Proef 7 Bepaling van de molariteit van een onbekende HCl PDF

Preview

Summary

Download Proef 7 Bepaling van de molariteit van een onbekende HCl PDF

Description

Proef 7 Bepaling van de molariteit van een onbekende HCl-oplossing d.m.v. twee verschillende meetmethoden

Hoofdstuk 1: Inleiding 1.1 Doel: Het bepalen van de concentratie van HCl in een monsteroplossing aan de hand van: -een conductometrische bepaling -een pH-indicator, dus acidimetrisch Bij beide meetmethoden wordt een gestelde NaOH-oplossing als titrant gebruikt. Bij de tweede methode is fenolrood als indicator gebruikt in de HCl-oplossing om zodoende het omslagpunt te kunnen bepalen.

1.2 Belang of nut van het experiment: Het nut van de proef is dat men door middel van een acidimetrische en conductometrische titratie de zoutzuurconcentratie kan bepalen.Wij,studenten, krijgen dan ook bekendheid met het uitvoeren van conductometrische titraties.

1.3 Principe van het experiment: Het principe van de eerste methode is een direkte conductometrische titratie. Door middel van de titratie kan de geleidbaarheid van de H+ ionen worden gemeten. Aan de hand hiervan kan men de HCl-concentatie van de onbekende oplossing bepalen. Het principe van de tweede methode is het gehalte van zoutzuur (HCl) te bepalen in een monsteroplossing d.m.v. een zuur-base reactie met natronloog. Er wordt gebruik gemaakt van een pH-indicator om het equivalentiepunt te bepalen: De zuur-base reactie: NaOH + HCl --> H2O + Na+ + Cl-

2. Theorie Conductometrie of geleidbaarheidsmeting is een van de elektrochemische meetmethoden. In de conductometrie wordt gekeken hoe snel elektrische stroom door een oplossing geleid wordt.Door de geleidbaarheid kan de ionenactiviteit in water of de aanwezigheid van geioniseerde stoffen in een waterige oplossing gemeten worden. Hoe kleiner de weerstand, des te groter de aanwezigheid van ionen, des te groter het ladingtransport (=geleidbaarheid) en omgekeerd vb. in een NaCl-oplossing..Een grafiek om de conductometrische meetresultaten uit te zetten tegen de hoeveelheid titrant is: -op de verticale as het geleidingsvermogen in Ohm-1 - op de horizontale as het aantal toegevoegd zuur/base in ml Het (elektrische) geleidingsvermogen G van een oplossing wordt gedefinieerd als het omgekeerde van de weerstand van de oplossing. Eenheid: siemens (S = Ohm-1)

De geleidbaarheid is afhankelijk van: - de aard van de ionen - de concentratie van de ionen - de lading van de ionen - de temperatuur van het water - de viscositeit van het water.

. De geleidbaarheid geeft dus informatie over de som van opgeloste, geladen bestanddelen. De geleidbaarheid is een maatstaf voor de ionenactiviteit in water of voor de aanwezigheid van gedissocieerde stoffen in een waterige oplossing. Oplossingen van de meeste anorganische zuren, basen en zouten zijn relatief goede geleiders. Organische bestanddelen, niet gedissocieerd in waterige oplossingen, zijn zwakke stroomgeleiders. De geleidbaarheid is sterk afhankelijk van de temperatuur van de oplossing. De toename van de geleidbaarheid met stijgende temperatuur bedraagt ongeveer 1,9 % / °C. De meetwaarde dient gecorrigeerd te worden zelfs bij geringe verschillen van de meettemperatuur en de referentietemperatuur (25°C). De geleidbaarheidsmeting kan gestoord worden door de aanwezigheid van onopgeloste stoffen (vetten, oliën, minerale stoffen, metaaldeeltjes, enz.). Eventuele luchtbellen tussen de elektroden kunnen de meting storen (verwarmen van het monster tot de meettemperatuur). Bij monsters waarvan de geleidbaarheid kleiner is dan 10 µS/cm wordt de meting gestoord door de invloed van de lucht (eventuele opname van CO2).a

