Neutralisation und Titration

Im Labor wird die Neutralisation von $40{,}0\,\text{mL}$ einer wässrigen Bariumhydroxidlösung, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, der Konzentration $0{,}050\,\text{M}$ durchgeführt, wobei als Titrationsmittel eine wässrige Salzsäurelösung, $\mathrm{HCl}$, der Konzentration $0{,}125\,\text{M}$ bei einer Temperatur von $25\,^\circ\text{C}$ verwendet wird.

1. a) Schreiben Sie die ausgeglichene Reaktionsgleichung der ablaufenden Neutralisation.
2. b) Berechnen Sie das Volumen der $\mathrm{HCl}$-Lösung in Millilitern, das zugegeben werden muss, um genau den stöchiometrischen Äquivalenzpunkt zu erreichen.

In einem chemischen Kontrolllabor werden $50{,}0\,\text{mL}$ einer wässrigen Salpetersäurelösung, $\mathrm{HNO_3}$, $0{,}0400\,\text{M}$ durch kontrollierte Zugabe einer Natriumhydroxid-Maßlösung, $\mathrm{NaOH}$, der Konzentration $0{,}0500\,\text{M}$ bei $25\,^\circ\text{C}$ titriert.

Gegeben: $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$ bei $25\,^\circ\text{C}$. Die Volumina werden als streng additiv angenommen.

1. a) Bestimmen Sie den $\mathrm{pH}$ der entstandenen Mischung nach Zugabe von $30{,}0\,\text{mL}$ der $\mathrm{NaOH}$-Lösung. Berechnen Sie außerdem das zum Erreichen des Äquivalenzpunktes nötige Volumen der Maßlösung und begründen Sie den Wert des $\mathrm{pH}$ an diesem Punkt.
2. b) Berechnen Sie den neuen Wert von $\mathrm{pH}$ der Lösung nach Zugabe eines Gesamtvolumens von $45{,}0\,\text{mL}$ $\mathrm{NaOH}$ (Überschuss gegenüber dem Äquivalenzpunkt). Betrachten Sie die Lösungen als ideal und die Volumina als additiv.

Bei der Titration von $25{,}0\,\text{mL}$ Essigsäure, $\mathrm{CH_3COOH}$ (schwache Säure), mit einer Natriumhydroxidlösung, $\mathrm{NaOH}$ (starke Base), wird der Äquivalenzpunkt theoretisch bei $\mathrm{pH} \approx 8{,}8$ erreicht. Im Labor stehen zwei Säure-Base-Indikatoren zur Verfügung: Methylrot (Umschlagbereich von $\mathrm{pH}$ zwischen $4{,}4$ und $6{,}2$, von rot nach gelb) und Phenolphthalein (Umschlagbereich von $\mathrm{pH}$ zwischen $8{,}2$ und $10{,}0$, von farblos nach rosa).

1. a) Definieren Sie knapp den Begriff Äquivalenzpunkt und grenzen Sie ihn vom Endpunkt einer Titration ab.
2. b) Begründen Sie, welcher der beiden Indikatoren sich eignet, um den experimentellen Fehler bei dieser Titration zu minimieren.

$25{,}0\,\text{mL}$ einer wässrigen Benzoesäurelösung, $\mathrm{C_6H_5COOH}$ (schwache einprotonige Säure), der Konzentration $0{,}0100\,\text{M}$ werden mit einer Kaliumhydroxid-Maßlösung, $\mathrm{KOH}$, $0{,}0100\,\text{M}$ bei $25\,^\circ\text{C}$ titriert.

Gegeben bei $25\,^\circ\text{C}$: $K_\mathrm{a}(\mathrm{C_6H_5COOH}) = 6{,}30 \cdot 10^{-5}$; $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$.

1. a) Berechnen Sie den anfänglichen $\mathrm{pH}$ der sauren Lösung vor Beginn der Basezugabe und berechnen Sie den $\mathrm{pH}$ nach Zugabe von genau $12{,}5\,\text{mL}$ der $\mathrm{KOH}$-Lösung.
2. b) Bestimmen Sie das zum Erreichen des Äquivalenzpunktes nötige Volumen der $\mathrm{KOH}$-Lösung und berechnen Sie begründet den Wert des $\mathrm{pH}$ an diesem stöchiometrischen Punkt, wobei Sie die zugehörigen Reaktionen formulieren. Betrachten Sie die Lösungen als ideal und die Volumina als additiv.

$30{,}0\,\text{mL}$ einer wässrigen Ammoniaklösung, $\mathrm{NH_3}$, der Konzentration $0{,}150\,\text{M}$ werden mit einer Salzsäurelösung, $\mathrm{HCl}$, $0{,}100\,\text{M}$ bei $25\,^\circ\text{C}$ titriert.

Gegeben bei $25\,^\circ\text{C}$: $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3}) = 1{,}80 \cdot 10^{-5}$; $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$.

Verfügbare Indikatoren (Name, Umschlagbereich, Farbe der sauren Form/Farbe der basischen Form): Bromkresolgrün ($3{,}8 - 5{,}4$, gelb/blau); Methylrot ($4{,}4 - 6{,}2$, rot/gelb); Thymolphthalein ($9{,}3 - 10{,}5$, farblos/blau).

