TECHNISCHE UNIVERSITÄT BRAUNSCHWEIG INSTITUT FÜR ANORGANISCHE UND ANALYTISCHE CHEMIE

Öffnungszeiten:

Mo., Mi., Fr.: 13.00–17.00 Uhr

Änderungen siehe Aushang

Analysenausgabe:

Mo.–Fr. vormittags und 14.00 Uhr

Geräteausgabe:

Mo.–Fr. 13.30–14.00 Uhr

(oder nach Absprache)

Chemikalienausgabe:

Mo.–Do. 9.00–11.00 / 14.00–16.00 Uhr

Fr. 9.00–11.00 / 13.30–14.30 Uhr

Dr. Rainer Bartsch

1. Semester

PPPAAACCC---III PRAKTIKUM ANALYTISCHE CHEMIE

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 1

INHALTSVERZEICHNIS: Seite

Allgemeine Informationen ............................................................................. 2

Aufgaben des Labordienstes ............................................................................. 3

Praktikumsvorbereitung ............................................................................. 4

Kenntnisnachweise Kolloquien im 1. Semester ....................................... 5

Wiederholungsregelung............................................ 7

Chemisches Rechnen (Stöchiometrie) ....................... 8

QUANTITATIVE ANALYSE Analysenplan................................................................ 10

Bewertung der Analysen ................................................ 11

Versuchsvorschriften und Berechnungen:

Acidimetrie / Alkalimetrie Nr. 1 H2SO4 und H3PO4 ................................................. 12

Nr. 2 H3BO3................................................................. 13

(Titration mit NaOH nach Zusatz von Mannit)

Ionenaustausch Nr. 3 H2SO4................................................................. 14

Manganometrie Nr. 4 Fe3+ ................................................................... 15

Nr. 5 Oxalat ............................................................... 15

Bromatometrie Nr. 6 Sb3+..................................................................... 15

Iodometrie Nr. 7 Cu2+...................................................................... 16

Chelatometrie Nr. 8 Ca2+ / Mg2+............................................................ 16

Fällungstitration Nr. 9 Cl– nach MOHR ................................................... 16

Nr. 10 Ag+ nach FAJANS .............................................. 18

Gravimetrie Nr. 11 Ba2+ als BaSO4 .................................................. 18

Nr. 12 Ni2+ als Ni(dmg)2 ............................................... 20

Elektrogravimetrie I (Kupfer)…………………….................................................. 22

II (Nickel)………………………............................................... 24

III (Kupfer neben Nickel)………………………............................ 26

Entsorgung der Chemikalien ................................................................................. 29

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 2

ALLGEMEINE INFORMATIONEN FÜR DEN STUDIENGANG BACHELOR-CHEMIE Das PRAKTIKUM ANALYTISCHE CHEMIE (PAC-I) wird im MODUL ANALYTISCHE CHEMIE absolviert.

Zeitraum Art der Prüfung SWS ECTS-Punkte Note

WS 2009/10 mündlich + praktisch

5 5

INHALT DES PRAKTIKUMS:

Versuche zur quantitativen Analyse von Ionen in wässriger Lösung: Acidimetrie, Redox-Titrationen, Komplexometrie, Fällungstitrationen/ Gravimetrie, Elektrogravimetrie.

FORM DER PRÜFUNG:

2 mündliche Kolloquien, schriftlicher Kenntnisnachweis Chemisches Rechnen (Stöchiometrie).

INHALT DER KOLLOQUIEN:

Zu den Themen: Säuren und Basen, Redoxreaktionen, Komplexometrie, Fällungsreaktionen, Gravimetrie und theoretischer Hintergrund zu den durchgeführten Versuchen.

Zusammensetzung der Note:

50 % praktische Arbeiten, 50 % Kolloquien.

Der schriftliche Kenntnisnachweis „Chemisches Rechnen“ ist unbenotet und muss erfolgreich absolviert werden.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 3

Sie betreten ein Chemie-Labor. Unbefugten ist der Zutritt verboten!

Wissen Sie eigentlich, wo sich die Feuerlöscher befinden?

Wie funktionieren die Not- und die Augenduschen?

Wo sind die Notaus-Schalter?

Bevor Sie mit der Arbeit beginnen, machen Sie sich zunächst mit den Sicherheitsvorrichtungen Ihres Labors vertraut. Dies spart im Ernstfall

wertvolle Zeit.

Haben Sie Ihre Schutzbrille aufgesetzt?

Verantwortung!

Verantwortliches Handeln bedeutet auch, dass am Ende eines Labortages

die Gas- und Wasserhähne kontrolliert und geschlossen werden – unabhängig davon, ob man sie selbst benutzt hat, oder ob sie von

Mitstudierenden benutzt wurden!

Seien Sie im Labor immer aufmerksam und wachsam!

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 4

AUFGABEN DES LABORDIENSTES Täglich zu erledigen!

Der Labordienst wird von den Assistenten eingeteilt. Die Dienstpläne hängen in den Laboratorien aus.

Der Labordienst ist eine ernst zu nehmende Verpflichtung. Kann dieser Verpflichtung nicht nachgekommen werden, so muss der jeweils betreuende Assistent darüber informiert und eine Vertretung organisiert werden.

1. Für destilliertes Wasser sorgen

2. Allgemeine Arbeitsflächen und Geräte säubern.

3. Elektrische Geräte (Waagen, Zentrifugen) reinigen.

4. Chemikalien:

• leere Chemikaliengefäße sind täglich zu sammeln und zum Auffüllen in die Chemikalienausgabe zu bringen.

• Chemikalien in die Regale zurückstellen

5. 15 Min vor Ende:

• Gas- und Wasserhähne und das Wägezimmer kontrollieren.

• Papierkörbe zum Container bringen und entleeren.

6. Laborschluss:

• Abzüge abstellen, Stecker der elektr. Geräte abziehen, Licht ausschalten, Praktikumssaal räumen.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 5

PRAKTIKUMSVORBEREITUNG

DAS FÜHREN EINES LABORJOURNALS IST PFLICHT.

• Alle Versuche, die im „Praktikum Anorganische Chemie“ ausgeführt werden, müssen schriftlich vorbereitet und während der Durchführung protokolliert werden.

• Die schriftliche Ausarbeitung zum jeweiligen Versuch muss handgeschrieben sein und soll vom Umfang mindestens eine DIN A4-Seite betragen.

• Die Ausarbeitung muss vor der Durchführung des Versuches in das Laborjournal eingetragen werden und muss dem/der Assistenten/in auf Verlangen vorgelegt werden. Kann die Ausarbeitung nicht vorgewiesen werden, so kann das Weiterarbeiten bis zur Vorlage der Ausarbeitung unterbunden werden.

• Der Inhalt kann jederzeit von dem/der Assistenten/in abgefragt werden. Bei mangelnden Kenntnissen kann die weitere Arbeit durch den/die Assistenten/in unterbrochen werden, bis die Kenntnislücken in der Bibliothek geschlossen wurden.

• Das Laborjournal (Protokoll) ist bei jeder „Ansage“ eines Analysenergebnisses vorzulegen und muss von dem/der Assistenten/in abgezeichnet werden.

INHALT DER AUSARBEITUNG: QUANTITATIVE ANALYSE

• Versuchsbeschreibung

• apparativer Aufbau

• Reaktionsgleichungen

• Berechnungsschema

• Quellenangabe

IM PROTOKOLL STETS ZU NOTIEREN:

• Versuchsdurchführung

• Mengen / Gewichte

• Berechnungsschema

• Einzelergebnisse

• Analysenergebnis

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 6

KENNTNISNACHWEISE Begleitend zum Praktikum sind folgende Kenntnisnachweise zu erbringen:

Kolloquien

1. KOLLOQUIUM: SÄURE-BASE UND REDOX-REAKTIONEN

• Säure-Base Theorie: Arrhenius, Broensted, Lewis

• Ks von starken und schwachen Säuren (Beispiele). Berechnung der H3O+-Ionenkonzentration von starken und schwachen Säuren (Näherung für schwache S. u. B.).

• Korrespondierende Säure-Base-Paare: Ks × KB = Kw.

• Berechnung der H3O+-Ionenkonzentration von Salzen (NH4Cl, Na-Acetat) und von Puffersystemen. pH-Skala, pKs , pKB

• Qualitative Betrachtung von Säurestärken verschiedener O-H-Verbindungen: Bedeutung der Delokalisierung negativer Ladung in den korrespondierenden Basen (z. B. ClO4

-, HSO4-,H2PO4

-, [Al(H2O)5(OH)]2+, [Fe(H2O)5(OH)]2+, [Zn(H2O)5(OH)]+, NO3-, NO2

- usw).