Voorbeeld van een directe zuur-base titratie We hebben een oplossing van NaOH waarvan we de concentratie (vaak nog sterkte genoemd) willen bepalen. We nemen een bekende hoeveelheid oplossing, b.v. precies 10 ml, en doen er een druppel indicator bij, bv. fenolftaleïneoplossing. De kleur van fenolftaleïne verandert (slaat om) van paarsrood (in basisch milieu) naar kleurloos (in een zuur milieu). Nu druppelen we met een buret een oplossing verdund zoutzuur van bekende concentratie, bijvoorbeeld 0,100 mol/liter, bij de te onderzoeken oplossing, onder roeren. Concentratie x volume = aantal mol (Concentratie in mol/l of mmol/ml; volume in liter of ml) Het is belangrijk het verbruikte volume HCl precies vast te stellen. Door dit te vermenigvuldigen met de concentratie HCl (aantal mol per liter of molariteit), kan berekend worden hoeveel mol NaOH heeft gereageerd. Als er 14,3 mL is toegevoegd, slaat de kleur opeens om: de oplossing is kleurloos geworden, en is dus van basisch nu zuur geworden. Deze 14,3 mL bevatte 14,3.10-3L*0,100 mol/L zuur, oftewel 0,00143 mol. Het zoutzuur en de hydroxide reageren in de verhouding 1 : 1 (zie verderop), dus er heeft ook 0,00143 mol hydroxide gereageerd. Deze hydroxide zat in 10 mL,

dus de oorspronkelijke NaOH-oplossing bevatte 0,143 mol/L NaOH. Dit kun je vervolgens omrekenen naar gram/L: 0,143 * 40,00 (molaire massa van NaOH) = 5,72 gram/liter. Door een reactievergelijking op te stellen, kan men ontdekken in welke verhoudingen het zuur en de base reageren. Allereerst moeten beide reactanten opgelost zijn in water: HCl(s)+ H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) De reactievergelijking is als volgt: H3O+(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(l) Zoals te zien is, kan 1 molecuul zoutzuur met 1 molecuul hydroxide reageren, vandaar de verhouding 1 : 1 De uit te voeren berekening in het laatste gedeelte wordt met behulp van chemisch rekenen opgesteld. [bewerken]

Soorten titraties

Bij het uitvoeren van titraties moet soms met specifieke zaken rekening gehouden worden. Om deze reden wordt soms een onderverdeling aangebracht, waarbij de problemen en eigenaardigheden van een groep titraties besproken kan worden. De onderverdeling kan plaatsvinden op basis van de titratiereactie of een opvallende component daarin of op basis van de gebruikte eindpuntmethode. [bewerken]  



Verdeling op basis van titratiereactie

acidimetrie, titraties van zuren en basen redoxtitraties, titraties waarbij een redoxreacties een rol spelen o permanganometrie, titraties waarbij permanganaat als oxidator gebruikt wordt o bromometrie, titraties waarbij de verschillende oxidatietoestanden van broom een rol spelen o jodometrie, titraties waarbij de verschillende oxidatietoestanden van jood een rol spelen neerslagtitraties o argentometrie, titraties waarbij verbindingen van zilver een rol spelen

[bewerken]

Verdeling op basis van eindpuntmethode

  

Visuele titratie (de klassieke manier zoals hierboven ook in de animatie is aangegeven, de oplossing verandert van kleur) potentiometrische titratie Biamperometrische titratie Conductometrische titratie



Terugtitratie



Ontvangen van "http://nl.wikipedia.org/wiki/Titratie" Categorieën: Analytische chemie | Zuur-basechemie | Stoichiometrie

Titratie van zoutzuur met natronloog NaOH = natronloog HCl = zoutzuur

x = [H3O+] y = [OH-]

c = concentratie HCl (M)

Reaktievergelijkingen: 1. 2. 3.

