Praktikum Anorganische Chemie/ Titerbestimmung

Der Titer oder Normalfaktor f ist ein Faktor, der die Abweichung der tatsächlichen Konzentration einer Maßlösung von der Nennkonzentration der Lösung angibt.

$f:={\frac {c_{exp.}}{c_{theor.}}}$

Daraus ergibt sich bei der Titration mit der eingestellten Lösung

$n=V\cdot f\cdot c_{theor.}$

Der Titer ist ein für die jeweilige Maßlösung spezifischer Wert. Je nach Bestimmungsmethode kann ein leicht unterschiedlicher Titer für ein und dieselbe Maßlösung bestimmt werden. Sinnvollerweise wird die gleiche Methode für die Messung und die Titer-Bestimmung verwendet, da die Endpunkt-Bestimmung bei jeder Methode unterschiedlich ist und so Differenzen entstehen.

Einige Maßlösungen sind so instabil, dass der Titer bei jeder Verwendung der Maßlösung neu ermittelt werden muss. Dies gilt besonders für niedrig konzentrierte Lösungen von  Iod, Salzsäure,  Natronlauge und  Kaliumpermanganat; Iod und Chlorwasserstoff verdampfen aus der Lösung, Natriumhydroxid bildet mit dem Kohlendioxid der Luft Natriumcarbonat und Kaliumpermanganat zersetzt sich in einem autokatalytischen Prozess zu  Braunstein.

Einigermaßen stabil sind höherkonzentrierte Maßlösungen von Salz- und Schwefelsäure, Natriumthiosulfat, Cer(IV), Kaliumdichromat, Silbernitrat (unter Lichtausschluss) und natürlich Urtitermaßlösungen. Aber auch diese Maßlösungen müssen mindestens einmal pro Monat geprüft werden.

Zur Bestimmung des Titers werden sog. Urtitersubstanzen verwendet. Dies sind Substanzen, die sich zum einen leicht in einer definierten Zusammensetzung (wasserfrei, bestimmtes Hydrat) herstellen lassen, ein möglichst hohes Molekulargewicht haben und sich daher leicht mit geringem Fehler abwiegen lassen. Sie sind Feststoffe wie z.B. Oxalsäure-Dihydrat und Natriumcarbonat.

Bestimmung des Titers einer Salzsäurelösung

Als Urtitersubstanz wird  Natriumcarbonat gewählt, das mit  Salzsäure wie folgt reagiert:

$\mathrm {2\ HCl+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow +2\ NaCl}$

Aus der Reaktionsgleichung ist ersichtlich, dass die halbe Stoffmenge Natriumcarbonat der verbrauchten Stoffmenge Salzsäure entspricht.

Es wird eine bestimmte Menge Natriumcarbonat, das aus einer gesättigten Lösung mit Kohlendioxid ausgefällt, gewaschen und bis zur Massenkonstanz getrocknet wurde, möglichst genau abgewogen, in Wasser gelöst und mit einem Indikator wie  Methylorange versetzt. Nun wird bis zum Umschlagpunkt titriert. Aus dem Verbrauch an Maßlösung und der eingesetzten Stoffmenge an Natriumcarbonat kann die Konzentration der Salzsäurelösung bestimmt werden.

Vorlage

m(Na₂CO₃) = 0,4000 g (~3.77 mmol); c(HCl) = ca. 0,1 mol/l

Verbrauch an Maßlösung

75,0 ml

Stöchiometrie

${0.5}\ n(Na_{2}CO_{3}){\hat {=}}n(HCl){\hat {=}}n(H^{+})$

${\frac {m(Na_{2}CO_{3})}{{\frac {1}{2}}\cdot M(Na_{2}CO_{3})}}=c(HCl)\cdot V(HCl)$

(gemäß Beispiel: 2 * 3,77 mmol = 7,5 mmol)

${\frac {m(Na_{2}CO_{3})}{{\frac {1}{2}}\cdot M(Na_{2}CO_{3})\cdot V(HCl)}}=c(HCl)$

${\frac {0,4000g}{0,5\cdot 105,9888g/mol\cdot 0,0750l}}=0,10064mol/l$

Die Salzsäurelösung hat also eine tatsächliche Konzentration von 0,1006 mol/l. Um den Titer zu errechnen, teilt man nun die gemessene tatsächliche Konzentration durch die Nennkonzentration und erhält:

$f={\frac {c_{exp.}}{c_{theor.}}}=1,006$