• Säure-Base-Titrationen. Allgemeine Anforderungen an Maßlösungen. Titrationskurven, Indikatorauswahl. Titrationen von H2SO4 und von H3PO4; pH während verschiedener Zeitpunkte der Titrationen. Borsäure-Titration mit NaOH; Rolle von Mannit. Ionenaustauscher.

• Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität (qualitativ), Elektronegativität, Bestimmung von Oxidationszahlen in chemischen Verbindungen, Redoxreaktionen, Disproportionierung.

• Aufstellen von Redox-Gleichungen; Auflösen von Redoxgleichungen in Redox-Paare, z.B. Cu2+ + Zn ->..., MnO4

- + H2O2 ->..., MnO4- + Fe2+ ->..., bis: As2S3 + HNO3 -> H3AsO4 +

H2SO4 + NO

• Beispiele zu edlen und unedlen Metallen, Spannungsreihe, Normalpotential, Nernst- Gleichung, Einfluß der Konzentrationen der Reaktionspartner auf das Redoxpotential; pH-abhängige Redoxpotentiale.

• Iodometrie: Gleichungen, Potentiale, Rolle der Schwerlöslichkeit von CuI und der Triodid- und Polyiodid-Bildung, Mechanism. der Tetrathionat-Bildung; Rk. von Thiosulfat mit Cl2 bzw. mit HCl.

• Bromatometrie: Gleichungen, Komproportionierung, Endpunkterkennung.

• Permanganometrie: Gleichungen, Potentiale, FeIII-Bestimmung: Rolle von SnCl2, HgCl2 und Reinhardt-Zimmermann-Lösung (MWG, Nernst-Gleichung).

2. KOLLOQUIUM: FÄLLUNGSMETHODEN/GRAVIMETRIE

• Löslichkeitsprodukte der Silberhalogenide, Grundsätzliches zum Löslichkeitsprodukt KL, Fällungstitrationen; Indikation mit Eosinnatrium (Fajans). Ag- und Cl-Bestimmungen nach Volhard (SCN-). Chlorid nach Mohr; Chromat-Dichromat-Gleichgewicht.

• Komplexometrie mit Titriplex, pKs-Größenordnungen von EDTA; Komplexbildungskonstanten von Ca2+ und Mg2+ mit EDTA; Indikatoren, z. B. Erio T.

• Gravimetrie: Allgemeine Grundlagen zu Fällungsreaktionen, Wirkung von Überschuß an Fällungsmittel usw.; Beispiele: BaSO4, Fe(OH)3, Ni-Diacetyldioxim-Komplex.

(Die Kolloquien 1 und 2 werden in 2er Gruppen durchgeführt, Dauer jeweils 30 Min.)

Unentschuldigtes Fernbleiben von einem Kolloquium wird als „Nicht bestanden“ gewertet.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 7

WIEDERHOLUNGSREGELUNG - (KOLLOQUIEN)

Die Kolloquien werden im Abstand von ca. 2 Wochen durchgeführt. Sie dienen dazu, den Studierenden auf dem Weg zur nächsten Prüfung ihren jeweiligen Wissensstand zu verdeutlichen und auf Schwächen hinzuweisen. Den Studierenden wird bei offensichtlichen Mängeln die Gelegenheit geboten, diese durch Nachbereitung des geforderten Stoffes abzustellen und gegebenenfalls das Kolloquium zu wiederholen.

Die Kolloquien werden nach festen Zeitplänen (siehe Aushang) durchgeführt. Im Falle, daß in den Kolloquien ein ausreichender Kenntnisstand nicht nachgewiesen wurde, wird folgendermaßen verfahren:

Kolloquium 1. Mal nicht bestanden:

Wiederholung in der gleichen Woche bei einem anderen Assistenten.

Gleiches Kolloquium 2. Mal nicht bestanden:

Wiederholung bei Professor du Mont oder Dr. Bartsch

Stöchiometrie Praktikumsbegleitender Kenntnisnachweis „Chemisches Rechnen“ für Studierende des Studiengangs BSc.Chemie, Lebensmittelchemie und BSc. Chemie und ihre Vermittlung.

Als Bestandteil des Grundpraktikums wird ein schriftlicher Kenntnisnachweis zum Thema „Chemisches Rechnen“ (Stöchiometrie) gefordert.

Zur Vorbereitung wird dringend die Teilnahme an der Vorlesung „Analytische Chemie I + II“ und an den angebotenen Tutorien empfohlen. Alte Klausuren können zum Üben bei der Fachschaft erhalten werden.

LEHRBÜCHER

• Jander, Blasius, Einführung in das anorg.-chem. Prakt., S. Hirzel Verlag

• Jander, Jahr, Knoll, Maßanalyse

• Riedel, Anorganische Chemie, 3. Auflage, W. d. Gruyter

• H. Kaufmann, L. Jecklin, Grundlagen der Anorg. Chem., Birkhäuser Verlag

• U. R. Kunze, Grundlagen der quantitativen Analyse, Thieme Verlag

Anforderungen in Stichworten

1. Nuklidmasse, mittlere Atommasse, atomare Masseneinheit, Masse, Dichte, Stoffmenge (Mol, AVOGADRO-Konstante), molare Masse, Umrechnen Masse <-> Stoffmenge, Massenanteile eines Elementes in einer Verbindung, Berechnung der empirischen Formel einer Verbindung aus den Massenanteilen ihrer Elemente

2. Temperaturskalen, Druckeinheiten Zustandsgleichung des idealen Gases (allgemeine Form, Teilgesetze, Normzustand molares Volumen, Gasdichte), Umrechnungen Masse <-> Stoffmenge <-> Volumen eines Gases, Gasmischungen, Partialdrücke

3. Bestimmung der molaren Masse einer Verbindung nach der Gasgleichung, aus der Gefrierpunktserniedrigung, aus der Siedepunktserhöhung, Beziehung zwischen empirischer Formel und Summenformel einer Verbindung

4. Gehaltsangaben von Lösungen [Definition der in der Chemie benutzten Gehaltsgrößen („Konzentrationsmaße“), Umrechnung dieser Größen], Herstellen von Lösungen geforderten Gehalts, Löslichkeit, Verändern des Gehalts von Lösungen (Mischen, Verdünnen, Einengen von Lösungen)

5. Quantitative Bedeutung chemischer Reaktionsgleichungen (Massen-,

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 8

Stoffmengen-, Volumenbeziehungen), Berechnung der Ausbeute eines Reaktionsproduktes, Berechnung des Umsatzes eines Reaktionsprodukts (bei reinen Stoffen, bei unreinen Stoffen, mit Lösungen, mit Gasen), Aufstellen von Redoxgleichungen

6. Ergebnisberechnung gravimetrischer Bestimmungen, Elektrogravimetrie (FARADAY-Gesetze, elektrische Arbeit, elektrische Leistung)

7. Massenwirkungsgesetz, Verschieben von Gleichgewichten, Protolyse („Dissoziation“) von Säuren und Basen, Säure- bzw. Basenkonstante, Säure- bzw. Basenexponent, Dissoziationsgrad, quantitative Beziehungen zwischen diesen Größen, Eigendissoziation des Wassers, pH- und pOH-Wert, Umrechnungen, pH-Wert <-> c(H3O+) bzw. pOH-Wert <-> c(OH-), Protolyse („Hydrolyse“) von Salzen, Abstumpfen schwacher Säuren und Basen (Pufferung), Löslichkeitsprodukt (Definition, Zusammenhang mit der Löslichkeit, Wirkung gleichioniger Zusätze auf die Löslichkeit, Salzkonzentration zu Beginn einer Fällung, Vollständigkeit einer Fällung), Dissoziation von komplexen Ionmen (Stabilitätskonstante, Verhinderung eines Niederschlags durch Komplexbildung, Auflösung eines Niederschlags durch Komplexbildung)

8. Berechnungen im Zusammenhang mit den im Praktikum geübten maßanalytischen Bestimmungen (Normalität, Titer, Herstellung und Gehaltsbestimmung von Maßlösungen, Ergebnisberechnung bei Titrationen).

