Anorganisch Chemisches Praktikum Skript Wise07 08

7/17/2019 Anorganisch Chemisches Praktikum Skript Wise07 08

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JOHANNES-GUTENBERG-UNIVERSITÄT MAINZ FACHBEREICH CHEMIE UND PHARMAZIE

ABTEILUNG FÜR LEHRAMTSKANDIDATEN DER CHEMIE

ANORGANISCH-CHEMISCHES PRAKTIKUM FÜR LEHRAMTSKANDIDATEN

WINTERSEMESTER 2007/2008



Anorganisch chemisches Praktikum Wintersemester 06/07

II

Inhaltsverzeichnis

Ablauf Versuche und Analysen Seite

1.Allgemeines2.Organisatorisches

111

Teil I Qualitative Analysen und Handversuche

1.Woche Versuch 1-1: Die hohe Reaktivität der AlkalimetalleVersuch 1-2: Die abgestufte Reaktivität der ErdalkalimetalleVersuch 1-3: Schwerlösliche CalciumsalzeVersuch 1-4: FlamenfärbungenVersuch 1-5: SpektralanalyseVersuch 1-6: Salpetersäure oxidiert KohlenstoffVersuch 1-7: Oxide des StickstoffsVersuch 1-8: Zersetzung von Ammoniumnitrat

Versuch 1-9: Zersetzung eines AlkalimetallnitratesVersuch 1-10: Zersetzung von BleinitratVersuch 1-11: Die Reduktion von NitratVersuch 1-12: Die Salze der Phosphorsäure

1515161617181818

18191919

2.Woche Versuch 2-1: Wärmeeffekt beim Verdünnen von SchwefelsäureVersuch 2-2: Die hygroskopische Wirkung von SchwefelsäureVersuch 2-3: Schwefelsäure aus Schwefel und SalpetersäureVersuch 2-4: Reduktion von halbkonzentrierter Schwefelsäure

mit KupferVersuch 2-5: Die Zersetzung von Chlorat

Versuch 2-6: Reduktion von Chlorat und PerchloratVersuch 2-7: Nitrit als Reduktions- und OxidationsmittelVersuch 2-8: Die Stabilität der schwefligen SäureVersuch 2-9: Thiosulfat als Reduktionsmittel und Stabilität der

Thioschwefelsäure Analyse 1: Nachweis der Erdalkalimetalle1.Kolloquium

20202020

21

21212222

2224

3.Woche Versuch 3-1: Die Herstellung von ChlorwasserVersuch 3-2: Chlor als OxidationsmittelVersuch 3-3: SynproportionierungVersuch 3-4: Disproportionierung von BromVersuch 3-5: Disproportionierung von IodVersuch 3-6: Umsetzung der Halogenide mit konzentrierter

Schwefel- bzw. Phosphorsäure Analyse 2: Nachweis von Anionen

252627272727

28




III

4.Woche Versuch 4-1: KupferhydroxidVersuch 4-2: Kupfer(II) als schwaches OxidationsmittelVersuch 4-3: Der SilberdiamminkomplexVersuch 4-4: Sulfit und Thiosulfat als LigandenVersuch 4-5: Fällung von Zinkionen

Versuch 4-6: Chrom(III) und Chrom(VI)Versuch 4-7: Chromat als OxidationsmittelVersuch 4-8: Oxidationsschmelze Cr/MnVersuch 4-9: Oxidation des Mn(II) zu Mn(IV)Versuch 4-10: Permanganat alsOxidationsmittel Analyse 3: Nachweis der Anionen Acetat, Carbonat, Silikat, Borat2. Kolloquium

3131323232

33333334343536

5.Woche Versuch 5-1: Komplexierung, Fällung und Oxidationspotential vonEisen

Versuch 5-2: Die Oxidationstufe +III von Fe, Co und Ni

Versuch 5-3: Stabilität von des Eisen(III)thiocyanatokomplexesVersuch 5-4: Fe(III) als OxidationsmittelVersuch 5-5: Fe(II) als ReduktionsmittelVersuch 5-6: Oxide des BleisVersuch 5-7: Mennige als Oxid zweier OxidationsstufenVersuch 5-8: Blei(IV) als starkes Oxidationsmittel Analyse 4: Nachweis von Eisen, Mangan, Cobalt, Nickel, Chrom

und Aluminium Analyse 5: n-Lösungsproblem

38

38

38383939393940

44

Teil II Quantitative Analysen und Handversuche6.Woche Versuch 6-1: Löslichkeit der BorsäureVersuch 6-2: Chemische Eigenschaften des AlVersuch 6-3: PetrischalenexperimenteVersuch 6-4: Erhitzen von HydrogencarbonatVersuch 6-5: Thermische Zersetzung von CarbonatenVersuch 6-6: Gleichgewicht Carbonat – HydrogencarbonatVersuch 6-7: Darstellung, Verbrennung und Nachweis von COVersuch 6-8: Verdrängung der Kieselsäure aus ihrem Alkalisalz Analyse 6: Elektrogravimetrische Bestimmung von Kupfer

3. Kolloquium

45464647474747484849

7.Woche Versuch 7-1: Eisessig als BrönstedtsäureVersuch 7-2: Auskristallisieren im BecherglasVorbereitung für die TitrationenVersuch 7-3: Kupferhydroxid Analyse 7: Der Gehalt einer Schwefelsäure ist zu bestimmen Analyse 8: Der Carbonat-Gehalt einer Probe ist zu bestimmen

505051565758

8.Woche Versuch 8-1: Ein LöslichkeitsgleichgewichtVersuch 8-2: Temperaturabhängigkeit der LöslichkeitVersuch 8-3: Beladungsvorgang eines Kationenaustauschers

Versuch 8-4: Bestimmung aller Kationen in einer WasserprobeVersuch 8-5: Bestimmung eines Verteilungskoeffizienten

585859

5960




IV

Analyse 9: Borsäure-Bestimmung Analyse 10: Bestimmung des Natriumgehaltes einer Lösung

6161

9.Woche Versuch 9-1: Silberchromat als kristallchemischer NachweisVersuch 9-2: Enthalpie der Reaktion von Zink und BromVersuch 9-3: Bildungsenthalpie des Cu(II)-HydratesVersuch 9-4: Bildungsenthalpie eines Cu(II)-KomplexesVersuch 9-5: AutokatalyseVersuch 9-6: Potentiometrische Verfolgung einer Redoxtitration Analyse 11: Konduktometrische Bestimmung von Salzsäure Analyse 12: Potentiometrische Bestimmung von Maleinsäure4. Kolloquium

616263646464656566

10.Woche Versuch 10-1: Komplexierung mit EDTAVersuch 10-2: Löslichkeit von Gips in Salzlösungen

Versuch 10-3: Photometrische UntersuchungVersuch 10-4: Salzeffekte bei der Komplexierung Analyse 13: Photometrische Bestimmung von Kupfer Analyse 14: Chloridbestimmung nach Mohr

6768

69707071

11.Woche Versuch 11-1: Säurekonstante eines Indikators photometrischVersuch 11-2: Komplexzusammensetzung durch AufstockenVersuch 11-3: Komplexzusammensetzung nach Job Analyse 15: Komplexometrische Bestimmung von Zink Analyse 16: Permanganometrische Bestimmung von Calcium Analyse 17: Gravimetrische Bestimmung von Phosphat als

NH4MgPO4·H2OVersuch 11-5: Die konduktometrische Bestimmung der Löslichkeitvon Bariumhydroxid

717273747476

77

12.Woche Analyse 18: Iodometrische Bestimmung von Kupfer Präparat: Eine Kupferverbindung mit Analyse der

ZusammensetzungPlatzabgabe

7878

Anhang: Tabellen (Säurekonstanten, Redoxpotentiale,Löslichkeitsprodukte, Komplexdissoziationskonstanten).

81




1

Allgemeines1 GrundlagenDas anorganisch-chemische Praktikum für Lehramtskandidaten der Chemie hat dieBeschäftigung mit den Eigenschaften der chemischen Elemente und ihrer

Verbindungen, soweit sie der anorganischen Chemie zugehören, zum Inhalt. Diequalitative Analyse einfacher Gemische anorganischer Verbindungen wird an aus-gewählten Beispielen für Anionen und für Kationen behandelt. Die quantitative Analyse wird am Beispiel von Säure-Base-Titrationen, komplexometrischer Titration,Redoxtitrationen und Fällungstitrationen sowie einiger physikalischer Verfahren durchdurchgeführt. Das Praktikum ist in zwei Teile gegliedert, wobei im ersten Teilqualitative Analysen, im zweiten Teil quantitative Analysen durchgeführt werden.

In begleitenden Seminaren werden:

a) die Experimente des Praktikums diskutiert (die Versuchsaufzeichnungen sind

mitzubringen!) b) Grundlagen der anorganischen Chemie, die in den Vorlesungen behandelt wordensind, wiederholt und vertieft;

c) Demonstrationsexperimente von den Praktikanten vorgeführt.

Das Praktikum ist Montagnachnittag ansonsten ganztägig bis Donnerstag geöffnet.Fallen Feiertage in die betreffende Woche, so kann eventuell als Ausweichtermin derFreitagnachmittag festgelegt werden.

Als Praktikumsbuch dient:

Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, Jander/Blasius. 15. Aufl.(2005) von J. Strähle und E. Schweda. S. Hirzel Verlag.

Hinweisea) Die Teilnahme an der Sicherheitsbelehrung ist Pflicht.b) Regelmäßige Teilnahme am Praktikum und an den Seminaren ist eine

wesentliche Voraussetzung, um den Stoff in der vorgesehenen Zeit bearbeitenund bewältigen zu können.

c) Nach Abschluss der Versuche eines jeden Tages ist der Arbeitsplatzaufzuräumen. Die Geräte werden gereinigt und getrocknet bzw. zum Trocknenaufgestellt.

d) Zu den Versuchen ist ein Laborprotokoll zu führen, in das dieVersuchsbedingungen, die Beobachtungen und die Auswertungenaufgenommen werden.

e) Ein gesondertes Protokoll wird für die im Skript bezeichneten Versuchegeführt. Dieses Protokoll wird zu Hause ausgearbeitet; die Protokollseiten sindin einer Klarsichthülle mit Namen jeweils am ersten Praktikumstag einerWoche abzugeben.

f) Für die Analysen wird ein Analysenheft (DIN A5) geführt.




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1.1 Glasbruch und Verbrauchsmaterial Eine Grundausstattung an Verbrauchsmaterial wird bei Praktikumsbeginn zurVerfügung gestellt.Zusätzlicher Bedarf und Ersatz von Glasbruch ist vom zentralen Glaslager desFachbereichs zu beziehen.

Sondergeräte, z.B. für die Demonstrationen, können ausgeliehen werden;Ersatzbedarf dafür wird berechnet.

1.2 Laboratoriumsordnung1) Unbefugten (z.B. Besuchern) ist der Zutritt zu den Laboratorien aus

versicherungsrechtlichen Gründen nicht gestattet.2) Einer alleine darf nicht im Praktikum arbeiten; eine weitere Person muss

in Rufweite sein.3) Während des Aufenthaltes im Praktikum ist eine Schutzbrille und ein

Kittel zu tragen.4) Essen, Trinken und Rauchen sind im Praktikum verboten. Es ist auch

nicht erlaubt, Nahrungsmittel in den Praktikumsraum mitzunehmen.5) Jeder Praktikant ist für den ordnungsgemäßen Zustand seines

Arbeitsplatzes sowie des übernommenen Inventars verantwortlich.6) Beschädigungen von Institutseigentum werden auf Kosten des

Verursachers behoben.7) Mit Gas, Wasser, Elektrizität und mit den Chemikalien muss

sehr sparsam umgegangen werden.8) Tische, Abzüge, Waagen, Ausgüsse und Regale sind stets sauber zu

halten. Sauberkeit ist eine unerlässliche Voraussetzung für jedes

erfolgreiche chemische und analytische Arbeiten. Jeder Student hatdeshalb ein Hand- und ein Wischtuch bereitzuhalten.9) Abends müssen die Arbeitsplätze abgeräumt und gesäubert werden.

Besondere Aufmerksamkeit verdienen die allgemeinen Arbeitsplätzebzw. -geräte (z.B. die Waagen, Spektroskope, Mikroskope, Ausgüsse undAbzüge).

10) Arbeiten mit übel riechenden, giftigen oder aggressiven Substanzen, z.B.Abrauchen von Säuren, die Ätzprobe, Eindampfen von Ammoniak,Arbeiten mit H2S und anderen Gefahrstoffen, die einen hohenDampfdruck haben, dürfen nur unter den Abzügen ausgeführt werden.

11) Gefahrstoffe und ihre Lösungen dürfen nicht mit dem Mund pipettiert

werden; es sind geeignete Pipettierhilfen zu benutzen.12) Schwermetallabfälle werden gesondert gesammelt; ihre Entsorgung istentsprechend den Vorschriften vorzunehmen.

13) Organische Lösungsmittel sind in einem Gefäß zu sammeln, das ineinem Abzug aussteht.

14) Das Mitnehmen von Standreagenzien auf die Arbeitstische oder in dieAbzüge ist nur zur sofortigen Entnahme erlaubt. Es dürfen keinegrößeren Substanzmengen entnommen werden, da ein Zurückfüllenübrig gebliebener Reagenzien in die Standflaschen unterbleiben muss.

15) Alle Praktikanten haben sich über den Stand und die Funktion derVerbandskästen, Feuerlöschgeräte, Löschbrausen, Augenduschen und

der Notschaltung für das Gas zu informieren.




3

16) Grobe Verstöße gegen die Laboratoriumsordnung führen nach einerVerwarnung zum Ausschluss vom Praktikum.

1.3 Regelung des Ordnungsdienstes

Der Ordnungsdienst wird tageweise von einem Praktikanten übernommen.

Der/die jeweils eingeteilte Student/in hat bis zum Praktikumsschluss im Labor zu seinund den Raum als letzte/r Praktikant/in zu verlassen. Zuvor übernimmt er/siefolgende Aufgaben:

Trockenschränke, Wasser- und Sandbäder ausschalten, Ausstehende Mikroskope auf Sauberkeit überprüfen,Sauberkeit der Arbeitsplätze sowie der Abzüge und Ausgüsse kontrollieren,Standreagenzien ordnen, leere Flaschen zur Chemikalienausgabe bereitstellen,Hauptgashahn schließen.

Stellt der Ordnungsdienst Mängel fest, die nicht durch den Urheber oder denOrdnungsdienst zu beseitigen sind, ist dies unverzüglich dem zuständigen Assistenten zu melden.

Grundsätzlich bedeutet die Einrichtung eines Ordnungsdienstes für alle Praktikantenkeine Entlastung von der Pflicht, selbst für Sauberkeit am eigenen Arbeitsplatz undim ganzen Labor zu sorgen.

1.4 SicherheitsbelehrungDie GUV 19.17 regelt den Umgang mit Gefahrstoffen in Hochschulen. Für Praktikaschreibt die GUV 19.17 schriftliche Betriebsanweisungen und eine mündlicheUnterweisung vor.

Die schriftlichen Betriebsanweisungen zum anorganisch-chemischen Praktikum fürLehramtskandidaten der Chemie sind zum Teil in diesem Praktikumsskript enthalten:Es handelt sich dabei um die Laboratoriumsordnung, die Regelung desOrdnungsdienstes, die Sicherheitsbelehrung, die Gefahren- und Sicherheitshinweisebei den experimentellen Vorschriften sowie um die Angaben zu den einzelnenExperimenten, die einzuhalten sind.

Die Sicherheitsbelehrung soll aber auch klarstellen, dass von den Teilnehmern anden Praktika nicht nur die Beachtung der Vorschriften gefordert wird, sondern auchein eigenverantwortliches Handeln erwartet wird, das z.B. eine Pflicht sich zuinformieren, einschließt.

1.4.1 Gefahren im PraktikumGefahren im Praktikum entstehen beispielsweise

über allgemeine Unfallursachen;beim unsachgemäßen Umgang mit Glasgeräten;beim fehlerhaften Umgang mit offenem Feuer;




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beim unsachgemäßen und sorglosen Experimentieren mit Chemikalien.

1.4.2 Allgemeine Unfallursachen Ausrutschen auf feuchtem Boden

Stören bei Arbeitsvorgängen, die Konzentration erfordern

1.4.3 Umgang mit GlasgerätenSchnittverletzungen:

bei Arbeiten mit defekten Geräten;bei Scherben auf dem Tisch, oder auch im Putzeimer;bei Gewaltanwendung beim Umgang mit Glas.

Im Praktikum steht ein gesonderter Eimer bereit, in dem Laborglasabfälle gesammeltwerden. Diese Abfälle dürfen auf keinen Fall in die Container für Flaschenglasgegeben werden.Flaschenglas kann in die dafür vorgesehenen Container gegeben werden, wenn dieFlaschen vorher gespült worden sind.

1.4.4 Umgang mit offenem FeuerBeim Umgang mit brennbaren Flüssigkeiten, muss beachtet werden, dass zurEntzündung außer einer Flamme auch ein sehr heißer Gegenstand oder ein Funkeausreichen kann.Beim Umgang mit dem Bunsenbrenner ist zu beachten, dass die nichtleuchtende

Flamme u. U. kaum noch zu sehen ist.

1.4.5 Umgang mit Chemikalien Alle chemischen Verbindungen können ein Gefährdungspotential darstellen. Dabeiist eine Aufnahme oral, über die Haut und/oder über die Lunge möglich. AkuteFolgen können Vergiftungen und/oder Verätzungen sein. Langzeit- bis chronischeFolgen können auftreten in Form von Ekzemen, Entzündungen, Allergien,Vergiftungen, Krebs, Erbgutveränderungen, Fruchtschädigungen.

Eine Abschätzung des Gefährdungspotentials bei einer Aufnahme über die Lunge ist

über die MAK-Werte möglich; diese Werte einer MaximalenArbeitsplatzkonzentration stellen die Grenzkonzentration in der Atemluft dar, die beidauernder 8-stündiger Exposition pro Tag im allgemeinen die Gesundheit nichtbeeinträchtigt.

Wichtige Gefahrstoffe, die im anorganisch-chemischen Praktikum beiunsachgemäßem Umgang gasförmig auftreten können und ihre MAK-Werte:

Gase: Chlor 1,5 mg/m³ SO2

5 mg/m³

Brom 0,7 mg/m³ NO2 9 mg/m³

[Iod 1,0 mg/m³] CO 33 mg/m³




5

HF 2 mg/m³ H2S 15 mg/m³

HCl 7 mg/m³ NH3 15,2 mg/m³HBr 7,2 mg/m³

Flüssigkeiten: Ameisensäure 9 mg/m³

Essigsäure 25 mg/m³

Methanol 260 mg/m³

Ethanol 1900 mg/m³Pentanol (Amylalkohol) 360 mg/m³

Trichlormethan (Chloroform) 50 mg/m³

Methylenchlorid Dichlormethan 360 mg/m³Eine Gefährdung durch ätzende Gefahrstoffe betrifft ganz besonders die Augen(heiße alkalische oder saure Spritzer; Schutzbrille!!!).

Einige Verbindungen stellen eine starke Gefährdung dar, wenn sie in Formatembarer Stäube oder Aerosole auftreten.

1.4.6 SchutzmaßnahmenGefahrensymbole: Gefahrstoffe sind mit den vorgeschriebenen Gefahrensymbolengekennzeichnet:

T+ sehr giftig

T giftig

Gesundheitsschäden nach Einnahme, Verschlucken oder auch Hautkontakt;

Beispiele für T+: Brom, Thallium und seine Verbindungen; jeglichen direkten Kontaktmeiden, denn auch Hautkontakt führt zu einer Aufnahme.Beispiele für T: NH4F, As2O3, Selen, Benzol, Nitrobenzol, CCl4 u.a.Bei Flüssigkeiten jeglichen Hautkontakt meiden, Abzug benutzen.

C ätzend

Gewebe wird zerstört; z.B. Brom, starke Säuren und ihre Anhydride (SO3, CrO3,P2O5), starke Basen (auch Amine); Dämpfe nicht einatmen, Berührung vermeiden;gegen unbeabsichtigte Spritzer Schutzbrille tragen.




6

Xn mindergiftig

Xi reizend

Bei Aufnahme Schäden geringeren Ausmaßes; z.B. Butanol, Tetrachlorethen,Benzaldehyd, Ethylbromid, Pyridin, CH2Cl2; Bleioxide, Iod, NaClO3, Oxalsäure undOxalate; Dämpfe nicht einatmen, Berührung vermeiden.

O brandfördernd

Z.B. KMnO4, Na2O2, NaClO4, CrO3, konz. HNO3. Diese Substanzen sind selbst nichtbrennbar, reagieren aber heftig mit brennbaren (oxidierbaren) Substanzen, so dassohne weitere Zündquelle ein Brand entstehen kann.

F+ hochentzündlich

F leichtentzündlich

Praktisch alle niedrig siedenden organischen Flüssigkeiten und z. T.auch Feststoffe mit Sublimationstendenz: Bildung zündbarer Luftgemischevermeiden; Zündquelle fernhalten.Leicht entzündliche Feststoffe: Magnesium, Schwefel, roter Phosphor.Selbstentzündliche Stoffe; z.B. weißer Phosphor; Kontakt mit Luft vermeiden.Gefahrstoffe, die bei Kontakt mit Wasser leichtentzündliche Gase bilden: Alkalimetalle, Alkalihydride, Calciumcarbid, Magnesiumsilicid, Phosphide.

E explosionsgefährlich

Stoffe, die unter best. Bedingungen explodieren können; Beispiel (NH4)2Cr 2O7,Perchlorate, Azide, Acetylide, Persäuren und ihre Salze, Nitroverbindungen;Hitzeeinwirkung, Schlag, Funkenbildung vermeiden.




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R-SatzÜber die Gefahrensymbole hinaus wird mit den Charakterisierungen des R-Satzesauf besondere Gefahren beim Umgang mit Chemikalien hingewiesen.Eine Angabe wie Ra-b bei einer Substanz bedeutet, es gilt Ra bis Rb. DieBezeichnungen Ra/b stellen gesondert aufgeführte Kombinationsangaben dar.

Der R-Satz liegt im Praktikum aus.

S-SatzDie Angaben des S-Satzes stellen allgemein gehaltene Sicherheitsratschläge dar.

Die Vorschriften für die Experimente sind im Praktikumskript bzw. imPraktikumsbuch mit Mengenangaben und Ausführungsanweisungen aufgeführt.Damit soll ein sicheres Experimentieren gewährleistet sein.

Vorgeschriebene Einrichtungen in einem Praktikumsraum, die der Sicherheit

dienen; sind:Zwei Ausgänge, Fluchtwege über die durch Fenster, ein Erste-Hilfekasten,Feuerlöscher, Löschsand, Löschdecke, Löschbrause, Haupthahn für das Gas,Telefon im Praktikumsraum.

1.4.7 VerhaltensregelnWichtiger Hinweis: Jeden Schaden oder Unfall sofort dem Assistenten melden!Maßnahmen der Praktikanten, um allgemeine Unfallursachen beim Ex-perimentieren im Praktikum zu vermeiden:

Sicherheitsbestimmungen einhalten, Schutzbrille tragen, Kittel zuknöpfen, Händenach Kontakt mit Chemikalien abspülen, Arbeitsplatz aufgeräumt und sauberhalten. Arbeitsvorschriften vor Versuchsbeginn ganz lesen, verstanden haben und danneinhalten; mit geringen Mengen arbeiten; Abzüge benutzen.

Maßnahmen zur Unfallverhütung beim Umgang mit Glasgeräten:Sprunghafte, sehr starke Temperaturveränderungen vermeiden; dies giltbesonders für dickwandiges Glas oder Porzellan, welches nicht stärker erhitztwerden darf. Papierunterlage auf dem Arbeitstisch benutzen.Größte Vorsicht beim Einführen oder Herausdrehen von Glasrohren, Glasstäben

oder Thermometern aus Stopfenbohrungen oder Schlauchenden (Hände miteinem Handtuch schützen, "kurz anfassen").Keine schadhaften Glasgeräte benutzen!Glasrohr oder Glasstab teilen: mit der kleinen Säge ritzen, dann vorsichtigbrechen (Hände mit Handtuch schützen), genauere Anweisungen zumSchneiden, Rundschmelzen und Biegen im Praktikumsbuch. Zum Auszieheneiner Tropfpipette: Das Glasrohr weich schmelzen, dann kurz ziehen und erkaltenlassen.Vorsicht: heiße Glasteile nicht anfassen!

Zum Lösen fest sitzender Schliffverbindungen (speziell bei alkalischen Lösungen

setzt sich der Stopfen leicht fest) kann der Flaschenhals kurzzeitig mit dem Föhnoder auch sehr vorsichtig mit fächelnder Bunsenbrennerflamme (natürlich nicht




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bei brennbarem Flascheninhalt) erhitzt werden. Dabei dehnt sich die Hülse eheraus als der Stopfen, so dass sich dann die Verbindung lösen lässt.Häufig hilft auch ein leichtes Klopfen von unten gegen die Stopfenkante unterleichtem Drehen der Flasche gegen eine hölzerne Tischkante, um den Stopfenwirksam zu lockern.

Zum Umgang mit Schnappdeckelgläsern:Beim Schließen das Glas auf eine feste Unterlage stellen!Bei stärkerem Druck kann der Boden des Glases eingedrückt werden, was zuheftigen Schnittverletzungen führt.

1.5 Maßnahmen zur Unfallverhütung beim Umgang mit Chemikalien:Eine wichtige Information zur Beurteilung des Gefahrenpotentials einer Substanzstellt bei Gasen der MAK-Wert dar, und manchmal ist die Farbe und/oder der Geruchdes Gases eine erste Warnung; Flüssigkeiten lassen sich über das Gefahrensymbol,den MAK-Wert, den Siedepunkt; Feststoffe über das Gefahrensymbol, die

Reaktionsfähigkeit beurteilen, bei allen chemischen Verbindungen sind die Angabendes R-Satzes zu berücksichtigen.Beim Umgang mit Chemikalien:Hautkontakt meiden, kleine Mengen nehmen, Vorschriften und Hinweise beachten;vorsichtig erhitzen, Reagenzglasöffnung nicht direkt auf Personen im Nahbereichrichten.Schutzbrille tragen. Für Brillenträger stehen Überbrillen zur Verfügung, die beim Experimentierengetragen werden sollen.Versuche ohne Hast durchführen!Bei Umsetzungen mit einer Gasentwicklung ist besondere Vorsicht geboten.Nicht das Reagenzglas verschließen und zum Mischen umschütteln, wenn eineGasentwicklung oder eine stark exotherme Reaktion zu erwarten ist.Siedeverzüge vermeiden (alkalische Lösungen "stoßen" beim Erhitzen besondersleicht). Zum Rühren einen stark abgeplatteten Glasstab benutzen.Brenner von der Tischkante zurückstellen und bei Nichtbenutzen die leuchtendeFlamme einstellen (Gaszufuhr drosseln, Luftzufuhr schließen) bzw. den Brennerauch abstellen.Der Abzug zieht umso besser, je weiter er geschlossen ist.

1.6 Weitere Maßnahmen für ein sauberes Experimentieren:Flaschen nach Entnahme von Substanz sofort wieder verschließen.Den Stopfen mit der Außenfläche ablegen.Es ist kein Zurückfüllen erlaubt!Deshalb nur die Mindestmenge entnehmen.Nicht mit der Tropfpipette in die Vorratsflaschen gehen.Die Reinigung von Glasgefäßen kann in drei Stufen geschehen:a) nur ausspülen,b) mechanisch mit passender Bürste und Spülmittel reinigen,c) "chemisch" reinigen (nur in Sonderfällen).Das gesäuberte Gefäß mit Leitungswasser klar spülen, danach mit dest. Wasser aus

der Spritzflasche ab- bzw. ausspritzen.




