Referat Säure- Base- Indikatoren

_{Säure- Base- Indikatoren}

S ure- Base- Indikatoren sind stark gef rbte schwache Säuren oder Basen. Die meisten sind Zweifarben- Indikatoren, bei denen die saure und die basische Form unterschiedliche Farben aufweisen. Es gibt auch einige Einfarben- Indikatoren, wie z.B. Phenolphthalein, dessen saure Form farblos und dessen basische Form violett- rosa ist.

Titriert man eine einzelne Säure oder Base in Gegenwart eines Indikators, so wirkt dieser ebenfalls als Säure oder Base. Titriert man z.B. eine S ure mit Natriumhydroxid, so verhält sich der Indikator wie eine zweite Säure, die allerdings schw cher als die zu titrierende S ure ist und deshalb nach ihr neutralisiert wird. Zuerst wird die starke zu titrierende S ure neutralisiert und dann die schwächere Indikators ure. In der Praxis benötigt man allerdings so wenig von dem stark gef rbten Indikator. Ein Indikator ndert seine Farbe über einen pH- Bereich und nicht über einen pH- Wert. Dieser Bereich h ngt von der F higkeit des Beobachters ab, geringe Farbänderungen wahrzunehmen. Für einen Zweifarben- Indikator entspricht der Bereich des Farbübergangs etwa 2 pH- Einheiten.

Angenommen, wir verwenden eine Indikatorsäure, HInd. Da es sich um eine schwache S ure handelt, können wir die Dissoziatinsgleichung und den Ausdruck für die Dissoziationskonstante wie folgt schreiben:

^{HInd + H O H O + Ind K}_a^{= H O ] Ind}

[HInd]

Die saure Form des Indikators ist HInd und wir wollen annehemen,dass sie gefärbt ist. Wenn der Indikator mit einer starken Base neutralisiert wird, so liegt er anschließend als Ind vor, dessen Farbe sich von der sauren Form unterscheidet. Ausgehend von der sauren Form eines Zweifarben- Indikators, können die meisten Menschen keine Farbänderung feststellen, bevor nicht wenigstens ein Zehntel des Indikators in die basische Form Ind umgewandelt ist.

Setzt man dieses Verh ltnis von 1:10 in den Ausdruck für die Dissoziationtionskonstante ein, so kann man den pH am sauren Ende des Umschlagsbereichs ausrechnen:

^K_a^{= H O}

H O =10*K_a

pH= pK_a

Mit fortlaufender Neutralisation erscheint der Indikator dem Auge als völlig in die basische Form umgewandelt, wenn die Lösung noch einen Teil der sauren Form auf zehn Teile der basischen Form enthält. Durch Einsetzen in den Ausdruck für K_a kann analog zum sauren Ende des Umschlagbereiches der pH- Wert für das basische Ende des Umschlagbreichs berechnet werden:

^K_a^{= H O}

H O =K_a

pH= pK_a

Damit wird der Unterschied im pH- Wert zwischen dem sauren und dem basischen Ende des

Umschlagbereiches

pH_basisch - pH_sauer pK_a 1) - (pK_a

Die stark unterschiedlichen Eigenschaften der verschiedenen Indikatoren machen es möglich, den Umschlagsbereich so zu w hlen, dass er im steilsten Anstieg der Säure- Base- Titrationskurve liegt.

Da der Farbumschlag eines Indikators in einem bestimmten pH- Bereich erfolgt, ist es oft schwierig, zu wissen, welche Farbe man nun als Endpunkt betrachten soll. Um diese Frage zu klären, kann man z.B. die Titration in Anwesenheit des Indikators zun chst unter Verwendung eines pH- Meters durchführen und dann diejenige Farbe des Indikators bestimmen, die am Aquivalenzpunkt vorliegt. Weitere Proben können dann genau auf diese Farbe titriert werden. Manchmal wird auch ein Farbstandard hergestellt und die Titration wird bis zu dem Punkt geführt, an dem die Indikatorfarbe der des Standards entspricht.

