
|