9

1.7 Vom richtigen SpülenPraxis der Naturwiss.-Chemie 40 (1991) Heft 6, Seite 40

Beispiel: In einem 250 ml Becherglas bleiben nach dem Ausleeren

20 Tropfen = 0,5 ml zurück; Ausgangskonzentration = a0 mol/l.Die Konzentration einer verbleibenden Lösung nach den Spülvorgängen beträgt a1,a2, a3, ....

a) Einmal mit 200 ml Wasser spülen

a amol

l1 0

30 5

200 52 5 10= =

,

,,

b) Dreimal mit je 20 ml = 60 ml Wasser spülen

a a1 0

0 5

20 5=

,

,a a

2 1

0 5

20 5=

,

,

a a a amol

l3 2 0

3

3

6

0

0 5

20 5

0 5

20 51 5 10= = =

,

,

,

,,

Mehrfaches Spülen mit kleinen Mengen ist also viel wirksamer!

1.8 EntsorgungenSilberhaltige Lösungen Alle silberhaltigen Lösungen werden in einem separaten Behälter neben denSchwermetallen gesammelt.

SchwermetalleLösungen, die toxische Schwermetalle enthalten, werden gesondert gesammelt:Barium, Blei, Chrom (III), Kobalt, Kupfer, Nickel, Quecksilber.

Lösungen, die Chromat (Chrom (VI)) enthalten, werden angesäuert, mit Sulfitreduziert und als Chrom(III) in die Sammelflasche gegeben.

Zur Aufarbeitung wird die gesammelte Probe in einem 1-Liter-Kunststoff-Becher mittechnischem KOH oder NaOH neutralisiert (pH 6-8). Danach werden mehrereSpatelspitzen NaHCO3 hinzugefügt; eine pH-Kontrolle soll Werte von 6-8 ergeben.

Nach dem Absetzen wird der Hauptteil der Lösung vom Niederschlag abdekantiertund verworfen. Der in der Restlösung aufgeschlämmte Niederschlag wird in denSammelbehälter gegeben.




10

Organische LösungsmittelabfälleIm Behälter für organische Lösungsmittelabfälle werden gesammelt: Amylalkohol, Methylenchlorid, evtl. Chloroform und andere wasserunlöslicheLösungsmittel.

Wässrige Lösungen mit Ethanol, Aceton, Essigsäureethylester, Propanol, Butanoloder Methanol werden nicht gesondert gesammelt, da es sich um leicht abbaubareSubstanzen handelt.




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2. Organisatorisches

2.1 Die ProtokolleDie Abgabe der Protokolle einer Woche erfolgt in einer Klarsichtfolie am darauffolgenden Montag.

Beurteilungsmaßstab sind Fehlerfreiheit und Übersichtlichkeit, das Protokoll sollohne Schwierigkeiten nachvollzogen werden können. Auf korrekteReaktionsgleichungen wird besonderer Wert gelegt.Abgeschriebene Protokolle werden mit 0 Punkten bewertet!

Die Protokollführung beginnt mit der Versuchsnummer und macht Angaben zu:

- Aufgabenstellung (Kurzfassung der Versuchsanleitung)- Ergebnissen, Beobachtungen

- Auswertungen (Zwischenergebnisse und Rechenweg bei Berechnungen)- den Zahlenwert eines Ergebnisses klar herausstellen und sinnvoll runden- Reaktionsgleichungen (nicht nur, wenn sie explizit verlangt werden!), eventuell

mit kurzer Interpretation zum Ablauf der Reaktion- Bei testatpfichtigen Versuchen sind die vom Assistenten unterzeichneten

Messwerte mit Angabe des Versuchspartners dem Protokoll beizulegen

2.2 Die qualitativen AnalysenDie qualitativen Analysen werden in Schnappdeckelgläsern ausgegeben, die mitName und Analysennummer auf einem Etikett gut leserlich zu beschriften sind.

Analysenbestellungen werden nur bis 11 Uhr angenommen.

Nachsubstanz wird nur in Ausnahmefällen nach Rücksprache mit dem Assistentenausgegeben.

Die Analysenergebnisse sind in ein Analysenheft vom Format DIN A 5nach folgendem Schema einzutragen:

Analysennummer: Datum:

1) Aussehen der Analysensubstanz.2) Löslichkeit der Analysensubstanz (mit auffälligen Beobachtungen).3) Beobachtungen bei den Trennungen und Nachweisen der einzelnen Kationen

und Anionen.4) Ergebnis der Analyse:

- Aufzählung der nachgewiesenen Kationen- Aufzählung der nachgewiesenen Anionen

Zu korrigierende Analysenhefte sind in einem bezeichneten Korb im Praktikumabzulegen.

Die Bewertung der Ergebnisse erfolgt nach folgender Abstufung:

- bei richtiger Angabe volle Punktezahl,




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- bei falscher Angabe für einen Fehler ein Punkt Abzug,- bei mehr als einen Fehler wird die Analyse mit der Bewertung "falsch"

zurückgegeben.

Nach einer Überprüfung soll eine zweite Angabe erfolgen.

Mit allen qualitativen und quantitativen Analysen muss die Bewertung „ausreichend“erreicht werden; ist das nicht der Fall, müssen Analysen wiederholt werden.

2.3 Die quantitativen AnalysenEs werden ausgewählte titrimetrische Verfahren exemplarisch behandelt.

Die quantitativen Analysen werden in 100 ml-Messkolben ausgegeben, die mitNamen und Analysennummer leserlich auf einem Etikett zu kennzeichnen sind.Nachsubstanz wird nur in Ausnahmefällen nach Rücksprache mit einem Assistenten

ausgegeben. Mit entmineralisiertem Wasser wird exakt bis zur Marke aufgefüllt. DerTiter der eingesetzten Titrierlösung ist als Mittelwert von drei Einzelbestimmungen(angeben) abzugeben.

Die Analysenergebnisse sind in ein Analysenheft (Schreibheft DIN A 5) einzutragen.Das Protokoll der Analysen orientiert sich in der Regel an folgendem Schema:

a) Analysennummer: Datum:b) Reaktionsgleichung zum Verfahren,c) Titer der eingesetzten Titrierlösungd) Verwendete Menge der Analysenlösung,e) Titrationsverbrauch mit Einzelwerten und Mittelwert,f) Ansatz für die Berechnung,g) Angabe des Ergebnisses; in der Regel ist das Ergebnis auf die gesamte

Probe (100 ml) zu beziehen.

Zu korrigierende Analysenhefte sind an einer bezeichneten Stelle im Praktikumabzulegen.

Bewertung der Einstellung des Titers:

Der Einstellung wird als richtig angenommen:

2 Punkte bei einem sehr guten Wert (bis 0,5 % Abweichung kleinster zugrößtem Wert)1,5 Punkte bei einem guten Wert (>0,5-1 % Abweichung)1 Punkt bei einem befriedigenden Wert (>1-1,5 % Abweichung)0,5 Punkte bei einem ausreichenden Wert (>1,5-2 % Abweichung) Auch falsche Rechnungen werden als Fehler gewertet!




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Bewertung der Analysen:

Die Analyse wird als richtig angenommen:6 Punkte bei einem sehr guten Wert (bis 0,5 % Abweichung kleinster zu

größtem Wert)

5 Punkte bei einem guten Wert (>0,5-1 % Abweichung)4 Punkte bei einem befriedigenden Wert (>1-1,5 % Abweichung)3 Punkte bei einem ausreichenden Wert (>1,5-2 % Abweichung)

Auch falsche Rechnungen werden als Fehler gewertet.

Wird die Analyse nicht angenommen, so ist die Bestimmung zu wiederholen undes gilt eine um einen Punkt niedrigere Bewertung:

5 Punkte bei einem sehr guten Wert4 Punkte bei einem guten Wert3 Punkte bei einem befriedigenden Wert2 Punkte bei einem ausreichenden Wert

Es sind alle Analysen zu bearbeiten. Praktikanten, die mit ihren Analyseninsgesamt kein ausreichendes Ergebnis erzielt haben, wiederholen gegen Ende desPraktikums die Analysen, für die sie die wenigsten Punkte erhalten haben.

Die Einstellungen der Titrierlösungen zu den Titrationsverfahren werden ebenfalls im Analysenheft protokolliert. Sie werden mit maximal 2 Punkten bewertet.

2.4 KolloquienIn den Kolloquien wird der theoretische Hintergrund der Analysen und derHandversuche behandelt. Das Bestehen des Kolloquiums ist Voraussetzung für dieDurchführung der nachfolgenden Analysen. Es werden Noten zwischen 1 und 4gegeben, bei einer Note schlechter als 4 gilt das Kolloquium als nicht bestanden.Die Kolloquien können nur einmal wiederholt werden.Die Praktikanten werden in Zweiergruppen von einem Assistenten geprüft. DieTermine werden mit dem jeweiligen Assistenten direkt verabredet.Die Kolloquien sollten möglichst frühzeitig vor den zugehörigen Analysen stattfinden.Die erste Analyse kann vor dem ersten Kolloquium gemacht werden.

Folgendes Wissen wird vorausgesetzt (auch für Praktikanten, denen Analysen

oder Handversuche erlassen wurden):

-Kenntnis der Handversuche (z.B. Durchführung, verwendete Substanzen,Zielsetzung)

-Analysenmethoden, Durchführung, Auswertung-Allgemeine Kenntnisse der zugehörigen Theorie




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Die untenstehende Tabelle zeigt die im jeweiligen Kolloquium abgefragten Themen.

2.5 ChemikalienflaschenLeere und fast leere Flaschen werden zum Auffüllen bereitgestellt.

Wichtig: Bei Flaschen, in denen sich ein Bodensatz gebildet hat (vor allem beialkalischen Lösungen), ist vor dem Ausstellen zum Füllen der Restinhalt zu entleerenund die Flasche gut mit dest. H2O auszuspülen.

2.6 WaagenDie Waagen sind nur nach Einweisung durch einen Assistenten zu benutzen.Verunreinigungen der Waagen sofort entfernen.Schäden sofort melden.

2.7 Die PraktikumsnoteDie Benotung des Praktikums ergibt sich aus den Bewertungen folgenderTeilleistungen:

Protokolle (20%) Analysen (40%)Kolloquien (40%)

Kolloq Zeit Analysen Themen Handversuche

1Vor der

3.Woche

1 Nachweis von Kationen

2 Nachweis von Anionen3 Nachweis von Acetat,Carbonat,

Silikat, Borat

Periodensystem

AtombauBindungstheorieMassenwirkungsgesetzNachweisreaktionen

Versuch 1-1 bis 1-12

Versuch 2-1 bis 2-9Versuch 3-1 bis 3-6

2Vor der

5.Woche

4 Nachweis von Fe, Mn, Co, Ni,Cr, Al

5 n-Lösungsproblem6 Kupfer elektrogravimetrisch

Oxidation undReduktionNernstsche GleichungNachweisreaktionen


3Vor der

7.Woche

7 HCl/Schwefelsäure8 Carbonat9 Borsäure10 Natrium mit Ionenaustauscher11 Salzsäure konduktometrisch12 Maleinsäure potentiometrisch

Säure-Basen-TheorienpH-WertPuffersystemeIonenaustauscherNeutralisationstitration


4Vor der

10.Woche

13 Kupfer photometrisch14 Chlorid nach Mohr15 Calcium oder Zink mit EDTA16 Calcium permanganometrisch17 Phosphat Gravimetrisch18 Kupfer iodometrisch

Säure-Basen-Konzeptnach LewisLöslichkeitsproduktKomplexeKomplextitrationRedoxtitration

Photometrie

Versuch 8-1 bis 8-5Versuch 9-1 bis 9-6Versuch 10-1 bis 10-4Versuch 11-1 bis 11-4




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Teil I: Qualitative Analysen und Handversuche

1. WocheGefahrenhinweise

Ätznatron (NaOH) führt bei Hautkontakt je nach Konzentration, Temperatur undEinwirkzeit zu Reizungen bis zu sehr starken, tiefgreifenden Verätzungen, die sehrschmerzhaft sind und schlecht heilen.Besonders gefährdet sind die Schleimhäute; ein betroffenes Auge ist 10 Minuten zuspülen; danach sofort zum Augenarzt. Wenige Spritzer starker Lauge können zumErblinden führen.KOH ätzt noch stärker als NaOH. Alkalische Verätzungen sind gefährlicher als saure. Sehr wenige ml konz. Lauge, oraleingenommen, sind tödlich.

Säuren und ihre Dämpfe reizen bis ätzen abhängig von ihrer Konzentration, der

Temperatur und der Einwirkzeit sehr stark.Gefährdet sind vor allem die Schleimhäute (Auge). Besonders gefährlich ist konz.H2SO4. Die Halogenwasserstoffe ätzen auch als Gase stark (Augen, Lunge). Oftbesitzen Säuren noch weitere gesundheitsgefährdende Eigenschaften.

Schutzmaßnahmen: Schutzbrille, Vorsicht beim Experimentieren, besonders beimErhitzen alkalischer Lösungen.

Versuch 1-1: Die hohe Reaktivität der AlkalimetalleMan nehme ein linsengroßes Stück Natrium mit einer Pinzette aus der Vorratsflasche

und trockne es mit Filterpapier schnell ab. Ist das Stück größer, so wird es mit einemMesser halbiert oder geviertelt. Dieses Metallstück wird in ein Reagenzglas mit 3 mlEthanol gegeben. Wenn das Natriumstückchen verschwunden ist, wird die Lösunganschließend mit etwas Wasser verdünnt und mit pH-Papier überprüft.Protokoll:Die Reaktionsgleichungen für den Versuch sind anzugeben.

Versuch 1-2: Die abgestufte Reaktivität der Erdalkalimetalle1Ein kleines Stück Calcium in ein Reagenzglas geben, das halb mit dest. Wassergefüllt ist. Beobachtungen? Lösung anschließend mit pH-Papier prüfen.

Wie lässt sich ein Niederschlag in Lösung bringen?2Etwas Magnesiumpulver in dest. Wasser geben und allmählich erhitzen. Genaubeobachten! Anschließend die Lösung auch mit pH-Papier überprüfen. Zum Vergleich den pH desdest. H2O bestimmen.Protokoll:Beobachtungen und Reaktionsgleichungen für beide Versuche. Ist das Verhaltennach den Standardpotentialen zu erwarten (Ca/Ca2+ -2,87 V, Mg/Mg2+ -2,36 V)?




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Versuch 1-3: Schwerlösliche CalciumsalzeMit der ausstehenden Ca2+-Lösung sind ausgehend von den ausstehendenLösungen der Anionen Fällungsreaktionen zu untersuchen mit Fluorid,1M Schwefelsäure, Dihydrogenphosphat, Hydrogenphosphat, Phosphorsäure,Carbonat, Hydrogencarbonat, Oxalat, Borat (Borax) und Hexacyanoferrat(II).

Zu 2 ml der Lösung des Kations werden 2 ml der Lösung des Anions gegeben; einigeMinuten stehen lassen, bevor das Ergebnis beurteilt wird.Protokoll:Ergebnisse schildern und qualitativ mit den Werten der Tabelle 2.3 (J.B. S. 197).

Versuch 1-4: Flammenfärbungen (J.B. S. 185-187)

Verwendete Reagenzien:Einige Kriställchen der Chloride der Elemente Li, Na, K, Mg, Ca, Sr und Ba;verdünnte Salzsäure.

Durchführung:Man gibt auf ein Uhrglas 1 ml verdünnte HCl und auf Objektträger jeweils einigeKristalle der zu untersuchenden Chloride.

Das Ende eines Magnesiastäbchens wird in die verd. HCl eingetaucht und in derentleuchteten Flamme des Bunsenbrenners ausgeglüht. Diesen Vorgang wiederholtman so lange, bis die Flamme beim Einführen des Stabes farblos bleibt.

Dann erst bringt man an den wiederum mit HCl befeuchteten Stab ein Körnchen des

zu untersuchenden Chlorids und führt ihn in die entleuchtete Flamme. Dabei stellensich für die verschiedenen Elemente charakteristische Färbungen der Flamme ein,die außer beim Natrium nur kurz andauern.

Vor einem Versuch mit einem neuen Element kann der vordere Teil desMagnesiastäbchens abgebrochen werden, so dass der Rest noch für weitereVersuche relativ sauber zur Verfügung steht. Es empfiehlt sich, den Brenner durchUnterlegen einer Reagenzglasklammer schräg zu stellen, so dass keine Substanzhineinfallen kann.

Ergänzung: Bei gleichzeitiger Anwesenheit von Natrium werden besonders die

Färbungen von Lithium und Kalium überdeckt. Ein Kobaltglas absorbiert das gelbeLicht des Natriums, lässt aber die Wellenlängen des Lithium- bzw. Kaliumlichteshindurch. So kann man, wenn man die Flamme durch ein Kobaltglas betrachtet,Lithium und Kalium neben Natrium an der fahlvioletten Färbung durch das Kobaltglaserkennen, die sehr viel kürzer erscheint als das gelbe Natriumlicht.

Zur Verdampfung und Anregung von Bariumchlorid kann die Energie desBunsenbrenners zu gering sein. Es ist außerdem zu beachten, dass dieNachweisgrenze für Barium in der Flamme recht hoch bei 15 mg/ml liegt; derNachweis über die Flammenfarbe ist also weniger empfindlich als der chemischeNachweis als Sulfat.




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Alternative Ausführung:Neben den geöffneten Luftzutritt des Brenners wird ein Uhrglas mit einigen Tropfender zu untersuchenden Salzlösung etwas schräg gehalten, so dass sich dieFlüssigkeit am Rand des Uhrglases nahe am Luftzutritt befindet. Jetzt taucht mandas glühende Ende des Magnesiastäbchens in die Flüssigkeit, die verdampft,

versprüht und vom Luftstrom mitgezogen in die Flamme gerät und dort zur Färbungführt.(J. Chem. Educ. 75, 1998, 453)Protokoll:Ergebnisse der Untersuchungen und eine Beurteilung der beiden Ausführungsformen, Erfahrungen mit dem Kobaltglas.

Versuch 1-5: Spektralanalyse Farbtafel im Anhang des Jander/Blasius

Für die Beobachtung der Flammenfärbung mit einem Handspektroskop befestigt man

dieses an einem Stativ und sucht die richtige Stellung des Brenners, bzw. die richtige Ausrichtung des Spektroskops mit Hilfe der Flammenfärbung des Natriums.

Man achte darauf, dass beim Anvisieren der Flamme weder das Licht des innerenblauen Flammenkegels noch das des glühenden Magnesiastäbchens in dasSpektroskop fällt.

Zur Identifizierung können folgende Linien dienen:Li 671 nm (rot); Na 589 nm (gelb); K 767 nm (rot); Ca 622 nm (rot) und 553 nm(grün); Sr 650-600 nm (rot).

Die Beobachtungen mit dem Handspektroskop sind leichter zu zweit auszuführen.Ein Praktikant beobachtet und der zweite führt die Substanzprobe in die Flamme ein.

Flammenfärbung und Spektralanalyse können als Vorprobe zum Nachweis derbetreffenden Elemente benutzt werden.Protokoll:Beurteilung der Ergebnisse.

Gefahrenhinweise

HNO3: MAK-Wert 5 mg/m³. Konz. HNO3 (O) kann in Gegenwart von leicht

oxidierbaren Stoffen zur Entzündung führen.

Nitrate sind starke Oxidationsmittel und können sich mit leicht oxidierbarenSubstanzen entzünden bzw. zu explosionsartigen Umsetzungen führen:Explosionsunglücke mit NH4NO3, explosionsartige Umsetzung von Nitraten mitLeichtmetallpulver.




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Versuch 1-6: Salpetersäure oxidiert Kohlenstoff1Ein kleiner Streifen Filterpapier wird im Reagenzglas mit etwas konz. HNO3 versetzt.Ist bereits bei Zimmertemperatur etwas zu beobachten?Die Lösung wird zum sieden erhitzt.

Was passiert mit dem Papier?Ist in der Gasphase etwas zu beobachten?2Den anderen Versuch mit einer kleinen Spatelspitze Aktivkohlepulver und konz.HNO3 ausführen.Beobachtung bei Raumtemperatur?Beobachtung beim Erhitzen?Unterschiede zu Versuchsteil 1?Protokoll:Beobachtungen und Interpretationen wiedergeben. Eine Reaktionsgleichung für dieUmsetzung von Kohlenstoff mit HNO3 aufstellen.

Versuch 1-7: Oxide des StickstoffsMan versetze im Abzug in drei Reagenzgläsern je etwas Zinkgries mit1 verd. HNO3

2 konz. HNO3

3 einer Mischung von konz. HNO3 mit 2 Teilen Wasser.

Es entwickelt sich jeweils ein anderes Gas (J.B. S. 134 Vers. 2).(Die Zinkteilchen auf keinen Fall in den Abguss geben sondern in den Müll!)

Protokoll:Reaktionsgleichungen für 1 bis 3 aufstellen und dazu Begründungen geben.

Versuch 1-8: Zersetzung von AmmoniumnitratJ.B. S.129 Vers. 1 gut durchlesen!

Größere Mengen NH4NO3 können sich nach dem Starten der Reaktion heftig bisexplosionsartig zersetzen. Für das Erhitzen ca. 0,5 g nehmen, damit dieGlimmspanprobe aussagekräftig wird. Auch den Versuchsteil mit dem auf Rotglut erhitzten Reagenzglas oder Tiegelbodenausführen.

Protokoll: Wiedergabe der Ergebnisse; Reaktionsgleichungen übernehmen.

Versuch 1-9: Zersetzung eines AlkalinitratesIn einem trockenen Reagenzglas eine Spatelspitze Alkalinitrat schmelzen und stärkererhitzten, bis eine Gasentwicklung einsetzt. Die Gasentwicklung einige Zeit in Ganghalten.Den abgekühlten Rückstand in dest. H2O lösen und versuchen, entstandenes Nitrit,nach dem Ansäuern mit verd. Essigsäure, durch Zusatz (tropfenweise) von verd.Iodidlösung nachzuweisen (J.B. S. 131 Vers. 2). Einen Vergleichsversuch mit einerNitratlösung ausführen.




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Protokoll:Versuchsergebnisse und Reaktionsgleichung für die Zersetzung des Alkalinitrats zuNitrit und die Nachweisreaktion mit dem Iodid.

Versuch 1-10: Die Zersetzung von Bleinitrat Wenig Bleinitrat in einem trockenen Reagenzglas im Abzug kräftig erhitzen. AufGasentwicklung und Farbänderungen achten! (J.B. S. 130 Vers. 1)Protokoll:Welche Farbe hat das Gasgemisch und welche der Rückstand? Reaktionsgleichungfür die Zersetzung und für den Lösungsvorgang des NO2 in alkalischer Lösung zuNitrit und Nitrat.

Versuch 1-11: Die Reduktion von Nitrat Eine Lösung eines Nitrats mit 4 Plätzchen NaOH versetzen und eine kleineSpatelspitze Zinkpulver zusetzen. Neben Wasserstoff entweicht ein Gas, das mitIndikatorpapier nachgewiesen werden kann. (J.B. S. 135 Vers. 4)Protokoll: Aus den Teilgleichungen für die Oxidation des Zinks und die Reduktion des Nitratssoll eine Reaktionsgleichung für diese Umsetzung entwickelt werden. Nebenproduktesind Nitrit und auch Stickstoff, so dass es für die Reduktion des Nitrats drei Gleichungen gibt.

Versuch 1-12: Die Salze der Phosphorsäure

Welche pH-Effekte sind für Lösungen von Na3PO4, Na2HPO4 bzw. NaH2PO4 zuerwarten? Überprüfung mit Universalindikatorpapier.Protokoll:Begründung der pH-Werte mit Reaktionsgleichungen.

2. Woche

Gefahrenhinweise

SO2 ist ein toxisches Reizgas; MAK-Wert 2 ppm, Geruchsschwelle 0,5-1 ppm, ab 10ppm kaum noch zu ertragen wegen heftiger Reizung der Schleimhäute.

SO3 mit einer Reizschwelle von 0,1 ppm.

Chlordioxid: MAK-Wert 0,3 mg/m³; wird Trinkwasser anstelle von Chlor zugesetzt.

Chlorate: Sie wirken hämolytisch, mit Leber und Nierenschädigungen es sindMethämoglobinbildner, ca. 10 g sind eine tödliche Dosis.

Chlorkohlenwasserstoffe wirken narkotisch und sind ab einem Schwellenwert

toxisch (z.T. auch Verdacht auf krebserzeugendes Potential). Tetrachlorkohlenstoff(MAK-Wert 10 ppm) und Chloroform (MAK-Wert 50 ppm) werden deshalb durch




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Dichlormethan (MAK-Wert 100 ppm) oder wenn möglich durch nicht chlorhaltigeLösungsmittel ersetzt.

Maßnahmen: Experimente im Abzug, Reste sammeln als organisch-chemischerSonderabfall.

Versuch 2-1: Wärmeeffekt beim Verdünnen konzentrierterSchwefelsäure

In drei 100 ml Bechergläser 25 ml dest. H2O geben und die Temperatur des Wassersmessen. Dann in drei getrennten Versuchen 1, 2 bzw. 3 Pipettenfüllungen (vorhereine Markierung anbringen) konz. H2SO4 unter Rühren in das Wasser fließen lassen;dabei die maximale Temperaturveränderung bestimmen.

Merke: Der umgekehrte Vorgang, Wasser in konz. H2SO4, gibt eineexplosionsartige Umsetzung! Protokoll: Angabe der Temperaturdifferenzen und eine Erklärung für die Messwerte und dasPhänomen der explosionsartigen Umsetzung.

Versuch 2-2: Die hygroskopische Wirkung von Schwefelsäure 1Einige Kriställchen CuSO4 5H2O auf ein Uhrglas geben und mit konz. H2SO4

anfeuchten. Abwarten, bis ein Farbeffekt zu beobachten ist.2

Im Reagenzglas eine Spatelfüllung Zucker mit wenigen Tropfen Wasser anfeuchtenund danach eine Pipettenfüllung konz. H2SO4 zugeben. Es dauert etwas bis derEffekt sich zeigt. (Sonst leicht erwärmen)Protokoll: Beobachtete Effekte und ihre Interpretation.

Versuch 2-3: Schwefelsäure aus Schwefel und Salpetersäure(Bleikammerverfahren)

In einen Erlenmeyerkolben wird ein mit konz. Salpetersäure benetzter Glasstabgestellt. Auf einem Verbrennungslöffel wird Schwefel entzündet und imErlenmeyerkolben verbrannt. Nach ca. 20 s wird mit einer Pumpflasche einSprühnebel aus Wasser in den Erlenmeyerkolben geblasen. Die gebildeteSchwefelsäure wird mit Bariumchloridlösung nachgewiesen.Protokoll:Reaktionsgleichung für die Verbrennung des Schwefels, die Umsetzung desVerbrennungsprodukts mit Stickstoffdioxid und die Reaktion mit Wasser.

Versuch 2-4: Reduktion von halbkonzentrierter Schwefelsäuredurch Kupfer

Zu 3 ml. 50%iger Schwefelsäure (Aus gleichen Teilen Schwefelsäure und Wassergemischt. Vorsicht Spritzgefahr!!) gibt man Kupferspäne. Nachdem die Reaktion




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angesprungen ist wird zum Sieden erhitzt. An der Reagenzglasöffnung wird dasaustretende Gas mit einem mit Jodlösung befeuchteten Filterpapier überprüft.Protokoll:Reaktionsgleichung für die Umsetzung.

Versuch 2-5: Die Zersetzung von Chlorat(J.B. S. 170 Vers. 3)

Eine gehäufte Spatelspitze KClO3 im Reagenzglas schmelzen und stärker erhitzen,bis zu einer leichten Gasentwicklung (Sauerstoff). Die Reaktion einige Minuten inGang halten und dann erkalten lassen, in Wasser lösen und auf Chlorid durchFällung mit Ag+-Lösung prüfen. Mit einem Vergleichsversuch eine KClO3-Lösung mitetwas Ag+ versetzen.Protokoll:Versuchsergebnisse, Reaktionsgleichung für die Zersetzung des Chlorats aufstellen.Beim Erhitzen von Chlorat mit etwas Braunstein als Katalysator entwickelt sich

Sauerstoff (schultypische Darstellung von Sauerstoff); dazu auch eineReaktionsgleichung aufstellen (J.B. S. 143 Abb. 2.3).Ließe sich in der Lösung auch Perchlorat nachweisen, wenn ja, wie?Eine Reaktionsgleichung der Umsetzung von Chlorat zu Chlordioxid ist zuformulieren.