Einige Anwendungen von Säure- Base- Titrationen

_{Bestimmung der molaren Masse einer schwachen Säure}

Wenn die Dissoziationskonstante und die Konzentration einer schwachen S ure ungef hr bekannt sind, kann man einen geeigneten Indikator w hlen und die S ure direkt mit Natriumhydroxid- Maßlösung titrieren. Im allgemeinen ist Phenolphthalein ein geeigneter Indikator. In der chemischen Forschung wird häufig analytische Information über eine reine unbekannte S ure benötigt. Man kann nun die Säure- Base- Titration einsetzen, um die molare Masse der S ure zu bestimmen oder, wenn die Anzahl saurer Gruppen im Molekül unbekannt ist, die Aquvivalentmasse. Wenn die Titration mit einem pH- Meter

potentionmetrisch verfolgt wird, kann der pK_a- Wert der S ure ebenfalls gemessen werden. Es wird bestimmt aus dem pH am Wendepunkt ( 50% Neutralisation) der Titration, in dem HA , die Konzentration der nicht neutralisierten S ure, gleich A der Konzentration des Salzes,

ist. Einsetzen in den Ausdruck für die Dissoziationskonstante der S ure liefert: K_a= H O ] A

[HA

K_a= H O

^pK_a^{= pH}

_{Titration von Natriumcarbonat und carbonathaltigen Mischungen}

Das Carbonat- Ion ist die konjugierte Base des Hydrogencarbonat- Ions, welches seinerseits die konjugierte Base der Kohlens ure ist.

Titriert man Natriumcarbonat mit einer starken S ure wie z B. Salzs ure ( Chlorwasserstoffsäure), so wird das Carbonat- Ion zun chst in das Hydrogencarbonat- Ion (Bicarbonat- Ion) und anschließend in die Kohlens ure umgewandelt:

CO + H O HCO H O Na CO ) HCL)

HCO + H O H CO H O

Der allgemeine Verlauf der Titrationskurve kann aus den beiden Dissoziationskonstanten der

Kohlens ure, pK = , pK 32 abgeleitet werden. So ist. z.B. bei Titration der Kohlens ure mit Natriumhydroxid der pH- Wert auf halbem Weg zum ersten Aquivalenzpunkt (d h. wenn die Lösung 50% Kohlens ure und 50% Hydrogencarbonat enth lt) 6 37 pH=pK ). Beim ersten Aquivalenzpunkt liegt HCO vor und der pH ist (pK + pK )/2 oder 8 35. Au f halben Weg vom ersten und zweiten Aquivalenzpunkt enth lt die Lösung 50% Hydrogencarbonat und 50% Carbonat und der pH ist 10,32 (pH=pK

Titriert man Natriumcarbonat mit einer eingestellten Salzsäurelösung, wird die Titrationskurve natürlich umgekehrt aussehen. am ersten Endpunkt ( nach Titration des Carbonats zu Hydrogencarbonat) ändert der Indikator Phenolphthalein seine Farbe von violett-rosa nach farblos. Dieser Farbumschlag tritt allm hlich auf und die Genauigkeit ist

dementsprechend gering. Nach diesem Endpunkt beginnt die Titration von Hydrogencarbonat (Bicarbonat) zu Kohlens ure. Diese Titration ist beim zweiten Endpunkt abgeschlossen. Methylorange ändert dann beim zweiten Endpunkt seine Farbe von gelb nach rosa. Dieser Endpunkt ist sch rfer als der mit Phenolphthalein beobachtete, aber auch hier handelt es sich um einen allm hlichen Umschlag.

Das beste Verfahren besteht darin, methylrot als Indikator einzusetzen und auf dem Farbumschlag nach rot zu titrieren; der Umschlag wird sehr allm hlich auftreten. Wenn dies geschehen ist, wird die Lösung eine Minute lang gekocht, so dass das gelöste CO verflüchtigt wird. Dann kühlt man die Lösung ab und setzt die Titration fort, bis eine plötzliche Anderung der Farbe von Methylrot von gelb nach violett-rosa auftritt.

Die Mischung kann wie folgt titriert werden:

(1) Man titriere mit eingestellter HCl-Lösung gegen Phenolphthalein. dabei wird nur das Carbonat titriert. Man bedenke, dass am Endpunkt Carbonat in Hydrogencarbonat umgewandelt ist.