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 9

QUANTITATIVE ANALYSE

Nr. Maßanalysen Vorschrift Analytisches Verfahren Punkte

Block 1

1 (nach JJ / Skript)1) H2SO4 und H3PO4 4 + 4

2

Acidimetrie

(nach Skript) H3BO3 (Titration mit NaOH nach Zusatz von Mannit )

4

3 Ionenaustausch (nach JJ / Skript) H2SO4 (siehe unten!) 4

4 (nach JJ / Skript) Fe3+ in salzsaurer Lösung 4

5

Manganometrie

(nach JJ / Skript) Oxalat 4

6 Bromatometrie (nach JJ / Skript) Sb(III) (siehe unten!) 4

7 Iodometrie (nach JJ / Skript) Cu2+ 4

8 (nach Skript) Ca2+/ Mg2+ 4 + 4

9 (nach Skript) Cl- nach Mohr 4

10

Chelatometrie, Fällungstitration

(nach JJ / Skript) Ag+ nach Fajans 4

11 (nach Skript) Ba2+als BaSO4 4

12

Gravimetrie

(nach Skript) Ni2+als Ni(dmg)2 4

Block 2

13 1. eine maßanalyt. Einzelbest. *

2

14

Abschlußanalysen 2)

2. eine Dreifachtrennung ** 4

* a) Ag+ b) Cl c) H2SO4 od. H3PO4 d) Cu2+ e) Oxalat f) Sb(III)

** a) Ca2+, Mg2+, Cl-

1) JJ = Jander / Jahr, „Maßanalyse“

2) wird vom Assistenten zugeteilt

Zum Empfang der Analysen Nr. 1, 2, 4–14 bitte einen Maßkolben (für Probe Nr. 1 zwei Kolben) in der Analysenausgabe abgeben. Das Gefäß mit einem Zettel mit Namen, Platz- und Analysennummer und Probeninhalt (z. B. Alchi Mist, Platz 00, Nr. 1 – SO4

2-) kennzeichnen und vom Assistenten abzeichnen lassen.

Für Analyse Nr. 3 bitte ein entsprechend gekennzeichnetes Wägeglas abgeben.

WICHTIG! Analyse Nr. 6 – Sb3+ Bestimmung: Die empfangene Probe nicht mit H2O, sondern vorsichtig mit verdünnter HCl auffüllen. Sobald sich ein Niederschlag zeigt, diesen durch Zugabe von etwas konzentrierter HCl wieder lösen.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 10

BEWERTUNG DER ANALYSEN Alle Analysen müssen bearbeitet werden.

Block 1: Analysen Nr. 1 - Nr. 12

Die Analysenwerte liegen zwischen 150–200 mg (Ansagen in ganzen Zahlen). Nur bei Versuch 3 ist das Analysenergebnis in Prozent anzugeben (1 Dezimalstelle).

Erste Ansage: erlaubte maximale Abweichung: 1,5 % --> 4 Punkte;

Zweite Ansage: erlaubte maximale Abweichung: 2 % --> 2 Punkte; sonst 0 Punkte.

• Aus den Analysen Nr. 1–12 können insgesamt maximal 56 Pkt. erhalten werden.

• Die Mindestanforderung beträgt 28 Punkte.

• Werden aus den Analysen Nr. 1–12 weniger als 28 Punkte erhalten, so müssen die zuvor mit 0 Punkten absolvierten Analysen solange wiederholt werden, bis die Mindestpunktzahl (28) erreicht wird.

• Mit den Abschlußanalysen kann begonnen werden, wenn die Analysen 1 – 12 durchgeführt und mindestens 28 Punkte erhalten wurden.

BLOCK 2: Abschlußanalysen Nr. 13 und Nr. 14

Die Abschlußanalysen müssen richtig gelöst werden. Es dürfen dazu 3 Ansagen gemacht werden. Maximal können 6 Punkte für beide Analysen erhalten werden.

Nr. 14: Alle drei Ionen sind gleichzeitig anzusagen. Der zu bestimmende Cl--Wert befindet sich zwischen 700–900 mg. Die zu verwendende AgNO3–Lösung muß 0,3 M sein und ist selbst anzusetzen.

Erste Ansage: erlaubte max. Abweichung: 1,5 % --> 2 Pkt. (Nr. 13) / 4 Pkt. (Nr. 14)

Zweite Ansage: erlaubte max. Abweichung: 2 % --> 1 Pkt. (Nr. 13) / 2 Pkt. (Nr. 14)

Dritte Ansage: erlaubte max. Abweichung: 2 % --> 0 Pkt. (Nr. 13) / 0 Pkt. (Nr. 14)

Wird die Abschlußanalyse mit der 3. Ansage nicht gelöst, so muß eine neue Probe nach den gleichen Regeln bearbeitet werden.

Aus den BLÖCKEN 1 + 2 können maximal 62 Punkte erhalten werden. Werden weniger als 31 Punkte erzielt, so müssen die zuvor mit 0 Punkten absolvierten Analysen solange wiederholt werden, bis die Mindestpunktzahl (31) erreicht ist.

Note Punkte

sehr gut (1) 55–62

gut (2) 47–54

befriedigend (3) 39–46

ausreichend (4) 31–38

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 11

VERSUCH NR. 1: Acidimetrie / Alkalimetrie

a) Alkalimetrische Bestimmung von H2SO4

Chemikalien:

• 0,1 M NaOH-Lösung (Fixanal)

• Indikatoren

Geräte:

• 20 ml-Vollpipette

• Peleusball

• Erlenmeyerkolben / Bechergläser

• Bürette (10 ml)

• Bürettentrichter

• Stativ

• Bürettenklammer

• Spritzflasche

Berechnung: n = c · V und n = m / M V = verbrauchte Menge NaOH in l

m / M = c · V M(SO42-) = 96,07 g/mol

m = M · c · V c(NaOH) = 0,1 mol/l

m = 96,07 g/mol · 0,1 mol/l · V

Das Ergebnis muß dann noch auf die Gesamtmenge (100 ml) bezogen und in mg umgerechnet werden. Das Ergebnis ist ohne Dezimalstellen anzugeben.

b) Alkalimetrische Bestimmung von H3PO4 Titriert werden die 1. und die 2. Stufe.

M(PO42-) = 94,97 g/mol

Auswertung der Versuche:

• Welche Indikatoren können verwendet werden?

• Warum können bei der H2SO4-Titration nur ein Umschlagspunkt, bei der H3PO4-Titration hingegen zwei Umschlagspunkte beobachtet werden?

• Wie könnte bei der H3PO4-Titration die dritte Stufe bestimmt werden?

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 12

Versuch Nr. 2: Alkalimetrische Bestimmung von H3BO3

Chemikalien:

• Mannit (C6H14O6)

• 0,1 m NaOH-Lösung (Fixanal)

• Indikator: Lösung von Bromthymolblau (ca. 1 %ig) in ca. 20 %igem Ethanol

Inhalt des Versuchs: Durch Zusatz eines mehrwertigen Alkohols (z. B. Mannit) kann man die Säurekonstante von Borsäure durch Komplexbildung erheblich steigern (H3BO3: KS = 7,2 · 10-10, H3BO3/Mannit: KS = 3,6 · 10-7), so daß sie sich wie eine einbasige, mittelstarke Säure titrieren läßt.

Bei Überschuß eines Polyalkohols, der zwei benachbarte OH-Gruppen enthalten muß, erfolgt eine schnell ablaufende Veresterung der OH-Gruppen der Borsäure mit zwei Molekülen des Alkohols. Da Bor die Koordinationszahl 4 anstrebt, tritt eine weitere Bindung zu dem Sauerstoffatom einer benachbarten alkoholischen OH-Gruppe auf.

Dadurch wird die Bindung zum Wasserstoff gelockert und dessen Abspaltung als H+ erleichtert. Eine Grenzstruktur des Borsäurekomplexes läßt sich wie folgt wiedergeben:

Bei genügendem Überschuß des Polyalkohols wird der saure Charakter der Komplexverbindung so weit verstärkt, daß gegen Bromthymolblau (Umschlagsbereich: pH 6,0–7,6) titriert werden kann.

Durchführung: Die erhaltene Probe wird auf 100 ml aufgefüllt. 20 ml dieser H3BO3-Probelösung werden im Erlenmeyerkolben mit dest. H2O auf 100 ml aufgefüllt und mit 3,6 g Mannit versetzt. Als Indikator gibt man 5–10 Tropfen Bromthymolblau (1 %ige Lösung in 20 % Ethanol/80 % H2O) hinzu, bis die Lösung deutlich gelb gefärbt ist. Der Farbumschlag von Bromthymolblau erfolgt im pH-Bereich 6,0–7,6 von gelb über hellgrün, türkis nach blau. Titriert wird mit 0,1 M NaOH, bis die Lösung blau ist (etwa 1 bis 2 Tropfen übertitriert).

