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Aufgabe:


\( 872 \mathrm{mg} \) Blei(II)-Acetat-Hydrat \( \left(\mathrm{Pb}(\mathrm{AcO})_{2} \cdot x \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right) \) werden in \( 100 \mathrm{~mL} \) verd. \( \mathrm{HNO}_{3} \) gelöst und dann bei \( \mathrm{pH} 3 \) mit einer \( 0.1 \mathrm{M} \) EDTA- Lösung titriert. Bis zum Äquivalenzpunkt werden \( 23.2 \mathrm{~mL} \) EDTA- Lösung verbraucht.

b) Berechnen Sie [ \( \left.\mathrm{Pb}^{2+}\right] \) zu Beginn der Titration und den Wert für x des Hydrats.
c) Warum kann \( \mathrm{Pb}^{2+} \) mit EDTA in saurer Lösung titriert werden, \( \mathrm{Ca}^{2+} \) aber nicht?


Problem/Ansatz:

zu b):

M(Pb(AcO)2 )= 325,29 g/mol

ß= m/V = 8.72g/L       c(Pb(AcO)2 )= ß/M =0.0268 mol/L

c(Pb)= 0.0268 mol/L / 2 = 0,0134 mol/L

c) Begründet man hier mit der Stabilität der Atome?

von

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Gruß chemweazle,

Zu

Berechnen Sie die Blei(II)-Ionen-Konzentration zu Beginn der Titration und den Wert für das x des Hydrats

Zu b). Berechnung der Ausgangs-, Anfangs-Konzentration an Blei(II)-Ionen im Aliquot.
Zur Rechnung mit der Massenkonzentration
<p>Klar, die molare Konzentration, c, einer gelösten Substanz ist die Massenkonzentration,&beta;, geteilt durch die Molmasse des Gelösten</p>
$$c = \frac{\beta}{M} = \frac{m}{M\cdot V} = \frac{n}{V}$$

Haken in der Rechnung:

Die Molmasse von von wasserfreiem Blei(II)acetat paßt aber nicht. Denn es wurde eine Masse von 872 mg des hydratwasserhaltigen Blei(II)acetates gelöst, Pb(OAc)2 * x H2O.

_________________

Ja, das süß schmeckende, sehr giftige Blei(II)acetat, der "Bleizucker", wurde vor Jahrhunderten als Süßungsmittel und besonders zum "Schönen" der sauren Weine benutzt.

________________

Auflösen des Blei(II)acetates mit Hydratwasser in verd. Salpetersäure

Beim Lösen des Blei(II)acetats werden die Blei-Ionen aus dem Kristallgitter in die Lösung gebracht und mit Wasser und ggf. mit den Anionen komplexiert. Die Acetationen sind schwache Basen. Sie reagieren mit der Salpetersäure in Lösung zur Essigsäure. Das hat eine Erhöhung des pH-Wertes, von anfangs vielleicht 1, auf den Wert pH = 3 zur Folge.

Pb(O2C-CH3)2(s) * x H2O + 2 HNO3(aq) ⇌ Pb(NO3)2(aq) + 2 HO2C-CH3)(aq) + x H2O

Basenreaktion der Acetationen

H(+)(aq) + OAc(-)(aq) ⇌ HOAc(aq)


Nun auch wenn die Komplexbildungskonstante für den Blei-EDTA-Komplex sehr groß im Vergleich zu anderen Komplexen ist, so darf die Lösung dennoch nicht zu sauer sein, sodaß fast alles an EDTA vollständig protoniert vorliegt.

Eine große H(+)-Ionenkonzentration drückt das Komplexbildungsgleichgewicht nach links in Richtung Zerfall.

Für viele andere Komplexe, deren Komplexbildungskonstanten nicht so groß sind, z.B. die von Magnesium, Calcium oder Zink, muß in alkalischer Lösung gearbeitet werden, damit die bei der Komplexbildung entstehenden H(+)-Ionen entfernt werden.