(2) Man setze die Titration nun fort bis zum Methylorange- oder Methylrot- Endpunkt. Nun wird das gesamte Hydrogencarbonat neutralisiert sein- d.h. sowohl ds Hydrogencarbonat, welches ursprünglich vorlag, als auch das aus der Neutralisation von Carbonat stammende Hydrogencarbonat.

Auf diese Wiese wird für die Titration vom ersten bis zum zweiten Endpunkt ein größeres

Volumen verbraucht werden als vom Beginn der Titration bis zum ersten Endpunkt.

Die Mengen an Carbonat und Hydrogencarbonat in der ursprünglichen Probe können aus den von der Bürette abgelesenen Werten beim Pheolphthalein- und beim Methylorange- oder Methylrot- Endpunkt berechnet werden.

_{Bestimmung von Salzen durch Ionenaustausch}

Die Konzentration eines Salzes in Lösung kann gewöhlich auch so bestimmt werden, dass man die Lösung über eine Kationenaustauschers ule gibt und eine S ure- Base - Titration anschließt. Gibt man z.B. Kaliumchlorid über eine Kationaustauschers ule in der H - Form, dann nimmt die S ule Kaliumionen auf und setzt dabei eine äquivalente Menge an Wasserstoffionen frei. Im Endeffekt wird also Kaliumchlorid quantitativ in Chlorwasserstoff umgewandelt. Die Säure kann dann leicht mit eingestellter Natriumhydroxidlösung titriert

werden. Gibt man das Salz eines zweiwertigen Kations M über die Kationenaustauschers ule, so werden für jedes Mol Kationen 2Mol Wasserstoffionen in die Lösung freigesetzt:

^{M + 2KA- H + 2H O KA - M 2H O}

_{Bestimmung von Alkoholen}

Bei der Analyse organischer Proben taucht häufig die Fragestellung auf, quantitativ die Menge an Teilchen mit einer bestimmten charakteristischen funktionellen Gruppe ( Alkohol, Amin, Ester, Keton o ä ) zu bestimmen. Einige nützliche Methoden zur Bestimmung organischer funktioneller Gruppen beruhen auf quantitativen chemischen Reaktionen, bei denen ein saures Produkt gebildet oder ein saurer( oder basischer) Reaktionspartner verbraucht wird. Wenn die Reaktion vollst ndig abgelaufen ist, wird die S ure oder Base durch Säure- Base- Titration bestimmt. Die Bestimmung von Alkoholen durch Reaktion mit Essigs ureanhydrid ( Ethans urehydrid) ist hierfür ein gutes Beispiel. Die dabei ablaufenden Reaktionen kann man wie folgt beschreiben:

CH CO + ROH CH COOR + CH COOH 9 1)

Anhydrid                 Alkohol Ester Säure

CH CO O + H O 2CH COOH                                                         9 2) OH + CH COOH 2CH COO + H O                                                 9 3) (NaOH)

Eine genau bekannte Menge Essigsäureanhydrid( in Pyridin oder Ethylacetat gelöst) wird der alkoholhaltigen Probe zugefügt. Nach einigen Minuten ist die Reaktion(9-1) vollständig abgelaufen und man gibt Wasser hinzu, um das verbleibende Anhydrid in Essigs ure umzuwandeln- entsprechend (9-2). dann wird die Summe der beiden Reaktionen gebildeten Essigs ure mit eingestellter Natriumhydroxidlösung titriert Reaktion(9-2)] und die Essigs ure mit eingestellter Natriumhydroxidlösung titriert. Die Differenz zwischen den

Ergebnissen der Titration von Blindprobe und Analysenprobe entspricht dem einen Mol Ester ( das nicht als S ure titriert werden kann), der pro mol Alkohol gebildet wurde. Daher entspricht die Differenz zwischen den Titrationsergebnissen, aus Blindprobe und Analysenprobe, der Menge an Alkohol in der ursprünglichen Probe.

Quellen:

Chemielaborant Teil1

Quantitative Analytische Chemie J.S Fritz