Versuch 2-6: Reduktion von Chlorat und PerchloratChlorat lässt sich in Lösung mit Sulfit zu Chlorid reduzieren. Dazu leicht erwärmen.Nach dem Ansäuern mit verd. HNO3 das überschüssige Sulfit verkochen. Nach dem

Abkühlen das Chlorid mit wenigen Tropfen Ag

+

-Lösung nachweisen. (Silberchlorat istlöslich.)Den gleichen Versuch mit einer Perchloratlösung ausführen. Ergibt sich einUnterschied?Protokoll: Ergebnisse schildern, Reaktionsgleichungen.

Gefahrenhinweise

Nitrite sind giftig (Methämoglobinbildner). Nitrose Gase (NO+NO2) sind Reizgase,deren Auswirkung auf die Lunge nach mehrstündiger Latenzzeit auftritt; MAK-Wert

für NO2 5 ppm.

Versuch 2-7: Nitrit als Reduktions- und als Oxidationsmittel(J.B. S.131 Vers. 2 , Vers. 3)1(J.B. Vers. 2)Reduktion von Nitrit durch Iodid in saurer Lösung.2(J.B. Vers. 3)Oxidation von Nitrit mit Permanganat in saurer Lösung.3In eine NaNO2-Lösung Bromwasser eintropfen. Beobachtungen?




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Protokoll:Reaktionsgleichung zu Teil 1 mit den Potentialen diskutieren, 2 I-/I2 +0,54 V und NO+ 2 H2O / HNO2 + H3O

+ +0,99VDie Reaktionsgleichung für Versuch 2 übernehmen.Reaktionsgleichung für Teil 3 aufstellen und einen Kommentar zum Ablauf mit den

Standardpotentialen:HNO2 / NO3- + H+ +0,94 V und 2 Br - / Br 2(aq) +1,07 V.

Versuch 2-8: Die Stabilität der schwefligen SäureJ.B. S. 148 Vers. 1a, S. 149 Vers. 2 Eine Lösung von Natriumsulfit mit verd. H2SO4 ansäuern und leicht erwärmen. DieGasphase mit feuchtem Indikatorpapier und mit Filterpapier das mit Iodlösunggetränkt ist, überprüfen.Protokoll:Beobachtungen und Reaktionsgleichungen.

Versuch 2-9: Thiosulfat als Reduktionsmittel und die Stabilität derThioschwefelsäure 1Eine Lösung von Iod in Form einer KI3-Lösung (I2 in Iodid-Lösung) wird tropfenweisemit einer Thiosulfatlösung versetzt.2(J.B. S153 Vers. 2): Einwirkung von Säure auf Thiosulfat. Das entweichende Gas sollmit einer geeigneten Reaktion nachgewiesen werden. Eine Geruchsprobe istangebracht.

Protokoll:Für Teil 1 ist die Reaktionsgleichung zur Iodometrie von S. 413 zu übernehmen; dieVB-Struktur für das Tetrathionat ist zu skizzieren. Wie ist die Oxidation desThiosulfats mit der Struktur des Produkts zu begründen? Für Teil 2 kann dieReaktionsgleichung ebenfalls übernommen werden. Lässt sich anhand derGeruchsprobe eine Nebenreaktion belegen?

Nachweis von Barium1) Abtrennung und Nachweis des Ba als BaCrO4 nach der Vorschrift J.B. S. 337

durch Fällung aus essigsaurer gepufferter Lösung (s. auch J.B. S. 204 Vers. 3).

2) Nachweis als BaSO4 (J.B. S. 204 Vers. 4). Diese Fällung ist weniger spezifischals die Chromatfällung; sie dient deshalb nur als Vorprobe.

Nachweis von CaNachweis von Calcium als CaSO4 2H2O (J.B. S. 201 Vers. 9 mit KristallaufnahmeS. 593)

Nachweis von Strontium1) Nachweis von Strontium mit Gipslösung (J.B. S. 202 Vers. 2).2) Nachweis von Strontium mit Chromat-Ionen (J.B. S. 202 Vers. 3 mit einer

Kristallaufnahme auf S. 595)




23

3) Nachweis von Strontium als Iodat:Ein Tropfen der Probelösung wird auf dem Objektträger zur Trockeneeingedampft. Der Rückstand wird in einem Tropfen Wasser gelöst und miteinem Tropfen kalt gesättigter KIO3-Lösung versetzt. Bei Anwesenheit vonSr 2+-Ionen bilden sich feine, an den Enden etwas gebogene ("integralförmige")

Nadeln, die öfters zu Büscheln zusammenwachsen. Aus konzentrierterenLösungen bilden sich dickere, kürzere und stärker gebogene Formen, dieweniger charakteristisch sind. Den Nachweis deshalb in mehreren Verdünnun-gen üben!

Ba2+-Ionen, bilden ähnliche Iodatkristalle, während Ca2+-Ionen einen gallertartigenNiederschlag geben und nur bei großem Überschuss den Sr-Nachweis unmöglichmachen.

Nachweis von Magnesium1) Vorprobe auf Magnesium durch Fällung als Hydroxid (J.B. Seite 193, Vers. 1)

2) Nachweis als Magnesium-Ammonium-PhosphatFällung mit HydrogenphosphatZu knapp 1 ml der Lösung gibt man eine kleine Spatelspitze festes NH4Cl,das sich völlig auflösen muss und anschließend einige Tropfen einer etwaskonzentrierteren Hydrogenphosphat-Lösung (Na2HPO4 benutzen). Es wirdeinige Minuten im Wasserbad erwärmt, wobei das Magnesium-Ammonium-Phosphat ausfällt. Ein Tropfen der Mischung wird auf einem Objektträger un-ter dem Mikroskop untersucht.

Die pH-Einstellung ist für diesen Nachweis kritisch. In saurer Lösung liegenpraktisch keine PO

4

3--Ionen vor und in zu alkalischer Lösung geht dieKonzentration an NH4

+-Ionen stark zurück.Ist kein Niederschlag ausgefallen, so fügt man wenige Tropfen verd. Ammoniak hinzu (ausstehende 2 M Lösung 1:2 verdünnen) und wartet eineMinute, bevor man noch einmal NH3 zugibt. Ist eine geringe Fällungaufgetreten, so wird sie unter dem Mikroskop betrachtet.

(Siehe auch J.B. S. 166 Vers.6 mit einer Kristallaufnahme S. 559)

Analyse 1: Nachweis der Erdalkalimetalle

Mg2+

,Ca2+

, Sr 2+

, Ba2+

.Bewertung: 3 Punkte




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1. Kolloquium

Thema Grundlagen

Periodensystem Begriffe wie Haupt- und Nebengruppen, Periode,Übergangselemente, Schrägbeziehung, Periodizität derphysikalischen Eigenschaften, (Radien, Oxidationsstufen,Elektronegativität), Säure- und Baseeigenschaften derElemente und Elementhydroxide, Amphoterie

Atombau Bausteine der Atome, Bindungskräfte im Atom, Orbitale:Eigenschaften, Gestalt, Besetzungszahlen, Knotenflächen

Bindungstheorie Beschreibung der Bindungsarten, Bindungskräfte, Hybridisie-rung, Resonanz (Mesomerie), Koordinationszahl

Massenwirkungsgesetz Aufstellen der MWG-Gleichungen, Gleichgewichtskonstante,Prinzip von LE C HATELIER , Stöchiometrie, Begriffe wie Molarität

und NormalitätNachweisreaktionen Chemischer Hintergrund der Nachweise, Prinzip eines

Trennungsgangs, Trennungsgang der Halogenidionen

Fragen zur Selbstkontrolle

• Wie kann anhand der Stellung eines Elementes im Periodensystem seine möglicheOxidationsstufen angeben werden?

• Wie kann die Tatsache erklären werden, dass das Chloratom einen kleineren Radius alsdas Natriumatom besitzt, obwohl es aus wesentlich mehr Teilchen besteht?

• Durch welche Kräfte kann eine Ionenbindung beschreiben werden?• Wie kommt es zur Bildung der Bänder bei der Beschreibung der metallischen Bindung

nach dem Bändermodell?• Was unterscheidet Isolatoren von Halbleitern? Können Sie sich die Stellung der Halbleiter

im Periodensystem erklären?• Worin unterscheidet sich das elektrische Verhalten eines Stoffes mit metallischer Bindung,

eines Stoffes mit Ionenbindung und eines Stoffes mit kovalenter Bindung voneinander?• Was sagt das Prinzip von L E C HATELIER aus?• Im MWG werden meistens Konzentrationen angegeben. Formulieren Sie das MWG am

Beispiel des Boudouard-Gleichgewichtes!• Wie wirkt ein Katalysator, welchen Einfluss hat er auf die Lage des Gleichgewichts?• Weshalb ist O2 paramagnetisch? Begründen Sie die Antwort mit der

Elektronenkonfiguration des O2 nach der MO-Theorie. Welche Bindungsordnungenbesitzen O2 , O2

+ , O2 – , O2

2– ?• Warum fällt beim Sulfatnachweis aus stark salzsaurer Lösung bei Zugabe von

konzentrierter Bariumchloridlösung auch ohne Sulfat ein weißer Niederschlag aus? Worinunterscheidet sich dieser Niederschlag von Bariumsulfat?

• Wie lauten die Redoxgleichungen für die Ringprobe?• Warum löst sich Silberchlorid in Ammoniak, Silberiodid jedoch nicht?• Erklären Sie den Trennungsgang der Halogenide.• Weshalb werden zur Flammenfärbung z.B. bei Lithium am besten Chloride verwendet?• Wodurch entsteht die Flammenfärbung?• Warum zeigen Kalium- und Ammoniumionen ähnliches chemisches Verhalten?




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• Warum ist Lithium in seinen chemischen Eigenschaften dem Magnesium ähnlicher als denübrigen Alkalimetallen?

• Die Bunsenbrennerflamme zeigt ab und zu eine grüne Flamme. Was schließen Sie daraus?

3. Woche

Gefahrenhinweise

Chlor mit einem MAK-Wert von 0,5 ppm, das sind 1,5 mg/m³ und entspricht derGeruchsschwelle, ätzt stark die Atemwege und die Lunge (Latenzzeit). Chlor ist ab 2-

3 mg/m3 stark belästigend; 10-20 ppm Chlor üben sofort starke Effekte im Atemtraktaus; toxisch ist es auch über die Hypochlorit-Bildung. Bei einer Vergiftung (50-60

mg/m3 bei > 30 Min.) entstehen Lungenentzündung, Lungenödem und/oderLeukozytose.

Brom mit dem MAK-Wert 0,1 ppm. Flüssiges Brom ätzt auch auf der Haut sehr stark(Handschuhe verwenden!); Brom ist stärker schädigend als Chlor und Iod, weil esbesser wasserlöslich ist.

Maßnahmen: Darstellung nur im Abzug; Reste Cl2 bzw. Br 2 können über eineUmsetzung mit einem Reduktionsmittel z.B. Thiosulfat unschädlich gemacht werden.

Halogenwasserstoffe mit ihren MAK-Werten: HCl 7 mg/m³ = 5 ppm(Geruchsschwelle 0,2 mg/m³); HBr 17 mg/m³ = 5 ppm.

Hypochlorite sind durch ihre starke oxidierende Wirkung toxisch.

Fluorwasserstoff ist sehr giftig (T+) und stark ätzend (C). Auch beim Umgang mitsehr kleinen Mengen sollten die Versuche deshalb im Abzug ausgeführt werden. Der

MAK-Wert beträgt 2 mg/m3.Verätzungen sind auf den betroffenen Hautpartien zunächst nicht zu erkennen,obwohl sie bereits in der Initialphase sehr starke Schmerzen auslösen können. HFhat eine hohe Lipidlöslichkeit.

Ionisches Fluorid ist chronisch toxisch ab 1,5 mg/l; bei Dauerbelastung entstehen

Knochenschäden (Osteoporose). Fluorid ist aber auch ein essentielles Element,benötigt werden 1,5 mg/Tag. Eine wünschenswerte Konzentration im Trinkwasserliegt damit bei 0,6-1,2 mg/l. Eine orale Aufnahme von 5-15 g NaF ist tödlich.

Versuch 3-1: Die Herstellung von Chlorwasser(Entspricht im J.B. dem Weldon-Prozess auf S. 161 Vers. 1c)

Wir vereinfachen die vorgegebene Apparatur (J.B. S. 162 Abb. 2.6) stark, weil sie nurfür größere Mengen sinnvoll ist.Eine Gasentwicklungsapparatur aus einem 100 ml Erlenmeyerkolben, Gummistopfenund Gasableitungsrohr wird im Abzug an einem Stativ befestigt. 0,7-1,0 g Braunsteinund 10 ml halbkonz. HCl werden in den Erlenmeyerkolben gegeben; danach wird die Apparatur zusammengesetzt. Das Gasableitungsrohr taucht möglichst tief in ein Rea-




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genzglas, das zu 2/3 mit dest. H2O gefüllt ist. Das Reagenzglas steht möglichst tief ineinem Becherglas mit Eiswasser. Dann wird mit fächelnder Flamme leicht erwärmt.Das entweichende Gas wird in dem Wasser der Vorlage aufgefangen. Die Löslichkeitvon Chlor in Wasser beträgt bei 20°C 0,09 mol/l.

Nach Beendigung der Gasentwicklung wird zuerst die Vorlage und danach derBrenner entfernt! Die Lösung des Gases in der Vorlage wird für weitere Versuche ge-braucht.Protokoll:Reaktionsgleichung für die Umsetzung von Braunstein mit Salzsäure übernehmen.Wie viel ml Chlorgas lösen sich bei 20°C in 10 ml Wasser?Wie viel ml Chlorgas entstehen bei Einsatz von 0,8 g MnO2 und HCl im Überschuss?Was lässt sich über den Ablauf dieser Reaktion anhand der Standardpotentialesagen? (2 Cl- / Cl2 1,36 V und Mn2+ / MnO2 + 4 H+ 1,35 V). Wie ist dieChlorentwicklung zu begründen?

Ein Literaturzitat: A teacher prepared chlorine gas in a hood, took the gas jars out and handed themround to the pupils to smell. This led to 17 pupils needing hospital treatment. (hood = Abzug)

Versuch 3-2: Chlor als Oxidationsmittel(In Anlehnung an J.B. S. 162 Vers. 3 bzw. S. 172 Vers. 3)

1Eine Pipettenfüllung der ausstehenden Bromidlösung wird mit 1 ml Methylenchloridunterschichtet und tropfenweise mit dem selbst erzeugten Chlorwasser versetzt undnach jedem Tropfen durchgeschüttelt, bis eine deutliche Farbänderung im CH2Cl2auftritt; (Tritt keine Färbung auf, so ist das Chlorwasser nicht konzentriert genug, z.B.weil es beim Einleiten in der Vorlage zu warm geworden ist.) Die Darstellung ist zuwiederholen.2Eine Pipettenfüllung dest. Wasser wird mit 2 Tropfen der ausstehenden Iodidlösungversetzt, mit Methylenchlorid unterschichtet und danach tropfenweise mitChlorwasser versetzt und dabei jedes Mal geschüttelt. Es sollte eine Farbänderungim CH2Cl2 auftreten, die bei mehr Chlorwasser wieder zurückgeht.3

Eine Pipettenfüllung Bromidlösung und zwei Tropfen der Iodidlösung werden mit 1 mlCH2Cl2 unterschichtet. Bei tropfenweißer Zugabe von Chlorwasser sind zuerst dieErscheinungen des Iodids und danach die des Bromids zu erwarten.Protokoll:Schilderung der Beobachtungen für die Versuche 1 - 3.Reaktionsgleichungen der Umsetzung von Chlorwasser mit Bromid und Iodidübernehmen. Redoxgleichung für die Weiteroxidation von Iod mit Chlor zuIodtrichlorid aufstellen. In der Wärme stellt Iodat das Endprodukt der Oxidation dar.Dazu eine Reaktionsgleichung von Iodid zu Iodat(V) aufstellen. Was ist zu erwarten,wenn eine Iodidlösung tropfenweise mit Bromwasser versetzt wird?




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Versuch 3-3: SynproportionierungWenig KClO3 mit einigen Tropfen konz. HCl versetzen (Abzug). Das gasförmigeProdukt kann mit einem Streifen Filterpapier, auf den zwei Tropfen Iodid-Lösunggegeben worden sind, nachgewiesen werden. Das Gas ist schwerer als Luft, mankann es "auf das Papier gießen".

Protokoll:Reaktionsgleichung für die Synproportionierung.

Versuch 3-4: Disproportionierung von BromGesättigtes Bromwasser enthält bei 20 °C 3,2 g Br 2/100 ml; der Dampfdruck desBroms ist deutlich niedriger als über flüssigem Brom bei gleicher Temperatur.1 ml Bromwasser wird tropfenweise bis zur Entfärbung mit verd. Natronlaugeversetzt. Danach wird mit verd. Schwefelsäure ebenfalls über tropfenweise Zugabewieder angesäuert. Beobachtung?Protokoll:Die Beobachtungen angeben, sie können in einer Reaktionsgleichungzusammengefasst werden, mit der sich auch die pH-Abhängigkeit begründen lässt.

Versuch 3-5: Disproportionierung von IodEin paar Kristalle Iod in Wasser geben und mit einer Spatelspitze KI versetzen.Nachdem der Lösungsvorgang zu Triiodid beendet ist, tropfenweise verd. NaOHzugeben, nach der Entfärbung wieder ansäuern.Protokoll:Reaktionsgleichung aufstellen, aus der die pH-Abhängigkeit hervorgeht.

Versuch 3-6: Umsetzung der Halogenide mit konzentrierterSchwefel- bzw. konzentrierter Phosphorsäure (J.B. S. 164 Vers. 3, S. 172 Vers. 4)

Jeweils eine kleine Spatelspitze NaBr in zwei Porzellantiegeln wird einmal mit einigenTropfen konz. H2SO4 und im zweiten Tiegel mit einigen Tropfen konz. H3PO4 ver-setzt. Die Tiegel werden auf der Ceranplatte leicht erwärmt. Beobachtung derGasphase visuell und mit feuchtem pH-Papier.Protokoll:Beobachtungen, Interpretationen und Reaktionsgleichungen für die Reaktionen.Welche Substanz in der Gasphase ließe sich mit feuchtem Iodidpapier nachweisen?




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Nachweise von Nitrat, Phosphat, Sulfat, Fluorid, Chlorid, Bromidund Iodid

Nitrat(J.B. S. 108 Vers. 3, 4)Die Mengen gegenüber den Angaben im J. B. etwas erhöhen.

a) Ringprobe: Die Eisen(II)sulfatlösung sollte stark konzentriert sein. ZumUnterschichten reichen 2-3 ml konz. H2SO4 aus. Der Ring bildet sich aus einerverdünnteren Probe erst allmählich innerhalb einer Minute.Den Nachweis in mehreren Verdünnungen ausprobieren!

Unbedingt auch einen Blindversuch ausführen, denn die konz. H2SO4 kannSpuren Nitrat enthalten. Einen positiven Befund sofort dem Assistenten melden!

Störungen: Vor allem Iodid stört diesen Nachweis, ihn deshalb unbedingtausprobieren mit 2 ml Wasser, dem zwei Tropfen Iodidlösung zugesetzt wordensind. (Nach dem Unterschichten entsteht ein violetter Ring.)

Iodid muss deshalb vor dem Nitratnachweis durch Fällung mit Silbersulfatlösungvollständig beseitigt werden.

b) Reduktion zu Ammoniak: Für eine Reduktion von NO3- zu NH4

+ wird nebenZinkpulver auch Eisenpulver in verdünnt saurer Lösung empfohlen.

Die NH4+-Ionen sind anschließend aus alkalischem Milieu in der Gasphase als NH3

mit pH-Papier nachweisbar.

Phosphat(J.B. S. 138 Vers. 5, 6a)

a) Phosphatnachweis mit „Magnesiamischung“: Der Niederschlag musskristallin sein; eine Überprüfung unter dem Mikroskop ist erforderlich.

b) Nachweis mit Ammoniummolybdat: Falls das Molybdat nicht in saurerLösung vorliegt (überprüfen!), muss die Molybdatlösung angesäuert werden(mit halbkonz. HNO3 aber tropfenweise!). Es tritt intermediär ein farbloser

Niederschlag von MoO3 auf, der sich bei weiterer Zugabe von Säure (ebenfallstropfenweise) auflösen muss, bis eine leicht gelbliche Lösung vorliegt. Dervorbereiteten Molybdatlösung noch eine kleine Spatelspitze NH4Cl zusetzen.

Diesen Phosphatnachweis unbedingt in mehreren Verdünnungen ausführen.Silikat stört, weil es ebenfalls eine gelbe Heteropolysäure gibt, aber keinen gelbenNiederschlag.

Störung: Iodid stört nur den Nachweis mit Molybdat. Die Störung kann auf diefolgende Weise ausgeschaltet werden:Nach dem Ansäuern der Analysenprobe mit halbkonz. HNO

3wird entstandenes

Iod mit Methylenchlorid im Reagenzglas ausgeschüttelt. Die obere wässrigePhase kann mit einer Tropfpipette abgezogen werden. Sie wird erneut mit einigen




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Tropfen halbkonz. HNO3 versetzt und mit Methylenchlorid ausgeschüttelt und diewässrige Phase abgetrennt. Der Vorgang muss wiederholt werden, bis kein Iodmehr extrahiert wird; danach erst wird Ammoniummolybdat zugesetzt.

Methylenchlorid kommt in die Abfallflasche für organische Lösungsmittel!

Sulfat(J.B. S. 151 Vers. 3) Verwendet wird die ausstehende Lösung mit Sulfationen oder eine Analysenlösungund als Reagenz die ausstehende Lösung mit Bariumionen. (Eine Verdünnungsreiheist im Praktikum des 1. Semesters untersucht worden.)

Die schwerlöslichen Silberhalogenide

(J.B. S. 172-173 Vers. 2-5))Wichtig: Die drei Halogenidnachweise und die Lösungsversuche nebeneinanderausführen, damit direkt verglichen werden kann.Die Nachweise auch mit Sammelproben von 2 bzw. 3 Halogeniden untersuchen.

Chlorid und BromidDie Analysenprobe wird in Wasser gelöst und mit verd. HNO3 angesäuert bzw. einewässrige Probelösung wird mit verd. HNO3 angesäuert. Die Probelösung wird miteinigen Tropfen einer verd. Lösung von AgNO3 versetzt. Bei Gegenwart von Chloridentsteht in HNO3-saurer Lösung ein weißer Niederschlag, der sich im Sonnenlichtgrau-violett verfärbt.

Vergleichsversuch mit Bromidlösung ausführen.

Ag-Halogenidniederschläge erscheinen trüb und sind schlecht filtrierbar, solangenoch nicht alles Halogenid ausgefällt worden ist. Bei leichtem Überschuss von Ag+

ballt sich der Niederschlag gut filtrierbar zusammen.

Beiden Niederschlägen tropfenweise eine verd. NH3-Lösung bis zu einem pH ca. 8zusetzen und vergleichen. Löst sich der Niederschlag unter Bildung des Ions[Ag(NH3)2]

+ wieder auf? Beim Ansäuern mit HNO3 soll das Silberhalogenid wiederausfallen.

Chlorid neben Bromid und IodidLiegt Chlorid neben den beiden anderen Halogeniden vor, so ist unbedingt aufVollständigkeit der Fällung zu achten weil das AgCl als letztes fällt. Dazu kann dieLösung nach einer Fällung mit AgNO3 erhitzt werden, um den Niederschlagzusammen zu ballen, um so bei weiterer AgNO3 - Zugabe besser beurteilen zukönnen, ob noch etwas fällt. Zur Identifizierung und Unterscheidung von AgBr bzw. AgI ist es günstiger, den Niederschlag bis zur neutralen Reaktion mit (NH4)2CO3-Lösung zu versetzen, weil sich dabei nur AgCl löst und die beiden anderen schwererlöslichen Silberhalogenide nicht. Wenn diese vorliegen, wird filtriert und das Filtrat mit

Bromidlösung versetzt; bei Anwesenheit von [Ag(NH3)2]

+

muss dann AgBr ausfallen(J.B. 173 Vers. 5).




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BromidSilberbromid fällt als leicht gelblicher Niederschlag aus.Bei Zusatz von verd. NH3 löst sich dieser Niederschlag nur zum geringeren Teil auf.Der Niederschlag löst sich jedoch glatt in einer Lösung von Natriumthiosulfat auf, dievorher mit verd. NH3 schwach alkalisch eingestellt wurde (Thiosulfat zersetzt sich im

Sauren).

Die Stabilitätskonstante der Ag+-Komplexe mit NH3 (pK = 7,1), mit Thiocyanat (9,8)und mit Thiosulfat (13,5) sind deutlich abgestuft.Es ist zu überprüfen, ob AgBr sich auch in Gegenwart von Thiocyanat in Lösungbringen lässt.

Iodid Analog zu dem Chlorid- und Bromidnachweis entsteht mit Iodid (einige Tropfen derausstehenden Iodid-Lösung verdünnen und mit HNO3 ansäuern) ein gelblicherNiederschlag, der sich im Sonnenlicht nur sehr allmählich verfärbt. Bei Zusatz vonverd. NH3 löst sich der Niederschlag nicht und bei Zusatz einer verd. Na2S2O3-Lösung auch nur zu einem geringen Anteil auf. (Er würde sich in einer Lösung vonCyanid glatt auflösen pK = 20,8).

Vorprobe bzw. Bestätigung für Iodid oder Bromid Beim Erhitzen einer festen Analysenprobe, die Iodid oder Bromid enthält (dieUrsubstanz oder der vermutete getrocknete AgI-Niederschlag), mit einigen Tropfenkonz. H2SO4 können violette Dämpfe von Iod entstehen, im Falle von Bromidentstehen braune Dämpfe, die aber leicht mit NO2 aus Nitrat verwechselt werdenkönnen.

FluoridVersuche im Abzug ausführen.Der Nachweis von Fluorid beruht darauf, dass aus Fluoriden (Festsubstanzen) mitkonz. H2SO4 flüchtiges HF freigesetzt wird, welches Glas angreift. Diese "Ätzprobe"kann auf verschiedene Weise ausgeführt werden:

Ätzprobe(J.B. S. 157 Vers. 2)Zur Ausführung der Ätzprobe in einem Bleitiegel (für eine Gruppe von Praktikantenleiht sich einer einen Bleitiegel aus) ist zu raten, das Erhitzen in einem Wasserbad

(dazu kann eine Porzellanschale mit Wasser dienen, aber nicht der Mörser)vorzunehmen.Beim Erhitzen mit freier Flamme ist sehr schnell der Schmelzpunkt des Bleis von 327

oC erreicht, und der Tiegel ist dann hinüber!

Vorprobe auf FluoridZu einer essigsauren, acetatgepufferten Lösung, die auf Fluorid geprüft werden soll(zum Ausprobieren mit KF eine klare Lösung ansetzen), eine Lösung von Ca2+ geben. Bei Anwesenheit von Fluorid fällt ein feiner Niederschlag aus, der sich unterdem Mikroskop leicht vom kristallinen CaSO4 unterscheiden lässt (J.B. S. 156 Vers.

1).




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Analyse 2: Nachweis der Anionen Nitrat, Phosphat, Sulfat, Fluorid,Chlorid, Bromid und Iodid

Bewertung: 6 Punkte

4. WocheGefahrenhinweise

Kupfer(II) gehört zu den starken Fischgiften (> 0,1 mg/l), es wird deshalb imPraktikum mit den Schwermetallen entsorgt. Für den Menschen ist es einessentielles Element mit einem Tagesbedarf von 2-3 mg. Kupfermangel soll auch zuerhöhten Cholesteringehalten im Blut führen.

Die Toxizität steigt in der Reihe Zn, Cd, Hg stark an.

Zink ist ein essentielles Element (Enzymbaustein); der Tagesbedarf liegt bei 15 mg.Stress führt zu Zinkverlusten (Urin); Zinkmangel ergibt z.B. schlechte Wundheilungund auch eine Schwächung des Immunsystems. Eine hohe Calciumzufuhr (vielMilchprodukte) führt zu eingeschränkter Zinkresorption mit den Folgen einesZinkmangels (Hautveränderungen).