Titration

Ein 2fach oder 3fach positiv geladenes Kation bildet mit einem Liganden, EDTA ein 1 : 1- Komplex.

1 mol EDTA(4-)- oder H2EDTA(2-)-Ionen komplexieren 1 mol Kationen, die zweifach oder dreifach positiv geladen sind.

Reaktionsgleichung

Pb(2+)(aq) + H2EDTA(2-)(aq) → [Pb(EDTA](2-) + 2 H(+)(aq)

Die bei der Titration bis zum Äquivalenzpunkt zugegebene Stoffmenge an EDTA entspricht der Stoffmenge an komplexierten Blei(II)-Ionen.

Die Stoffmenge an komplexierten Blei(II)-Ionen ist gleich der Stoffmenge an Bleiionen in der Substanz und entspricht auch gleich der Stoffmenge des gelösten Blei(II)acetat-x-Hydrats.

Masse an Blei(II)acetat.x-Hydrat, m(Pb(OAc)2 * x H2O) = 0,872 g

.......................................................................................................................................................

Maßlösungsverbrauch bei der Titration bis zum ÄP, V(EDTA) und Gehalt der EDTA-Maßlösung

V(EDTA) = 23,2 ml und c(EDTA) = 0,1 mol / l = 0,1 mmol / ml

Titrierte Stoffmenge an Blei(II)-Ionen, diese ist gleich der Stoffmenge an gelösten Blei(II)acetat-x-Hydrat

n(EDTA)zugegeben c(EDTA) * V(EDTA) = n([Pb(EDTA](2-))

n([Pb(EDTA](2-)) = c(EDTA) * V(EDTA)

n([Pb(EDTA)]^{(2-)}) = \frac{0,1\cdot mmol}{ml}\cdot 23,2\cdot ml = 2,32 mmol

n(Pb(OAc)2 * x H2O) = 2,32 mmol

Bestimmung der Molmasse des Blei(II)acetat-x-Hydrates

$$M(Pb(OAc)_{2}\cdot x\cdot H_{2}O) = \frac{m(Pb(OAc)_{2}\cdot x\cdot H_{2}O)}{n(Pb(OAc)_{2}\cdot x\cdot H_{2}O)}$$

$$M(Pb(OAc)_{2}\cdot x\cdot H_{2}O) = \frac{872\cdot mg}{2,32\cdot mmol} \approx 375,862\cdot \frac{g}{mol}$$

Zerlegung der Molmasse des Blei(II)acetat-x-Hydrates in Summanden von Teilmolmassen

Die Molmasse ist die Summe der Teilmolmassen, die Teilmolmassen sind die Summanden.

Die mit Hilfe der Titration ermittelte Molzahl an komplexierten Bleiionen entspricht auch der Stoffmenge an gelösten Blei(II)acetat-x-Hydrat.

n(Pb(OAc)2 * x H2O) = n([PbEDTA](2-))

Ein mol des Pb(OAc)2 * x H2O enthält 1 mol Pb(2+)-Ionen, 2 mol Acetatationen und x mol Wassermoleküle.

Auch bei 1 mol der kristallwasserfreien Verbindung sind entsprechend 1 mol Blei(II)-Ionen und 2 mol Acetationen enthalten.

Zerlegung der Molmasse von des unbekannten Hydrats in Teilmolmassen


M(Pb(O2C-CH3)2 * x H2O) = M(Pb(O2C-CH3)2) + M(x H2O)

In dem Blei(II)acetat –x-Hydrat steckt die Molmasse von wasserfreiem Blei(II)acetat drin plus die Molmasse von x mal H2O.

Die Molmasse von x H2O, M(x * H2O) ist x mal der Molmasse von H2O

M(x * H2O) = x * M(H2O)

Die Differenz aus der Molmasse des Hydrates und der Molmasse des wasserfreien Blei(II)acetates ergibt x mal die Molmasse von Wasser, das ist Masse an Kristallwasser in 1 mol Substanz.