HCl + H2O(l)  Cl-(aq) + H 3O+(aq) NaOH -> Na+ (aq)+ OH-(aq) H3O+ (aq)+ OH - (aq) 2H2O(l)

Ionisatie van zoutzuur: Ionisatie van NaOH: Neutralisatiereaktie:

Bruto reaktievergelijking: HCl (aq) + NaOH (aq)  Cl-(aq) + Na+ (aq)+ H2O(l) Dit is een titratie van een zeer sterk zuur met een zeer sterke base. Vergelijkingen: Als we HCl oplossen in water dan wordt het volledig gesplitst volgens bovenstaande reactievergelijking. De Cl- ionen reageren niet verder hetgeen betekent dat de chloride concentratie gelijk is aan de zoutzuur concentratie voor we beginnen met titreren. Dus: [Cl-] = cb Indicator

Kleur bij lage pH pH-omslaggebied Kleur bij hoge pH

Broomcresolgroen geel

3.8–5.4

blauw

Methylrood

rood

4.4–6.2

geel

Fenolrood

geel

6.8–8.4

rood

Fenolfthaleien

kleurloos

8.3–10.0

paarsrood

Ontvangen van "http://nl.wikipedia.org/wiki/PH-indicator" Categorieën: Zuur-basechemie | Kleurstof Bij de titratie van HCl met NaOH als titrant treedt een direkte zuur-base reaktie op tussen een sterke zuur en sterke base.Het gevolg hiervan is dat er neutralisatie optreedt.Hierbij krijg je een pH rond 7.Omdat het omslaggebied van fenolrood ook rond 7 is, is die de indicator voor deze reactie. Fenolrood (volledige naam phenolsulfonphthalein of PSP) is een pH-indicator Fenolrood bestaat als een rode kristal dat in lucht stabiel is. De oplosbaarheid is 0,77 gram per liter (g / L) in water en 2,9 g / l in ethanol . [1] Het is een zwak zuur met pK = 8,00 bij 20 ° C. Fenolrood keurt rood in een basische oplossing en geel in een zure oplossing.Wanneer neutralisatie optreedt, is de kleur van de oplossing dan oranje

De geleidbaarheid is sterk afhankelijk van de temperatuur van de oplossing. De toename van de geleidbaarheid met stijgende temperatuur bedraagt ongeveer 1,9 % / °C. De meetwaarde dient gecorrigeerd te worden zelfs bij geringe verschillen van de meettemperatuur en de referentietemperatuur (25°C). De geleidbaarheidsmeting kan gestoord worden door de aanwezigheid van onopgeloste stoffen (vetten, oliën, minerale stoffen, metaaldeeltjes, enz.). Eventuele luchtbellen tussen de elektroden kunnen de meting storen (verwarmen van het monster tot de meettemperatuur). Bij monsters waarvan de geleidbaarheid kleiner is dan 10 µS/cm wordt de meting gestoord door de invloed van de lucht (eventuele opname van CO2). 08-02-2004

4. Waarnemingen en resultaten van Tjin Aton Manouska Waarnemingen van Tjin aton Manouska Voor de uitvoering: Chemicaliën NaOH-oplossing HCl-oplossing Aqua.des.

Kleur Kleurloos (helder)

Aggregatie toestand vloeibaar

Kleurloos(helder)

Vloeibaar

Kleurloos (helder)

Vloeibaar

fenolrood

Vloeibaar

Methode 1: Tijdens de uitvoering: Er trad geen kleursverandering op bij de conductometrische titratie van HCl met loog.. Alleen moest je heel opmerkzaam zijn bij het aflezen op de conductometer. Methode 2: Tijdens de uitvoering: 1 Na het toevoegen van drie druppels fenolrood aan de onbekende HCl oplossoing, trad er kleursverandering op.De oplossing veranderde van kleurloos in geel. 2 Tijdens de titratie werd de oplossing donker geel/ oranje en als je het omslaggebied had gepasseert werd de oplossing rose/rood Bij de duplo gebeurde het zelfde Meetresultaten van Tjin Aton Manouska De tabellen met hun respective grafieken zijn hier onder weergegeven.

Tabel 1: Meetresultaat methode 1 ml NaOH

mmol NaOH

0.00 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00 7,50 8,00 8,50 9,00 9,50 10,00 10,50 11,00 11,50 12,00 12,50 13,00 14,00 15,00 16,00 17,00 18,00 19,00 20,00

0,00 1,25 2,50 3,75 5,00 6,25 7,50 8,75 10,00 11,25 12,50 13,75 15,00 16,25 17,50 18,75 20,00 21,25 22,50 23,75 25,00 26,25 27,50 28,75 30,00 31,25 32,50 33,75 35,00 36,25 37,50