M(BO33-) = 58,81 g/mol

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 13

Versuch Nr. 3: Titration von H2SO4 nach Ionenaustausch

Vorbereitung: Natürliche und künstliche Ionenaustauscher und ihre Anwendung in der präparativen, technischen und analytischen Chemie (z. B. nach GÖSCHEN-Band „Maßanalyse“)

Chemikalien:

• Kationenaustauscher „Dowex-50“ (oder ein anderer geeigneter Kationenaustauscher)

• konz. HCl

• 0,1 M NaOH (eingestellte Lösung)

• Glaswolle

• pH-Papier

• Phenolphthalein

• (NH4)2Fe(SO4)2 · 6 H2O / (NH4)2SO4-Gemisch unbekannter Zusammensetzung

Geräte:

• 1 Säule (evtl. 50-ml-Bürette)

• 4 Bechergläser 400 ml

• 1 Bürette

Inhalt und Ziel des Versuchs: Der Versuch demonstriert die Wirkungsweise von Ionenaustauscherharzen und zeigt, wie diese dazu benutzt werden können, analytische Probleme zu vereinfachen. Als Beispiel wird der Sulfatgehalt in einem (NH4)2Fe(SO4)2 · 6 H2O / (NH4)2SO4-Gemisch nach Austausch der Kationen gegen H+ alkalimetrisch bestimmt.

Durchführung des Versuchs: 1. Vorbereitung des Harzes: In diesem Praktikum wird in der Regel mit Pkt. b)

begonnen!

a) Die erforderliche Menge des Kationenaustauschers wird in einem Becherglas mit dest. Wasser bedeckt und mindestens 1 Stunde (besser jedoch über Nacht) stehen gelassen. In das untere Ende der Säule (Bürette) wird ein Bausch Glaswolle eingeführt. Das Harz/Wasser- Gemisch wird in die Säule gefüllt. Dabei ist darauf zu achten, daß die Wasseroberfläche nicht unter das obere Ende der Harzschüttung sinkt. Falls Luftblasen in der Harzschüttung eingeschlossen sind, muß die Säule geschüttelt werden, bis sie sich ablösen. Die Säule wird mit dem Harz zu 2/3 bis 3/4 ihrer Höhe gefüllt.

b) Danach werden 400 ml HCl-Lösung (ca. 3 M) mit einer Geschwindigkeit von etwa 15 ml pro Min. durch die Säule gegossen (warum?). Die überschüssige Säure wird mit dest. Wasser ausgewaschen, bis der pH-Wert des ablaufenden Waschwassers größer als 5 ist (Prüfung mit pH-Papier). Dazu werden etwa 500 ml dest. Wasser benötigt. Der Flüssigkeitsspiegel in der Säule darf zu keinem Zeitpunkt des gesamten Versuchs unter das obere Ende der Harzschüttung absinken.

2. Durchführung der Bestimmung:

a) Eine Probe von etwa 0,25 g des (NH4)2Fe(SO4)2 · 6 H2O / (NH4)2SO4-Gemischs wird auf 1 mg genau eingewogen, in einem 400-ml-Becherglas in 15–20 ml dest. Wasser gelöst und quantitativ auf die Säule gegeben. Das Becherglas wird einmal mit 10 ml dest. Wasser ausgespült. Der Hahn der Säule (Bürette) wird geöffnet und so eingestellt, daß die Fließgeschwindigkeit ca. 15 ml pro Min. beträgt. Die

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 14

eluierte Lösung wird in einem 400-ml-Becherglas gesammelt. Das Becherglas, in dem die Substanz gelöst wurde, wird noch mehrmals mit dest. Wasser ausgespült. Die Säule wird so lange mit dest. Wasser gewaschen, bis die ablaufende Lösung einen pH-Wert von mindestens 5 aufweist (Tropfen auf pH-Papier). Es sind etwa 150 ml dest. Wasser nötig. Das Becherglas mit dem gesammelten Eluat wird mit einem Uhrglas bedeckt und zur Seite gestellt.

b) Eine zweite und dritte Probe des zu untersuchenden Gemischs werden auf die gleiche Weise behandelt.

c) Jede der sauren Lösungen wird mit 0,1 M NaOH unter Verwendung von Phenolphthalein als Indikator titriert. Der Verbrauch von NaOH beträgt mind. 25 ml, weshalb 20 ml mittels einer Vollpipette direkt zugefügt werden können.

Auswertung des Versuchs:

• Berechnen Sie die minimal und maximal mögliche Menge an Sulfatanion.

Versuch Nr. 4: Permanganometrische Bestimmung von Fe(III)

1. Fe3+ wird mit SnCl2-Lösung zu Fe2+ reduziert, dabei wird das Reduktionsmittel tropfenweise zugegeben, bis die gelbe Farbe des Fe(III) gerade verschwunden ist. In konz. Eisenlösungen ergibt sich dadurch eine grünliche Farbe durch Fe(II).

2. Der unvermeidliche Überschuss an SnCl2 wird durch Zugabe von ca. 10 ml gesättigter Quecksilber(II)chloridlösung zerstört. Es entsteht ein wenig unlösliches HgCl, das bei der Titration nicht stört. Wenn die Lösung durch ausgeschiedenes Hg schwarz wird, muss die Probe verworfen werden.

3. Zugabe von Reinhardt-Zimmermann-Lösung (H2SO4, MnSO4 und H3PO4), als Katalysator. Dazu werden 65 g MnSO4 · 4 H2O in 500 ml Wasser aufgelöst, mit 140 ml 85%-iger Orthophosphorsäure und 130 ml konzentrierter Schwefelsäure versetzt und nach dem Abkühlen auf 1 L aufgefüllt.

4. Titration mit KMnO4: ein geringer Überschuss des Permanganates ergibt sofort eine gut erkennbare Violettfärbung.

Auswertung des Versuchs:

• Was bewirkt die Reinhardt-Zimmermann-Lösung?

• Was bewirken Sn(II)- und Quecksilber(II)chlorid?

• Wieso darf nur möglichst wenig Quecksilber(II)chlorid hinzugefügt werden?

Versuch Nr. 5: Permanganometrische Bestimmung von Oxalat

Auswertung des Versuchs:

• Warum wird bei erhöhter Temperatur titriert?

• Wieso läuft die Reaktion anfangs langsam ab?

Versuch Nr. 6: Bromatometrische Bestimmung von Sb(III)

Auswertung des Versuchs:

• Welcher Niederschlag wird beim Auffüllen der Probe mit Wasser unerwünschterweise erhalten?

• Erläutern Sie die Begriffe Komproportionierung und Disproportionierung.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 15

• Warum muß kurz vor Erreichen des Endpunktes erneut Indikatorlösung zugesetzt werden?

Versuch Nr. 7: Iodometrische Bestimmung von Cu2+

Durchführung: Aus dem mit dest. H2O auf 100 ml aufgefüllten Meßkolben werden 20 ml Lösung entnommen und in einen Erlenmeyerkolben gegeben. Dazu gibt man 1 g KI (iodatfrei), das in ca. 30 ml Wasser gelöst wurde, und säuert mit 2 ml konz. H2SO4 an. Nach gutem Durchschütteln wird mit 0,1 M Na2S2O3-Lösung titriert. Kurz vor dem Endpunkt der Titration, wenn die Lösung nur noch schwach braun gefärbt ist, gibt man wenige Tropfen Stärkelösung hinzu (tiefblaue Färbung) und titriert, bis die Blaufärbung verschwunden ist.

Auswertung des Versuchs:

• Warum wird in schwefelsaurer Lösung gearbeitet?

• Skizzieren Sie die Lewis-Formeln von Thiosulfat und Tetrathionat und bestimmen Sie die Oxidationsstufen des Schwefels.

• Was läßt sich über die Gleichgewichtslage und die Potentiale sagen?

Versuch Nr. 8: Quantitative Bestimmung von Calcium- und Magnesiumionen nebeneinander (nach: MERK: „Die Untersuchung von Wasser“, 9. Auflage, S. 37 ff;

Jander, Jahr: „Maßanalyse“, 15. Auflage, S. 204 - 217)

Chemikalien:

• Titriplex III-Lösung, 0,1 M

• Calconcarbonsäure

• Methanol

• 15 %ige NaOH-Lösung

• Eriochromschwarz T (Erio T)

• NH3 (konz.)

• NH4Cl

Zubereitung der Reagenzien:

• Bitte alle Lösungen gruppenweise ansetzen!

• Calconcarbonsäurelösung: 0,1 g Calconcarbonsäure zur Metalltitration werden in 25 ml Methanol p. A gelöst. Die Lösung ist jedoch nur begrenzt haltbar.

• Eriochromschwarz T-Lösung: 0,1 g Eriochromschwarz T werden in 10 ml dest. Wasser gelöst. Die Lösung ist maximal 3 Tage haltbar.