Cadmium blockiert das essentielle Selen und verdrängt Zink. Cadmium ist auch eineBluthochdruckursache besonders bei Rauchern. Cadmium ist ein starkes Fischgift.Bei chronischer Belastung mit Cadmium treten Knochenschäden auf.

Quecksilber: MAK-Wert für Hg-Dampf 0,01 ppm (0,1 mg/m³); Quecksilber-Dampfwird sehr gut über die Lunge resorbiert. Mit der Nahrung werden im Schnitt < 0,03mg Hg/Tag aufgenommen. Die Dosis-Wirkung-Beziehung ist beim Quecksilber sehreng:Bis 0,2 mg/Tag sind ohne Wirkungen; 0,3 mg/Tag stellt eine Grenze mit beginnenden Auswirkungen dar und 0,9 mg/Tag sind über längere Zeit tödlich.

Versuch 4-1: Kupfer(II)hydroxid (J.B. S. 282 Vers. 6)

1 ml der ausstehenden Kupfersalzlösung mit wenigen Tropfen verd. NaOHversetzen. Beobachtung?Die Lösung aufkochen; dabei dehydratisiert das Kupfer(II)hydroxid.Protokoll: Beobachtungen und Reaktionsgleichung.

Versuch 4-2: Kupfer(II) als schwaches Oxidationsmittel (J.B. S. 282 Vers. 3)

110 Tropfen der ausstehenden Kupfer(II)salzlösung in 3 ml H2O geben und von derausstehenden Iodidlösung hinzutropfen. Beobachtung?

Das entstandene Iod durch Zugabe einiger Tropfen einer Thiosulfatlösung entfernen.Welches Aussehen hat das zurückbleibende CuI?




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Danach die trübe Lösung teilen. Einmal einen Überschuss Thiosulfatlösung und zuder zweiten Probe einen Überschuss festes Kaliumiodid hinzufügen. Ergeben sichVeränderungen?2Zu 10 Tropfen der ausstehenden Kupfer(II)salzlösung in 3 ml H2O eine Spatelspitze

Na2-EDTA geben und auflösen.Danach eine Iodidlösung hinzutropfen. Tritt ein Unterschied zu Teil 1 auf?Protokoll:Reaktionsgleichungen für die Umsetzung von Kupfer(II) mit Iodid und von Iod mitThiosulfat zu Tetrathionat. Was bewirkt der Thiosulfat bzw. Iodidüberschuss?Kommentieren Sie den Reaktionsablauf mit den Potentialen:2 I- / I2 = + 0,54 V CuI / Cu2+ + I- = + 0,86 VWie ist das abweichende Verhalten in Versuch 2 zu begründen?

Versuch 4-3: Der Silberdiamminkomplex Zu 1 ml Silbernitratlösung 2 M NH3 tropfenweise zugeben, bis sich der Niederschlagwieder auflöst. Danach mit Wasser wieder verdünnen.Protokoll:Beobachtungen und Reaktionsgleichungen.

Versuch 4-4: Sulfit und Thiosulfat als Liganden1Eine AgNO3-Lösung tropfenweise mit einer Thiosulfatlösung versetzen, bis einNiederschlag auftritt. Die trübe Lösung teilen und zu einer Probe sofort weitere

Thiosulfatlösung hinzufügen bis zur Komplexbildung. Die zweite Probe auf farblicheVeränderungen beobachten.2Die gleiche Vorgehensweise mit einer AgNO3-Lösung zu der eine frisch bereiteteSulfitlösung gegeben wird.Protokoll:Beobachtungen und Unterschiede. Welche Formel wird der Silber-Sulfit-Komplexhaben?Wie sind die Nomenklaturnamen der beiden Komplexe?

Versuch 4-5: Fällungen mit ZinkionenDie ausstehende Zinksalzlösung wird benutzt.3 ml-Proben dieser Lösung sind tropfenweise zu versetzen mit

1 2 M NaOH bis zu einem Überschuss (pH >10)2 2 M N H3 bis zu einem Überschuss (pH 8-9)3 Anionen aus dem Lösungsatz: CrO4

2-, Oxalat, CO32-, Phosphat.

Protokoll:Reaktionsgleichungen für 1 und 2.Mit welchen Anionen treten Niederschläge auf?




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Gefahrenhinweise

Permanganat ist als starkes Oxidationsmittel hautreizend bis ätzend. In Gegenwartoxidierbarer Stoffe besteht bei größeren Mengen Explosionsgefahr; das gilt auch fürfestes KMnO4 mit konz. H2SO4.

Mangan ist ein essentielles Element, der Tagesbedarf liegt bei 2-9 mg.

Chromat ist toxisch; wasserlösliche Chromate oral eingenommen haben einen LD50-Wert von > 0,5 g (die SH-Gruppen von Zellenzymen werden oxidiert). Chromat sollnicht ins Abwasser gegeben werden. Ein cancerogenes Risiko beim Umgang mitChromverbindungen ist gegeben, wenn lungengängige Stäube oder Aerosole vonChromaten eingeatmet werden (seit 1956 keine Fälle mehr beobachtet).Entsorgung: Chromat wird mit Sulfit in saurer Lösung zu Chrom (III) reduziert unddann in der Flasche für Schwermetalle gesammelt.

Chrom(III) ist essentiell für den Stoffwechsel von Glucose und Lipoproteinen.

Versuch 4-6: Chrom(III) und Chrom(VI) 1In die ausstehende Lösung von Chrom(III) tropfenweise verd. NaOH bis zu starkalkalischer Reaktion geben (pH>10). Beobachtungen zum amphoteren Verhalten?

2In die stark alkalische Lösung von Teil 1 mehrere ml 6%ige H2O2-Lösung geben,etwas stehen lassen und bei verzögerter Reaktion etwas erwärmen.

Protokoll:Beobachtungen und Reaktionsgleichungen für 1 und 2.Wie wird sich eine Chrom(II)salzlösung bei Versuch 1 verhalten?

Versuch 4-7: Chromat als Oxidationsmittel(J.B. S. 242 Vers. 8)

Von der ausstehenden Chromatlösung wird 1 ml mit dem gleichen Volumen verd.H2SO4 angesäuert und einige Tropfen Ethanol zugesetzt. Danach das Reagenzglasin ein ca. 60°C warmes Wasserbad stellen. Auf Farbänderung achten. Evtl. kann ein

leicht stechender Aldehydgeruch registriert werden.Protokoll:Reaktionsgleichung übernehmen. Was genau ist oxidiert worden? Auch die übrigen Redoxreaktionen von Versuch 8 auf Seite 211 sind wichtig. Dazueine Teilgleichung für die Oxidation des Ethanols aufstellen.

Versuch 4-8: Oxidationsschmelze(J.B. S. 244 Vers. 12)

Als Chrom(III)salz nehmen Sie sehr wenig Cr 2O3 und führen den Versuch auf einerMagnesiarinne aus. Es wird reichlich (je eine Spatelspitze) Soda und Salpeterhinzugegeben, die vorher im Mörser gut gemischt werden. Beim Erhitzen soll dieMischung kräftig aufschäumen.




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Dieselbe Reaktion führt man mit Mn2+-Salzen oder MnO2 durch. Die erkalteteSchmelze (mit abgebrochener Rinne) wird danach in etwas verdünnte Essigsäure (imReagenzglas) gegeben und die Farbveränderung beobachtet.Protokoll:Reaktionsgleichungen aus dem Jander/Blasius übernehmen. Technisch wird für

diesen Aufschluss das KNO3 durch den Sauerstoff der Luft ersetzt. Formulieren Siedazu eine Reaktionsgleichung.

Versuch 4-9: Oxidation des Mangan(II) zu Mangan(IV) (J.B. S. 216 Vers. 1, S. 217 Vers. 5)

In eine Lösung von Mn(II)salz wird verd. NaOH bis zum Erreichen des pH 8-9eingetropft. Der Niederschlag wird zur Belüftung durchgeschüttelt und beobachtet.Danach wird 1 ml H2O2-Lösung zugesetzt. Tritt eine weitere Veränderung auf?Protokoll:Lassen sich die erwarteten Beobachtungen bestätigen?

Reaktionsgleichungen können übernommen werden.Wie ist die Oxidierbarkeit von Mangan (II) gegenüber Eisen (II) abgestuft? Welchehöhere Oxidationsstufe kann die niedrigere oxidieren?(In saurer Lösung: Mn2+/MnO2 +1,35V; Fe2+/Fe3+ +0,75V;in alkalischer Lösung: Mn(OH)2 / Mn(OH)3 +0,10V ; Fe(OH)2 / Fe(OH)3 –0,75V

Versuch 4-10: Permanganat als Oxidationsmittel (J.B. S. 218 Vers. 8a-g)

Neben den Reaktionen mit H2O2 (1), Oxalsäure (2), Ethanol (3) und Mangan(II) (4)

sollen auch Versuche in saurer Lösung mit den drei Halogeniden ausgeführt werden:Zu einer angesäuerten verd. KMnO4-Lösung hinzufügen.

1 mehrere ml 6% H2O2

2 eine Spatelspitze Oxalsäure3 eine Pipettenfüllung Ethanol4 eine Spatelspitze Mangan(II)salz in eine neutrale Lösung5 eine kleine Spatelspitze NaCl6 eine kleine Spatelspitze Alkalibromid7 eine kleine Spatelspitze Alkalijodid (das Produkt durch Ausschütteln mit

CH2Cl2 nachweisen.)

Die Mischung mit dem NaCl auch bis zum Sieden erhitzen und das Produkt in derGasphase nachweisen.Protokoll:Ergebnisse mit den Beobachtungen.Welche Halogenidionen werden von Permanganat in saurer Lösung glatt oxidiert?Reaktionsgleichungen. Welches Halogenidion wird auf keinen Fall oxidiert?




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Gefahrenhinweis Die Nachweise von Silikat und Borat im Abzug ausführen, weil BF3 bzw. HFfreigesetzt werden kann.

Methanol: Seine Toxizität beruht auf der Oxidation zu Formaldehyd und weiter zu

Ameisensäure (Störung des Säure-Base-Haushalts, Blut-pH gesenkt). Schädigungdes Sehnervs ab einer Aufnahme von 5-15 ml (Latenzzeit 1-40 Stunden).

Die Nachweise von Carbonat, Silikat, Borat und Acetat

CarbonatDer Nachweis wird stets mit der Ursubstanz ausgeführt.

a) Vorprobe: Die Probe gibt mit Säure eine Gasentwicklung.Natürliche Carbonate entwickeln oft nur sehr zögernd CO2; mit halbkonz. HCl ist der

Effekt dann deutlicher.b) Um zu prüfen, ob es sich bei dem entwickelten Gas um CO2 handelt, führt man

den Versuch in Gegenwart von Ba(OH)2-Lösung durch. Die carbonathaltige Probewird in einen Porzellantiegel gegeben. Den Tiegel deckt man mit einemObjektträger ab, an dessen Unterseite sich ein Tropfen klareBariumhydroxidlösung befindet. (Eine kleine Probe Bariumhydroxidlösung stelltman sich selbst frisch her und filtriert unmittelbar vor der Verwendung!) Verd. HClwird anschließend mit einer Tropfpipette in den Tiegel gegeben, dazu wird derObjektträger nur etwas beiseite geschoben und anschließend wird der Tiegelwieder möglichst vollständig abgedeckt. Eine Trübung im Tropfen zeigt die Bildung

von BaCO3 an.

Ein gleichzeitig durchgeführter Blindversuch ist dringend erforderlich; wegen desCO2-Gehaltes der Luft fällt der Nachweis nach längerer Zeit immer positiv aus, sodass es auf eine Abstufung der Probe im Vergleich zum Blindversuch ankommt.(J.B. S. 113 Vers. 3)

Silikat(J.B. S.123 Vers. 7)

SiO2 und Silikate können mit der Wassertropfenprobe nachgewiesen werden.

Als Wasserbad dient eine Porzellanschale mit Wasser.Der Bleitiegel muss am Rande vom Deckel dicht verschlossen sein, sonst entweichtdort das SiF4. Außerdem sollte das Loch mit dem Papier nicht völlig dicht abgedecktwerden.

BoratVorprobe: über die Flammenfärbung von flüchtiger Borsäure (J.B. S. 109 Vers. 1).Statt des Platindrahtes verwenden wir ein Magnesiastäbchen und nehmen so wenigH2SO4/Borat-Probe an das Magnesiastäbchen, dass davon nichts in den Brennertropft, den man auch zur Vorsicht durch Unterlegen der Holzklammer schräg stellt.




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Nachweis als Borsäuremethylester (J.B. S. 110 Vers. 2a)Eine kleine Spatelspitze der Probe mit 1-2 ml konz. H2SO4 und der gleichen MengeMethanol im Reagenzglas vorsichtig zusammengeben, mischen und danach mit demBunsenbrenner leicht erwärmen. Die entweichenden Dämpfe über ein Glasrohr mit

Korkstopfen an die Flamme des Bunsenbrenners führen bzw. dort entzünden.

Acetat Acetat ist am Geruch der Essigsäure zu erkennen, wenn die feste Probe mit KHSO4

verrieben wird (J.B. S. 114 Vers. 1).

Bei Gegenwart von Halogeniden stört die Freisetzung von HX; überVergleichsversuche lässt sich die Gegenwart von Acetat trotzdem gut erkennen.Eine Alternative wäre der Nachweis als Essigsäureethylester(J.B. S. 114 Vers. 2).

Analyse 3:Anionen: Acetat, Carbonat, Silikat, Borat

Bewertung: 6 Punkte

2. Kolloquium

Thema Grundlagen

Oxidation undReduktion

Definition der Begriffe, Bestimmung von Oxidationszahlen,Bestimmung von Formalladungen, Komproportionierung,Disproportionierung, Aufstellen von Redoxgleichungen

NernstscheGleichung

Halbelement, Normalpotential, Spannungsreihe, Berechnung vonRedoxpotentialen

Anwendungsbereiche Galvanische Elemente, Batterien, Akkumulatoren,Lokalelemente, Korrosion, Brennstoffzellen, Elektrolyse

GroßtechnischeProdukte

Darstellung und Verwendung technisch bedeutsamer Elementeund Verbindungen (z. B. Metalle, Schwefelsäure, Ammoniak,

Soda, Chlor)Nachweisreaktionen Chemischer Hintergrund der Nachweise, Trennungsgang


• Warum wird elementares Silber in Gegenwart von Cyanidionen problemlos von Sauerstoffoxidiert? Bekanntlich wird ja Silber sonst von Sauerstoff nicht angegriffen.

• Wie arbeitet ein Bleiakkumulator?• Warum gibt es bei tiefen Temperaturen mit der Autobatterie meist viel Ärger?• Erklären Sie das Daniell-Element!• Warum werden Blechdosen für den Nahrungsmittelbereich verzinnt und nicht verzinkt?




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• Was ist „Verzinnen“, wie wird es durchgeführt?• Was ist eine Opferelektrode?• Wie ist ein Leclanché-Element aufgebaut?• Welche Oxidationsstufe hat der Sauerstoff in der (instabilen) Verbindung HOF?• Welche Oxidationsstufen und Formalladungen haben die Elemente in den folgenden

Verbindungen: Ni(CO)4 , CO, HNO3 , H 2S 2O8 , NaSCN, Na2S 2O3

• Formulieren Sie die Reaktion von elementarem Kupfer mita) verdünnter Schwefelsäureb) konzentrierter Schwefelsäurec) konzentrierter Salzsäured) konzentrierter Salpetersäure.

• Formulieren Sie eine Reaktion, bei der Wasserstoffperoxid alsa) Oxidationsmittel,b) Reduktionsmittel wirkt.

Geben Sie dabei die Oxidationsstufen und Formalladungen der einzelnen Elemente an.• Warum werden Stoßstangen verchromt?• Warum sollte ein guter Zahnarzt neben eine Amalgamplombe nicht unbedingt eine

Goldkrone setzen?• Welchen Sinn hat es, Autokarosserien feuerzuverzinken?• Sie essen ein 3-min.-Ei mit einem silbernen Löffel. Der Löffel läuft schwarz an. Warum?• Im Meerwasser befinden sich gelöste Goldionen. Warum lösen sich die übers Meer

fahrenden Schiffe nicht langsam unter Abscheidung von elementarem Gold auf?• Frau B. aus C. reinigt ihre Toilettenschüssel mit Chlorkalk. Frau S. aus I. will alles besser

machen und reinigt die Schüssel zusätzlich noch mit Salzsäure. Warum lebt Frau S. gefährlich?

• Erstellen Sie die Redoxgleichung für die Oxidation von Cr 3+ und Mn2+ bzw. MnO2 bei derOxidationsschmelze. Warum wird dabei Carbonat zugesetzt? Warum kann das Carbonatdurch Hydroxid ersetzt werden? Was ist besser?

• Warum funktioniert der Nickelnachweis mit Diacetyldioxim nicht in stark saurer bzw.alkalischer Lösung?

• Was ist Berliner Blau? Worin unterscheidet sich lösliches von unlöslichem Berliner Blau?

5. Woche

GefahrenhinweiseNickelverbindungen stellen in Staubform und als Aerosol eine Gefährdung dar, siegreifen die Atemorgane an und können Krebs hervorrufen.Nickel(II) in Lösung ist kaum toxisch, für manche Organismen sogar essentiell.

Amylalkohol ist auch Bestandteil der "Fuselöle"; dieser Alkohol ist eine derUrsachen für die "Katersymptome", d.h. er hat eine toxische Wirkung.




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Versuch 5-1: Komplexierung, Fällung und Oxidationspotential 1Zu einem ml Fe(III)salzlösung, reichlich festes Na,K-Tartrat geben und lösen. Danachmit einigen Tropfen verd. NH4OH überprüfen ob eine Komplexierung mit Tartrat die Ausfällung von Fe(OH)3 verhindert.

2Zu einem ml Fe(III)-Lösung, der verdünnt wird, wenige Tropfen Iodidlösung zugeben.Tritt eine Reaktion auf? (Iod kann durch Zugabe von H2O2 sichtbar gemacht werden)3Zu einem ml Fe(III)salzlösung, reichlich Trinatriumphosphat und danachPhosphorsäure geben, bis ein aufgetretener Niederschlag sich vollständig gelöst hat.Einige Tropfen Iodidlösung zugeben. Tritt die erwartete Redoxreaktion auf?Protokoll:Beobachtungen und Interpretationen.

Versuch 5-2: Die Oxidationsstufe +III von Eisen, Kobalt und Nickel1Zu einer frisch bereiteten Eisen(II)sulfatlösung verd. NaOH zusetzen. Farbe desNiederschlags? (J.B. S. 226 Vers. 2, reines Fe(OH)2 ist weiß) Anschließend H2O2-Lösung zusetzen und beobachten. 2, 3Den gleichen Versuch ausgehend von einer verd. Kobalt- bzw. Nickelsalz-Lösungdurchführen. (vgl. J.B. S. 214 Vers. 5, S. 210 Vers. 1)Protokoll:

Beobachtungen, Reaktionsgleichungen.

Versuch 5-3: Die Stabilität des Eisen(III)thiocyanatkomplexesZu einer verdünnten Fe(III)salzlösung verdünnte Thiocyanatlösung zutropfen bis zueiner kräftigen Rotfärbung. Mit dem Mikrospatel kleine Portionen NaF zugeben undlösen bis zur vollständigen Entfärbung. Die farblose Lösung alkalisch einstellen. Tritteine Fällung auf? (Weitere Störungen für diesen Eisennachweis siehe J.B. S. 232Vers. 24)Protokoll:Wie sind die Effekte zu interpretieren?

Versuch 5-4: Eisen(III) als OxidationsmittelEtwas Kupferpulver in eine Lösung von FeCl3 geben und erwärmen; einige Zeitstehen lassen und gelegentlich schütteln.Nach ca. einer halben Stunde vom Kupferpulver dekantieren, die Lösung mit einemdeutlichen Überschuss von 2 M Ammoniak stark alkalisch einstellen. Erwärmen unddann filtrieren; welche Farbe hat das Filtrat?Protokoll:Beobachtungen und eine Deutung mit Reaktionsgleichungen.




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Versuch 5-5: Eisen(II) als Reduktionsmittel1Man gibt eine Spatelspitze Eisen(II)sulfat und einige Tropfen Nitrat-Lösung in einePorzellanschale, dazu 3 ml dest. H2O und 4 NaOH-Plätzchen. Man bedeckt diePorzellanschale mit einem Uhrglas, unter das man einen feuchten Streifen

Indikatorpapier geklebt hat. Beobachtung? (J.B. S. 226 Vers. 7)

2Lässt sich Sulfat zu Sulfid reduzieren? Einen analogen Versuch ohne das Uhrglasausführen. Entstandenes Sulfid sollte sich durch die Bildung von schwarzem FeSanzeigen.Protokoll:Eine Reaktionsgleichung für Teil 1. Beobachtungen zu Teil 2

GefahrenhinweiseBlei gehört zu den bereits in geringen Konzentrationen toxischen Schwermetallen,die schlecht ausgeschieden werden. Eine tägliche Aufnahme von > 1 mg Blei führt zueiner chronischen Vergiftung. Blei stört die Blutbildung und schädigtNervenfunktionen. Es blockiert die essentiellen Funktionen des Selens. Abgelagertwird es in den Knochen, in Haaren, Leber, Niere und im Zentralnervensystem.

Versuch 5-6: Die Oxide des Bleis Etwas PbO2 wird auf einer Magnesiarinne zuerst vorsichtig und dann stärker

erwärmt. PbO2 gibt dabei Sauerstoff ab, und es entstehen nacheinander bzw.nebeneinander zwei andere Oxide des Bleis.Protokoll:Welche Farbeffekte sind zu beobachten? Reaktionsgleichungen und Reaktionstyp.

Versuch 5-7: Mennige als Oxid zweier Oxidationsstufen Etwas Mennige mit verd. HNO3 leicht erwärmen, bis eine Farbänderung auftritt.Filtrieren und in der Lösung durch eine bekannte Fällung Pb2+-Ionen nachweisen.(J.B. S. 273 Vers. 6, S. 274 8, 10)Protokoll:

Reaktionsgleichung für die Umsetzung von Mennige mit verd. HNO3.

Versuch 5-8: Blei(IV) als starkes Oxidationsmittel PbO2 und SnO2 sollen als Oxidationsmittel für Bromid in schwefelsaurer Lösungverglichen werden. Hierzu etwas PbO2 bzw. SnO2 mit verd. H2SO4 und einer kleinenSpatelspitze Alkalibromid versetzen und leicht erwärmen. Eine braune Gasphasezeigt die Bildung von elementarem Brom an.




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Protokoll:Reaktionsgleichung für die Umsetzung des PbO2 mit dem Bromid. Stellt sich dergleiche Effekt mit SnO2 ein?Diskussion anhand der Redoxpotentiale:Pb2+ + 6 H2O / PbO2 + 4 H3O

+ = +1,46 V; Sn2+ / Sn4+ = +0,15 V und

2 Br -

/ Br 2(aq) = +1,07 V

Der Kationentrennungsgang(J.B. S. 317 Kap. 2.4.2)

Kationen können häufig nicht nebeneinander nachgewiesen werden. Ein Konzept zuihrer Auftrennung in Gruppen und Einzelionen ist der Kationentrennungsgang. Wirbehandeln mit einer praktischen Ausführung nur eine Gruppe aus diesemTrennungsgang. Das gesamte Schema lässt sich wie folgt darstellen: Aus einer salpetersauren Lösung der Analysensubstanz lassen sich bei Gegenwart

der entsprechenden Kationen durch Zugabe von HCl schwerlösliche Chlorideausfällen (HCl-Gruppe: Ag+, Hg+, Pb2+).

Die schwerlöslichen Sulfide einiger Kationen lassen sich anschließend in zweiGruppen fällen: einige Elemente, deren Sulfide besonders kleine Löslich-keitsprodukte haben, fallen bereits in saurer Lösung aus (H2S-Gruppe: Hg2+, Cu2+,Bi3+, Cd2+, Pb2+).

Die zweite Gruppe bildet erst in ammoniakalischer Lösung, in der dieSulfidionenkonzentration sehr viel höher ist, schwerlösliche Sulfide. Hydroxide, diedurch NH

3fällbar sind, fallen dabei mit aus ((NH

4)2S-Gruppe).

Erdalkali- und Alkaliionen bilden weder schwerlösliche Chloride noch Sulfide. Erdal-kaliionen lassen sich bis auf das Mg durch Fällung in Form schwerlöslicherCarbonate von den Alkaliionen trennen ((NH4)2CO3-Gruppe: Ca2+, Sr 2+, Ba2+).Zurück bleibt die lösliche Gruppe: Mg2+, K+, Na+, Li+.

Durch spezifische Lösungs- und Fällungsreaktionen können die einzelnen Gruppenweiter in kleinere Kationengruppen unterteilt werden, bis ein störungsfreier Nachweisder einzelnen Kationensorten möglich ist.

Ein häufiger Fehler bei der Analyse ist, dass zu viel Analysenprobe aufgelöst wird.Dies führt im harmlosesten Fall zu unnötigem Zeitaufwand und unnötigemReagenzverbrauch, da die Handhabung größerer Lösungsvoluminaselbstverständlich mehr Zeit erfordert (z.B. beim Filtrieren). Es führt in der Regel aberauch zu unvollständigen und unscharfen Trennungen. Hierdurch können Ionen anfalsche Stellen des Trennungsganges gelangen, dort die Nachweise bestimmterIonen stören oder gar deren Anwesenheit vortäuschen. Das Resultat ist dann einfalsches Analysenergebnis.

Der Trennungsgang basiert auf Gesetzmäßigkeiten, die für verdünnte wässrigeLösungen gelten (z.B. Löslichkeitsprodukte). In konzentrierten Lösungen kann die

Löslichkeit eines schwerlöslichen Salzes durch die Anwesenheit anderer Ionenerhöht sein. Bei Fällungen aus konzentrierten Lösungen können andererseits durch Adsorption Ionen, die in Lösung bleiben sollen, mitgefällt werden. Auch das




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Herauslösen von Bestandteilen eines abfiltrierten Niederschlags kann unvollständigablaufen, wenn wegen der großen Niederschlagsmenge das Extraktionsmittel garnicht alle löslichen Bestandteile erfassen kann.

In der Regel genügen 0,1 g Analysensubstanz zur Herstellung der Lösung für den

Kationentrennungsgang.

Einzelnachweise der Mangan-, Eisen-, Cobalt- und Nickel-Ionen

ManganZum Nachweis von Mangan(II)ionen ist die Oxidation mit PbO2 in saurer Lösung odermit Brom in alkalischer Lösung geeignet (J.B. S. 220 Vers. 13). Die violette Färbungbeobachtet man am besten direkt nach dem Erhitzen und Absitzen lassen in derüberstehenden Lösung.

(Die Oxidation in saurer Lösung wird durch Cl--Ionen gestört, da diese in stark saurerLösung MnO4

- zu Mn2+ reduzieren. Ist Chlorid anwesend, so muss vorher mit konz.HNO3 fast bis zur Trockene abgeraucht werden.)

EisenZum Nachweis von Eisen-(III)-ionen wirdmit gelbem Blutlaugensalz (J.B. S. 232 Vers. 24b), bzw. mit Thiocyanat (J.B.S. 232Vers. 25) versetzt. Eisen(II) kann vorher mit einigen Tropfen konz. HNO3 oxidiertwerden.

Cobalt(J.B. S. 215 Vers. 11)Es wird nur mit Amylalkohol (ohne Ether) überschichtet.Bei Anwesenheit von H2O2 ergibt sich in der Regel nur eine Grünfärbung;anwesendes H2O2 ist deshalb durch ausgiebiges Erhitzen zu „verkochen“.Sehr gut funktioniert auch die Boraxperle als Vorprobe.

Nickel(J.B. S. 212 Vers. 9)Neben Eisen(II) stören auch Kobaltionen diesen Nachweis, die eine rotbrauneFärbung verursachen, aber keine rote Fällung ergeben; diese ergibt sich aber auch

bei Vorliegen von Eisen (III), welches deshalb abgetrennt sein muss.