Geleidbaarheid - S ((S=1/R) * 1E6) 0,123 0,132 0,135 0,133 0,135 0,135 0,135 0,135 0,135 0,135 0,135 0,135 0,136 0,137 0,138 0,140 0,143 0,146 0,150 0,159 0,159 1,786 2,041 2,439 2,564 4,274 4,348 4,348 4,348 4,348 4,348

Tabel 2:Meetresultaat methode 2 Buretstand Eindstand (ml) Beginstand (ml) Getireerde volume (ml)

1e titratie 31,55 21,20 10,35

2e titratie 41,95 31,55 10,40

Berekeningen methode 2: Gemiddeld getitreerd aan NaOH(aq): (10,35ml + 10,40 ml)/2 =10,375 ml =Vt 10,375 ml × [NaOH] =10,375 ml × 0,0959 M = 0,9950 mmol NaOH HCl H3O+(aq) + Cl –(aq)

NaOH Na +(aq)+ OH –(aq) NaOH: HCl = 1:1, dus 0.9950 mmol NaOH ∆ 0,9950 mmol HCl De molariteit van HCl =0,9950 mmol ∕10 ml =0,0995 M Afgeleide formule: Vt/ Vpipet × [NaOH] Foutberekening: Fout bij volumetitratie Fout van buret: 0,05 ml per 50ml Kleinste schaaldeel: 0,1 ml Fout buret: 2 afleesfout + instrumentfout Afleesfout: ¼ ×kleinste schaaldeel = ¼ × 0,1 = 0,025 ml Instrumentfout = Vt/ 50 × fout van buret =10,375 ml/ 50 × 0,05 ml=0,0104 ml Formule :∆Vt = =

√ (instrument fout)

√

(0,0104 )2

2

+ 2 (afleesfout)2

+

2

(0,025)2 = 0,03685 ml afgerond 0,0369ml

Fout bij molariteitsberekening van A Vt= gemiddeld getitreerde volume B [NaOH]= concentratie NaOH C Volumepipet (10ml)

( 10,375± 0,0369)ml ( 0,0959 ± 0,0048)M ( 10 ± 0,03)ml

Stel [HCl] =x = A/ C× B = (A ×B) / C

√

∆x = ((B/C)2 × (∆A)2+(A/C)2 × (∆B)2+ (-AB/C2)2× (∆C)2) =√ ((0,00959/10)2 ×(0,0369)2+ (10,375/10)2 ×(0,0048)2 +(-10,375 ×0,0959/100)2 ×(0,03)2) =5,0014 ×10-3 M =0,0051 M

Foutberekening

Hoofdstuk 4: Discussie en conclusies Paragraaf 4.1: Discussie en conclusie van Tjin Aton Vergelijkingberekendewaarde en labwaarde: Labwaarde HCl [HCl] methode 1 [HCl] methode 2

( 0,0937 ± 0,0049) M (0,10039 ± 0,03535)M (0,0995 ± 0,0051) M

Labwaarde 0,0888………………………………..0,0986M Methode 1 Methode 2 0,0944…………………0,1046M Foutendiscussie:

 

( bij methode 1) Bij het aflezen van de geleidbaarheid op de conductometer ging het heel moeizaam, want je moest de waarde aflezen die het langst in rust was op het apparaat.Dat kon bij een ieder verschillen. ( methode 2) Bij het titreren tot equivalentiepunt, kan je net ½ druppel te veel hebben getitreerd,waardoor je het equivalentiepunt passeert.Dat heeft dan ook tot gevolg dat je een grotere concentratie berekent.

Conclusie:Hetdoel van de proef is bereikt, want het is ons gelukt om de concentratie van van HCl op beide methoden te berekenen. betrouwbaar Methode 1 Methode 2

redelijk

nauwkeurig nee ja

Methode1  betrouwbaar ,omdat de berekende waarde met de labwaarde  Niet nauwkeurig ,omdat de er maar 1keer gemeten werd m.a.w. er was geen duplo voor de conductometrische titratie .

Methode 2  

Redelijk betrouwbaar omdat er toch overlapping is tussen de berekende waarde en de labwaarde. Nawkeurig, omdat de titratie volumes niet veel van elkaar verschillen.Hier was werd de proef 2* uitgevoerd, dus kan je een betere conclusie trekken....