• Pufferlösung: 5,40 g Ammoniumchlorid werden in 20 ml Wasser gelöst, 35 ml konz. Ammoniaklösung hinzugefügt und mit Wasser auf 100 ml aufgefüllt.

Durchführung: 10 ml der Ca/Mg-Lösung werden mit 2 ml 15 %iger NaOH (warum?) und 5–8 Tropfen Calconcarbonsäure-Lösung versetzt und unter kräftigem Rühren mit Titriplex III-Lösung bis zum

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 16

Farbumschlag von Weinrot nach Reinblau titriert. Woher rührt die rote bzw. blaue Farbe her?

Aus diesem Titrationsergebnis wird der Calciumionengehalt berechnet.

Die titrierte Lösung wird nach Zugabe von 1 ml 30 % H2O2 auf dem Dampfbad bis zur Farblosigkeit erhitzt (was passiert?). Danach wird der Magnesiumhydroxyd-Niederschlag mit wenig Salzsäure gerade gelöst. Der pH-Wert muß anschließend mit NaOH-Lösung auf pH 6 bis 7 eingestellt werden, mit pH-Papier prüfen! Die so neutralisierte Probelösung (warum ist es so wichtig, dass der pH-Wert mindestens 6 beträgt?) wird mit 5 ml Pufferlösung und dann mit 4–5 Tropfen Erio T-Lösung versetzt. Dann wird mit Titriplex III-Lösung bis zum Farbumschlag von Rot nach Dunkelblau titriert. In der Nähe des Äquivalenzpunktes muß langsam titriert werden (warum?).

Aus diesem Titrationswert wird der Magnesiumionengehalt berechnet.

Versuch Nr. 9: Bestimmung von Cl- nach Mohr

Chemikalien:

• 0,1 M AgNO3-Lösung (Fixanal)

• Borax

• K2CrO4

Inhalt des Versuchs: Bei der Bestimmung nach Mohr (Fällungstitration) werden Halogenidionen (hier: Cl-) direkt mit AgNO3-Lösung titriert.

Ag+ + Cl- --> AgCl

Als Indikator dient K2CrO4. Der Endpunkt der Titration wird dadurch erkannt, daß ein geringer Überschuß an Ag+-Ionen zur Ausfällung von rotbraunem Silberchromat führt:

2 Ag+ + CrO42- --> Ag2CrO4

Der pH-Wert bei der Titration muß zwischen 6,5 und 10,5 liegen, da die in sauren Lösungen nach

2CrO42- + 2H+ <-> Cr2O7

2- + H2O

entstehenden Dichromationen kein ausreichendschwer lösliches Silberdichromat bilden. Saure Lösungen müssen daher mit Borax (Trivialname von was?) oder NaHCO3 abgestumpft werden. Andererseits läßt sich die Bestimmung bei zu hohen pH-Werten nicht durchführen, weil AgOH ausfällt.

Die günstigste Indikatorkonzentration von c(K2CrO4) = 5 · 10-3 mol/l erhält man durch Zusatz von 2 ml einer neutralen 5 %igen K2CrO4-Lösung je 100 ml Probelösung. Da die Löslichkeit von Silberchromat mit steigender Temperatur stark zunimmt, darf nur bei Raumtemperatur titriert werden.

Durchführung: 10 ml der Probelösung werden im Erlenmeyerkolben mit dest. H2O auf 100 ml aufgefüllt. Man gibt ca. 0,15 g Borax hinzu, so daß die Lösung neutral oder schwach alkalisch wird (pH-Wert prüfen!). Der Erlenmeyerkolben wird geschwenkt, bis das Borax sich vollständig gelöst hat. Als Indikator werden 2 ml einer 5%igen, neutralen K2CrO4-Lösung hinzugegeben, wodurch die Probelösung hellgelb gefärbt wird. Man titriert mit 0,1 M AgNO3-Lösung, bis die während der Titration zunehmend weißlich-trübe Lösung (wodurch?) eine bleibende blaßbraune* Farbe annimmt. Wieso ist eine sehr schwache Braunfärbung ausreichend und wo rührt die Farbe her?

Es sind mg Cl- der gesamten Probe anzugeben. Erfahrungsgemäß müssen von dem erhaltenen Wert 2% abgezogen werden, damit man die korrekte Menge Cl- erhält.

* Die richtige Farbe erinnert an Orangensaft.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 17

Versuch Nr. 10: Bestimmung von Ag+ mit KBr nach Fajans

Chemikalien:

• 0,05 M KBr-Lösung (Fixanal)

• Essigsäure

• Indikator: Rhodamin 6G

Inhalt des Versuchs: Im Verlauf der Fällungstitration von Ag+ mit Br- ändert sich die elektrische Aufladung der Oberfläche des z. T. in kolloider Form vorliegenden Niederschlags. Das kolloide AgBr ist bei der Titration von vorgelegtem Ag+ mit Br--Maßlösung infolge des Ag+-Überschusses zunächst positiv aufgeladen. Im Äquivalenzpunkt verschwindet die Aufladung, da c(Ag+) und c(Br-) gleich sind. Bei weiterem Zusatz von Br- werden die jetzt überschüssigen Br--Ionen adsorbiert, die Aufladung des AgBr wird negativ.

Entsprechend der Umladung des Niederschlags (von + nach -) wird ein kationischer Farbstoff (hier: Rhodamin 6G) als Indikator eingesetzt, da dieser nach Überschreiten des Äquivalenzpunktes durch den negativ geladenen Niederschlag adsorbiert wird. Bei der Adsorption der Farbstoffionen wird deren Elektronenhülle deformiert, wodurch sich der Farbton des Indikators ändert. Im Falle einer umgekehrten Titration (Bestimmung von Br- mit Ag+) erfolgt eine Änderung der Ladung des Niederschlags von - nach +. Hierbei wird als Indikator ein anionischer Farbstoff (z. B. Eosin) eingesetzt.

Die Titration wird in schwach essigsaurer Lösung durchgeführt.

Durchführung: Die Silbersalzprobe wird mit 0,05 M KBr-Lösung titriert. Um diese zu erhalten, wird eine 0,1 M KBr-Fixanalampulle auf 2 Liter aufgefüllt. 20 ml der Probelösung werden im Erlenmeyerkolben mit dest. H2O auf 100 ml aufgefüllt und mit 1–2 ml konz. Essigsäure angesäuert. Als Indikator gibt man 5–10 Tropfen Rhodamin 6G (Lösung 1 %ig in H2O) hinzu, wodurch die Lösung neon-orange gefärbt wird. Man titriert mit 0,05 M KBr-Lösung bis zum Umschlag nach pink.

Versuch Nr. 11 Gravimetrische Bestimmung von Ba2+ als BaSO4-Fällung aus homogenem Medium

Vorbereitung: Quantitative Beziehungen bei chemischen Reaktionen, Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt, Löslichkeitsbeeinflussung durch gleichionige und fremdionige Zusätze (Salzeffekt), Komplexbildungsgleichgewichte, Bildung von Ionengittern (Keimbildung, Kristallwachstum), Sekundärerscheinungen bei und nach der Fällung (Mitfällung, Nachfällung, Adsorption, Okklusion, Altern usw.), Kolloide, analytische Anwendung von Fällungsreaktionen (Stöchiometrie, Fällungsform, Wägeform, gravimetrischer Faktor), Chemie des Bariums und der Schwefelsäure.

Chemikalien:

• BaCl2-Lösung unbekannter Konzentration;

• verd. H2SO4 nach den Angaben unter „Durchführung“

Geräte:

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 18

• Langhalsmesskolben 100 ml + Stopfen

• Brenner

• Drahtnetz • 2 Bechergläser 100 ml

• Tondreieck • 3 Bechergläser 400 ml

• 3 Porzellantiegel • Pipette 20 ml

• Tiegelzange • 2 Glasstäbe

• Wasserbad • Spritzflasche

• Trockenschrank • Gummiwischer

• Muffelofen • Dreifuß

• Exsikkator • Analysentrichter

• analytische Waage• Filtriergestell

• Blaubandfilter

Durchführung des Versuchs: Sie erhalten im Messkolben eine BaCl2-Lösung, die 0,15 bis 0,2 g Ba2+ enthält. Füllen Sie mit dest. Wasser auf exakt 100 ml auf, mischen gut durch und pipettieren daraus zwei Proben zu je 20 ml in zwei 100 ml- Bechergläser (= Lösung A und B). Lösung B wird wie Lösung A behandelt (Referenzversuch).

Im weiteren wird die Durchführung für Probe A beschrieben.