Die Ammoniumsulfid-Gruppe (J.B. S. 327 Kap. 2.4.2.4)

Beginnt die Analyse mit der (NH4)2S-Gruppe, so erhält man eine geeignete Ausgangslösung mit verdünnter HCl. Sind MnO4

--Ionen (violett) und/oder CrO42--

Ionen (gelb) vorhanden, so müssen diese zu Mn2+- bzw. Cr 3+-Ionen reduziert werden.Zu diesem Zweck gibt man einige Tropfen Ethanol hinzu und erhitzt die Lösungsolange, bis der überschüssige Alkohol verdampft ist. (Eine Eisen(III)salzlösung ist

auch gelb; diese Färbung lässt sich mit Ethanol nicht beseitigen.)




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Darstellung von H2SFür die Fällung benutzen wir selbst entwickeltes H2S.Es wird ein Reagenzglas mit Gasableitung eingesetzt, vergleichbar mit derDarstellung von Chlor (Abzug!).In den Erlenmeyerkolben werden drei kleine Stückchen Eisensulfid vorgelegt und mit

halbkonz. HCl gerade bedeckt. Zur etwas verstärkten Entwicklung von H2S wirdfächelnd leicht erwärmt.Nach Ende der Einleitung von H2S erst die Probe, in die eingeleitet worden ist,entfernen, dann mit Leitungswasser die Säure im Erlenmeyerkolben stark verdünnenund vom restlichen Eisensulfid abdenkatieren, welches dann wiederbenutzt werdenkann.

Die FällungFür die Übungsanalyse stellt man sich eine Mischung der Kationen Ni, Co, Fe, Al,Cr 3+ und Mn2+ aus den ausstehenden Lösungen her.

Zur Gruppenfällung versetzt man die Lösung in einem Becherglas mit etwas festemNH4Cl, fügt 2 M Ammoniaklösung bis zur deutlich alkalischen Reaktion hinzu underwärmt. Dabei wird in der Regel bereits ein Niederschlag von schwer löslichenHydroxiden auftreten. Sodann wird in langsamem Gasstrom H2S eingeleitet. Wenndie entsprechenden Kationen vorhanden sind, fallen die schwarzen Sulfide Co2S3,Ni2S3 und FeS sowie rosafarbenes MnS aus. Aluminium- und Chromsulfid sind inwässriger Lösung nicht stabil. Unter den gegebenen Fällungsbedingungen fallen jedoch die Hydroxide aus, grünes Cr(OH)3 und farbloses Al(OH)3.

Nach ca. 5 Minuten filtriert man ab und prüft in einer Probe des Filtrats auf

Vollständigkeit der Fällung. Entsteht ein weiterer Niederschlag, so muss die Fällungmit dem gesamten Filtrat fortgesetzt werden, bis sich kein Niederschlag mehr bildet.

Der NiederschlagDer Sulfid-/Hydroxidniederschlag wird gewaschen, danach in eine Porzellanschaleüberführt; am besten gibt man dazu die vorgesehenen 5 ml 2 M HCl in diePorzellanschale und taucht das offene Filter umgekehrt mit dem Niederschlag in dieFlüssigkeit. Durch leichtes Bewegen des Filters und Betupfen mit einem Glasstablässt sich der Niederschlag fast vollständig in die Porzellanschale überführen. Im Abzug lässt man die Porzellanschale mit dem Niederschlag bei Zimmertemperaturunter gelegentlichem Rühren mindestens 30 Minuten stehen. Unter diesen

Bedingungen bleiben nur Co2S3 und Ni2S3 ungelöst zurück. In Lösung gegangen sindFe2+, Mn2+, Al3+ und Cr 3+.Bleibt ein schwarzer Rückstand, so filtriert man, wäscht und löst ihn in einerPorzellanschale unter Zugabe von 2 ml verd. Essigsäure und ganz wenigen Tropfen6%iger H2O2-Lösung auf. (Das H2O2 tropfenweise zugeben, und nach jedem Tropfenmehrere Minuten abwarten, ob die Menge zur Lösung bereits ausreicht, um einenÜberschuss zu vermeiden.) Vom zurückbleibenden Schwefel, der auch dunkel bisschwarz aussehen kann, wird abfiltriert. Durch längeres Aufkochen muss im Filtratdas überschüssige H2O2 beseitigt werden. Erst danach lassen sich in dieser LösungCobalt und Nickel nebeneinander nachweisen (J.B. S. 215 Vers. 11, S. 212 Vers. 9).




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Die Lösung mit Fe, Mn, Cr und Al(J.B. S. 330)Das im Filtrat des Ni- und Co-Sulfidrückstandes noch gelöste H2S wird nach dem Ansäuern mit verd. HCl verkocht. Danach versetzt man mit wenigen Tropfen konz.HNO3 und erhitzt, um die durch H2S zu Fe2+ reduzierten Eisenionen zu Fe3+ zu

oxidieren. Anschließend setzt man festes Na2CO3 zu, bis ein pH >4 erreicht ist. (Es beginntbereits, Fe(OH)3 auszufallen.) Die Lösung wird in eine Porzellanschale gegeben, dieeine Mischung aus 2 ml 30%iger NaOH (3 g NaOH + 7 g H2O) und 2 ml 6%igemH2O2 enthält.Eisen- und Manganionen werden bei dieser Arbeitsweise als rotbraunes Fe(OH)3

bzw. braunschwarzes MnO(OH)2 gefällt. In Lösung bleiben Aluminat- und Chromat-ionen.Der Niederschlag wird filtriert und mit heißem Wasser gründlich gewaschen. Er dientzum Nachweis von Eisen und Mangan.

Das Filtrat mit den Ionen Chromat und AluminatIm Filtrat des Eisen- und Manganhydroxid-Niederschlags, das die Ionen CrO4

2- (gelb) sowie Al(OH)4

- enthalten kann, verkocht man zunächst das von der Fällungnoch vorhandene H2O2, neutralisiert mit HCl, puffert durch Zugabe einer Spatelspitze Ammoniumchlorid und macht mit verd. NH3 schwach ammoniakalisch (pH = 8).Wenn Aluminiumionen vorhanden sind, dann muss aus dieser Lösung weißes Al(OH)3 ausflocken. (Leichtes Erhitzen fördert das Ausflocken.) Man filtriert undwäscht den Niederschlag mit heißem Wasser.

Aluminium

a) Einen Teil des Niederschlags löst man in wenig verdünnter Essigsäure und führtden Nachweis mit Alizarin-S-Lösung durch (J.B. S. 238 Vers. 13).

b) Für den Nachweis als Thenards Blau (J.B. S. 238 Vers. 12) auf der Magnesiarinnemuss sehr wenig Co(II)-Lösung genommen werden, sonst entsteht nur einebedeutungslose Schwarzfärbung von Co3O4.

c) Aluminiumnachweis durch KomplexierungEtwas Aluminiumhydroxid wird in dem Filter gewaschen, bis das Waschwasserneutral reagiert. Dann einige Tropfen Phenolphthalein-Lösung auf das ausgebreiteteFilter geben und direkt neben den Al(OH)3-Niederschlag etwas festes Alkalifluorid.

Durch die Komplexierung mit Fluorid werden OH--Ionen freigesetzt.

ChromDas Filtrat des Al(OH)3-Niederschlags muss bei Anwesenheit vonChromverbindungen in der zu analysierenden Substanz durch CrO4

2--Ionen gelbgefärbt sein.Eine Bestätigung lässt sich über eine Fällungsreaktion (J.B. S. 242 Vers. 10) oder dieBildung von blauem Chrom(VI)oxid(diperoxid) erreichen (J.B. S. 244 Vers. 14).




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Analyse 4:Kationen: Fe, Mn, Co, Ni, Cr, Al

Bewertung: 6 Punkte

Analyse 5: n-Lösungsproblem

Literatur: J. Chem. Ed. 43 (1966) 601J. Chem. Ed. 65 (1988) 361J. Chem. Ed. 70 (1993) 850

Vorbereitende Versuche für die Analyse zum n-Lösungsproblem:

a) Es sind folgende Fragen eigenständig zu beantworten:Welches Aussehen haben die Niederschläge vonBaSO4, PbJ2, Ag2O, ZnCO3, PbCO3, Ag2CrO4, PbCrO4, Cr(OH)3, Co(OH)2, Ni(OH)2,CoCO3?

Bei Unkenntnis oder Unsicherheit ist ein entsprechendes Experiment auszuführen,um sich der Färbung und der Erscheinungsform der Ausfällungen sicher zu sein undsie zu erkennen.

Welche pH-Werte sind für die folgenden Lösungen zu erwarten:

FeCl3, AlCl3 ?

Im Zweifel experimentell überprüfen!

Was erwarten Sie, wenn eine Chromat- und eine Iodidlösung zusammengegebenwerden? Was wird zu beobachten sein?

b) Es ist ratsam, sich selbst eine Aufgabe zu stellen, die dem n-Lösungsproblementspricht. Dazu können Sie Kationen und Anionen aus dem Lösungssatz nehmen.

Mögliche Kationen:

Erdalkalien, Al3+, Pb2+, Nebengruppenelemente einschließlich Ag+.

Mögliche Anionen: Alle bis auf Nitrat und Acetat.

Wählen Sie 4 Kationen und 4 Anionen aus (möglichst nicht nur „nahe Verwandte“)und gehen vor wie beim n-Lösungsproblem beschrieben. D.h. aus jedem der 8Reagenzgläser mit den 8 ausgewählten Ionen wird eine Probe zuerst auf ihren pHüberprüft und dann mit NaOH versetzt. Die Beobachtungen sollen Sie registrierenund da Sie Ihre Lösungen und somit das Ergebnis kennen, auch interpretierenkönnen.




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Danach wird von der 1.Lösung je eine kleine Probe in 7 Reagenzgläser gegeben unddiese mit je einer kleinen Probe aus den übrigen Reagenzgläsern versetzt.

Anschließend werden von der 2. Lösung 5 Proben abgefüllt (mit der 1.Lösung liegtdie Reaktion schon vor) und die Reaktion mit etwas Substanz aus Reagenzglas 3-8

untersucht (usw., bis alle Kombinationen erfasst sind).

Qualitative Zuordnungsanalyse: „Das n-Lösungsproblem“

Es sind n durchnummerierte Reagenzgläser mit Lösungen verschiedener Stoffegegeben. Die Stoffe werden summarisch genannt. Ohne weitere Hilfsmittel außerpH-Papier und verd. NaOH sollen Zuordnungen getroffen werden.

Dazu wird eine kleine Probe jeder Lösung mit jeder anderen Lösung umgesetzt. DieResultate sollen in Form eines Planquadrats in einer Tabelle aufgezeichnet werden. Abgeleitet aus den Versuchsergebnissen können die genannten Verbindungen dennummerierten Reagenzgläsern zugeordnet werden.

Bewertung: 3 Punkte

Teil II: Quantitative Analysen und Handversuche

6. WocheVersuch 6-1: Die Löslichkeit der Borsäure1Wenig kristalline Borsäure in Wasser geben. Löst sie sich? Löst sie sich beimErhitzen? Den pH-Wert der Lösung ermitteln und mit dem des dest. Wassersvergleichen.2Zu einer Spatelspitze Borsäure in Wasser zwei gehäufte Spatelspitzen Mannit gebenund durch Umschütteln lösen. Den pH der Lösung überprüfen.3

Eine Lösung von Natriumborat (Borax) nebeneinander tropfenweise mit der Lösungvon Erdalkaliionen (Mg, Ca, Ba) und Metallionen der Nebengruppen (Mn (II), Cu, Zn)versetzen.Protokoll:Zeigt die Borsäure eine saure Reaktion? Welcher pH ergibt sich in Gegenwart vonMannit? Die pKs-Werte sind angegeben für Borsäure zu 9,18 und für Borsäure +Mannit zu 5,15. Welcher Dissoziationsgrad ist für diese Mischung zu erwarten, (0,1 MLösung)? Eine formelmäßige Darstellung des Mannitkomplexes (J.B. S. 399),formulieren Sie eine Reaktionsgleichung für die Bildung des Komplexes ausgehendvon Borsäure und Glykol (Ethandiol).




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Versuch 6-2: Chemische Eigenschaften des Aluminiums Jeweils wenig Aluminiumgries oder -späne (kein Pulver) versetzen mit1 verd. HCl2 verd. NaOH3 verd. HNO3

4 konz. HNO3

5 konz. HNO3 mit einer Spatelspitze NaClNebeneinander stehen lassen, ohne zu erwärmen und nach kurzer Zeit sowie nacheinigen Minuten genau beobachten.Protokoll:Beobachtungen, Reaktionsgleichungen, Folgerungen.

Versuch 6-3: Petrischalenexperimente1Eine Petrischale in flacher Schicht mit 0,1 M Al3+-Lösung füllen und in die Mitte einNaOH-Plätzchen geben. Den Versuch auch mit einer 1:5 verd. Al3+-Lösungausführen.2Den gleichen Versuch mit einer Zinksalzlösung ausführen.Protokoll:Veränderungen beobachten, skizzieren und interpretieren, dieDiffusionsgeschwindigkeiten der Ionen abstufen und begründen.Welche anderen Metallionen zeigen ein ähnliches Verhalten?

Gefahrenhinweise

Kohlenstoffmonooxid komplexiert 300 mal stärker als O2 mit dem Hämoglobin;wahrscheinlich tritt auch eine Bindung an die Cytochromoxidase auf mit einerHemmung der O2-Verwertung. Bei einer CO2-Anreicherung wird die Atmungsintensität erhöht und damit auch die CO-Inhalation (z.B. beim Rauchen). Beilängerer Einwirkung von mehr als 0,01% CO kann es bereits zu Kopfschmerzenkommen.Entscheidend für die toxischen Effekte des CO ist die Bildung und Anwesenheit von[CO-Hämoglobin]; bis zu 10% [CO-Hämoglobin], d.h. bei mehr als 90% CO-freiemHämoglobin, treten keine akuten Erscheinungen auf; ab 60% CO-Hämoglobin sindtödlich.

Bei 20 % Sauerstoffgehalt der Luft reichen 0,066 Volumenprozent CO aus, um nachEinstellung des Gleichgewichts 50% des Häm zu [CO-Hämoglobin] umzusetzen!Diese CO-Konzentration ist z.B. im Zigarettenrauch immer überschritten. (DieGleichgewichtseinstellung ist langsam, sonst gäbe es keine Raucher mehr!)Fortdauernde Einwirkung von CO in geringer Konzentration führt zu:Gedächtnisschwäche, Reizbarkeit, Appetitlosigkeit, Unlust, Potenzverlust,Hörschäden, Polycythämie (vermehrte Bildung roter Blutkörperchen).

Kohlenstoffdioxid: MAK-Wert 9000 mg/m³.




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Versuch 6-4: Erhitzen von Hydrogencarbonat Etwas festes Natriumhydrogencarbonat im Reagenzglas kräftig erhitzen. Nach dem Abkühlen den Rückstand in Wasser lösen und den pH-Wert prüfen. Zum Vergleichden pH-Wert einer Lösung von NaHCO3 und einer Sodalösung bestimmen.Protokoll:

Was ist aus dem Hydrogencarbonat entstanden? Reaktionsgleichung. Begründungfür die pH-Werte mit Reaktionsgleichungen.

Versuch 6-5: Die thermische Zersetzung von Carbonaten Auf einer Magnesiarinne eine Spatelspitze Magnesiumcarbonat längere Zeit bis zurRotglut erhitzen und nach dem Erkalten in ein Reagenzglas geben. In ein zweitesReagenzglas eine Spatelspitze Magnesiumcarbonat geben. Danach in beideReagenzgläser 2 M HCl hinzufügen und bezüglich einer Gasentwicklung und desLösungsvorganges beobachten und vergleichen.Protokoll:Was ist aus dem Magnesiumcarbonat beim Erhitzen entstanden?Reaktionsgleichung. Wie ist die Zersetzungstendenz der Erdalkalicarbonateabgestuft? Welche Kenngröße wird dazu angegeben?

Versuch 6-6: Gleichgewicht Carbonat-Hydrogencarbonat Zu 1 ml gesättigter, Calciumhydroxid-Lösung tropfenweise kaltes,kohlensäurereiches Mineralwasser geben, bis der zuerst ausfallende Niederschlagsich gerade wieder aufgelöst hat. Anschließend erhitzen bis wieder eine Trübungauftritt.

Protokoll:Reaktionsgleichungen für die Niederschlagsbildung und die Auflösung desNiederschlags im überschüssigen Mineralwasser. Reaktionsgleichung für die Bildungeiner Ausfällung beim Erhitzen. (J.B. S. 112 Vers. 1)

Versuch 6-7: Darstellung, Verbrennung und Nachweis von CO 13 ml Ameisensäure und ein Siedestein werden in einem Reagenzglas im Abzugtropfenweise unter Durchschütteln mit ca. 3 ml konz. H2SO4 versetzt.Warten bis die Gasentwicklung kräftig in Gang kommt (in der Regel muss nur zu

Beginn schwach erwärmt werden), dann einen Gummistopfen mit Glaskapillareaufsetzen (eine Tropfpipette, die nicht zu eng ausgezogen ist) und das entweichendeGas entzünden. Welche Flammenfarbe tritt auf?2Mit dem Ansatz von Versuch 1 oder einer neuen Probe wird ein schwächerer Stromvon CO erzeugt und über ein Gasableitungsrohr in ein Reagenzglas mit einer Lösungvon [Ag(NH3)2]

+ geleitet. Nach einiger Zeit erscheint eine Dunkelfärbung oder sogarein dunkler Niederschlag. Die Reaktion setzt nur sehr langsam ein, weil CO schlechtwasserlöslich ist. (Empfindliche Nachweisreaktion für Kohlenstoffmonooxid)Protokoll:Reaktionsgleichung für die Darstellung des CO. Welche Funktion hat dieSchwefelsäure? CO reduziert das Ag+ und wird zu Carbonat oxidiert.Reaktionsgleichung.




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Versuch 6-8: Verdrängung der Kieselsäure aus ihrem Alkalisalz Der pH-Wert einer verdünnten Natriumsilikat-Lösung (Wasserglas) bestimmen.In einem Teil der Lösung halbkonz. Salzsäure bis zur neutralen Reaktion eintropfen.Das Ergebnis nach ca. 15 Minuten beurteilen (J.B. S. 122 Vers. 4).Protokoll:

Versuchsbeobachtungen. Wie ist der pH-Wert einer Wasserglaslösung zubegründen?




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Vorbereitungen für die Titrationen

Reinigung der Büretten, Pipette und Messkolben(J.B. S. 351 Kap. 3.2.2)a) Büretten

Die Büretten werden mit destilliertem Wasser gefüllt und dieses wie bei einerTitration langsam ablaufen gelassen. Bleiben dabei größere Tropfen hängen, soist die Bürette zu reinigen. Das kann mit Spülmittel und einer passenden Bürstegeschehen; danach ist die Bürette gut mit Leitungswasser und anschließend mitdestilliertem Wasser zu spülen.Der „Ablauftest“ ist zu wiederholen.

b) PipettenDie Pipetten, bei deren „Ablauftest“ mehrere Tropfen hängen bleiben, werden mitSpülmittellösung gefüllt, mit einem Pipettenhütchen verschlossen und längere Zeitstehen gelassen. Sie werden danach erst gut mit Leitungswasser undanschließend mit destilliertem Wasser gespült.Ein „Auslauftest“ ist zu wiederholen.

c) MesskolbenMesskolben, die sichtbar verschmutzt sind, können mit Spülmittel und kochendemWasser durch kräftiges Schütteln gereinigt werden. Danach ist gut mitLeitungswasser und anschließend mit destilliertem Wasser zu spülen.

d) BürettenhähneBürettenhähne oder das „Hahn-Ende“ der Bürette, die stark verfettet sind, können

mit einer alkoholischen NaOH-Lösung gereinigt werden (J. Chem. Educ. 74, 1997,841). NaOH-Plätzchen werden dazu in 95%igem Ethanol gelöst; die Lösung wird ineiner Polyethylenflasche aufbewahrt. Die Bürette wird so eingespannt, dass siemit ihrem unteren Ende in ein geeignet hohes Becherglas passt, welches auf einerHeizplatte steht. Das Becherglas wird bis zur vorgesehenen Höhe mit derethanolischen NaOH gefüllt und mit kleiner Heizstufe unter Rühren erwärmt, ohnedass die Lösung zum Sieden kommt. Ein verfetteter Hahn wird in die Lösunggelegt. Danach die Bürette bzw. den Hahn gut mit Wasser abspülen. Die NaOH-Lösungkann auch weiter verwendet werden, wenn sie etwas dunkler geworden ist.

Maßanalytische GeräteIhr Arbeitsplatz ist mit vier Arten von Messgefäßen ausgerüstet:

• Messzylindern (Abbildung 1)• Messkolben (Abbildung 3)• Pipetten (Abbildung 2)• Büretten. (Abbildung 4)

Während die beiden Erstgenannten zu den auf „Einguß“ geeichten Gefäßen

(erkenntlich an der Kennzeichnung „In“ auf dem Glas) zählen, sind die letzten auf„Auslauf“ („Ex“) graduiert.




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Man versteht darunter Folgendes: Bei den auf Einguß geeichten Gefäßen begrenztdie Eichmarke genau das zu messende Volumen. Pipetten und Büretten müssendagegen auf Auslauf graduiert sein, weil eine geringe Flüssigkeitsmenge durch Adhäsion an der Glaswand haften bleibt, was jedoch für die genaue Messung vonBedeutung ist und deshalb nicht vernachlässigt werden darf. Die Messgeräte sollten

vor Gebrauch sauber und trocken sein, andernfalls muss man sie reinigen und kurzmit einigen ml der abzumessenden Lösung durchspülen. Dieses Durchspülen erspartden zeitaufwendigen Trockenvorgang. Die Spüllösung ist zu verwerfen.

Zu den Gefäßen ist im Einzelnen folgendes zu sagen:

MesszylinderObwohl auf „In“ justiert wird er hauptsächlich als Ausgussgefäß verwendet. Dadurchentstehen Messfehler bis zu 3%, die im praktischen Einsatz zumeist vernachlässigtwerden können.Messkolben

Messkolben werden in der Analytik zum Einstellen von Lösungen mit genauemGehalt, den so genannten Normallösungen, sowie zum Verdünnen der Analysenlösung verwendet. Messkolben sind deshalb auf „In“ justiert. DieMessgenauigkeit liegt je nach Größe des Messkolbens bei 0,1 - 0,2%. Arbeitstechnik:1. Gefäß auf Sauberkeit kontrollieren, ggf. durchspülen2. mit Wasser bis ca. 1 cm unter die Marke auffüllen3. mit Wasser tropfenweise bis zur Marke auffüllen4. Lösung gut durchmischen

Abbildung 1:

Messzylinder

Abbildung 2:

PipettenAbbildung 3:Messkolben




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PipettenMan unterscheidet zwischen Mess- und Vollpipetten. Mit Messpipetten lassen sichverschiedene Flüssigkeitsmengen abmessen. Sie sind auf „Ex“ justiert. DieMessgenauigkeit beträgt je nach Größe der Pipette 0,5-1,5%. Mit einer Vollpipettelässt sich eine genau bestimmte Flüssigkeitsmenge abmessen. Auch Vollpipetten

sind auf „Ex“ geeicht, d.h. in der Pipettenspitze befindliche Flüssigkeitsreste dürfennicht ausgeblasen werden, sie sind bei der Eichung berücksichtigt. DieMessgenauigkeit der Vollpipette liegt je nach Größe bei 0,1 – 0,6%.

Arbeitstechnik:1. Pipetten auf Sauberkeit überprüfen, eventuell durchspülen2. Pipette auf intakte Spitze überprüfen3. Flüssigkeit bis ca. 1 cm über die Markierung aufsaugen

(Peleusball!)

4. aus der senkrecht gehaltenen Pipette Flüssigkeittropfenweise bis zur Marke auslaufen lassen, Spitzeabstreifen

5. Flüssigkeit entlang der Gefäßwand auslaufen lassen, Spitzeam Glas

6. ca. 20 Sekunden warten7. Pipettenspitze unter leichtem Drehen an der Gefäßwand

abstreifenBüretteBüretten gelangen dort zur Anwendung, wo die Menge derabzumessenden Reagenzlösung nicht im voraus genau bekanntist (Dosiergefäß). Die Bürette unterscheidet sich von derMesspipette nur dadurch, dass die Bürette einen regelbaren Auslauf besitzt. Das oben offene Glasrohr ist bei z.B. einemGesamtvolumen von 25 ml in Zehntelmilliliter unterteilt.

Arbeitstechnik:1. Bürette auf Sauberkeit und intakte Hahnspitze überprüfen.

Hahnküken, sofern aus Glas, leicht einfetten (Loch muss frei sein!)2. Bürette am Stativ senkrecht einspannen

3. Reagenzglaslösung gut durchmischen und die Bürette damit 1-2 mal in kleinenPortionen spülen; die Flüssigkeit muss die Innenwand gleichmäßig benetzen4. Bürette mit Hilfe des Bürettentrichters auffüllen, auf evtl. vorhandene Luftblasen

kontrollieren (speziell den Hahn)5. Reagenzlösung auf eine Marke ablaufen lassen und Tropfen an der Hahnspitze

abstreifen. Da man Differenzmessungen durchführt, muss die Marke nicht auf Nullgestellt werden, jeder beliebige Wert eignet sich.

6. Inhalt der Bürette notieren7. Reagenzlösung ablaufen lassenBei völlig geöffnetem Ablaufhahn die Flüssigkeit bis kurz vor Erreichen desUmschlagspunkts (falls bekannt) ablaufen lassen. Dann unterbricht man, wartet etwa

30 Sekunden, und tropft nun langsam bis zum Farbumschlag zu und stellt nach Abstreifen der Hahnspitze an der Bürettenskala das abgelaufenen Volumen fest. Als Ablesehilfe dient ein so genannter Schellbachstreifen:

Abbildung 4:Bürette




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MessfehlerJe kleiner das abzumessende Volumen, desto größer der unvermeidbare,prozentuale Messfehler. Durch die richtige Wahl und Handhabung der Bürettekönnen Messfehler aber auf ein Minimum reduziert werden.

Meniskusfehler:Flüssigkeitsoberflächen sind entweder nachunten (konkav) oder nach oben (konvex)gewölbt. Dies bezeichnet man als Meniskus.Der Meniskusfehler wird vermieden, wennbeim konkaven Meniskus an der tiefsten undbeim konvexen Meniskus an der höchstenStelle der Flüssigkeitsoberfläche abgelesenwird. Bei stark gefärbten Flüssigkeiten wirdam oberen Rand des Meniskuswulstes

abgelesen.

Parallaxenfehler:Der Parallaxenfehler kann vermieden werden,wenn genau auf Augenhöhe abgelesen wird.

Schräghaltefehler:Messgeräte müssen zum Ablesen senkrechtgehalten oder eingespannt werden.

Abbildung 5: Ablesen mit Hilfe des Schellbachstreifens

Abbildung 6: Meniskusfehler

Abbildung 7:

Parallaxenfehler




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Querschnittfehler:Das Messgerät muss zur Einhaltung derMessgenauigkeit dem abzumessenden Volumenangepasst werden.

Säure-Base-TitrationenJ.B. S. 381 Kap. 3.4.1) Titrimetrische Verfahren - Allgemeine GrundlagenJ.B. S. 387 Kap. 3.4.2) Neutralisationsverfahren

Die Herstellung und Einstellung von Maßlösungen (J.B. S. 384), die Grundlagen derNeutralisationsverfahren (J.B. S. 387 Kap. 3.4.2), Indikatoren (J.B. S. 392) undverschiedene Säure-Base-Titrationen (J.B. S. 398 Kap. 3.4.2.3).

Die Maßanalyse ist die älteste quantitative Analysenmethode. Sie hat sich ab 1800zusammen mit einer technischen Chemie entwickelt, weil die Produkte analysiert undkontrolliert werden mussten.

