JOHANNES-GUTENBERG NIVERSITÄT AINZ FACHBEREICH … · Das Praktikum ist Montagnachnittag ansonsten ganztägig bis Donnerstag geöffnet. Fallen Feiertage in die betreffende Woche,

JOHANNES-GUTENBERG-UNIVERSITÄT MAINZ FACHBEREICH CHEMIE UND PHARMAZIE

ABTEILUNG FÜR LEHRAMTSKANDIDATEN DER CHEMIE

ANORGANISCH-CHEMISCHES PRAKTIKUM FÜR LEHRAMTSKANDIDATEN

WINTERSEMESTER 2008/2009

Anorganisch chemisches Praktikum Wintersemester 08/09

II

Inhaltsverzeichnis

Ablauf Versuche und Analysen Seite

1.Allgemeines 2.Organisatorisches

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Teil I Qualitative Analysen und Handversuche 1.Woche Versuch 1-1: Die hohe Reaktivität der Alkalimetalle

Versuch 1-2: Die abgestufte Reaktivität der Erdalkalimetalle Versuch 1-3: Schwerlösliche Calciumsalze Versuch 1-4: Flamenfärbungen Versuch 1-5: Spektralanalyse Versuch 1-6: Salpetersäure oxidiert Kohlenstoff Versuch 1-7: Oxide des Stickstoffs Versuch 1-8: Zersetzung von Ammoniumnitrat Versuch 1-9: Zersetzung eines Alkalimetallnitrates Versuch 1-10: Zersetzung von Bleinitrat Versuch 1-11: Die Reduktion von Nitrat Versuch 1-12: Die Salze der Phosphorsäure

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2.Woche Versuch 2-1: Wärmeeffekt beim Verdünnen von Schwefelsäure Versuch 2-2: Die hygroskopische Wirkung von Schwefelsäure Versuch 2-3: Schwefelsäure aus Schwefel und Salpetersäure Versuch 2-4: Reduktion von halbkonzentrierter Schwefelsäure mit Kupfer Versuch 2-5: Die Zersetzung von Chlorat Versuch 2-6: Reduktion von Chlorat und Perchlorat Versuch 2-7: Nitrit als Reduktions- und Oxidationsmittel Versuch 2-8: Die Stabilität der schwefligen Säure Versuch 2-9: Thiosulfat als Reduktionsmittel und Stabilität der

Thioschwefelsäure Analyse 1: Nachweis der Erdalkalimetalle 1.Kolloquium

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3.Woche Versuch 3-1: Die Herstellung von Chlorwasser Versuch 3-2: Chlor als Oxidationsmittel Versuch 3-3: Synproportionierung Versuch 3-4: Disproportionierung von Brom Versuch 3-5: Disproportionierung von Iod Versuch 3-6: Umsetzung der Halogenide mit konzentrierter Schwefel- bzw. Phosphorsäure Analyse 2: Nachweis von Anionen

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III

4.Woche Versuch 4-1: Kupferhydroxid Versuch 4-2: Kupfer(II) als schwaches Oxidationsmittel Versuch 4-3: Der Silberdiamminkomplex Versuch 4-4: Sulfit und Thiosulfat als Liganden Versuch 4-5: Fällung von Zinkionen Versuch 4-6: Chrom(III) und Chrom(VI) Versuch 4-7: Chromat als Oxidationsmittel Versuch 4-8: Oxidationsschmelze Cr/Mn Versuch 4-9: Oxidation des Mn(II) zu Mn(IV) Versuch 4-10: Permanganat alsOxidationsmittel Analyse 3: Nachweis der Anionen Acetat, Carbonat, Silikat, Borat 2. Kolloquium