1. In einem 400 ml-Becherglas stellen Sie durch vorsichtiges Mischen einer 2 M Schwefelsäure und dest. Wassers 200 ml einer verd. Schwefelsäure (= Lösung AA) her, die gerade soviel H2SO4 enthält, wie zur Ausfällung von 0,2 g Ba2+ maximal erforderlich ist. Warum wird kein größerer Überschuß an Fällungsreagenz benutzt ?

2. Die Lösungen A und AA werden bis fast zum Sieden erhitzt (auf Siedeverzüge achten!). Dann wird eine kleine Portion von A unter Rühren mit einem Glasstab in AA eingegossen. Nachdem die Lösung sich getrübt hat, wird etwa 10 Minuten unter Warmhalten der beiden Lösungen gewartet (warum?), dann der größere Rest von A langsam und unter Rühren zu AA gegeben. Die letzten Reste von A werden mit der Spritzflasche zu AA gespült. Warum wird A in AA eingegossen und nicht umgekehrt?

3. Niederschlag und überstehende Lösung bleiben 2 bis 3 Stunden im bedeckten Becherglas bei 70–80 °C stehen (nicht kochen!). Welchen Zweck verfolgt man mit dieser Maßnahme?

4. Dann filtriert man durch ein Blaubandfilter, das sehr sorgfältig in einen Analysentrichter eingelegt wurde. Anschließend werden durch Auftropfen von heißem Wasser in Portionen von 5 ml das Filter und der Niederschlag so lange gewaschen, bis das abtropfende Filtrat sulfatfrei ist (wie wird dies geprüft?).

5. Das Filter wird zusammengefaltet, im Trockenschrank oder auf dem Luftbad getrocknet und schließlich in einem vorher massenkonstant geglühten Porzellantiegel bei möglichst niedriger Temperatur und vollem Luftzutritt langsam verascht (Brenner, Porzellan-dreieck). Man glüht über dem Brenner oder im Muffelofen bei 600–800 °C jeweils 10 Min. bis zur Massenkonstanz.

Anmerkung: Das Einhalten der Versuchsbedingungen ist für das Gelingen der Analyse von großer Bedeutung. Bariumsulfat neigt stark zur Mitfällung anderer Ionen, vor allem bei zu schneller Fällung und ungenügendem Rühren. Auch der pH-Einfluß ist zu beachten, da die Löslichkeit von Bariumsulfat im sauren Medium rasch zunimmt. Bei 20 °C löst sich bereits 1,0 mg in 100 ml 0,1 m Salzsäure. Wird die Veraschung bei zu hoher Temperatur vorgenommen, so kann Bariumsulfat durch

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 19

eingeschlossene Filterkohle zu Bariumsulfid reduziert werden (Gleichung?).

Versuch Nr. 12 Gravimetrische Bestimmung von Ni2+ als Bis(diacetyldioximato)nickel(II)-Fällung aus homogenem Medium

Vorbereitung: Quantitative Beziehungen bei chemischen Reaktionen, Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt, Komplexbildungsgleichgewichte, Keimbildung und Kristallwachstum, Kolloide, analytische Anwendung von Fällungsreaktionen (Stöchiometrie, Fällungsform, Wägeform, gravimetrischer Faktor); Chemie des Nickels, der aliphatischen Ketone und Diketone sowie des Hydroxylamins; Grundbegriffe der Chemie der Koordinationsverbindungen, insbesondere der Übergangsmetall-Chelate

Chemikalien:

• NiSO4- Lösung unbekannter Konzentration (0,1 5 bis 0,2 g Ni2+)

• 2 M HCl (2 ml)

• 2 M NH3- Lösung

• 0,1 M alkoholische Diacetyldioxim-Lösung (25 ml)

Geräte:

• Langhals-Meßkolben 100 ml + Stopfen

• Pipette 20 ml

• 2 Bechergläser 400 ml

• 2 Uhrgläser dazu passend

• Dreifuß, Drahtnetz, Brenner

• 2 Glasfiltertiegel G4

• Saugflasche, Wasserstrahlpumpe

• Wasserbad, Trockenschrank

• Exsikkator

• analytische Waage

• Universal-Indikatorpapier

Durchführung des Versuchs: 1. Sie erhalten im Meßkolben eine NiSO4-Lösung, die zwischen 0,15 und 0,2 g Ni2+ enthält.

Füllen Sie mit dest. Wasser auf exakt 100 ml auf, mischen gut durch und pipettieren daraus zwei Portionen zu je 20 ml in zwei 400 ml-Bechergläser (= Lösungen A und B). Lösung B dient als Referenzprobe und wird wie Lösung A behandelt.

2. Lösung A wird mit 2 ml 2 M HCl angesäuert (warum?), mit dest. Wasser auf etwa 200 ml verdünnt und der pH-Wert mit 2 M NH3-Lösung auf 3–4 eingestellt (warum?).

3. Die Lösung wird mit einem Uhrglas bedeckt und zum Sieden erhitzt. Nach Entfernen des Brenners läßt man unter Rühren langsam aus einer Pipette 20 ml einer 0,1 M alkoholischen (oder acetonischen) Lösung von Diacetyldioxim zutropfen. Es ist darauf zu achten, daß dabei nicht zuviel des organischen Lösungsmittels verdampft, da sonst die Gefahr besteht, daß Diacetyldioxim sich mit dem Chelat abscheidet und durch Waschen nicht mehr entfernen läßt. Danach wird mit Ammoniak auf pH 8–9 gebracht (wieso?) und zur Alterung des Niederschlages noch eine Stunde auf dem siedenden Wasserbad stehen gelassen. Es ist zweckmäßig, vorher die Lösung mit 0,5 ml Reagenz auf Vollständigkeit der Fällung zu prüfen.

4. Die heiße Lösung wird über einen vorher konstant gewogenen G4-Glasfiltertiegel filtriert. Das Filtrat fängt man in der Saugflasche auf: Es wird zum quantitativen Einspülen des Niederschlagsrests in den Filtertiegel verwendet. Der Niederschlag wird mit 10 ml warmem und 20 ml kaltem Wasser gewaschen (messen!), bei 110–120 °C im

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 20

Trockenschrank zunächst zwei Stunden und danach in Abständen von 30 bis 45 Minuten bis zur Massenkonstanz getrocknet. Nach Beendigung der Analyse kann die Reinigung des Glasfiltertiegels mit verd. HCl vorgenommen werden.

Auswertung des Versuchs:

• Formulieren Sie chemische Gleichungen für die durchgeführte Fällungsreaktion.

• Skizzieren und diskutieren Sie die Struktur des Ni(dmg)2.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 21

ELEKTROGRAVIMETRIE

Kurze Beschreibung der Geräte:

Als Elektrolyse-Apparatur dient eine Kombination aus heizbarem Magnetrührer, einem

Regelgerät für Strom und Spannung und einer Halterung für die Elektroden. Die Elektroden-

Halterung wird mittels farbiger Kabel mit dem Regler verbunden. Ihre Höhe ist durch einen

Kipphebel veränderbar.

Die Durchführung einer Analyse geschieht wie folgt:

1.) Das Becherglas mit Analysenlösung und Rührkern wird auf die Heizplatte des

Magnetrührers gestellt.

2.) Die Elektroden werden in der Halterung festgeschraubt und in die Lösung

eingetaucht.

3.) Rührmotor und Heizung werden eingeschaltet und nach Bedarf geregelt.

4.) Wenn die Lösung nach wenigen Minuten die gewünschte Temperatur erreicht hat,

wird am Regelgerät die Stromstärke („AMPERE“) voll aufgedreht und die

Spannung mit den Spannungsreglern „COARSE“ und „FINE“ auf den gewünschten

Wert geregelt. Falls bei dieser Einstellung die Stromstärke zu hoch ist, kann sie

mit dem Ampere-Regler verringert werden.

5.) Nach Beendigung der Elektrolyse werden zuerst Strom und Spannung, dann

Heizung und Rührer ausgeschaltet. Danach entfernt man die Elektroden aus der

Lösung.

ELEKTROGRAVIMETRIE I

BESTIMMUNG VON KUPFER

Chemikalien: konz. H2SO4

CuSO4-Lösung unbekannter Konzentration

konz. HNO3

Aceton

Geräte: Elektrolysegerät Messkolben (100ml)

(Magnetrührer, Regeleinheit Peleusball

und Elektrodenhalterung) Vollpipette (20ml)

Analysenwaage Messpipette (10ml)

Heißluftpistole 3 Bechergläser

Platin-Netzelektroden (150ml, hohe Form)

Thermometer

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 22

HINWEISE:

Als Elektroden benutzt man ein Paar Platin-Netzelektroden. Das innere Netz wird als Anode (+), das äußere Netz als Kathode (-) geschaltet. An der Kathode scheiden sich während der Elektrolyse die zu bestimmenden Kupfer-Kationen ab. Die Elektroden werden vor Gebrauch mit chloridfreier HNO3 gereinigt, mit Wasser und anschließend mit Aceton abgespült und schließlich mit einer Heißluftpistole getrocknet. Danach wird das äußere Drahtnetz (Kathode) auf der Analysenwaage auf 4 Dezimalstellen genau gewogen.

