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Hallo ihr Lieben könnt ihr mir vielleicht helfen wäre super lieb:)


Eine Kaliumiodidlösung besitzt eine Massenkonzentration ß von 166,0g/l. 10 ml dieser Lösung werden mit 20 ml Wasser sowie 1 ml Eosin-Lösung (1% in Wasser) versetzt und mit einer 0,5 N AgNO3 (f=0,990) titriert. Welchen Verbrauch an Maßlösung erwarten Sie?


Ich hab mir folgendes überlegt

166,0 g ist die Masse von Kaliumiodid pro Liter d.h für 10 ml=0,01 l ist es eine Masse von 1,66 g .

Dazu werden dann 20 ml=0,02l Wasser gegeben und 1ml Eosin = 0,001 l.

Reaktionsgleichung ist doch dann AgNO3+KI-> AgI+KNO3 d.h doch es ist ein 1:1 Verhältnis oder weil Silber einfach positiv geladen ist und Iodid einfach negativ.

Also hab ich mir gedacht folgt daraus n(AgNO3)=n(KI)

n=cxfxV

0,5x0,990

dann komm ich nicht mehr weiter

von

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Hallo, hier ist chemweazle,

Eine Kaliumiodidlösung besitzt eine Massenkonzentration ß von 166,0g/l. 10 ml dieser Lösung werden mit 20 ml Wasser sowie 1 ml Eosin-Lösung (1% in Wasser) versetzt und mit einer 0,5 N AgNO3 (f=0,990) titriert. Welchen Verbrauch an Maßlösung erwarten Sie?
Dazu werden dann 20 ml=0,02l Wasser gegeben und 1ml Eosin = 0,001 l.
Das dient zur besseren visuellen Endpunkterkennung.
Reaktionsgleichung ist doch dann AgNO3+KI-> AgI+KNO3 d.h doch es ist ein 1:1 Verhältnis oder weil Silber einfach positiv geladen ist und Iodid einfach negativ.

Also hab ich mir gedacht folgt daraus n(AgNO3)=n(KI)
Sehr gut, das ist richtig, allright.

Argentometrie- Aufgabe
Silnernitrat-Lösung
Wunschäquivalentkonzentration: 0,5 N, Titer: f= 0,99, reale Äquivalentkonzentration: 0,5 N * 0.99 = 0,495 mol/l
Silber ist einwertig(z=1)

z.B.: Ag(+) + X(-)  →  AgX ↓

X(-) = Cl(-), Br(-), I(-), CN(-), SCN(-)


Oder bei einer Redoxtitration

 Ag(+) + 1 e(-) → Ag(0)

Also ist die Äquivalentkonzentration betrags- und einheitsgleich mit der molaren Konzentration.
[AgNO3] = 0,494 mol/l
Zur Kaliumiodidlösung, KI-Lsg.

Die Massenkonzentration β= m(KI)/V(Lsg.)

Aus der Massenkonzentration Masse an Kaliumiodid pro Volumen Lösung berechnet man die molare Konzentration.
$$\beta = \frac{m(KI)}{V(Lsg.)}$$

mit m(KI) = n(KI) mal M(KI), kann man die Massenkonzentration auch so schreiben,
$$\beta = \frac{n(KI)\cdot M(KI)}{V(Lsg.)}$$

Teilt man die Massenkonzentration einfach durch die Molmasse, so erhält man die molare Konzentration.
Also:

$$[KI] = \frac{1}{M(KI)}\cdot \frac{n(KI)\cdot M(KI)}{V(Lsg.)}$$

$$[KI] = \frac{1}{M(KI)}\cdot \beta$$

Molmasse Kaliumiodid: M(KI) = (39,0983+126,9045) g/mol = 166,0028 g/mol

$$[KI] = \frac{mol}{166,0028 g}\cdot \frac{166 g}{l} = 0,9998 \frac{mol}{l} = 1 \frac{mol}{l} $$

$$[KI] = 1 \frac{ mmol}{ml}$$

$$n(KI) = n(I^{(-)}) = [KI]\cdot V(KI) $$

$$n(KI) = n(AgNO_{3}) = 1 \frac{ mmol}{ml}\cdot 10 ml = 10 mmol$$

$$[AgNO_{3}] = 0,495 \frac{ mmol}{ml}$$

$$V(AgNO_{3}) = \frac{n(AgNO_{3})}{[AgNO_{3}]}$$

$$V(AgNO_{3}) = \frac{10 mmol\cdot ml}{0,495 mmol} = 20,202 ml$$

Der Erwartete Verbrauch an 0,495m Silbernitratlösung beträgt 20,2 ml.


Gruß chemweazle

von 2,1 k

Sanek ,aber ich hab leider ein paar Dinge nicht verstanden um ehrlich zu sein weiß ich nicht was du damit meinst dass die

molare Konzentration gleich der Äquivalentkonzentration ist ab da komm ich nicht mehr mit.

Redoxtitration hatten wir nocch nicht also dann Argentometrie, was ich verstanden hab ist das du die Wunschkonzentration 0,5N bzw. 0,5mol/l ist da Silber einwertig ist aber danach versteh ich leider nix mehr was ist die Molare Konzentration die normale Konzentration die ist dochdann0,5?

Esgeht ja erst einmal um die molare Konzentertion der Silbernitratlösung, diese hat nicht den Wunschwert von 0,5 mol/l, sondern f mal 0,5mol/l, mit f= 0,99.

Also [AgNO3] = 0,5 mol/l * 0,99 = 0,495 mol/l

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