31 31 32 32 32 33 33 33 34 34 35 36

5.Woche Versuch 5-1: Komplexierung, Fällung und Oxidationspotential von Eisen Versuch 5-2: Die Oxidationstufe +III von Fe, Co und Ni Versuch 5-3: Stabilität von des Eisen(III)thiocyanatokomplexes Versuch 5-4: Fe(III) als Oxidationsmittel Versuch 5-5: Fe(II) als Reduktionsmittel Versuch 5-6: Oxide des Bleis Versuch 5-7: Mennige als Oxid zweier Oxidationsstufen Versuch 5-8: Blei(IV) als starkes Oxidationsmittel Analyse 4: Nachweis von Eisen, Mangan, Cobalt, Nickel, Chrom

und Aluminium Analyse 5: n-Lösungsproblem

38 38 38 38 39 39 39 39 40 44

Teil II Quantitative Analysen und Handversuche 6.Woche Versuch 6-1: Löslichkeit der Borsäure

Versuch 6-2: Chemische Eigenschaften des Al Versuch 6-3: Petrischalenexperimente Versuch 6-4: Erhitzen von Hydrogencarbonat Versuch 6-5: Thermische Zersetzung von Carbonaten Versuch 6-6: Gleichgewicht Carbonat – Hydrogencarbonat Versuch 6-7: Darstellung, Verbrennung und Nachweis von CO Versuch 6-8: Verdrängung der Kieselsäure aus ihrem Alkalisalz Analyse 6: Elektrogravimetrische Bestimmung von Kupfer 3. Kolloquium

45 46 46 47 47 47 47 48 48 49

7.Woche Versuch 7-1: Eisessig als Brönstedtsäure Versuch 7-2: Auskristallisieren im Becherglas Vorbereitung für die Titrationen Versuch 7-3: Kupferhydroxid Analyse 7: Der Gehalt einer Schwefelsäure ist zu bestimmen Analyse 8: Der Carbonat-Gehalt einer Probe ist zu bestimmen

50 50 51 56 57 58

8.Woche Versuch 8-1: Ein Löslichkeitsgleichgewicht Versuch 8-2: Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit Versuch 8-3: Beladungsvorgang eines Kationenaustauschers Versuch 8-4: Bestimmung aller Kationen in einer Wasserprobe Versuch 8-5: Bestimmung eines Verteilungskoeffizienten

58 58 59 59 60


IV

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

61 61

9.Woche Versuch 9-1: Silberchromat als kristallchemischer Nachweis Versuch 9-2: Enthalpie der Reaktion von Zink und Brom Versuch 9-3: Bildungsenthalpie des Cu(II)-Hydrates Versuch 9-4: Bildungsenthalpie eines Cu(II)-Komplexes Versuch 9-5: Autokatalyse Versuch 9-6: Potentiometrische Verfolgung einer Redoxtitration Analyse 11: Konduktometrische Bestimmung von Salzsäure Analyse 12: Potentiometrische Bestimmung von Maleinsäure 4. Kolloquium

61 62 63 64 64 64 65 65 66

10.Woche Versuch 10-1: Komplexierung mit EDTA Versuch 10-2: Löslichkeit von Gips in Salzlösungen Versuch 10-3: Photometrische Untersuchung Versuch 10-4: Salzeffekte bei der Komplexierung Analyse 13: Photometrische Bestimmung von Kupfer Analyse 14: Chloridbestimmung nach Mohr

67 68 69 70 70 71

11.Woche Versuch 11-1: Säurekonstante eines Indikators photometrisch Versuch 11-2: Komplexzusammensetzung durch Aufstocken Versuch 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·H2O Versuch 11-4: Die konduktometrische Bestimmung der Löslichkeit von Bariumhydroxid

71 72 73 74 74 76 77

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

78 78

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

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Allgemeines 1 Grundlagen Das anorganisch-chemische Praktikum für Lehramtskandidaten der Chemie hat die Beschäftigung mit den Eigenschaften der chemischen Elemente und ihrer Verbindungen, soweit sie der anorganischen Chemie zugehören, zum Inhalt. Die qualitative 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 durch durchgeführt. Das Praktikum ist in zwei Teile gegliedert, wobei im ersten Teil qualitative 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 worden

sind, 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 der Freitagnachmittag 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. Hinweise

a) 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 bearbeiten und bewältigen zu können.