WICHTIG:

Die Platin-Elektroden niemals mit einer Mischung aus HCl und HNO3 (Königswasser) säubern! Ebenso ist die Einwirkung freier Halogene (die durch Oxidation von Halogeniden, z.B. Chlorid, entstehen können) zu vermeiden, da durch sie die Platin-Elektroden angegriffen werden! Das Glühen von Platin-Elektroden in der Bunsenflamme ist ebenfalls untersagt!

DURCHFÜHRUNG:

Die Analysenlösung im 100ml Messkolben wird mit dest. H2O bis zum Eichstrich aufgefüllt und gut durchmischt. 20ml dieser Lösung werden in ein 150ml-Becherglas pipettiert, mit 2ml konz. H2SO4 versetzt und auf ca. 60ml verdünnt. In die Lösung gibt man einen Rührkern. Die gesäuberten Elektroden werden in der Halterung festgeklemmt und das Becherglas auf die Heizplatte des Magnetrührers gestellt. Die Elektroden sollten etwa zur Hälfte in die Analysenlösung eintauchen. Der Rührer wird angeschaltet und die Heizung für ein paar Minuten auf ca. 100° geregelt, bis die Lösung eine Temperatur von etwa 40-50°C erreicht hat. Danach stellt man die Heizung auf ca. 60° (hierbei wird die Temperatur ungefähr konstant auf 40-50° gehalten) und legt eine Spannung von 2-2,5V an. Die Stromstärke soll 1 Ampere nicht übersteigen.

Nach 30 Minuten sollte das Kupfer sich vollständig abgeschieden haben. Zur Kontrolle gibt man noch ca. 10ml dest. H2O in die Lösung, so dass die Kathode einige mm tiefer eintaucht, und elektrolysiert weitere 5 Minuten. Der jetzt in die Lösung eintauchende Teil der Elektrode, der vorher blank war, sollte blank bleiben!

Nach vollständiger Abscheidung des Kupfers hebt man die Halterung mit den Elektroden aus der Lösung, löst die Elektroden aus der Halterung, spült sie zunächst mit Wasser und dann mit etwas Aceton. Nach kurzem Trocknen mit der Heißluftpistole wird die Kathode erneut gewogen. Die Gewichtsdifferenz liefert direkt die Menge des abgeschiedenen Kupfers.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 23

REINIGUNG DER ELEKTRODEN:

Um den Kupfer-Niederschlag abzulösen, gibt man die Kathode für wenige Minuten in ein Becherglas mit konz. HNO3. Anschließend spült man mit Wasser und Aceton und trocknet die Kathode mit der Heißluftpistole. Zur Kontrolle werden Kathode und Anode getrennt noch einmal gewogen.

Zur Überprüfung des Ergebnisses sollte die Bestimmung mindestens zweimal durchgeführt werden.

VORBEREITUNG:

Grundlagen der Elektrolyse, z.B. nach BLASCHETTE, „Allgemeine Chemie“,

Bd. 2, S. 254-257 und S. 283-285.

Behandlung von Platingeräten

ELEKTROGRAVIMETRIE II

BESTIMMUNG VON NICKEL

Chemikalien: NH3-Lösung (25%ig)

konz. HNO3

NiSO4-Lösung unbekannter Konzentration

(NH4)2SO4

(N2H6)SO4

Dimethylglyoxim (Lösung in Ethanol)

konz. HCl

Aceton

Geräte: Elektrolysegerät

(Magnetrührer, Regeleinheit und Elektrodenhalterung)

Analysenwaage

Heißluftpistole

Platin-Netzelektroden

Thermometer

3 Bechergläser (150ml, hohe Form)

Messkolben (100ml)

Peleusball

Vollpipette (20ml)

Pasteurpipette mit Gummibällchen

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 24

HINWEISE:

Als Elektroden benutzt man ein Paar Platin-Netzelektroden. Das innere Netz wird als Anode (+), das äußere Netz als Kathode (-) geschaltet. An der Kathode scheiden sich während der Elektrolyse die zu bestimmenden Nickel-Kationen ab. Die Elektroden werden vor Gebrauch mit chloridfreier HNO3 gereinigt, mit Wasser und anschließend mit Aceton abgespült und schließlich mit einer Heißluftpistole getrocknet. Danach wird das äußere Drahtnetz (Kathode) auf der Analysenwaage auf 4 Dezimalstellen genau gewogen.

WICHTIG:

Die Platin-Elektroden niemals mit einer Mischung aus HCl und HNO3 (Königswasser) säubern! Ebenso ist die Einwirkung freier Halogene (die durch Oxidation von Halogeniden, z.B. Chlorid, entstehen können) zu vermeiden, da durch sie die Platin-Elektroden angegriffen werden! Das Glühen von Platin-Elektroden in der Bunsenflamme ist ebenfalls untersagt!

DURCHFÜHRUNG:

Die Analysenlösung im 100ml-Messkolben wird mit dest. H2O bis zum Eichstrich aufgefüllt und gut durchmischt. 20ml dieser Lösung werden in ein 150ml Becherglas pipettiert, mit dest. H2O auf ca. 60ml verdünnt und mit ca. 30ml konz. NH3-Lösung versetzt. In diese Lösung gibt man ca. 3g (NH4)2SO4 und ca. 1g (N2H6)SO4, rührt kurz um und gibt einen Rührkern in die Lösung. Die gesäuberten Elektroden werden in der Halterung festgeklemmt und das Becherglas auf die Heizplatte des Magnetrührers gestellt. Die Analysenlösung wird nun so weit mit dest. H2O aufgefüllt, da das Kathoden-Netz vollständig mit Flüssigkeit bedeckt ist. Der Rührer wird angeschaltet und die Heizung für ein paar Minuten auf ca. 100° geregelt, bis die Lösung eine Temperatur von etwa 40-50°C erreicht hat. Danach stellt man die Heizung auf ca. 60° (hierbei wird die Temperatur ungefähr konstant auf 40-50° gehalten) und legt eine Spannung von ca. 3,3-3,5V an. Die Stromstärke sollte 2Ampere nicht überschreiten.

Die Elektrolyse ist nach ca. 20 Minuten beendet. Um die Nickel-Abscheidung auf Vollständigkeit zu prüfen, entnimmt man der Analysenlösung mittels Pasteurpipette ein paar Tropfen und tüpfelt sie mit Dimethylglyoxim-Lösung (eine sehr schwache Rosafärbung kann vernachlässigt werden).

Nach vollständiger Abscheidung des Nickels hebt man die Halterung mit den Elektroden aus der Lösung, löst die Elektroden aus der Halterung, spült sie zunächst mit Wasser und dann mit etwas Aceton. Nach kurzem Trocknen mit der Heißluftpistole wird die Kathode erneut gewogen.

Für die Bestimmung der abgeschiedenen Nickelmenge ist zu beachten, dass reines, fein verteiltes Nickel sehr oxidationsempfindlich ist und schon während der Elektrolyse bzw. beim Trocknen an der Luft oberflächlich oxidiert wird. Die Menge des entstehenden Ni-Oxids ist abhängig von der Oberfläche der Kathode und bewirkt bei den hier verwendeten Netzelektroden eine Gewichtszunahme von 0,6mg (bezogen auf 20ml Analysenlösung). Man muss also von der (bezogen auf 100ml Analysenlösung) ermittelten Nickelmenge 3mg subtrahieren, um den korrekten Wert zu erhalten.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 25

REINIGUNG DER ELEKTRODEN:

Um den Nickel-Niederschlag abzulösen, gibt man die Kathode für wenige Minuten in ein Becherglas mit konz. HCl. Anschließend spült man mit Wasser und Aceton und trocknet die Kathode mit der Heißluftpistole. Zur Kontrolle werden Kathode und Anode getrennt noch einmal gewogen.

Zur Überprüfung des Ergebnisses sollte die Bestimmung mindestens zweimal durchgeführt werden.

VORBEREITUNG:

Grundlagen der Elektrolyse, z.B. nach BLASCHETTE, „Allgemeine Chemie“,

Bd. 2, S. 254-257 und S. 283-285.