Grundlage der Säure-Base-Titrationen ist die Neutralisationsreaktion hydratisierterProtonen und Hydroxidionen zu Wasser. Als Maßlösungen für Säure-Base-Titrationen werden in der Regel verdünntes HCl und verdünntes NaOH verwendet.Eine direkte Herstellung von Maßlösungen mit genauem Titer ist für HCl und NaOHaber nicht möglich. Weiterhin ist zu beachten, dass zwar saure Maßlösungen überlängere Zeit titerkonstant sind, alkalische Lösungen dagegen über eine CO2- Aufnahme aus der Luft ihren Titer ganz allmählich ändern können.

Als Urtiter verwenden wir Oxalsäure-Dihydrat (C2O4H2

2 H2O; Molmasse 126,066g/Mol), mit der wir eine verdünnte Natronlauge einstellen, und damit deren genauenTiter ermitteln (J.B. S. 395 Kap. 3.4.2.2) Maßlösung und Titerstellung.

Abbildung 8:Schräghaltefehler

Abbildung 9:Querschnittfehler




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Analyse 6: Kupfer elektrogravimetrisch

Jander-Blasius, Kapitel 3.6.3, Elektrogravimetrie mit theoretischen Grundlagen (S.355), Versuchsanordnung (3.6.3.2, S. 471) und Bestimmung von Kupfer (J.B. S.473).

Vorbereitung der Platinnetzkathode (J.B. S. 472). Die Elektrode wird vorVersuchsbeginn mit verdünnter HNO3, Wasser und abschließend mit Ethanolabgespült, durch Stehen lassen an der Luft getrocknet und auf der Analysenwaagegenau gewogen.

Man pipettiert drei 25 ml Proben in drei 250 ml Bechergläser, verdünnt mitdeionisiertem Wasser auf etwa 70–80 ml und fügt etwa 20-30 ml 1 M Schwefelsäurehinzu. Die Platin-Drahtnetz-Kathode soll zu Beginn der Elektrolyse zu ca. 2/3eintauchen.

Die Elektrolysetemperatur soll 40-60°C und die Betriebsspannung 2,5-3 Voltbetragen.

Ist die Lösung farblos geworden, so fügt man einen knappen Finger breitdeionisiertes Wasser hinzu und beobachtet, ob sich an den blanken Stellen derElektrode noch Kupfer abscheidet. Ist das nicht der Fall, so entnimmt man mit einerPipette einige Tropfen der Lösung und prüft mit konzentriertem NH3 bis zuralkalischen Reaktion auf Vollständigkeit der Abscheidung. Bei noch eingeschaltetemStrom wird das Becherglas mit der Lösung gegen ein Becherglas mit deionisiertemH2O ausgetauscht und noch eine Minute bei eingeschaltetem Strom gerührt.

Nach dem Ausschalten des Stromes wird die Elektrode zunächst mehrfach in einBecherglas mit deionisiertem H2O und dann in ein Becherglas mit Ethanol getaucht.Nach dem Trocknen an der Luft kann die Elektrode gewogen werden.

Zur Ablösung des Kupfers stellt man die Elektrode in ein Becherglas mithalbkonzentrierter HNO3 (Abzug!) (so wenig wie möglich, am besten mehrmalszusammen mit Kollegen verwenden!) und gibt die Lösung anschließend in dieSammelflasche für Kupferabfälle.

Angabe in mg Kupfer bezogen auf die gesamte Probe.

Bewertung: 6 Punkte




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3. Kolloquium

Thema Grundlagen

Grundbegriffe Säure u. Base nach BRØNSTED, pH–Wert, Puffer, Wasser alsLösungsmittel, Säure- und Baseeigenschaften der Elemente undElementhydroxide, Amphoterie

Säure-Basen-Theorien

Definitionen nach Arrhenius, Brønsted, Zusammenhänge undÜbergänge zwischen den Theorien, Neutralisation, Hydrolyse,Säurestärken, Säurekonstanten, Basenstärken

pH-Wert Ionenprodukt des Wassers, Temperaturabhängigkeit, Definitionund Herleitung der Berechnungsverfahren von pH-Werten

Puffersysteme Definition, Aufbau und Wirkungsweise von Puffern,Pufferkapazität, pH-Bereiche von gängigen Puffern

Ionenaustauscher Aufbau, Arbeitsweise

Neutralisationstitration Begriffe (Maßlösung, Faktor, Titration) Titrationsverlauf in Abhängigkeit von den eingesetzten Säuren und Basen,Endpunktsanzeige, Indikatoren, pH-Wert am Äquivalenzpunkt


• Welchen pH-Wert hat eine 10-8 M Chlorwasserstofflösung?• Kann eine Säure einen pH-Wert von -1 haben?• Was ist in Wasser die stärkste Säure, was die stärkste Base?• Sie sollen eine ca. 0,1 M Ammoniaklösung mit einer eingestellten Schwefelsäure titrieren.

Welchen Indikator werden Sie verwenden? Methylrot pK(HIn) = 5,8 oder Neutralrot pK(HIn) = 8,4.

• Die Autoprotolyse des Wassers nimmt mit steigender Temperatur zu. Wo ist dieGenauigkeit einer Neutralisationstitration prinzipiell größer, in Wasser von 10°C oder von80°C? Es soll keine Verdunstung eintreten und die Temperatur konstant bleiben.

• Was wird unter einer korrespondierenden oder auch konjugierten Säure verstanden?• Wie groß ist die Konzentration von Wasser in Wasser?• Beweisen Sie, dass das Produkt von K S und K B eines korrespondierenden Säure-Base-

Paares gleich dem Ionenprodukt des Wassers ist!

• Was ist mit dem Äquivalenzpunkt einer Säure oder Base bei der Titration gemeint?• Warum ist die Wahl des Indikators bei der Titration von Natronlauge mit Salzsäure relativ

unkritisch?• Wie reagiert eine Lösung von Ammoniumchlorid in Wasser, neutral, basisch oder sauer?

Geben Sie eine Begründung! Welchen genauen pH-Wert hat die Lösung, wenn die Konzentration an Ammoniumchlorid 0,001 mol/l beträgt?

• Wie kann der pH-Wert dazu verwendet werden, um die Konzentration des Sulfidions ineiner wässrigen Lösung zu regeln?

• Ist die Borsäure, B(OH)3 , eine Brønsted- oder eine Lewissäure?• Kennen Sie im menschlichen Körper vorkommende Puffersysteme?• Warum kann mit Hilfe eines pH-Indikators der pH-Wert einer Lösung nicht genau angeben

werden?




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• Was bedeutet das Ionenprodukt für die Dissoziation des Wassers? Warum erscheint die Konzentration des Wassers nicht im Ausdruck für das Ionenprodukt, obwohl es eineGleichgewichtskonstante darstellt?

• Berechnen Sie den K S - und den K B-Wert des Wassers!• Wie viel Milliliter Wasser müssen zu 2 l einer 5 M Salpetersäure zugesetzt werden, um eine

2M Salpetersäurelösung zu erhalten?• Welche Auswirkung hat der Zusatz von (etwas) Ammoniumchlorid auf den

Dissoziationsgrad von Ammoniak in einer wässrigen Ammoniaklösung? Was würde Ihrer Meinung nach mit dem Dissoziationsgrad geschehen, wenn stattdessen eine Substanz zugesetzt wird, die mit Ammoniakmolekülen eine Komplexverbindung eingeht, wie zum Beispiel das Tetraaminkupfer(II)-Kation [Cu(NH 3 )4(H 2O)2 ]

2+?• Eine 1 M Salzsäure wirkt als Puffer um pH = 0, erklären Sie dies!

7. Woche

Versuch 7-1: Eisessig als Brönstedt-Säure Auf einem Uhrglas ein Stück Mg-Band oder Mg-Späne mit etwas Eisessig in Kontaktbringen. Beobachtung.Den Eisessig durch Zusatz von Wasser verdünnen. Ändert sich der beobachteteEffekt?Protokoll: Die Effekte sind mit der Veränderung bei Zusatz von Wasser zu reiner Essigsäure zuerläutern.

Versuch 7-2: Auskristallisieren im Becherglas

1) In ein kleines Becherglas wird einen Finger breit eine mit einem Salz gesättigteLösung gegeben und unabgedeckt zum Auskristallisieren abgestellt.

2) Es stehen zur Auswahl: Na2SO4, K2SO4, NaHCO3, KAl(SO4)2 (Alaun),(NH4)2SO4, KCl, NaCl, CuSO45H2O, verschiedene Phosphate.

3) Das Abdunsten und Auskristallisieren ist über 2 Wochen zu beobachten. DasErgebnis soll danach in der Praktikumsbesprechung diskutiert werden.

Kein Protokoll.

Versuch 7-3: Kupferhydroxid – Probleme mit der Stöchiometrie(Zwei Praktikanten gemeinsam, Testat)Potentiometrie:Jander-Blasius, Kapitel 3.6, Elektroanalytische Methoden (Seite 454); Kapitel 3.6.1 Allgemeine Grundlagen; Kapitel 3.6.2, Potentiometrie (Seite 460)

Die Abbildung zeigt eine Elektrode, in der Glaselektrode mit Pufferlösung undBezugselektrode (Ag/AgCl-Elektrode) kombiniert sind. In der Abbildung im Jander-Blasius (Abb.3.25, Seite 460) sind beide Elektroden getrennt dargestellt und statt der Ag/AgCl-Elektrode ist eine Kalomelelektrode (Hg/Hg2Cl2) skizziert.




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Die Addition von Alkalihydroxid zur Lösung eines Kupfer(II)salzes lässt die Fällungvon Cu(OH)2 erwarten. Mit einer acidimetrischenTitration unter Benutzung eines pH-Meters und einer Glaselektrode kann mit dem Titrationsverbrauch die Stöchiometriedes gebildeten Niederschlags überprüft werden.

Titrierlösung: Eine ca. 1 M NaOH muss angesetzt werden. Sie wird mit Oxalsäure eingestellt; fürdie Einstellung wird eine Probe der 1 M NaOH im 100 ml Messkolben 1:10 verdünnt.

Ausführung:

100 ml einer genau 0,1 M CuSO4-Lösung (angesetzt aus CuSO4. 5 H2O, welches auf

der Analysenwaage eingewogen wird) werden vorgelegt und unter Benutzung einesPotentiometers mit 1 M NaOH titriert. Bis zu einem Verbrauch von 10 ml werden 1ml-Portionen zugegeben, danach 0,5 ml-Portionen.Nach jeder Zugabe ist eine halbe Minute bis zurKonstanz des Messwertes zu warten, erst danachwird abgelesen. Wenn der pH-Wert nur nochlangsam ansteigt, wird die Titration abgebrochenund die Lösung filtriert.

Qualitativer Kupfernachweis:Sind im Filtrat noch Kupferionen nachzuweisen?

Qualitativer Sulfatnachweis:

Der abfiltrierte Niederschlag wird mit destilliertemWasser gewaschen, bis das Filtrat sulfatfrei ist.Danach wird ein Teil des Niederschlages in wenigverdünnter HCl gelöst. Diese Lösung wird aufSulfat-Ionen geprüft.Protokoll: Aus der vorgelegten Menge Kupferlösung soll eintheoretischer Verbrauch für eine Fällung mit 1 MNaOH als Cu(OH)2 errechnet werden.Die Messwerte sind gegen den Verbrauch an 1 MNaOH aufzutragen. Aus der Auftragung lässt sich

ein Titrationsverbrauch für die vollständige Fällungdes Kupfer(II) ermitteln. Er ist mit demtheoretischen Wert zu vergleichen. Aus demVerbrauch und der vorgegebenen Menge Kupfer istdas stöchiometrische Verhältnis von Cu2+ zu OH-

zu errechnen. Ergibt sich eine ersteSchlussfolgerung?

Waren im Filtrat noch Kupferionen nachzuweisen? Angabe der Nachweis-Methode und desErgebnisses.

Waren Sulfationen im aufgelösten Niederschlagnachzuweisen?




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Mit den Ergebnissen lässt sich ein Vorschlag für die Summenformel desNiederschlages in Form eines Doppelsalzes angeben.

Analyse 7: Der Gehalt einer Schwefelsäure ist zu bestimmen

7a: Herstellung und Einstellung einer 0,1 M NaOHCa. 4 g NaOH-Plätzchen werden auf der oberschaligen Waage abgewogen undsofort anschließend in destilliertem Wasser gelöst. Die Lösung wird in einer 1 Liter-Plastikflasche mit destilliertem Wasser aufgefüllt und gut umgeschüttelt. DieBenutzung eines Messgefäßes erübrigt sich.(Im J.B. S. 397 wird vorgeschlagen 6 g NaOH zu nehmen und die Plätzchen einmalrasch mit Wasser „abzuspülen“, um eine „Carbonatschicht“ an der Oberfläche derPlätzchen zu entfernen.)

Aus einer Überschlagsrechnung ergibt sich: wenn 63,033 g Oxalsäure-Dihydrat39,997 g NaOH äquivalent sind, dann ergeben 63 mg Oxalsäure einen Verbrauchvon etwa 10 ml einer ca. 0,1 M NaOH. Bei Benutzung einer 50 ml-Bürette ist einVerbrauch von 20-30 ml anzustreben. Die Einstellung der NaOH wird deshalb wiefolgt vorgenommen:Die Einstellung wird mit gesondertem Oxalsäuredihydrat vorgenommen, das bei den Assistenten auszuleihen ist. Mindestens drei Einwaagen von 120-150 mg Oxalsäure-dihydrat z.B. auf sauberen Uhrgläsern sind auf der Analysenwaage vorzunehmen.Jede der Urtiterproben wird in einen sauberen 300 ml-Erlenmeyerkolben gespült(sauber heißt in diesem Fall nicht, dass der Kolben auch trocken sein muss) und inca. 50-70 ml destilliertem H2O gelöst. Als Indikator werden 4 Tropfen

Bromthymolblau hinzugegeben.

Die Bürette wird mit der ca. 0,1 M NaOH gefüllt. Die Bürette muss vorher sauber und trocken sein oder sie muss zweimal mit ca. 5 ml der ca. 0,1 M NaOH gespült werden.

Der Bürettenstand wird vor Beginn der Titration abgelesen, dazu wird jeweils deruntere Meniskus der Flüssigkeit herangezogen. Während der Titration ein weißesBlatt Papier unter den Erlenmeyerkolben legen, dann kann der Farbumschlag besserbeobachtet werden. Tropfen, die an die Innenwand des Erlenmeyerkolbens spritzen,werden mit Wasser heruntergespült. Der Farbumschlag von gelb nach blau erfolgt impH-Bereich 6,0-7,6.

Die genaue Normalität der NaOH ist ausgehend von den unterschiedlichenEinwaagen der Oxalsäure zu berechnen. Drei Werte dürfen nicht mehr als 1%differieren! Messwerte, Rechengang und Ergebnis der Einstellung im Analysenheft.Bewertung: 2 Punkte

7b: AnalyseDer 100 ml-Messkolben mit der Probelösung wird mit destilliertem Wasser auf genau100 ml aufgefüllt. Gut durchschütteln und je 25 ml für drei Titrationen in je einensauberen 300 ml-Erlenmeyerkolben abpipettieren. 4 Tropfen Bromthymolblau alsIndikator verwenden.

Die Angabe ist in mg H2SO4 auf die gesamte Probe zu beziehen.




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Bewertung: 6 Punkte

Analyse 8: Der Carbonat-Gehalt einer Probe ist zu bestimmen

8a: Herstellung und Einstellung einer 0,1 M SalzsäureEine geeignete Menge der ausstehenden verdünnten Salzsäure ist so zu verdünnen,dass ca. 500 ml einer ca. 0,1 M Salzsäure hergestellt werden. Der exakte Titer dieserSalzsäure ist über eine Titration mit einer 0,1 M NaOH, deren Titer genau bekanntist, zu ermitteln.Einstellung ins Analysenheft.Bewertung: 2 Punkte

8b: Analyse25 ml der Probenlösung werden zu genau 50 ml der eingestellten 0.1M Salzsäure

gegeben. Die Mischung wird gelinde unter Schütteln/Schwenken ½ h erwärmt (bisca. 70 °C), um alles CO2 zu vertreiben. Nach dem Abkühlen wird mit eingestellter0.1M NaOH unter Verwendung von Bromthymolblau der Überschuss der Salzsäurerücktitriert.Die Angabe ist in mg Carbonat auf die gesamte Probe zu beziehen.Bewertung: 6 Punkte

8. Woche

Versuch 8-1: Ein Löslichkeitsgleichgewicht15 ml einer gesättigten KCl-Lösung mit 5 ml konz. HCl (10 M) versetzen.Beobachtungen?25 ml einer gesättigten KCl-Lösung mit 5 ml halbkonz. HCl (5 M) versetzen.Protokoll:Schilderung der Beobachtungen und qualitative Begründung.

Versuch 8-2: Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit

(2 Praktikanten gemeinsam)2,5-3 g Kaliumchlorat werden auf der oberschaligen Waage abgewogen (die genaueMasse notieren), in ein Reagenzglas gegeben und 8 ml dest. Wasser (Messzylinder)hinzugegeben. Die Mischung wird in ein Becherglas mit Wasser gestellt und diesesallmählich erhitzt. Dabei wird mit einem Thermometer im Reagenzglas gerührt bisalles KClO3 in Lösung gegangen ist. Die Lösung wird zum langsamen Abkühlen mitdem Reagenzglas in dem Becherglas stehen gelassen, kontinuierlich beobachtet unddie Temperatur beim beginnenden Auskristallisieren festgehalten (Messwert für dieLöslichkeitskurve). Der Versuch wird mit derselben Lösung zweimal wiederholt.Damit ergibt sich ein Temperaturwert, bei dem - bezogen auf die Einwaage und 8 mlWasser - Sättigung vorliegt.

Protokoll:Welche Löslichkeit in Gramm erhalten Sie bei der Temperatur des Messwertesbezogen auf 100 ml Wasser?




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Skizzieren Sie auf Millimeterpapier mit den gegebenen Daten eine Löslichkeitskurveund tragen Sie auch Ihren Messwert ein.

Löslichkeit von KClO3 in 100 ml WasserTemperatur [°C] 0 20 40 60 80 100

Menge [g] 3,3 7,3 14,5 25,5 39,7 56,2

Versuch 8-3: Beladungsvorgang eines KationenaustauschersEine fingerbreite Schicht Kationenaustauscher wird in ein kleines Becherglasgegeben, zweimal mit deionisiertem Wasser versetzt, welches nach mehrmaligemUmschwenken abdekantiert wird.

Danach wird der Austauscher mit 2 M HCl überschichtet und einige Minuten stehengelassen. Die HCl-Lösung wird dekantiert und der Ionenaustauscher so oft mitdeionisiertem Wasser gewaschen, bis das Waschwasser seinen pH-Wert nicht mehrverändert. (Deionisiertes Wasser hat einen pH-Wert von ca. 6).

Anschließend wird der Austauscher mit einer verdünnten CuSO4-Lösung geradebedeckt. Nach einigen Minuten wird abdekantiert und der pH dieser Lösunggemessen und mit dem der CuSO4-Ausgangslösung verglichen. Welche Farbe hatdiese Lösung nach dem Abdekantieren im Vergleich zur Ausgangslösung?

Der Ionenaustauscher wird danach mit deionisiertem Wasser gewaschen und nachdem Abdekantieren mit soviel verdünnter Salzsäure versetzt, dass er gerade bedecktist. Einige Minuten stehen lassen; welche Veränderung ist an der salzsauren Lösung

nach dem Abdekantieren zu beobachten? Den Ionentauscher nach Beendigungdes Versuchs in die Vorratsflasche zurückgeben!Protokoll:Die Vorgänge sind in der ausgeführten Reihenfolge zu schildern und zu begründen(Reaktionsgleichungen).

Versuch 8-4: Bestimmung der Summe aller Kationen in einerWasserprobeEs soll eine Probe analysiert werden, deren Wasserhärte interessiert. Verwendetwerden kann dazu eine Probe von gesättigtem Gipswasser, das aussteht.

Vorbereitung: (J.B. S. 404)Eine Glassäule ( 2 cm, Länge 30 cm) mit Fritte und Hahn wird zur Hälfteluftblasenfrei mit dem Ionenaustauscher und Wasser gefüllt.Dazu soll der Ionenaustauscher mit einem langen Glasstab durchgerührt werden, bisalle restlichen Luftblasen aufgestiegen sind.Der Austauscher wird danach zunächst quantitativ mit Wasserstoff-Ionen beladen.Dazu wird ein Gemisch von 40 ml 2 M HCl und 10 ml konz. HCl mit einerDurchlaufgeschwindigkeit von ungefähr 10 ml/min (schnell aufeinander folgendeEinzeltropfen!) durch die Säule gegeben. Anschließend lässt man deionisiertesWasser rasch durchtropfen, bis im Waschwasser kein Chlorid mehr nachzuweisenist.




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Danach sind sicherheitshalber noch weitere 50 ml deionisiertes Wasser zumNachwaschen erforderlich.Durchführung der Analyse:Genau 100 ml der Wasserprobe (bei gesättigtem Gipswasser nur 50 ml nehmen)lässt man mit langsamer Tropfgeschwindigkeit über die mit H+-Ionen beladene Säule

laufen. Das Eluat wird in einem Erlenmeyerkolben gesammelt. Das Harz wird mit vier25 ml-Portionen deionisiertem Wasser nachgewaschen und dieses Waschwasser imgleichen Erlenmeyerkolben gesammelt.Das gesamte Eluat wird mit 6 Tropfen Bromthymolblau-Lösung versetzt und miteingestellter Natronlauge aus der 10 ml-Bürette titriert. Eine Wiederholung der Analyse ist ohne erneute Regeneration des Austauscherharzes möglich.Auswertung:Unter der Voraussetzung, dass im Wasser nur Calciumionen vorgelegen haben, istaus dem Titrationsverbrauch zu berechnen, wie viel mmol Ca2+ in einem Liter desWassers enthalten sind. Damit lässt sich die Härte des Wassers angeben, denn eindeutscher Härtegrad (°DH) ist definiert als 0,18 mmol Ca2+/l (7,1 mg Ca2+/l).

Die Härtestufen auf Waschmittelverpackungen sind folgendermaßen definiert:Härte 1 = deutsche Härte 0-7 (d.h. bis 50 mg Ca2/l),Härte 2 = deutsche Härte 7-14,Härte 3 = deutsche Härte 14 –21,Härte 4 = deutsche Härte >21 (das sind über 150 mg Ca2+/l).Protokoll:Die Analyse des Wassers ist zu protokollieren und das Ergebnis in mmol Ca2+ undGrad deutscher Härte anzugeben.

Literatur: J.Chem.Ed. 64 (1987) 409

Versuch 8-5: Bestimmung eines Verteilungskoeffizienten(J.B. S. 230) Nernstsches Verteilungsgesetz und (J.B. S.443 Kap. 3.5.2) Trennungdurch Extraktion.Verteilung von Essigsäure, Chloressigsäure, Propionsäure, Milchsäure, Weinsäure, Äpfelsäure bzw. Buttersäure zwischen Wasser und Amylalkohol.

In einen ausgeliehenen 100 ml Scheidetrichter werden mit einer Pipette 25 ml der0,1M Säurelösung und 25 ml Amylalkohol gegeben. Dann wird ca. 2 Minuten gut

durchgeschüttelt. Zu Beginn muss nach jedem Schütteln belüftet werden. DieTrennung beider Phasen braucht danach mehrere Minuten.

Danach wird von jeder der beiden Phasen der Säuregehalt ermittelt. Dazu werden jezwei 10 ml-Proben beider Phasen nach Zusatz von Phenolphthalein mit dereingestellten NaOH aus der Bürette titriert. Der Amylalkoholphase werden vorher ca.20 ml dest. Wasser zugesetzt und vor dem Titrieren sowie beim Titrieren öfter durchSchütteln und Rühren beide Phasen vermischt.Protokoll:Wiedergabe der Titrationsergebnisse und des Wertes für denVerteilungskoeffizienten. (Da gleiche Ausgangsvolumina von je 25 ml für die

Extraktion und gleiche Titrationsvolumina von je 10 ml gewählt wurden, ergibt sichder Verteilungskoeffizient direkt aus dem Verhältnis beider Titrationsverbräuche anNaOH-Lösung.). Diskussion.




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Analyse 9: Maßanalytische Borsäurebestimmung(J.B. S.399)

Die Probelösung wird auf 100 ml aufgefüllt und davon werden drei 25 ml-Proben für

die Titrationen abpipettiert. Nach Zusatz von 3 Tropfen Phenolphthalein und ca. 1 gMannitpulver wird mit 0,1 M NaOH auf Rosafärbung titriert. Dann wird erneut 1 gMannit zugeben und titriert (maximal 3-4 mal), bis auf weiteren Mannitzusatz keineEntfärbung mehr eintritt (Entfärbung nach frühestens 60 s). Der Gesamtverbrauch anLauge wird der Berechnung zugrunde gelegt.

Die Angabe erfolgt in mg B(OH)3 für die Gesamtprobe.Bewertung: 6 Punkte

Analyse 10: Bestimmung des Natriumgehaltes einer LösungDer Austauscher wird mit Salzsäure regeneriert und sehr ausgiebig gewaschen.Dann wird aus dem 100 ml-Messkolben eine 25 ml Probelösung abpipettiert und aufdie Säule gegeben; langsam durchtropfen lassen und mit fünf 25 ml- Portionendeionisiertem Wasser nachwaschen.

Das gesamte Eluat wird mit der eingestellten NaOH unter Benutzung einer 50 mlBürette titriert. Die Bestimmung wird zweimal wiederholt; dazu braucht das Harz nichtregeneriert zu werden.

Die Angabe erfolgt in mg Natrium bezogen auf die gesamte Probe.

Bewertung: 6 Punkte

9. Woche

Versuch 9-1: Silberchromat als kristallchemischer NachweisEin Tropfen der ausstehenden AgNO3-Lösung wird auf dem Objektträger mit einemkleinen Tropfen 2 M HNO3 vereinigt. Anschließend wird ein Tropfen 0,1MKaliumchromatlösung auf den Objektträger gegeben und beide Tropfenzusammengeführt.Zu erwarten sind dunkelrote und gelbe Kristalle von Ag2CrO4 bzw. Ag2Cr 2O7.Protokoll:Wiedergabe der kristallinen Erscheinungen (Größe, Form, Farbe).

Versuch 9-2: Enthalpie der Reaktion von Brom mit Zink(Zwei Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Es wird noch einmal auf das Gefahrenpotential von Brom (C) hingewiesen(Handschuhe!).

Vorbereitung des Zinkpulvers:Ungefähr 2 g Zinkpulver werden abgewogen und in einen Filtertiegel/Glasfritte (G 2)gegeben, der auf der Saugflasche mit Gummidichtung sitzt. Das Zinkpulver wird mit




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verdünnter Essigsäure überschichtet und abgewartet, bis eine Gasentwicklungeinsetzt.Dann wird die Essigsäure abgesaugt und das Zinkpulver dreimal mit deionisiertemWasser bedeckt und jeweils abgesaugt. Es schließen sich zwei Waschvorgänge mitMethanol an.

Danach wird das Zinkpulver auf einem Uhrglas an der Luft getrocknet.

Ein trockenes 250 ml TPX-Becherglas (ausleihen) auswiegen und in einePolystyrolisolierung stellen. 50 ml deionisiertes H2O einpipettieren und 2 g aktiviertesZinkpulver in das Wasser geben. Danach die Temperatur des Wassers bestimmen.

Anschließend möglichst genau 0,5 ml Brom hinzufügen (eine 1 ml Kolbenpipette liegtaus). Damit ist die Reaktion gestartet (t=0). Die Temperatur bei gutem Rühren (vonHand!) über ca. 10 min. bis zum Ende der Reaktion zuerst in Abständen von 10 s,danach von einer halben Minute ablesen.

Nach Versuchsende wird das TPX-Becherglas mit einer Thiosulfatlösung ausgespült.

Auswertung und Protokoll:Den Temperaturverlauf auftragen (Millimterpapier) und auf die Zeit Null extrapolieren.Mit der gemessenen Temperaturdifferenz _T ergibt sich die Wärmemenge Q = m . cp. _T, wobei auf die wichtigsten Gegenstände bezogen werden soll, die erwärmt

worden sind: das Gefäß und das Wasser.Dabei wird die Wärmeabgabe an die Luft, die Unterlage, den Rest Zink und den Teildes Thermometers, der eintaucht, vernachlässigt.