c) Nach Abschluss der Versuche eines jeden Tages ist der Arbeitsplatz aufzuräumen. Die Geräte werden gereinigt und getrocknet bzw. zum Trocknen aufgestellt.

d) Zu den Versuchen ist ein Laborprotokoll zu führen, in das die Versuchsbedingungen, die Beobachtungen und die Auswertungen aufgenommen werden.

e) Ein gesondertes Protokoll wird für die im Skript bezeichneten Versuche geführt. Dieses Protokoll wird zu Hause ausgearbeitet; die Protokollseiten sind in einer Klarsichthülle mit Namen jeweils am ersten Praktikumstag einer Woche 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 zur Verfügung gestellt. Zusätzlicher Bedarf und Ersatz von Glasbruch ist vom zentralen Glaslager des Fachbereichs zu beziehen. Sondergeräte, z.B. für die Demonstrationen, können ausgeliehen werden; Ersatzbedarf dafür wird berechnet. 1.2 Laboratoriumsordnung

1) 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 hat deshalb ein Hand- und ein Wischtuch bereitzuhalten.

9) Abends müssen die Arbeitsplätze abgeräumt und gesäubert werden. Besondere Aufmerksamkeit verdienen die allgemeinen Arbeitsplätze bzw. -geräte (z.B. die Waagen, Spektroskope, Mikroskope, Ausgüsse und Abzüge).

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 hohen Dampfdruck 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 ist entsprechend den Vorschriften vorzunehmen.

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

14) Das Mitnehmen von Standreagenzien auf die Arbeitstische oder in die Abzüge ist nur zur sofortigen Entnahme erlaubt. Es dürfen keine größeren Substanzmengen entnommen werden, da ein Zurückfüllen übrig gebliebener Reagenzien in die Standflaschen unterbleiben muss.

15) Alle Praktikanten haben sich über den Stand und die Funktion der Verbandskästen, Feuerlöschgeräte, Löschbrausen, Augenduschen und der Notschaltung für das Gas zu informieren.


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16) Grobe Verstöße gegen die Laboratoriumsordnung führen nach einer Verwarnung 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 sein und den Raum als letzte/r Praktikant/in zu verlassen. Zuvor übernimmt er/sie folgende 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 den Ordnungsdienst zu beseitigen sind, ist dies unverzüglich dem zuständigen Assistenten zu melden. Grundsätzlich bedeutet die Einrichtung eines Ordnungsdienstes für alle Praktikanten keine Entlastung von der Pflicht, selbst für Sauberkeit am eigenen Arbeitsplatz und im ganzen Labor zu sorgen. 1.4 Sicherheitsbelehrung Die GUV 19.17 regelt den Umgang mit Gefahrstoffen in Hochschulen. Für Praktika schreibt die GUV 19.17 schriftliche Betriebsanweisungen und eine mündliche Unterweisung vor. Die schriftlichen Betriebsanweisungen zum anorganisch-chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten der Chemie sind zum Teil in diesem Praktikumsskript enthalten: Es handelt sich dabei um die Laboratoriumsordnung, die Regelung des Ordnungsdienstes, die Sicherheitsbelehrung, die Gefahren- und Sicherheitshinweise bei den experimentellen Vorschriften sowie um die Angaben zu den einzelnen Experimenten, die einzuhalten sind. Die Sicherheitsbelehrung soll aber auch klarstellen, dass von den Teilnehmern an den Praktika nicht nur die Beachtung der Vorschriften gefordert wird, sondern auch ein eigenverantwortliches Handeln erwartet wird, das z.B. eine Pflicht sich zu informieren, einschließt. 1.4.1 Gefahren im Praktikum Gefahren 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 Glasgeräten Schnittverletzungen:

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 gesammelt werden. Diese Abfälle dürfen auf keinen Fall in die Container für Flaschenglas gegeben werden. Flaschenglas kann in die dafür vorgesehenen Container gegeben werden, wenn die Flaschen vorher gespült worden sind. 1.4.4 Umgang mit offenem Feuer Beim Umgang mit brennbaren Flüssigkeiten, muss beachtet werden, dass zur Entzündung außer einer Flamme auch ein sehr heißer Gegenstand oder ein Funke ausreichen 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. Dabei ist eine Aufnahme oral, über die Haut und/oder über die Lunge möglich. Akute Folgen können Vergiftungen und/oder Verätzungen sein. Langzeit- bis chronische Folgen 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 Maximalen Arbeitsplatzkonzentration stellen die Grenzkonzentration in der Atemluft dar, die bei dauernder 8-stündiger Exposition pro Tag im allgemeinen die Gesundheit nicht beeinträchtigt. Wichtige Gefahrstoffe, die im anorganisch-chemischen Praktikum bei unsachgemäßem 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/m³ HBr 7,2 mg/m³ Flüssigkeiten: Ameisensäure 9 mg/m³ Essigsäure 25 mg/m³ Methanol 260 mg/m³ Ethanol 1900 mg/m³ Pentanol (Amylalkohol) 360 mg/m³ Trichlormethan (Chloroform) 50 mg/m³ Methylenchlorid Dichlormethan 360 mg/m³ Eine 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 Form atembarer Stäube oder Aerosole auftreten. 1.4.6 Schutzmaßnahmen Gefahrensymbole: Gefahrstoffe sind mit den vorgeschriebenen Gefahrensymbolen gekennzeichnet:

T+ sehr giftig T giftig

Gesundheitsschäden nach Einnahme, Verschlucken oder auch Hautkontakt; Beispiele für T+: Brom, Thallium und seine Verbindungen; jeglichen direkten Kontakt meiden, 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.


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Xn mindergiftig Xi reizend

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

O brandfördernd

Z.B. KMnO4, Na2O2, NaClO4, CrO3, konz. HNO3. Diese Substanzen sind selbst nicht brennbar, reagieren aber heftig mit brennbaren (oxidierbaren) Substanzen, so dass ohne 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 Luftgemische vermeiden; 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)2Cr2O7, Perchlorate, Azide, Acetylide, Persäuren und ihre Salze, Nitroverbindungen; Hitzeeinwirkung, Schlag, Funkenbildung vermeiden.


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R-Satz Über die Gefahrensymbole hinaus wird mit den Charakterisierungen des R-Satzes auf besondere Gefahren beim Umgang mit Chemikalien hingewiesen. Eine Angabe wie Ra-b bei einer Substanz bedeutet, es gilt Ra bis Rb. Die Bezeichnungen Ra/b stellen gesondert aufgeführte Kombinationsangaben dar. Der R-Satz liegt im Praktikum aus. S-Satz Die Angaben des S-Satzes stellen allgemein gehaltene Sicherheitsratschläge dar. Die Vorschriften für die Experimente sind im Praktikumskript bzw. im Praktikumsbuch 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 Verhaltensregeln Wichtiger 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, Hände nach Kontakt mit Chemikalien abspülen, Arbeitsplatz aufgeräumt und sauber halten. Arbeitsvorschriften vor Versuchsbeginn ganz lesen, verstanden haben und dann einhalten; mit geringen Mengen arbeiten; Abzüge benutzen.