1. a) Berechnen Sie das am Äquivalenzpunkt verbrauchte Volumen der $\mathrm{HCl}$-Lösung und den $\mathrm{pH}$ der Lösung an diesem Punkt und begründen Sie chemisch ihren sauren Charakter.
2. b) Wählen Sie begründet einen geeigneten Indikator aus den drei vorgeschlagenen aus und erläutern Sie ausführlich, welche analytische Folge es hätte, bei dieser Titration fälschlicherweise Thymolphthalein zu verwenden. Betrachten Sie die Lösungen als ideal und die Volumina als additiv.

Um die unbekannte Konzentration einer wässrigen Salzsäurelösung, $\mathrm{HCl}$, zu bestimmen, wird mit einer Vollpipette eine Probe von $25{,}0\,\text{mL}$ entnommen und in einen Erlenmeyerkolben überführt; dazu werden zwei Tropfen Phenolphthalein gegeben. Eine graduierte Bürette von $50{,}0\,\text{mL}$ (Ablesefehler von $\pm 0{,}05\,\text{mL}$ pro Ablesung) wird mit einer Natriumhydroxid-Maßlösung, $\mathrm{NaOH}$, $0{,}100\,\text{M}$, gefüllt. Die Abbildung zeigt den Versuchsaufbau mit der Anfangsablesung der Bürette und der Endablesung im Moment des Farbumschlags.

Die Anfangsablesung des Meniskus beträgt $1{,}20\,\text{mL}$ und die Endablesung am bleibenden Umschlagpunkt beträgt $24{,}60\,\text{mL}$.

1. a) Bestimmen Sie das bei der Titration verbrauchte Nettovolumen der $\mathrm{NaOH}$-Lösung und berechnen Sie die absolute Unsicherheit dieser Volumenmessung.
2. b) Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der analysierten $\mathrm{HCl}$-Lösung und geben Sie das Ergebnis mit der passenden Anzahl signifikanter Stellen an. Schätzen Sie die Unsicherheit des verbrauchten Volumens konservativ ab, indem Sie die beiden maximalen Ablesefehler addieren.

Es wird der Gehalt an Essigsäure, $\mathrm{CH_3COOH}$, eines handelsüblichen Essigs der Dichte $1{,}01\,\text{g/mL}$ analysiert. Dazu werden $10{,}0\,\text{mL}$ des Essigs mit einer Vollpipette entnommen, in einen Messkolben von $100{,}0\,\text{mL}$ gegeben, mit entionisiertem Wasser bis zur Marke aufgefüllt und durchmischt. Anschließend wird eine Probe von $20{,}0\,\text{mL}$ der verdünnten Lösung entnommen und mit einer wässrigen Lösung von $\mathrm{NaOH}$ der Konzentration $0{,}120\,\text{M}$ in Gegenwart von Phenolphthalein titriert. Bis zum Endpunkt werden genau $16{,}5\,\text{mL}$ Maßlösung verbraucht.

Gegeben: Relative Atommassen: $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{H}=1{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$.

1. a) Schreiben Sie die ausgeglichene Gleichung der Neutralisationsreaktion.
2. b) Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der Essigsäure im ursprünglichen Essig und bestimmen Sie ihren Massenanteil in Prozent ($\%\,\text{m/m}$).

Der Gehalt an Calciumcarbonat, $\mathrm{CaCO_3}$, einer handelsüblichen Antazida-Tablette mit der Gesamtmasse $1{,}20\,\text{g}$ soll bestimmt werden. Die pulverisierte Probe wird mit $50{,}0\,\text{mL}$ wässriger $\mathrm{HCl}$-Lösung $0{,}600\,\text{M}$ zur Reaktion gebracht, wobei nach folgendem Vorgang Kohlenstoffdioxid entsteht:

$\mathrm{CaCO_3\,(s) + 2\,HCl\,(aq) \rightarrow CaCl_2\,(aq) + CO_2\,(g) + H_2O\,(l)}$.

Nachdem das gesamte entstandene Gas ausgetrieben wurde, wird die verbliebene überschüssige Salzsäure durch Rücktitration mit einer $\mathrm{NaOH}$-Lösung $0{,}250\,\text{M}$ bestimmt; bis zum Umschlag werden $44{,}0\,\text{mL}$ der Base benötigt.

Gegeben: Atommassen: $\mathrm{Ca}=40{,}1$; $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$.

1. a) Berechnen Sie die Stoffmenge von $\mathrm{HCl}$ in Mol, die mit dem $\mathrm{CaCO_3}$ reagiert hat.
2. b) Bestimmen Sie die in der Tablette enthaltene Masse an $\mathrm{CaCO_3}$ und ihren Massenanteil in Prozent im Medikament. Nehmen Sie an, dass die übrigen Bestandteile der Tablette nicht mit der Säure reagieren und dass beim Austreiben des Gases kein HCl verloren geht.

In einem Schullabor sind Reste von konzentrierter Schwefelsäure, $\mathrm{H_2SO_4}$, und konzentrierter Natriumhydroxidlösung, $\mathrm{NaOH}$, übrig geblieben, beide als ätzend gekennzeichnet. Ein Schüler schlägt vor, sie direkt in einem Becherglas zu mischen und das Ergebnis in den Abfluss zu gießen. a) Nennen Sie zwei Gefahren dieses Vorschlags und erläutern Sie, welchen Schutz für Augen, Haut und Kleidung das beaufsichtigte Arbeiten mit ätzenden Chemikalien erfordert. b) Schlagen Sie vor, wie diese Abfälle gekennzeichnet, getrennt und der Laborleitung zur Entsorgung gemäß der Verfahrensweise der Schule gemeldet werden. Begründen Sie, warum die mögliche Neutralisation ein kontrollierter Vorgang sein muss und keine improvisierte Mischung von Konzentraten.