Der erwartete Fehler verringert sich bei einem Kunststoffgefäß (TPX=Polyme-thylpenten) gegenüber einem Glasgefäß, weil die Masse viel geringer ist und auchdie spezifische Wärme für das TPX niedriger ist.

Q = [m(H2O) • C(H2O) + m(Becher) • C(TPX)] • T

C(H2O) = 4,19 J • g-1 • K-1; C(TPX) = 0,83 J • g-1 • K-1

Die Reaktionsenthalpie ergibt sich aus der berechneten Wärmemenge Q, die auf dieStoffmenge n (in Mol) des eingesetzten Broms (Dichte: 3,14 g/cm3) bezogen wird:

H Qn

=

Die Reaktionsenthalpie soll auch aus folgenden Daten berechnet werden:Sublimationswärme des Zinks 131 kJ/MolVerdampfungswärme des Broms 32 kJ/MolDissoziationsenergie des Broms 224 kJ/Mol1.+2. Ionisierungsenergie des Zinks 2652 kJ/MolElektronenaffinität des Bromatoms -344 kJ/MolHydratationswärme des Zn2+ -2046 kJ/MolHydratationswärme des Bromids -314 kJ/Mol

Beide Werte sind zu vergleichen; eine deutliche Abweichung (>10%) ist zudiskutieren.




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Schätzen Sie den Fehler (in Prozent) ab, der von der Temperaturbestimmungverursacht wird, indem Sie mit _T = +0,5° oder –0,5° eine Berechnung ausführen, jenachdem ob Ihr Wert für _H gegenüber dem „Born-Haber-Wert“ zu hoch oder zuniedrig liegt.

Schätzen Sie den Fehler (in Prozent ab, der erfassen soll, dass evtl. nur ein Teil desTPX-Bechers Wärme aufgenommen hat, indem Sie einen Wert für dieReaktionsenthalpie ermitteln, bei dem nur die halbe Masse des TPX-Becherseingesetzt wird.

Schätzen Sie auch einen Fehler (in Prozent) ab, der sich aus der ungenauen Abmessung der Menge Brom ergeben kann, indem Sie für die Reaktionsenthalpie0,45 oder 0,55 ml Brom für die Berechnung benutzen.

Versuch 9-3: Bildungsenthalpie des Cu(II)-Hydrats(Zwei Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

6,25 g gemörsertes CuSO4•5H2O werden in einer Porzellanschale entwässert, bis diegesamte Substanz farblos oder ganz schwach grau gefärbt ist. Es sind dann 4 gwasserfreies CuSO4 entstanden, die nach dem erneuten Mörsern in einem TPX-Becherglas in 50 ml H2O gegeben werden, dessen Temperatur vorher bestimmtworden ist. Der Temperaturverlauf des Lösungsvorganges ist bei gutem Rühren zuverfolgen.

Achtung: In der Startphase bis zu ca. 60 Sekunden ist sehr gut zu rühren und alle10 sec. abzulesen, denn sonst ergeben sich Verklumpungen und völlig unbrauchbareWerte.

Auswertung und Protokoll:Die Enthalpie H wird unter Berücksichtigung des Wärmewertes für das Wasser undfür das Gefäß berechnet und auf 1 Mol Substanz bezogen. Das Ergebnis entsprichtder Bildung des Pentahydrats, da sich dieses mit vernachlässigbarer Wärmetönungin Wasser löst.Den Temperaturverlauf (Millimeterpapier) auftragen und auf die Zeit Nullextrapolieren. Mit der gemessenen Temperaturdifferenz T ergibt sich die

Wärmemenge, wobei auf das Gefäß und das Wasser bezogen werden soll. Weitere Angaben siehe Versuch 9-2, ohne die Fehlerberechnungen.

Versuch 9-4: Bildungsenthalpie eines Cu(II)-Komplexes mit einemN-Liganden(In aushängender Liste eintragen, 2 Praktikanten gemeinsam,testatpflichtig)

Die Bildungsenthalpie soll für den Tetraamminkomplex des Kupfer(II), den Komplexmit Ethylendiamin bzw. mit EDTA aus wasserfreiem CuSO4 (4 g) analog zu Versuch9-3 ermittelt werden. Statt 50 ml H2O werden 50 ml 2 M Ammoniaklösung (Dichte0,984 g/ml; spez. Wärme wie Wasser), 50 ml ca. 1 M Ethylendiamin (Dichte wie 2 M




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NH3, spezifische Wärme wie Wasser) bzw. 50 ml 0,2 M EDTA-Lösung (s. Analyse15. Dichte und spezifische Wärme wie Wasser) verwendet.Protokoll:Versuchsdaten und Auswertung für eine der drei Alternativen. Berechne dieEnthalpie für die Komplexbildung, ausgehend von CuSO4(aq), unter Verwendung der

Versuchsergebnisse von Versuch 9-3.

Versuch 9-5: Die Autokatalyse bei der Reduktion des Permanganats1Eine 0,02 M Permanganatlösung, die mit dem gleichen Volumen verdünnterSchwefelsäure angesäuert worden ist, wird gleichmäßig auf 3 Reagenzgläserverteilt. Eine selbst hergestellte gesättigte Oxalsäurelösung (ca. 1 M) wird ebenfallszu gleichen Teilen auf 3 Reagenzgläser verteilt. In die erste Oxalsäurelösung gibtman eine Spatelspitze festes Mangan(II)sulfat, in die zweite eine größereSpatelspitze festes KF, die dritte bleibt ohne Zusatz. Danach gibt man gleichzeitig die

drei Oxalsäureportionen in je eine der Permanganatlösungen, vermischt gut undbeobachtet, in welcher Reihenfolge Entfärbung auftritt.Protokoll:Die Reihenfolge, mit der vollständige Entfärbung auftritt, soll qualitativ begründetwerden.2Eine 0,02 M KMnO4-Lösung, die mit dem doppelten Volumen verdünnter H2SO4

angesäuert worden ist, wird auf 2 Reagenzgläser verteilt. Eine Oxalsäurelösung bzw.eine angesäuerte FeSO4-Lösung werden gleichzeitig in je eine der KMnO4-Lösungengegeben.3Interessant ist es, weitere Reduktionsmittel außer Oxalat und Eisen(II) zu testen(mindestens 2), z.B. Zinn(II), Nitrit, H2O2 oder Sulfit. Protokoll:Beobachtungen? Reaktionsgleichung für die Umsetzung von Nitrit oder Sulfit mitKMnO4 in saurer Lösung. Die Gleichungen für Oxalat (J.B. S. 411) und für Eisen(II)(J.B. S.409) übernehmen.

Versuch 9-6: Potentiometrische Verfolgung einer Redox-Reaktion(2 Praktikanten gemeinsam; testatpflichtig)

Die Versuchsanordnung besteht aus einem 250 ml Becherglas mit Magnetrührer,einem Spannungsmessgerät [mV] sowie einer Platin- und einer Kalomelelektrode. Indem Becherglas werden 100 ml ca. 0,01 M Fe(II)-Lösung vorgelegt (frisch angesetztmit Mohrschem Salz – (NH4)2Fe(SO4)2

. 6 H2O). Es werden 30 ml 1 M H2SO4

zugesetzt. Die Elektroden werden installiert. Als Oxidationsmittel dient eine ca. 0,02 M KMnO4-Lösung, die in 1 ml Portionen auseiner Bürette zugegeben wird. Nach jedem Reagenzzusatz wird diePotentialdifferenz gemessen. Die Zugabe ist über einen größerenPotentialsprung hinaus mit einer ausreichenden Zahl an Werten fortzusetzen.Es wird außerdem festgehalten, bei welchem Wert zum ersten Mal eine bleibendeRosafärbung zu beobachten ist.

Protokoll:




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Die Ergebnisse werden graphisch dargestellt (MIllimeterpapier). Wie ist diebeginnende Rosafärbung dem Potentialdiagramm zuzuordnen?

Analyse 11: Konduktometrische Bestimmung von Salzsäure

Nach dem Auffüllen und guten Durchmischen des 100 ml-Messkolbens werden 2Titrationen ausgeführt, für die jeweils 25 ml entnommen werden. Entsprechend demfür die Tauchelektrode erforderlichen Füllstand des Titriergefäßes ist mit Wasser zuverdünnen.

Die Titration wird in 1 ml Portionen einer 0,1 M NaOH vorgenommen, die Leitwertesind erst nach dem Erreichen vollständiger Durchmischung abzulesen.

Der Äquivalenzpunkt ergibt sich durch graphische Extrapolation aus der Auftragungder gemessenen Leitfähigkeitswerte gegen den Verbrauch an 0,1 M NaOH.

Angabe in Millimol H+ in der Gesamtprobe.Bewertung: 6 Punkte

Analyse 12: Potentiometrische Bestimmung von Maleinsäure 25 ml der Säurelösung werden auf ca. 50 ml verdünnt und mit eingestellter 0,1 MNaOH unter Benutzung eines Potentiometers [mV] und einer Glaselektrode titriert.

Eine Eichung des Potentiometers kann entfallen, da direkt die Potentialsprünge(pH-Wert) als Messgröße benutzt werden.

Bei der Titration sind zwei Umschlagspunkte zu erfassen.Es ist zweimal zu titrieren, wobei bei der zweiten Titration über beideUmschlagsbereiche mehr Messpunkte vorzusehen sind, um die Genauigkeit derBestimmung etwas zu erhöhen.Analysenheft:Die Stoffmenge an Maleinsäure in der Gesamtprobe ist für beide Messwerte getrenntanzugeben.Bewertung: 6 Punkte




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4. Kolloquium

Thema Grundlagen

Säure-Basen-Konzept nach Lewis

Definition nach Lewis, Zusammenhang mit anderen Säure-Basen-Konzepten, Polarisierbarkeit, Konzept der weichen und hartenSäure und Basen (HSAB)

Löslichkeitsprodukt Definition, Anwendung, Bestimmungsmethoden, Berechnung vonLöslichkeiten bei Kenntnis des Löslichkeitsprodukts

Komplexe Begriff des Komplexes, Nomenklatur von Komplexverbindungen,Eigenschaften: Farbigkeit, Magnetismus, Stabilität (Anwendungdes MWG), Bindungstheorie, VB-Theorie, Kristallfeldtheorie,Koordinationszahl

Komplextitration Maßanalytische Komplexbildner, Endpunkterkennung

Redoxtitration Allgemeine Grundlagen für Redoxtitrationen, iodometrische bzw.permanganometrische Verfahren

Photometrie Begriffe: L AMBERT -BEER sches Gesetz, Prinzip einer photo-metrischen Bestimmung


• Geben Sie für folgende Reaktionen jeweils an, welches Molekül oder Ion die Lewissäure,welches die Lewisbase ist:

Ag

+

+ 2 NH 3 [Ag(NH 3 )2 ]

+

NH 2 – + NH 4

+ 2 NH 3• Besitzt eine wässrige Lösung von Ca2+-Ionen vor oder nach der Hydratation der Ionen

eine größere Entropie? Warum werden dann Ionen hydratisiert?

• Eine wässrige Lösung, die Mg 2+ , Na+ und Al 3+-Ionen enthält, läuft durch einen Kationenaustauscher. In welcher Reihenfolge werden die Ionen bevorzugt ausgetauscht?

Geben Sie eine Begründung.

• Versuchen Sie mit Hilfe der Theorie von Lewis zu erklären, ob im Komplex [Ag(S 2O3 )2 ]3–

das Thiosulfation über den Sauerstoff oder über den Schwefel mit dem Silberion verknüpft

ist!

• Warum bildet sich bei Zugabe von Ammoniak aus dem Aquokomplex des Kupfers der

Amminkomplex? Warum geschieht bei Ammoniakzugabe mit Fe3+ nicht dasselbe wie mitCu2+?

• Warum ist der Tetramminkupfer(II)komplex nicht tetraedrisch gebaut?

• Welche Beziehung besteht zwischen der Löslichkeit und dem Löslichkeitsprodukt bei

Natriumchlorid, Natriumsulfat und Trinatriumphosphat?

• Wie groß ist die Normalität einer 0,1 M Permanganatlösung bei der Titration einer Fe 2+- Lösung bei pH 1?

• Wie lauten die Redoxgleichungen für die Kupfertitration?

• Wie sieht die Strukturformel des Thiosulfatmoleküls aus, zu welcher Verbindung wird es

oxidiert?

• Warum wird mit einem großem Iodidüberschuß gearbeitet?• Was ist Eisessig? Wozu wird er bei der Kupferbestimmung benötigt?




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• Woraus besteht der braune Niederschlag, der bei der Kupferbestimmung nach der Zugabevon Kaliumiodid entsteht?

• Was wird unter der „Iod-Stärke-Reaktion“ verstanden?

• Wie kann der Extinktionskoeffizienten bestimmt werden und welche Einheit hat er?• Wie funktioniert ein komplexometrischer Indikator?• Was bedeutet EDTA, welche Struktur besitzt diese Verbindung?• Was ist ein Chelat? Was ist der Chelateffekt?• Wie hängen Komplexbildungs- und Komplexzerfallskonstante zusammen?• Bei der komplexometrischen Calciumbestimmung wird in ammoniakalischem Milieu

gearbeitet. Welche Schwierigkeiten ergeben sich bei der Durchführung der Titration im stark sauren bzw. stark alkalischen Bereich?

• Warum ist in wässerigem Medium das Fe3+-Ion stabiler als das Fe2+-Ion, während der[Fe(CN)6 ]

4– -Komplex stabiler als der entsprechende Komplex des Fe3+ ist? ArgumentierenSie mit der Valenzbindungstheorie.

• Was ist ein paramagnetischer bzw. ein diamagnetischer Komplex?

• Wie kann die Farbigkeit von Komplexen erklärt werden?• Warum ist in den meisten Komplexen die Koordinationszahl (KZ) größer als die

Oxidationsstufe des Zentralatoms?

• Erklären Sie den räumlichen Aufbau einer tetraedrischen bzw. oktaedrischen Komplexverbindung mit Hilfe der VB-Theorie.

• Was versteht man unter der „Spektrochemischen Reihe“? Geben Sie Beispiele für„starke“ und „schwache“ Liganden.

10. Woche

Versuch 10-1: Komplexierungen mit EDTA1Mit einer sehr verdünnten Eisen(III)salz-Lösung (ausstehende Lösung starkverdünnen) und Thiocyanat stellt man sich eine verdünnte Lösung des rotenKomplexes her und verteilt sie auf 2 Reagenzgläser.In eine Probe wird 0,1 M EDTA-Lösung zugetropft, bis zu einem deutlichenFarbsprung.In die zweite Probe wird zum Vergleich die gleichen Tropfenzahl Wasser gegeben.2Mit einer verdünnten Kupfersulfat-Lösung (ausstehende Lösung 1:10 verdünnen) und

verdünnter NH3-Lösung stellt man sich eine Lösung des tiefblauenKupfertetraaminkomplexes mit brauchbarer Farbtiefe her (keinen großen NH3-Überschuss verwenden) und verteilt auf zwei Reagenzgläser.Es wird wie unter 1 EDTA zugetropft bis zu einer deutlichen Farbveränderung undmit der zweiten Probe verglichen.3In einem Reagenzglas wird eine verdünnte Kobalt(II)lösung mit Thiocyanat bis zueiner tiefen Blaufärbung versetzt. Nach der Verteilung auf zwei Reagenzgläser wirdeiner Lösung EDTA zugetropft und verglichen.Protokoll:Die Effekte von 1 bis 3 sind anzugeben und zu begründen.




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Versuch 10-2: Die Löslichkeit von Gips mit Salzeffekten(In aushängender Liste eintragen, jeder Praktikant übernimmt drei Bestimmungen)

Gips gesättigt in deionisiertem H2O und in Lösungen mit unterschiedlichemSalzgehalt (0,2; 0,1; 0,075; 0,05; 0,02; 0,01 M NaCl bzw. 1,0; 0,5, 0,2; 0,1; 0,05; 0,02

und 0,01 M Na2SO4) stehen aus.

Von drei der ausstehenden Lösungen und der gesättigten Gipslösung (alsoinsgesamt 4 Messungen) wird jeweils von der überstehenden klaren Lösung eineProbe von 10 ml entnommen, mit 40 ml deionisiertem H2O verdünnt, mit 1 ml 2 MNaOH versetzt und eine kleine Spatelspitze einer Verreibung von Calconcarbonsäurehinzugegeben. Danach wird mit 0,01 M EDTA-Lösung von rotviolett nach blau titriert.Die EDTA-Lösung von Analyse 15 kann hierbei verwendet werden. (Wenn der Titerder benutzten EDTA-Lösung nicht genau 0,01 M beträgt, wird der Verbrauch auf eine0,01 M Lösung umgerechnet).

Die Versuchsergebnisse sollen in einer Praktikumsbesprechung zusammen-getragen und erörtert werden.Protokoll: Aus dem Titrationsergebnis für gesättigtes Gipswasser in deionisiertem H2O ist dieLöslichkeit in mg/100 ml zu berechnen. Das Löslichkeitsprodukt ist angegeben zupKL = 4,62; welche Löslichkeit ergibt sich daraus in mg/100ml?

Das Messergebnis in deionisiertem Wasser sollte mit der in der Literatur ange-

gebenen Löslichkeit von CaSO4.2 H2O (241 mg/100 ml) besser übereinstimmen als

mit dem Wert aus dem Löslichkeitsprodukt.

Aus den gesammelten Werten des Titrationsverbrauchs werden direkt ohneUmrechnung Löslichkeitskurven in Abhängigkeit vom Gehalt an Fremdsalzaufgetragen (Millimeterpapier), wenn jeweils 10 ml „Gipswasser“ und 0,01 M EDTA-Lösungen verwendet worden sind.

Die tatsächliche Löslichkeit ist in reinem Wasser und erst recht in Salzlösungendeutlich höher, als aus dem Löslichkeitsprodukt folgt. Es gibt verschiedene Effekte,die die Löslichkeit erhöhen können, z.B. eine Komplexbildung (J.B. S. 357 für die AgCl-Fällung) oder ein allgemeiner Salzeffekt.

Aufschlussreich sind die Werte von Tab. 3.6 (S. 306) im Riedel mit den Äquivalenzleitfähigkeiten in sehr verdünnten Salzlösungen, aus denen sich einemessbare Ionenwechselwirkung ergibt.

Die Titrationsergebnisse sind tabellarisch und graphisch darzustellen und kurz zukommentieren.Literatur: Zur Löslichkeit von Gips und zu Salzeffekten:1.) J.Chem.Educ. 63 (1986) 471;2.) J.Chem.Educ. 75 (1998) 1179; Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt3.) J.Chem.Educ. 77(2000) 1121; Zur Löslichkeit von Bleichlorid




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Photometrie(J.B. S. 487 Kap. 3.7) Optische Methoden.

Hinweise zur Bedienung des Photometers beachten!

Weiter ist zu beachten: Die Küvetten müssen außen sauber sein! Sie sollenmindestens zu 2/3 und höchstens zu ¾ gefüllt sein und dürfen keine Luftblasenenthalten.

Bei jeder Messung mit veränderter Wellenlänge den Nullpunkt mit derLösungsmittelküvette und Wasser erneut korrigieren.

Einige Extinktionswerte sind zusammen mit den relativen Fehlern für eineKonzentrationsangabe (jeweils 0,5% Transmission als Ablesefehler) aufgeführt, umden günstigsten Messbereich zu verdeutlichen:

Extinktion 0,05 0,125 0,460 1,00 2,0rel. Fehler 5,2% 2,3% 1,36% 2,17% 10,8%

Daraus folgt, dass im Bereich der Extinktionswerte von 0,15-0,8 die genauesteBestimmung erfolgt.

Versuch 10-3: Eine photometrische Untersuchung (2 Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Versuchsdurchführung:Von einer gefärbten Lösung (z.B. Ni2+, Co2+, Fe3+,...) wird zunächst ein Absorptionsspektrum aufgenommen. Dabei ist die Probenkonzentration soauszurichten, dass das Maximum der Extinktion einen Wert von ca. 0,6-1,0ausmacht.

Danach wird bei der Wellenlänge des Maximums die Gültigkeit des Lambert-Beerschen Gesetzes überprüft. Dazu stellt man sich eine Stammlösung her und fülltdamit eine 10 ml-Bürette.

Von dieser Stammlösung wird die Extinktion im Maximum gemessen.

Zu 9 ml dieser Stammlösung lässt man 1 ml Wasser aus einer zweiten 10 ml-Bürettelaufen, mischt gut und misst die Extinktion im Maximum. Analog verfährt man mit 8ml Stammlösung und 2 ml Wasser bis 1 ml Stammlösung und 9 ml Wasser (10Messpunkte).Protokoll: Aufzutragen (Millimeterpapier) sind das Spektrum (Extinktion gegen die Wellenlänge)und die Extinktionen gegen die Konzentrationen (bzw. gegen die Anzahl ml derStammlösung) zur Überprüfung des Lambert-Beerschen Gesetzes.




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Versuch 10-4: Salzeffekte bei der Komplexierung(zwei Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Es sind ca. 100 ml einer verdünnten rötlichen Lösung des Eisen(III)thiocyanat-Komplexes herzustellen, dessen Spektrum vermessen wird. Im Maximum der

Absorption soll eine Extinktion von 0,8 bis 1,2 vorliegen.Wenn das nicht der Fall ist, muss die Zusammensetzung der Lösung oder ihreKonzentration verändert werden.Nun wird eine kleine Messreihe hergestellt und im Extinktionsmaximum vermessen.Je 10 ml der FeSCN-Lösung werden mit 10 ml einer NaNO3-Lösung steigenderKonzentration versetzt. Dazu wird eine 0,3 M NaNO3-Lösung verwendet, von der 10ml, 8 ml, 5 ml und 3 ml, die jeweils auf 10 ml mit Wasser ergänzt werden, eingesetztwerden.Protokoll:Die Messwerte für die Extinktionen sind gegen die Nitratkonzentration aufzutragen(Millimeterpapier).

Literatur: J. Chem. Educ. 76 (1999) 640

Analyse 13: Photometrische Kupferbestimmung als Tetraammin-komplexVersuchsanleitung (J.B. S. 493 Kap. 3.7.2)

Die Eichgerade kann von mehreren Praktikanten zusammen erstellt und benutztwerden. Für die Analysen sollte dann auf jeden Fall dasselbe Photometer, dieselbenKüvetten, Messkolben und Pipetten eingesetzt werden.

Die Eichgerade wird nach der Vorschrift im Jander-Blasius erstellt. Hinweis: Hierhandelt es sich nicht um Bronze oder Messing!Die Proben der Standardlösung (Stammlösung) können statt aus einer Bürette auchmit der 10 ml und 25 ml Pipette zusammengestellt werden: 10 ml, 20 ml, 25 ml, 35ml, 50 ml.

Von einer zu vermessenden Lösung muss ein Spektrum von ca. 500 – 700 nmaufgenommen werden, um das Absorbtionsmaximum festzulegen, daserfahrungsgemäß bei ca. 630 nm liegt und nicht bei 578 nm wie im Buch angegebenist.

Der ausgestellte Messkolben mit der Analysenlösung ist ohne Zusatz von NH3 nurmit deionisiertem Wasser aufzufüllen.

Die drei entnommenen 25 ml Proben werden danach wie die Proben für dieEichgerade behandelt und vermessen.

Angabe in mg Kupfer in der GesamtprobeBewertung: 6 Punkte




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Analyse 14: Chloridbestimmung nach Mohr

14a: Einstellen der 0,1 M AgNO3-Lösung Es genügt, wenn je 4 Studenten 1 l AgNO3-Lösung ansetzen. Die Einstellung wird

vorgenommen nach dem Verfahren zur Bestimmung von Chlorid nach Mohr (J.B. S.424). Da nur neutrale Lösungen verwendet werden sollen, ist eine pH-Einstellungnicht erforderlich.

Drei Proben von ca. 150 mg KCl werden genau eingewogen, in ca. 100 mldeionisiertem H2O gelöst, Chromatlösung (z.B. J.B. 2 ml 0,3M; 6 ml einer 0,1 MLösung sind ebenfalls geeignet, auf jeden Fall sparsam mit Chromat umgehen!)zugesetzt und nach der Vorschrift im Praktikumsbuch mit der 0,1 M AgNO3-Lösungtitriert und damit deren genauer Titer bestimmt.

Einwaagen für die angesetzten Lösungen. Das Titrationsergebnis und der Titer der AgNO3-Lösung.Bewertung: 2 Punkte

14b: Analyse Analytisches Verfahren ausgehend von 25 ml Probelösung wie bei der Einstellungder 0,1 M AgNO3-Lösung. Abgabe der Ergebnisses in mg Chlorid.

Entsorgung:Die Titrationslösungen von Versuch 25 und von der 5. Analyse sollen wegen desSilbergehaltes gesammelt werden. Sie sind wegen des enthaltenen Chromats

vorzubehandeln:Nach dem Absetzen des Silberhalogenids wird die gelbe Lösung mit etwas verd. HClangesäuert, der Niederschlag mehrfach gut aufgewirbelt und nach dem Absetzenwird möglichst weitgehend abdekantiert. Der Niederschlag, von dem abdekantiertworden ist, wird aufgeschlämmt und in die Sammelflasche für Silberrückständegegeben.Mit einer Spatelspitze Natriumsulfit wird das Chromat in der abdekantierten Lösungreduziert und die Lösung dann zu den Schwermetallabfällen gegeben.

11. Woche

Versuch 11-1: Die Bestimmung der Säurekonstante eines Indikators(Zwei Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Es wird die Absorption des Indikators in Abhängigkeit vom pH-Wertes gemessen.Pufferlösungen mit pH-Werten, die den Umschlagsbereich des jeweiligen Indikatorsabdecken, stehen zur Verfügung. Es wir nur ein Indikator untersucht.In einer Messreihe, die den vorgesehenen Bereich der pH-Werte (siehe Tabelle) in Abständen von 0,5 abdeckt, werden genau 10 ml Pufferlösung und eine geeigneteMenge der Indikatorlösung (Kolbenpipette ausleihen) zusammengegeben; die

Verdünnung der Indikatorlösungen ist so gewählt, dass sich bei der angegebenenWellenlänge brauchbare Messwerte ergeben.




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Indikatorbeispiele mit den pH-Wert-Bereichen, der einzusetzenden MengeIndikatorlösung und der geeigneten Wellenlänge:Indikator pH-Bereich Menge [ml] Wellenlänge

[nm]Methylorange 2-6 0,5 535

Methylrot 3-7 0,2 520Bromthymolblau 4,5-9 0,5 600Lackmus 4-9,5 1,0 600Kongorot 2-6 1,0 600p-Nitrophenol 5-9 0,5 390Phenolphthalein 8-11 0,2 550Bromkresolgrün 3-7 1,0 600Thymolblau 7-11 1,0 600Bromphenolblau 2-6 1,0 590Phenolrot 6-10 0,2 560

Thymolphthalein 7-10 0,1 590

Protokoll:Die Messwerte werden tabelliert. Aufgetragen (Millimeterpapier) werden diegemessenen Extinktionen gegen die pH-Werte der eingesetzten Pufferlösungen.

Mit dem Zusammenhang pK pHHIn

Ina = +

lg ist der pH-Wert gesucht, bei dem

HIn In= ist. Der damit ermittelte pKa-Wert ist anzugeben und mit dem

entsprechenden Literaturwert zu vergleichen.Literatur:

pH-Abhängigkeit der Farben eines Indikators, PdN-Chemie 46 (1997) 4 , 42.