Behandlung von Platingeräten

ELEKTROGRAVIMETRIE III

BESTIMMUNG VON KUPFER NEBEN NICKEL

Chemikalien: konz. H2SO4

CuSO4-Lösung unbekannter Konzentration

NiSO4-Lösung unbekannter Konzentration

NH3-Lösung (25%ig)

konz. HNO3

(NH4)2SO4

(N2H6)SO4

Dimethylglyoxim (Lösung in Ethanol)

konz. HCl

Aceton

Geräte: Elektrolysegerät

(Magnetrührer, Regeleinheit und Elektrodenhalterung)

Analysenwaage

Heißluftpistole

Platin-Netzelektroden

Thermometer

3 Bechergläser (150ml, hohe Form)

Messkolben (100ml)

Peleusball

Vollpipette (20ml)

Messpipette (10ml)

Pasteurpipette mit Gummibällchen

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 26

HINWEISE:

Als Elektroden benutzt man ein Paar Platin-Netzelektroden. Das innere Netz wird als Anode (+), das äußere Netz als Kathode (-) geschaltet. An der Kathode scheiden sich während der Elektrolyse die zu bestimmenden Kationen (Kupfer bzw. Nickel) ab. Die Elektroden werden vor Gebrauch mit chloridfreier HNO3 gereinigt, mit Wasser und anschließend mit Aceton abgespült und schließlich mit einer Heißluftpistole getrocknet. Danach wird das äußere Drahtnetz (Kathode) auf der Analysenwaage auf 4 Dezimalstellen genau gewogen.

WICHTIG:

Die Platin-Elektroden niemals mit einer Mischung aus HCl und HNO3 (Königswasser) säubern! Ebenso ist die Einwirkung freier Halogene (die durch Oxidation von Halogeniden, z.B. Chlorid, entstehen können) zu vermeiden, da durch sie die Platin-Elektroden angegriffen werden! Das Glühen von Platin-Elektroden in der Bunsenflamme ist ebenfalls untersagt!

DURCHFÜHRUNG:

a. KUPFER

Die Analysenlösung im 100ml Messkolben wird mit dest. H2O bis zum Eichstrich aufgefüllt und gut durchmischt. 20ml dieser Lösung werden in ein 150ml Becherglas pipettiert, mit 2ml konz. H2SO4 versetzt und auf ca. 60ml verdünnt. In die Lösung gibt man einen Rührkern. Die gesäuberten Elektroden werden in der Halterung festgeklemmt und das Becherglas auf die Heizplatte des Magnetrührers gestellt. Die Elektroden sollten etwa zur Hälfte in die Analysenlösung eintauchen. Der Rührer wird angeschaltet und die Heizung für ein paar Minuten auf ca. 100° geregelt, bis die Lösung eine Temperatur von etwa 40-50°C erreicht hat. Danach stellt man die Heizung auf ca. 60° (hierbei wird die Temperatur ungefähr konstant auf 40-50° gehalten) und legt eine Spannung von 2-2,5V an. Die Stromstärke soll 1 Ampere nicht übersteigen.

Nach 30 Minuten sollte das Kupfer sich vollständig abgeschieden haben. Zur Kontrolle gibt man noch ca. 10ml dest. H2O in die Lösung, so dass die Kathode einige mm tiefer eintaucht, und elektrolysiert weitere 5 Minuten. Der jetzt in die Lösung eintauchende Teil der Elektrode, der vorher blank war, sollte blank bleiben!

Nach vollständiger Abscheidung des Kupfers hebt man die Halterung mit den Elektroden aus der Lösung, löst die Elektroden aus der Halterung, spült sie zunächst mit Wasser und dann mit etwas Aceton. Nach kurzem Trocknen mit der Heißluftpistole wird die Kathode erneut gewogen. Die Gewichtsdifferenz liefert direkt die Menge des abgeschiedenen Kupfers.

REINIGUNG DER ELEKTRODEN:

Um den Kupfer-Niederschlag abzulösen, gibt man die Kathode für wenige Minuten in ein Becherglas mit konz. HNO3. Anschließend spült man mit Wasser und Aceton und trocknet die Kathode mit der Heißluftpistole. Zur Kontrolle werden Kathode und Anode getrennt noch einmal gewogen.

b. NICKEL

Der Lösung, die nur noch das Nickel enthält, setzt man 35ml konz. Ammoniaklösung sowie ca. 3g (NH4)2SO4 und ca. 1g (N2H6)SO4 zu und rührt kurz um. Die gesäuberten Elektroden werden in der Halterung festgeklemmt und das Becherglas auf die Heizplatte gestellt. Die Analysenlösung wird nun so weit mit dest. H2O aufgefüllt, dass das Kathoden-Netz vollständig mit Flüssigkeit bedeckt ist. Der Rührer wird angeschaltet und die Heizung für ein

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 27

paar Minuten auf ca. 100° gestellt, bis die Lösung eine Temperatur von etwa 40-50°C erreicht hat. Danach stellt man die Heizung auf ca. 60° (hierbei wird die Temperatur ungefähr konstant auf 40-50° gehalten) und legt eine Spannung von ca. 3,3-3,5V an. Die Stromstärke sollte 2Ampere nicht überschreiten.

Die Elektrolyse ist nach ca. 20 Minuten beendet. Um die Nickel-Abscheidung auf Vollständigkeit zu prüfen, entnimmt man der Analysenlösung mittels Pasteurpipette ein paar Tropfen und tüpfelt sie mit Dimethylglyoxim-Lösung (eine sehr schwache Rosafärbung kann vernachlässigt werden).

Nach vollständiger Abscheidung des Nickels hebt man die Halterung mit den Elektroden aus der Lösung, löst die Elektroden aus der Halterung, spült sie zunächst mit Wasser und dann mit etwas Aceton. Nach kurzem Trocknen mit der Heißluftpistole wird die Kathode erneut gewogen.

Für die Bestimmung der abgeschiedenen Nickelmenge ist zu beachten, dass reines, fein verteiltes Nickel sehr oxidationsempfindlich ist und schon während der Elektrolyse bzw. beim Trocknen an der Luft oberflächlich oxidiert wird. Die Menge des entstehenden Ni-Oxids ist abhängig von der Oberfläche der Kathode und bewirkt bei den hier verwendeten Netzelektroden eine Gewichtszunahme von 0,6mg (bezogen auf 20ml Analysenlösung). Man muss also von der (bezogen auf 100ml Analysenlösung) ermittelten Nickelmenge 3mg subtrahieren, um den korrekten Wert zu erhalten.

REINIGUNG DER ELEKTRODEN:

Um den Nickel-Niederschlag abzulösen, gibt man die Kathode für wenige Minuten in ein Becherglas mit konz. HCl. Anschließend spült man mit Wasser und Aceton und trocknet die Kathode mit der Heißluftpistole. Zur Kontrolle werden Kathode und Anode getrennt noch einmal gewogen.

Zur Überprüfung des Ergebnisses sollte die gesamte Bestimmung mindestens zweimal durchgeführt werden.

VORBEREITUNG:

Grundlagen der Elektrolyse, z.B. nach BLASCHETTE, „Allgemeine Chemie“,

Bd. 2, S. 254-257 und S. 283-285.

Behandlung von Platingeräten

NOTIZEN:

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 28

ENTSORGUNG DER CHEMIKALIEN Es ist sorgfältig darauf zu achten, wie die Chemikalien entsorgt werden. Falsche Entsorgung verursacht sowohl Umwelt- als auch finanzielle Schäden. Es ist zwischen Säure-Base-, Schwermetall- und organischen Abfällen zu unterscheiden. Des weiteren können einige wenige Chemikalien direkt ins Abwasser gegeben werden. Bevor Sie Ihre Chemikalien entsorgen, denken Sie zuerst nach, beachten Sie dann die unten stehende Tabelle und fragen Sie immer im Zweifelsfall Ihren Assistenten!

Abfälle Substanz

Säure-Base Probelösung: Versuche 1–3, 5 und 9 Titrierte Probelsg.: Versuche 1b und 8 NaOH, HCl, NH3

Schwermetall Probelösung: Versuche 4,6,7 und 10–12 Titrierte Probelsg.: Versuche 4–7 und 9–12 KMnO4, AgNO3, R.-Z.-Lsg, SnCl2, HgCl2, K2CrO4

Organisch Calconcarbonsäure, dmg-Lsg

Ausguss Neutralisierte Säure-Base-Abfälle Probelösung: Versuch 8 und 14 Titrierte Probelsg.: Versuche 1a, 2 und 3 Na2S O2 3, KBr, KBrO3, EDTA, Erio T-Lsg.

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 29

SIND WIRKLICH ALLE GAS- UND WASSERHÄHNE GESCHLOSSEN?

Vers. 03. November 2009 Bachelor-Chemie / Lebensmittelchemie 1 30