Hoofdstuk11 - Neerslagtitraties

4,443 views

Published on

Deze presentatie wordt gebruikt tijdens het hoorcollege Niet Instrumentele Analytische Chemie zoals dit wordt gedoceerd aan het departement Gezondheidszorg en Technologie van de Katholieke Hogeschool Leuven.

0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total views
4,443
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
59
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Hoofdstuk11 - Neerslagtitraties

  1. 1. Hoofdstuk 11De neerslagtitraties11.1 InleidingEen neerslagtitratie (precipitimetrie) = titratie waarbij een neerslagreactie ontstaat tussen het analiet en eenreagens.50403020100AgNO3-oplossingM gekendNaClV gekendVoorbeeldTitratie van NaCl door AgNO3Opmerking!- Precipitimetrie = één van de oudste analytische technieken- Precipitimetrische methoden gebaseerd op AgNO3 = argentometrie
  2. 2. 11.1 InleidingVoorwaarden• Dynamisch evenwicht moet zich snel instellen = snelle neerslagvorming• Reactie moet kwantitatief zijn → Ksp klein• Eindpunt ≈ equivalentiepuntNormaliteit en Molariteitz = # positieve ladingen of negatieve ladingen van het ion dat de neerslag vormt.Het kan handig zijn om concentraties uit te drukken in normaliteit.Molariteit1:1 stoichiometrie. N = MNiet nodig om normaliteit te gebruiken bij een 1:1 stoichiometrie!Voorbeeldena) Reactie tussen Ba2+en SO42–b) Reactie tussen Ag+en Cl–Voorbeeld. [Cl–]rest bij equivalentiepunt verwaarloosbaar kleinGebruik maken van een geschikte indicator
  3. 3. 11.1 InleidingNormaliteit en MolariteitNormaliteitVoorbeeldena) Reactie tussen Ag+en SO42–b) Reactie tussen Pb2+en I–2 mol 1 mol1 val/mol× 2 val/mol×2 val 2 val1 val 1 val1 mol 2 mol2 val/mol× 1 val/mol×2 val 2 val1 val 1 valHet gebruik van normaliteit kan hier handig zijn!
  4. 4. 11.2 Titratiecurven van het type MZ50403020100AgNO3-oplossingM2 gekendV2 veranderlijkNaXV1 gekendM1 onbekendeVoorbeeldTitratie van NaX door AgNO3 waarbij X een halogenide is.We zullen de [X–] berekenen ifv de toegevoegde hoeveelheid Ag+Opmerking!Om de berekeningen te vereenvoudigen nemen we KspAgCl≈ 10-10
  5. 5. 11.2.1 Theoretische afleiding Afleiding pagina 143-144 is geen leerstofKwadratische vergelijkingVereenvoudigenVereenvoudigde berekeningswijze1. Voor het equivalentiepunt is er weinig AgNO3 toegevoegd. De X–-concentratie is groot.Ksp (zeer klein) verwaarlozen ten opzichte van [X–]2.2. Op het equivalentiepunt is [Ag+] = [X–]Merk op!3. Na het equivalentiepunt is [X–] zeer klein. [X–]2is te verwaarlozen t.o.v. Ksp.Merk op!Met bovenstaande vereenvoudigde formules kan men alle titratiecurven van het type MZ opstellen.Wat is de invloed van de concentratie (M1–M2) en de invloed van Ksp op de vorm van de titratiecurven?
  6. 6. 11.2.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) NaCl 0,100 M (M1) met AgNO3 0,100 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldTitratiereactie• 100 ml NaCl 0,100 M + 0,00 ml AgNO3 0,100 M• 100 ml NaCl 0,100 M + 50,0 ml AgNO3 0,100 MEnkele voorbeelden van berekeningen
  7. 7. 11.2.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) NaCl 0,100 M (M1) met AgNO3 0,100 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldTitratiereactieEnkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml NaCl 0,100 M + 50,0 ml AgNO3 0,100 MMerk op dat je dit ook als volgt kan berekenen!100 ml NaCl 0,100 M50 ml AgNO3 0,100 M= 10,0 mmol NaCl= 5,0 mmol AgNO3Vtot = 150 mlVoor reactie 10,0 mmolTijdens reactieNa reactie5,0 mmol-5,0 mmol -5,0 mmol5,0 mmol /+5 mmol +5 mmol5,0 mmol 5,0 mmol1/30 M = [Cl–]
  8. 8. 11.2.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) NaCl 0,100 M (M1) met AgNO3 0,100 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldTitratiereactieEnkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml NaCl 0,100 M + 100,0 ml AgNO3 0,100 M: equivalentiepunt• 100 ml NaCl 0,100 M + 110,0 ml AgNO3 0,100 M
  9. 9. 11.2.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) NaCl 0,100 M (M1) met AgNO3 0,100 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldTitratiereactieEnkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml NaCl 0,100 M + 110,0 ml AgNO3 0,100 MMerk op dat je dit ook als volgt kan berekenen!100 ml NaCl 0,100 M110 ml AgNO3 0,100 M= 10,0 mmol NaCl= 11,0 mmol AgNO3Vtot = 210 mlVoor reactie 10,0 mmolTijdens reactieNa reactie11,0 mmol-10,0 mmol -10,0 mmol/ 1,00 mmol+10,0 mmol +10,0 mmol10,0 mmol 10,0 mmol1/210 M = [Ag+]
  10. 10. 01234567890 20 40 60 80 100 120 140 160# ml AgNO3pClDe invloed van de verdunning op de vorm van de titratiecurveDe titratie van 100 ml (V1) NaCl (M1) met AgNO3 (M2) met V2 veranderlijk.Besluit! Hoe groter de verdunningen, hoe minder scherp het equivalentiepunt!