Versuch 11-2: Eine Komplexzusammensetzung durch Aufstocken(Zwei Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Das Prinzip der diskontinuierlichen Variation wird für ganz verschiedene Analysenmethoden und Probleme angewendet. Gemeinsames Grundprinzip istdabei, dass eine Probelösung schubweise mit Titrierlösung aufgestockt und derMesseffekt nach jeder Zugabe registriert wird.Die Stöchiometrie eines genügend stabilen Komplexes mit einem charakteristischen

Absorptionsmaximum kann mit dem Prinzip des Aufstockens der „farbgebenden“Komponente ermittelt werden.Verwendete Lösungen:Die 0,1 M Nickel(II)-Lösung kann dem Satz der Lösungen entnommen werden; eine1 M Lösung von Ethylendiamin steht aus.Ermittlung der Messbedingungen:Zu Beginn wird ein Spektrum der Lösung des Komplexes (5 ml 0,1 M Ni(II)-Lösung +2,5 ml 1 M Ethylendiamin und 2,5 ml Wasser) und in analoger Verdünnung einSpektrum der Ni(II)-Lösung (5 ml 0,1 M Ni(II) + 5 ml Wasser) von 400-600 nm in 20nm-Abständen aufgenommen. Beide Spektren und ihre Differenzen werdenaufgetragen (Millimeterpapier) und daraus der günstigste Wellenlängenwert für die

Versuchsreihe ermittelt.Ausführung der Messreihe:




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Sechs 10 ml-Messkolben werden mit je 5 ml einer 0,1 M Nickellösung versetzt undanschließend 0,3, 0,6, 1,0, 1,5, 2,0 und 2,5 ml einer 1 M Lösung von Ethylendiaminzugesetzt (1 ml bzw. 2 ml Kolbenpipette verwenden). Es wird jeweils auf 10 mlaufgefüllt. Die Proben werden bei dem ermittelten Wellenlängenwert vermessen.Protokoll:

Die Messwerte sind zu tabellieren. Für die Spektren werden die Extinktionen gegendie Wellenlängen und bei der Aufstockung gegen die ml der 1 MEthylendiaminlösung aufgetragen (Millimeterpapier). Für die Konzentrationsreihelässt sich aus dem Schnittpunkt zweier idealisierter Geraden die stöchiometrischeMenge des Liganden für die vorgelegte Nickelmenge ermitteln. Was ergibt sich fürdie Komplexstöchiometrie (gerundet auf eine ganze Zahl)? Wie werden die Ligandengeometrisch angeordnet sein?Literatur: J. Chem. Educ. 70 (1993) 671.

Versuch 11-3: Eine Komplexzusammensetzung mit der Methodenach Job (2 Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Neben der Methode des Aufstockens kann auch eine diskontinuierliche undgegenläufige Variation der Konzentrationen zur Bestimmung einer Komplex-zusammensetzung herangezogen werden (Methode nach Job).Lösungen und vorbereitende Messungen:Benützt werden eine 0,02 M EDTA-Lösung und eine 0,02 M Lösung von

CuSO4.5 H2O.

50 ml der 0,02 M EDTA-Lösung wird durch Einwiegen selbst hergestellt; 50 ml der

0,02 M CuSO4-Lösung ergibt sich aus einer 1:5 Verdünnung der im Satz derLösungen ausstehenden 0,1 M CuSO4-Lösung. Mit den Lösungen wird je eineBürette gefüllt.

5 ml Cu2+-Lösung + 5 ml EDTA-Lösung werden zusammengegeben und dasSpektrum im Bereich 500-800 nm in 20 nm-Abständen vermessen.

(Falls sich die Lösung als zu konzentriert erweisen sollte, wird zu 5 ml Cu2+ und 5 mlEDTA eine geeignet erscheinende Menge Wasser aus einer 50 ml Bürettedazugegeben und das Spektrum erneut vermessen.)Da die Färbungen von [Cu-aq]2+ und [Cu-EDTA] sich nur geringfügig unterscheiden,

muss der Messbereich ermittelt werden, in dem beide Spektren am stärkstendifferieren.

Dazu wird das Spektrum von 5 ml Cu2+

-Lösung mit 5 ml H2O (anstelle der EDTA-Lösung) und x ml H2O, wenn verdünnt worden ist, im gleichen Bereich

aufgenommen.Beide Spektren und auch die Differenzen der Messwerte werden aufgetragen(Millimeterpapier). Daraus soll sich das relative „Absorptionsmaximum“ des EDTA-Komplexes ergeben, das für die Messung benutzt wird.

Ausführung der diskontinuierlichen Variation:

Neun, sieben, fünf, drei und ein ml Cu2+

-Lösung mit einem, drei, fünf, sieben und 9ml EDTA-Lösung werden im relativen Absorptionsmaximum vermessen.




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Bei Kupferüberschuss kann ein Niederschlag von Cu(OH)2 entstehen, von demunbedingt durch ein trockenes Filter direkt in eine trockene Küvette abfiltriert werdenmuss; dabei müssen die ersten ml des Filtrats verworfen werden.Protokoll: Alle Messwerte tabellieren und graphisch auftragen (Millimeterpapier); das Ergebnis

für die Komplexstöchiometrie ist zu begründen.

Komplexometrie(J.B. S. 427 Kap. 3.4.5) Als gute Komplexbildner kommen für ein titrimetrisches Verfahren mehrzähnigeLiganden in Betracht, die aufgrund ihres hohen Chelateffektes besonders stabileKomplexe bilden. Das bekannteste Komplexreagenz für die Titration von Metallionenist die Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA) in Form ihres Di-Natriumsalzes (Na2-EDTA, Titriplex III).

Die Komplexe werden vom Anion der Säure gebildet, so dass die kom-plexometrische Titration im Alkalischen durchgeführt werden muss.

Zur Endpunktsbestimmung dienen Metallindikatoren; das sind farbige kom-plexierende Moleküle, die mit den zu bestimmenden Metallionen andersfarbigeChelatkomplexe bilden, die etwas schwächer sind als die Metall-EDTA-Komplexe.

Analyse 15: Komplexometrische Bestimmung von Zink

15a: Herstellung einer 0,01 M Titriplex III-Lösung(J.B. S. 433)Ca. 0,930 g Titriplex III, das Dinatriumsalz der Ethylendiamintetraessigsäure alsDihydrat (Molare Masse 372,24 g/mol), werden genau eingewogen, in einemgeeichten 250 ml-Messkolben gelöst, genau aufgefüllt und in dem Messkolben oderin einer vorher trockenen Polyethylenflasche aufbewahrt. Der genaue Titer ergibt sichaus der exakten Einwaagemenge.

15b: AnalyseZu 25 ml der Probelösung wird eine Indikatorpuffertablette und 2 ml konzentrierteNH3 zugefügt. (Rotfärbung muss gegeben sein!) Es wird mit 0,01 M Titriplex III bis

zum deutlichen Umschlag von rot nach grün titriert.

Angabe in mg des Kations in der Gesamtprobe.Bewertung: 6 Punkte

Analyse 16: Permanganometrische Bestimmung von Calcium(J.B. S. 410)

16a: Einstellung einer ca. 0,02 M KMnO4 mit Natriumoxalat(J.B.409)

Die angegebene Menge der Lösung reicht für zwei Praktikanten.Ca. 0,02 Mol KMnO4 werden in 1 l deionisiertem H2O gelöst und einige Tage imDunkeln stehen gelassen. Der Titer einer KMnO4-Lösung nimmt bedingt durch




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Spuren anwesender Verunreinigungen (z.B. Staub) in den ersten Tagen nach dem Ansetzen einer Lösung etwas ab. Dabei entsteht MnO2 in der Lösung, welches dieweitere Zersetzung beschleunigt. Vor der Einstellung und Verwendung wird dieKMnO4-Lösung deshalb über eine Glasfritte (kein Papierfilter!) in eine sorgfältiggereinigte braune Flasche filtriert (evtl. Saugflasche benützen).

Zum Erkennen des Titrationsendpunktes dient die bei Permanganatüberschussauftretende Rosafärbung der Lösung, die bereits auf Zusatz von 0,01 ml einer 0,02 MKMnO4-Lösung in einem Volumen von 100 ml deutlich sichtbar ist.

Testen Sie diese Angabe, indem Sie ca. 100 ml Wasser vorgeben und einenmöglichst kleinen Tropfen der KMnO4-Lösung aus einer engen Tropfpipettehinzugeben.

Genau gewogene 120-150 mg Na2C2O4 (mindestens 3 Proben) werden in 50 mldeionisiertem H2O gelöst und 25 ml verdünnte Schwefelsäure zugesetzt. Die Lösung

wird auf 75-80oC erwärmt und mit der KMnO4-Lösung titriert (bei undurchsichtigenLösungen den Meniskus am oberen Rand ablesen). Man wartet vor jeder neuenPermanganatzugabe so lange, bis die Lösung sich entfärbt hat, denn anfänglichfindet die Oxidation des Oxalations nur träge statt. Den Endpunkt erkennt man daran,dass die Permanganatlösung nicht mehr entfärbt wird, sondern die Lösung schwachrotviolett bleibt.

Die schwache Rosafärbung einer austitrierten Lösung verschwindet nach einigerZeit, weil die entstandenen Mn(II)-Ionen ihrerseits das Permanganat langsamreduzieren.

Tritt während der Titration eine Gelbbraunfärbung oder ein brauner Niederschlag auf,so muss sofort noch einmal mindestens die gleiche Menge verdünnte H2SO4

zugesetzt werden.

Auswertung mit Angabe des Titers der KMnO4-Lösung.Bewertung: 2 Punkte

16b: Analyse25 ml der Analysenlösung aus dem 100 ml-Messkolben werden in einem 300 mlBecherglas mit 100 ml deionisiertem Wasser versetzt, bis fast zum Sieden (80-90°)

erhitzt und in die heiße Lösung 1g Ammoniumchlorid sowie zuerst tropfenweise,dann Tropfpipettenfüllungen, 30 ml 0,2 M Ammoniumoxalatlösung (steht aus)gegeben. Der Niederschlag soll dadurch möglichst grobkristallin ausfallen.

Die Lösung 5 Minuten heiß halten. Nun 5 Tropfen Methylrot zugeben und eventuellso lange 2 M Ammoniaklösung zutropfen, bis der Indikator von rot nach gelbumschlägt.

Die Lösung mit dem Niederschlag noch 1 Stunde bei 80-90°C halten und mehrereStunden, eventuell über Nacht, bei Zimmertemperatur stehen lassen(verbessert die Filtrierbarkeit). Dann den Niederschlag durch einen Filtertiegel

absaugen (Müssen zur Verfügung gestellt und vorbehandelt werden: waschen mithalbkonz. HNO3, verd. H2SO4 und reichlich deionisiertem Wasser). Mit 50 ml einer




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stark verdünnten Ammoniumoxalatlösung (steht aus), der 1 Tropfen Methylrotzugegeben wurde (Gelbfärbung der Waschlösung muss gegeben sein!), waschen.Zum Schluss den Niederschlag in kleinen Portionen mit 15 ml kaltem deionisiertemWasser waschen.

Den Filtertiegel samt Niederschlag in das Titriergefäß geben und den Niederschlag inca. 50 ml verdünnter H2SO4 + 20 ml deionisiertem Wasser in der Wärme lösen.

Die freigesetzte Oxalsäure mit Permanganat beginnend bei 80°C titrieren.

Angabe: mg Calcium in der AnalysenlösungBewertung: 6 Punkte

Analyse 17: Phosphat gravimetrisch als NH4MgPO4 6 H2O(J.B. S. 355 Kap. 3.3) Gravimetrische Verfahren, (J.B. S. 355 Kap.

3.3.1) Allgemeine Grundlagen .Wichtig! Die benutzten Porzellanfiltertiegel (ein schlanker Tiegel mit einer porösenBodenplatte) müssen ausgeliehen werden. Sie müssen vor dem Einsatz analogvorbehandelt werden wie bei der Analyse, d.h. sie werden mit wenig Wasser, Acetonund etwas Ether gewaschen; mindestens eine Stunde im Vakuum des Exsikkatorsgetrocknet und danach auf der Analysenwaage genau ausgewogen (Leermasse).Falls sie sichtbar verunreinigt sind, werden sie einige Stunden (über Nacht) inhalbkonz. Salpetersäure gestellt und danach sehr gründlich mit Wasserdurchgespült.

Drei 25-ml Proben sind zu analysieren.Die schwach saure Probelösung (25 ml) wird in der Hitze (ca. 80-90°C) mit 5 gNH4Cl, 1,2-1,5 g MgCl2-Hexahydrat und wenigen Tropfen Phenolphthaleinlösungversetzt. In die heiße Lösung wird verdünnte NH3-Lösung bis zum Farbumschlag desPhenolphthaleins zugetropft (nicht zu langsam arbeiten). Dabei soll der Niederschlagkristallin ausfallen. (Bei Raumtemperatur und bei zu rascher Zugabe des NH3 fällt ersehr fein aus.)Wenn sich danach beim Abkühlen der Indikator entfärbt, muss etwas NH3

hinzugegeben werden.

Nach mehreren Stunden wird die Ausfällung gröber kristallin. Sie wird mit einem

Porzellanfiltertiegel auf der Saugflasche filtriert (ähnliche Abbildung 3.4 auf Seite325; Wittscher Saugtopf ersetzt durch Saugflasche) und mit wenig NH4Cl-Lösung(5g/100ml) gewaschen. (Die Waschlösung wird mit Phenolphthalein und NH3 aufschwach rosa eingestellt.) Reste der Ausfällung, die an der Wand haften, werden mitdem Gummiwischer abgestreift. Danach wird einmal mit etwas eiskaltemdeionisiertem Wasser (dem ein oder zwei Tropfen verdünnter NH3 zugesetzt wordensind), dreimal mit wenig Aceton und einmal mit wenig Ether gewaschen. (Vor jedemWaschvorgang die Pumpe abstellen, den Niederschlag mit der Waschflüssigkeitbedecken und dann die Pumpe wieder anstellen.)

Der Niederschlag wird mindestens 3 Stunden im Vakuum des Exsikkators

getrocknet, bis zur konstanten Wägung.




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Die Filtertiegel mit der Analysensubstanz werden nach dem Trocknen auf der Analysenwaage ausgewogen. Wägeform ist NH4MgPO4 6 H2O.

Analysenangabe in mg NH4MgPO4 6 H2O bezogen auf die gesamte Analysenprobe.

Bewertung: 6 Punkte Literatur: J.Chem.Educ. 70 (1993) 410

Versuch 11-5: Die konduktometrische Bestimmung des Gehalteseiner Lösung von Bariumhydroxid(2 Praktikanten zusammen; testatpflichtig)

Gelöstes Bariumhydroxid wird konduktometrisch mit 0,2 M Schwefelsäure titriert.

Ca. 4 g Ba(OH)2. 8 H2O werden in einen 150 ml Erlenmeyerkolben gegeben; ca. 100

ml ausgekochtes und wieder abgekühltes dest. Wasser werden hinzugefügt, derKolben mit einem Stopfen verschlossen und 30 min. gerührt. Bei 20°C lösen sich 3,5g Bariumhydroxid-Octahydrat in 100 ml Wasser, es kann also ein kleiner ungelösterRest zurückbleiben.

Für die Titration werden nach dem Absetzen des Niederschlags 25 ml entnommenund passend verdünnt.Die Titration wird in 1 ml Portionen mit einer 0,2 M H2SO4 vorgenommen (herstellenaus der ausstehenden 1 M H2SO4 und einstellen mit einer NaOH bekannten Titers;auch für mehrere Gruppen gemeinsam).

Die Leitwerte sind jeweils erst nach dem Erreichen vollständiger Durchmischungabzulesen.Nach der Abnahme der Leitwerte sind noch mindestens 10 Werte mit zunehmenderLeitfähigkeit zu erfassen, damit sich eine auswertbare Auftragung ergibt.

Protokoll: Versuchsergebnisse und eine Angabe der Konzentration derBariumhydroxid-Lösung in mol/l und in g/100ml.

12. Woche

Iodometrie(J.B. S.413 Kap. 3.4.3.3)Die Iodometrie wurde 1840 eingeführt. Sie beruht auf der oxidierenden Wirkung desIods (z.B. bei der Titration von Antimon(III), Thiosulfat oder anderenReduktionsmitteln) bzw. auf der reduzierenden Wirkung von Iodid (z.B. bei derTitration von Kupfer(II), Chromat oder anderen Oxidationsmitteln), das dabei zu Iodoxidiert wird. D.h. Oxidationsmittel oxidieren Iodid zu Iod, welches mit eingestellterThiosulfatlösung titriert wird. Reduktionsmittel (Sulfit, Zinn(II), Sulfid) können inneutraler Lösung direkt mit einer Lösung von Iod titriert werden, d.h. einer Lösung

von I2 in KI-Lösung.




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Das Auftreten bzw. Verschwinden von elementarem Iod am Äquivalenzpunkt wirddurch den „Indikator“ Stärke, der mit Iod eine tiefblaue Einlagerungsverbindungbildet, angezeigt. Die hergestellte Stärkelösung ist 2 min aufzukochen. Iod ist inWasser schlecht löslich (250 mg/l); es sollte deshalb ein Überschuss an Iodidvorhanden sein, damit das Iod als I3

- vorliegt, welches leicht löslich ist.

Analyse 18: Iodometrische Bestimmung des Kupfergehalt seinerLösung

18a: Herstellung und Einstellung einer ca. 0,1M Thiosulfatlösung(J.B. S. 414), s. auch Vers. 2-9 im Praktikumsskript

Etwa 0,1 Mol Na2S2O3 • 5 H2O werden in 1 l ausgekochtem deionisiertem Wasser,nachdem dieses wieder abgekühlt ist, gelöst. Diese Lösung wird in eine sehrgründlich gereinigte Flasche gefüllt und einige Tage im Dunklen stehen gelassen.1

Etwas von der hergestellten Thiosulfatlösung im Reagenzglas aufkochen.2Etwas Stärke wird in heißem Wasser bei 80°C „gelöst“ (auf keinen Fall aufkochen)und die Lösung vom Bodensatz abdekantiert. Die Lösung muss dünnflüssig und fastklar sein. Ein halbes Reagenzglas mit deionisiertem Wasser wird mit einem TropfenKI3-Lösung versetzt. Anschließend einen Tropfen der Stärkelösung hinzugeben. Esmuss ein starker Farbeffekt auftreten. Ist die Farbe beim Erhitzen bis zum Siedenstabil? Bildet sie sich beim Abkühlen zurück?3Das Kaliumiodat wird nicht getrocknet! Weniger mit Wasser verdünnen.

Angaben im Analysenheft:18.1: Geruchserscheinungen wären ein Hinweis, dass die Lösung nichtverwendbar ist.

18.2: Beobachtungen.18.3: Auswertung mit Angabe des Titers für die Thiosulfatlösung.Bewertung: 2 Punkte

18b: Analyse(J.B. S. 415)

Angabe in mg Kupfer für die Gesamtprobe. Bewertung: 6 Punkte

Ein Präparat mit einer Analyse Es ist ein Kupfer-Präparat (in aushängender Liste eintragen) herzustellen und aufseinen Kupfergehalt zu analysieren.

a) Na2Cu(CO3)2 3 H2O und die Analyse des Kupfergehaltes.

5 g Na2CO3 und 2 g NaHCO3 in 50 ml Wasser werden auf 50°C erwärmt. Untergutem Rühren werden 15 ml einer 1 M CuSO4-Lösung langsam hinzugefügt. DieMischung über Nacht abgedeckt stehen lassen.

Die hell- bis dunkelblauen Kristalle abfiltrieren, mit wenig kaltem Wasser waschenund an der Luft trocknen.




80

Die Literatur gibt 4 g Ausbeute an, das sind 94% bezogen auf das eingesetzteCuSO4.

Das Präparat ist qualitativ auf einen Sulfatgehalt zu prüfen.

Das Präparat ist auf Kupfer quantitativ zu analysieren und damit dieZusammensetzung zu überprüfen.

Dafür bieten sich verschiedene Verfahren an.Protokoll: Ausbeuteangabe in g und in Prozent der Theorie. Theoretische Ausbeute bedeutet,dass man von einer quantitativen Reaktion ausgeht. Aus der Unterschuss-Komponente resultiert die maximal mögliche Ausbeute, die theoretische Ausbeute.Bsp: 4 mol H2 reagieren mit 1 mol O2. Theoretische Ausbeute: 2 mol H2O; 36 g.Was ergab der Test auf Sulfationen?

Wird die gegebene Zusammensetzung von der Analyse bestätigt?(Abweichung des gefundenen vom theoretischen Wert für den Kupfergehalt derVerbindung in Prozent.) Bsp. für den theoretischen Gehalt: In 18 g H2O sollten 2 gWasserstoff enthalten sein. Ergibt die Analyse einen Gehalt von nur 1 g Wasserstoff,so ist die Abweichung 50 %, möglicherweise „Verunreinigung“ durch H2O2.

Das restliche Präparat wird in die Kupferabfälle gegeben.Literatur: The School Science Rev. 72 (1990) 259, S. 113

b) Malachit – CuCO3. Cu(OH)2, Darstellung und Analyse

Es wird eine kalt gesättigte Lösung von 10,0 g NaHCO3 in 100 ml dest. Wasserangesetzt. In einem 250 ml Becherglas werden 0,02 Mol CuSO4

. 5 H2O in 50 mldest. H2O bei ca. 40°C gelöst. In diese Kupfersalzlösung werden 80 ml der NaHCO3-Lösung gegeben. Mit einem Uhrglas abdecken und den Niederschlag sedimentierenlassen. Wenn die überstehende Lösung noch blau gefärbt ist, werden 10 mlNaHCO3-Lösung addiert. Eine Stunde zum Sedimentieren stehen lassen. Danachwird die überstehende farblose Lösung vorsichtig dekantiert.Nach Zugabe von weiteren 10 ml NaHCO3-Lösung zum Sediment wird unter Rührenkurz aufgekocht. Nach Abkühlen, Absetzen und Dekantieren vom Niederschlag wirddieser noch zweimal durch Aufschlämmen in dest. Wasser, Absetzen und

Dekantieren gewaschen. Der Niederschlag wird über eine Glasfritte oderPorzellannutsche mit Filter filtriert, mit wenig H2O und wenig Ethanol gewaschen.Das hellgrüne Malachitpulver wird eine Stunde im Trockenschrank bei 100°Cgetrocknet. Es schließt sich eine Kupferanalyse an.Protokoll: siehe a)Literatur: NiU-Chemie 12 (2001) 61, 43

c) Cu(NH3)2 (SCN)2

Eine Lösung von 8*10-3 mol CuSO4.5H2O in 40 ml Wasser wird mit 8 ml 2M NH3-

Lösung (16*10-3mol) versetzt.

1,3g NH4SCN werden in 40 ml Wasser gelöst. Die Thiocyanat-Lösung wirdschubweise unter gutem Rühren in die CuSO4-Lösung, die durch ausgefallenesCu(OH)2 getrübt ist, gegeben.




81

Es wird noch 15 Minuten gerührt und anschließend über einen Filtertiegel/Glasfrittefiltriert und mit kleinen Portionen kaltem Wasser gewaschen.Nach dem Trocknen an der Luft wird noch einige Stunden bei 80°C imTrockenschrank getrocknet.Die Probe ist auf ihren Kupfergehalt zu analysieren.

Dazu muss die Substanz mit einer Oxidation der Liganden in Lösung gebrachtwerden.500-800 mg trockene Probe werden genau abgewogen und in einem 250 mlBecherglas tropfenweise mit möglichst wenig drittel-konzentrierter HNO3 beiZimmertemperatur zur Reaktion gebracht. Die Abreaktion ist für jeden Tropfenabzuwarten.Beim Übergang von einer bräunlichen zu einer grünlichen Lösung ist die HNO3-Zugabe zu beenden.Danach wird vorsichtig abgeraucht, ohne dass etwas verspritzt. Es soll ein weißer bisgelblicher Rückstand bleiben, der nach dem Abkühlen in 20 ml 1M H2SO4 gelöstwird.

Danach ist zu behandeln wie für das gewählte Analysenverfahren vorgesehen.Protokoll: siehe a).




82

Anhang: TabellenSäurekonstantenDefinition:

HA + H2O A – + H3O+

O H HA

O H A

cc

cc K

2

3

=

+

, mitl

mol const c O H 5,55.

2== folgt:

HA

O H A

S c

cc K

+ =

3 , S S K pK log=

Säure konjugierte Base pK S

HCl + H2O Cl – + H3O

+ –6,00

H2SO4 + H2O HSO4 – + H3O

+ –3,00

H3O+ + H2O H2O + H3O

+ –1,74

HNO3 + H2O NO3

–

+ H3O

+

–1,32HSO4

– + H2O SO42– + H3O

+ 1,92

H3PO4 + H2O H2PO4 – + H3O

+ 1,96

[Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(H2O)5(OH)]

2+ + H3O+ 2,22

HF + H2O F – + H3O

+ 3,14

CH3COOH + H2O CH3COO – + H3O

+ 4,76

[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]

2+ + H3O+ 4,90

H2CO3 + H2O HCO3 – + H3O

+ 6,46

H2S + H2O HS – + H3O

+ 7,06

H2PO4 – + H2O HPO4

2– + H3O+ 7,21

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+ 9,21

HCO3 – + H2O CO3

2– + H3O+ 10,40

HPO42– + H2O PO4

3– + H3O+ 12,32

HS – + H2O S

2– + H3O+ 12,90

H2O + H2O OH – + H3O

+ 15,74




83

Redoxpotentiale

reduzierte Form Oxidierte Form + e – E0

Li Li+ + 1 e – –3,04 V

K K +

+ 1 e –

–2,92 VCa Ca2+ + 2 e – –2,87 V

Na Na+ + 1 e – –2,71 V

Mg Mg2+ + 2 e – –2,36 V

Al Al3+ + 3 e – –1,66 V

Zn Zn2+ + 2 e – –0,76 V

Cr Cr 3+ + 3 e – –0,74 V

2 S2O32– S4O6

2– + 2 e – –0,58 V

Fe Fe2+ + 2 e – –0,40 V

Sn Sn2+ + 2 e – –0,14 V

Pb Pb2+ + 2 e – –0,13 V

H2 2 H+ + 2 e – ±0,00 V

Cu+ Cu2+ + 1 e – +0,17 V

Cu Cu2+ + 2 e – +0,34 V

2 I – I2 + 2 e – +0,54 V

Fe2+ Fe3+ + 1 e – +0,77 V

Ag Ag+ + 1 e – +0,80 V

Hg Hg2+ + 2 e – +0,85 V

NO + 2 H2O NO3 – + 4 H+ + 3 e – +0,96 V

Pd Pd2+ + 2 e – +0,99 V

2 Br – Br 2 + 2 e – +1,07 V

Pt Pt2+ + 2 e – +1,20 V

2 H2O O2 + 4 H+ + 4 e – +1,23 V

2 Cl – Cl2 + 2 e – +1,36 V

2 Cr 3+ + 7 H2O Cr 2O72– + 14 H+ + 6 e – +1,36 V

Au Au3+ + 3 e – +1,50 V

Mn2+ + 4 H2O MnO4 – + 8 H+ + 5 e – +1,51 V

2 F – F2 + 2 e – +2,85 V




Löslichkeitsprodukte, KomplexdissoziationskonstantenDefinitionen:

AxBy(s) AxBy(aq) x A(aq) + y B(aq)

)(

)()(

aq y x

aqaq

B A

y B

x A

c

cc

K

= , mit .)( const c aq y x B A = folgt: y B x A L aqaq cc K )()( = , L L K pK log=

[Z(L)n] Z + n L

])([ n L Z

n L Z

c

cc K

= , D D K pK log=

Löslichkeitsprodukte Komplexdissoziationkonstanten

Substanz pK L Substanz pK D

AgBr 12,30 [Ag(NH3)2]+

7,10

AgCl 10,00 [Co(NH3)6]2+

4,70

Ag2CrO4 11,70 [Co(NH3)6]3+

35,10

AgI 16,00 [Cu(NH3)4]2+

13,30

Al(OH)3 33,00 [CuCl4]2– 6,50

BaSO4 10,00 [AgCl2] –

5,40

CaSO4 4,32 [Ag(S2O3)2]

3–

13,50CoS 22,00 [Ag(CN)2]

– 20,80

Cu(OH)2 19,75 [MgEDTA]2– 8,69

CuS 40,00 [CaEDTA]2–

10,70

Fe(OH)2 15,00 [NiEDTA]2–

18,62

Fe(OH)3 38,00 [FeEDTA] –

25,10

FeS 21,00

HgS 54,00

KClO4 2,05

MgNH4PO4 12,60

M S 15 00

Anorganisch Chemisches Praktikum Skript Wise07 08

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