M(Pb(OAc)2 * x H2O) –  M(Pb(OAc)2) = x * M(H2O)

$$x = \frac{x\cdot M(H_{2}O)}{M(H_{2}O)}$$

$$x = \frac{M(Pb(OAc)_{2}\cdot x\cdot H_{2}O) - M(M(Pb(OAc)_{2}}{M(H_{2}O)}$$

Molmassen

  • experimentell best. Molmasse vom "x-Hydrat": M(Pb(OAc)2 * x H2O) = 375,862 g / mol
  • Molmasse von Blei(II)acetat, wasserfrei, M(Pb(OAc)2) = M(C4H6O4Pb) = (12,011*4+1,0079*6+15,9994*4+207,2) g / mol = 325,289 g / mol
  • M(H2O) = (1,0079*2+15,9994) g / mol = 18,0152 g / mol

$$x = \frac{(375,862 - 325,289)\cdot g\cdot mol}{18,0152\cdot g\cdot mol} = \frac{50,573}{18,0152}$$

x = 2,81 ≈ 3

Ergebnis: Es ist das Blei(II)acetat-Trihydrat, Pb(O2C-CH3)2 * 3 H2O

Zu
c). Warum kann Pb(2+) mit EDTA in saurer Lösung titriert werden, Ca(2+) aber nicht?

In stark saurer Lösung kann mit EDTA gar nicht mehr titriert werden, denn dann liegt das EDTA vollständig protoniert als 4wertige Säure vor. Diese kann keine Kationen mehr komplexieren.
In sauer Lösung werden diese Komplexierungsgleichgewichte "nach links" in Richtung Komplexzerfall geschoben, gedrückt. (siehe die Reaktionsgleichung bei der Titration)

Denn es enstehen bei der Komplexbildung mit 1 mol H2EDTA(2-)-Ionen 2 mol H(+)-Ionen.

Die EDTA-Komplexe von Zinn, Blei und Zink haben die größten Komplexbildungskonstanten, diese sind größer als die von Komplexbildungskonstanten der EDTA-Komplexe des Calciums und Magnesiums.

Zum Komplexieren wird eigentlich das Tetra-Anion, ( EDTA(4-) ) von EDTA benötigt.

EDTA wird aber meistens wegen der schnelleren Wasserlöslichkeit als Dinatrium-Dihydrogen-EDTA-Salz eingesetzt.


Diese schwache 2wertige Säure liegt in geringen Umfang in Hydroniumionen und EDTA(4-)-Ionen dissoziiert vor.

Eine Natriumdihydrogen-EDTA- Lösung ist quasi neutral, es liegt nur sehr geringe Konzentration an EDTA(4-)-Ionen vor.(schwache Säure)

Komplexierung mit Na2H2EDTA

2stufige Dissoziation der H2EDTA(2-)-Ionen

H2EDTA(2-)(aq) ⇌ EDTA(4-)(aq) + 2 H(+)(aq)

Komplexierungsreaktion

[M(H2O)6](2+)(aq) + EDTA(4-)(aq) ⇌ [M(EDTA)](2-)(aq) + 6 H2O

Komplexe mit großer Komplexbildungskonstanten benötigen eine geringere Konzentration an "freiem", unprotonierten EDTA ( EDTA(4-) ).

Die etwas labileren Komplexe wie z.B. die von Ca oder Mg benötigen zur ausreichenden Komplexbildung höhere Konzentrationen an unprotoniertem EDTA ( EDTA(4-)-Ionen )

In schwach saurer Lösung ist die Konzentration an EDTA(4-)-Ionen geringer, als in alkalischer Lösung.

In schwach saurer Lösung können nur die Kationen ausreichend komplexiert werden, deren Bildungskonstanten groß genug sind.( Sn, Pb, Zn )

Ca und Mg müssen deshalb in alkalischer Lösung titriert werden.( alkal. Ammoniak-Ammoniumchlorid-Puffer)


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Sehr ausführlich, Dankeschön:)

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