  11. 11. Bron: D. Skoog, D. West & J. Holler, Fundamentals of Analytical Chemistry, CengageLearning, 8th edition (2003)A BDe invloed van de verdunning op de vorm van de titratiecurveIllustratie uit “Fundamentals of Analytical Chemistry” van Skoog, West & HollerBesluit! Hoe groter de verdunningen, hoe minder scherp het equivalentiepunt!
  12. 12. De invloed van Ksp-waarde op de vorm van de titratiecurve02468101214160 20 40 60 80 100 120 140 160# ml AgNO3 0,1 MpXBesluit! Hoe lager de Ksp-waarde, hoe scherper het equivalentiepunt!
  13. 13. De invloed van Ksp op de titratiecurveIllustratie uit “Fundamentals of Analytical Chemistry” van Skoog, West & HollerBron: D. Skoog, D. West & J. Holler, Fundamentals of Analytical Chemistry, CengageLearning, 8th edition (2003)Besluit! Hoe lager de Ksp-waarde, hoe scherper het equivalentiepunt!
  14. 14. 11.2.3 Besluit• Indien we over een indicator beschikken die de scherpe verandering van pCl (of pAg) kan aantonen ,kan men deze neerslagreactie gebruiken om de concentratie van Cl-of Ag+te bepalen• Oplossingen moeten relatief geconcentreerd zijn. De sterke verandering van pCl (of pAg) rond hetequivalentiepunt vermindert door verdunning.• Hoe kleiner de Ksp-waarde hoe sterker de verandering van pX of pAg rond het equivalentiepunt
  15. 15. 11.3 Titratiecurven van het type M2Z50403020100Na2CrO4-oplossingM2 onbekendV2 veranderlijkAgNO3-oplossingV1 gekendM1 gekendVoorbeeldDe titratie van AgNO3 met Na2CrO4 (of omgekeerd)
  16. 16. 11.3.1 Theoretische afleiding Afleiding pagina 148-149 is geen leerstofDerdegraadsvergelijkingVereenvoudigenVereenvoudigde berekeningswijze1. Voor het equivalentiepunt is er weinig Na2CrO4 toegevoegd. De Ag+-concentratie is groot.2Ksp (zeer klein) verwaarlozen ten opzichte van [Ag+]3.2. Op het equivalentiepunt is [Ag+] = 2[CrO42–]3. Na het equivalentiepunt is [Ag+]3te verwaarlozen t.o.v. 2Ksp.Opmerking pCrO4 berekenen uit pAg
  17. 17. 11.3.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) AgNO3 0,1 M (M1) met Na2CrO4 0,05 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldHet gebruik van normaliteit kan hier handig zijn!2 mol 1 mol1 val/mol× 2 val/mol×2 val 2 val1 val 1 valMerk op! Equivalentiepunt na toevoegen van 100 ml Na2CrO4Enkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml AgNO3 0,1 M + 0,00 ml Na2CrO4 0,05 M
  18. 18. 11.3.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) AgNO3 0,1 M (M1) met Na2CrO4 0,05 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldEnkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml AgNO3 0,1 M + 10,0 ml Na2CrO4 0,05 M• 100 ml AgNO3 0,1 M + 100,0 ml Na2CrO4 0,05 M: equivalentiepunt• 100 ml AgNO3 0,1 M + 110,0 ml Na2CrO4 0,05 M
  19. 19. 11.3.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) AgNO3 0,1 M (M1) met Na2CrO4 0,05 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldEnkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml AgNO3 0,1 M + 10,0 ml Na2CrO4 0,05 M (voor het equivalentiepunt)Merk op dat je dit ook als volgt kan berekenen!100 ml AgNO3 0,100 M10 ml Na2CrO4 0,05 M= 10,0 mmol AgNO3= 0,5 mmol Na2CrO4Vtot = 110 mlVoor reactie 10,0 mmolTijdens reactieNa reactie0,5 mmol-2 ∙ 0,5 mmol +2x -0,5 mmol + x9,0 mmol + 2x x+0,5 mmol - x0,5 mmol9/110 M = [Ag+]
  20. 20. 11.3.2 BerekeningenDe titratie van 100 ml (V1) AgNO3 0,1 M (M1) met Na2CrO4 0,05 M (M2) en V2 veranderlijk.VoorbeeldEnkele voorbeelden van berekeningen• 100 ml AgNO3 0,1 M + 110,0 ml Na2CrO4 0,05 M (na het equivalentiepunt)Merk op dat je dit ook als volgt kan berekenen!Merk op dat je dit ook als volgt kan berekenen!100 ml AgNO3 0,100 M110 ml Na2CrO4 0,05 M= 10,0 mmol AgNO3= 5,5 mmol Na2CrO4Vtot = 210 mlVoor reactie 10,0 mmolTijdens reactieNa reactie5,5 mmol-2 ∙ 5,0 mmol + 2x -5,0 mmol + x2x 0,5 mmol + x+5,0 mmol - x5,0 mmol - x0,5/210 M = 1/ (2 ∙ 210 M) = [CrO42-]
  21. 21. Titratiecurve van 100 ml AgNO3 0,1 M met x ml Na2CrO4 0,05 M0,001,002,003,004,005,006,007,008,009,0010,000,00 20,00 40,00 60,00 80,00 100,00 120,00 140,00 160,00# ml Na2CrO4pXpAgpCrO4EquivalentiepuntBesluit! Rond het equivalentiepunt is pCrO4 >> pAgBeter om pCrO4 te meten en uit te tekenen dan pAg.
  22. 22. Titratiecurve van 100 ml Na2CrO4 0,05 M met x ml AgNO3 0,1 M0,001,002,003,004,005,006,007,008,009,0010,000,00 20,00 40,00 60,00 80,00 100,00 120,00 140,00 160,00# ml AgNO3pXpAgpCrO4EquivalentiepuntBerekeningen zijn analoog als bij de voorgaande titratiecurve!Besluit! Rond het equivalentiepunt is pCrO4 >> pAgBeter om pCrO4 te meten en uit te tekenen dan pAg.
  23. 23. 11.4 Bepaling van het eindpunt in neerslagtitraties11.4.1 Fysische methodenpM volgen met een pM-meter.PotentiometrieVoorbeeldPrecipitimetrische methoden gebaseerd op AgNO3Ag-elektrode
  24. 24. 11.4.2 Chemische methodenGebaseerd op chemische indicatoren om het equivalentiepunt vast te stellen.50403020100AgNO3-oplossingM gekendV veranderlijkCl–-oplossingV gekendM onbekendeMethode van Mohr (of vorming van een tweede, gekleurde neerslag)IndicatorHet toegevoegd indicatorion vormt op het equivalentiepunt een anders gekleurde neerslag dan de in detitratiereactie gevormde neerslag.Voorbeeld: Titratie van chloriden of bromiden met AgNO3 en CrO42–als indicatorEquivalentiepuntwitToevoegen van een Ag+-oplossing aan een Cl–-oplossingToevoegen van 1 druppel overmaat Ag+-oplossing!bruinroodTitratiereactieIndicatorreactie
  25. 25. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Mohr (of vorming van een tweede, gekleurde neerslag)Voorwaarden• De concentratie aan CrO42–exact bepalen zodat Ag2CrO4 juist begint neer te slaan op het equivalentiepunt.Equivalentiepunt[CrO42–] nodig zodat Ag2CrO4 juist begint neer te slaan op het equivalentiepunt berekenen uit KspAg2CrO4.• Niet in te sterk zuur midden titreren.Volgens Le Châtelier zal de indicator wegreageren.• Niet in te sterk basisch midden titreren.Ag+reageert weg!
  26. 26. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Mohr (of vorming van een tweede, gekleurde neerslag)Voorwaarden• Methode van Mohr is minder nauwkeurig voor de bepaling van Br–.• Niet bruikbaar voor de I–en de SCN–-bepaling. Deze neerslagen adsorberen sterk Ag+(postprecipitatie).OpmerkingBepaling van SO42–met BaCl2 en natriumrhodizonaat als indicatorEquivalentiepuntwitToevoegen van 1 druppel overmaat Ba2+TitratiereactieIndicatorreactieCCCCCCOOOOONaONaBa2+CCCCCCOOOOOOBa 2Na++ +Rood50403020100BaCl2-oplossingSO42–-oplossingnatriumrhodizonaat
  27. 27. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Volhard (vorming van gekleurde complex)50403020100SCN–-oplossingM gekendV veranderlijkAg+-oplossingV gekendM onbekendeIndicator Fe3+Het toegevoegd indicatorion vormt een ander gekleurd complex met een uiterst geringe hoeveelheid titrans.Titratie van Ag+met een gekende SCN–-oplossing en Fe3+als indicatorEquivalentiepuntwitToevoegen van een SCN–-oplossing aan een Ag+-oplossingToevoegen van zeer kleine hoeveelheid overmaat SCN–-oplossing!roodTitratiereactieIndicatorreactie
  28. 28. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Volhard (vorming van gekleurde complex)50403020100SCN–-oplossingM gekendV veranderlijkAg+-oplossing[Ag+] gekende overmaatIndicator Fe3+Onrechtstreekse bepaling van X–met een gekende overmaat Ag+en een gekende SCN–-oplossingX–-oplossingV gekendM onbekendToevoegen van gekende overmaat Ag+-oplossing aan X–-oplossingNeerslagreactieEquivalentiepuntwitToevoegen van een SCN–-oplossing aan de overmaat Ag+Toevoegen van zeer kleine hoeveelheid overmaat SCN–-oplossing!roodTerugtitratiereactieIndicatorreactie
  29. 29. Berekeningen11.4.2 Chemische methodenMethode van Volhard (vorming van gekleurde complex)Onrechtstreekse bepaling van X–met een gekende overmaat Ag+en een gekende SCN–-oplossingOpmerking!• Zilverchloride is meer oplosbaar dan zilverthiocyanaat.AgCl afschermen van de oplossing door het toevoegen van bijvoorbeeld CHCl3 of AgCl filtreren juist voorde terugtitratie!
  30. 30. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Fajans (vorming van de adsorptie-indicatoren)50403020100AgNO3-oplossingM gekendV veranderlijkNaCl-oplossingV gekendM onbekendeIndicator Fluoresceïne (FluH)Het toegevoegd indicatorion geeft een andere kleur aan de neerslag door een adsorptie aan het oppervlak vande neerslag.Voorbeeld: Titratie van Cl–met een gekende Ag+-oplossing in aanwezigheid van fluoresceïnewitToevoegen van een Ag+-oplossing aan een Cl–-oplossingTitratiereactieOHO OCOOHIndicator =Fluoresceïne (FluH)Zwak zuur
  31. 31. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Fajans (vorming van de adsorptie-indicatoren)Voorbeeld: Titratie van Cl–met een gekende Ag+-oplossing in aanwezigheid van fluoresceïneVoor het equivalentiepuntOvermaat NaCl-oplossingColloïdale neerslag van AgCl• Erlenmeyer weinig schudden• Bij kamertemperatuur werken• Overmaat aan vreemde elektrolieten mijdenCl–Na+AgClCl–Cl–Cl–Cl–Cl–Na+Na+Na+Na+Na+AgCl-deeltjes adsorberen de eigen ionen (Cl–)Daarrond een positieve laag van Na+(of H+)Op het equivalentiepuntGeen eigen ionen (geen Cl–en geen Ag+) → flocculatie
  32. 32. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Fajans (vorming van de adsorptie-indicatoren)Voorbeeld: Titratie van Cl–met een gekende Ag+-oplossing in aanwezigheid van fluoresceïneJuist na het equivalentiepuntKleinste overmaat Ag+AgCl-deeltjes adsorberen de eigen ionen (Ag+)Daarrond een negatieve laag van Flu–(of NO3–)Flu−AgClAg+Flu−Flu−Flu−Flu−Flu−Ag+Ag+Ag+Ag+Ag+Adsorptieneiging Flu–> adsorptieneiging NO3–(MOET!)Roze colloïdale neerslagOpmerking!Het eindpunt komt iets te laat, maar deze titratiefout is verwaarloosbaar.!
  33. 33. 11.4.2 Chemische methodenMethode van Fajans (vorming van de adsorptie-indicatoren)Voorwaarden• Vorming van een sterk colloïdale neerslag daar adsorptie het sterkst is bij colloïdale neerslagen.• Neerslag moet eigen ionen sterk adsorberen, gevolgd door adsorptie van indicatorionen.• De indicatoren moeten een tegengestelde lading bezitten ten opzichte van het neerslagreagens. Men ziet zichin het algemeen verplicht de pH sterk te controleren.

×