Maßnahmen zur Unfallverhütung beim Umgang mit Glasgeräten:

Sprunghafte, sehr starke Temperaturveränderungen vermeiden; dies gilt besonders für dickwandiges Glas oder Porzellan, welches nicht stärker erhitzt werden darf. Papierunterlage auf dem Arbeitstisch benutzen. Größte Vorsicht beim Einführen oder Herausdrehen von Glasrohren, Glasstäben oder Thermometern aus Stopfenbohrungen oder Schlauchenden (Hände mit einem Handtuch schützen, "kurz anfassen"). Keine schadhaften Glasgeräte benutzen! Glasrohr oder Glasstab teilen: mit der kleinen Säge ritzen, dann vorsichtig brechen (Hände mit Handtuch schützen), genauere Anweisungen zum Schneiden, Rundschmelzen und Biegen im Praktikumsbuch. Zum Ausziehen einer Tropfpipette: Das Glasrohr weich schmelzen, dann kurz ziehen und erkalten lassen. 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 Föhn oder auch sehr vorsichtig mit fächelnder Bunsenbrennerflamme (natürlich nicht


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bei brennbarem Flascheninhalt) erhitzt werden. Dabei dehnt sich die Hülse eher aus als der Stopfen, so dass sich dann die Verbindung lösen lässt. Häufig hilft auch ein leichtes Klopfen von unten gegen die Stopfenkante unter leichtem Drehen der Flasche gegen eine hölzerne Tischkante, um den Stopfen wirksam 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 zu heftigen Schnittverletzungen führt.

1.5 Maßnahmen zur Unfallverhütung beim Umgang mit Chemikalien: Eine wichtige Information zur Beurteilung des Gefahrenpotentials einer Substanz stellt bei Gasen der MAK-Wert dar, und manchmal ist die Farbe und/oder der Geruch des 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 Angaben des 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 Nahbereich richten. Schutzbrille tragen. Für Brillenträger stehen Überbrillen zur Verfügung, die beim Experimentieren getragen werden sollen. Versuche ohne Hast durchführen! Bei Umsetzungen mit einer Gasentwicklung ist besondere Vorsicht geboten. Nicht das Reagenzglas verschließen und zum Mischen umschütteln, wenn eine Gasentwicklung oder eine stark exotherme Reaktion zu erwarten ist. Siedeverzüge vermeiden (alkalische Lösungen "stoßen" beim Erhitzen besonders leicht). Zum Rühren einen stark abgeplatteten Glasstab benutzen. Brenner von der Tischkante zurückstellen und bei Nichtbenutzen die leuchtende Flamme einstellen (Gaszufuhr drosseln, Luftzufuhr schließen) bzw. den Brenner auch 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.


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1.7 Vom richtigen Spülen Praxis 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 a moll1 0

30 5200 5

2 5 10= ⋅ = ⋅ −,,

,

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

a a1 00 5

20 5= ⋅

,,

a a2 10 5

20 5= ⋅

,,

a a a a moll3 2 0

3

36

00 5

20 50 5

20 51 5 10= ⋅ = ⋅ = ⋅ ⋅−,

,,,

,

Mehrfaches Spülen mit kleinen Mengen ist also viel wirksamer! 1.8 Entsorgungen Silberhaltige Lösungen Alle silberhaltigen Lösungen werden in einem separaten Behälter neben den Schwermetallen gesammelt. Schwermetalle Lösungen, die toxische Schwermetalle enthalten, werden gesondert gesammelt: Barium, Blei, Chrom (III), Kobalt, Kupfer, Nickel, Quecksilber. Lösungen, die Chromat (Chrom (VI)) enthalten, werden angesäuert, mit Sulfit reduziert und als Chrom(III) in die Sammelflasche gegeben. Zur Aufarbeitung wird die gesammelte Probe in einem 1-Liter-Kunststoff-Becher mit technischem KOH oder NaOH neutralisiert (pH 6-8). Danach werden mehrere Spatelspitzen NaHCO3 hinzugefügt; eine pH-Kontrolle soll Werte von 6-8 ergeben. Nach dem Absetzen wird der Hauptteil der Lösung vom Niederschlag abdekantiert und verworfen. Der in der Restlösung aufgeschlämmte Niederschlag wird in den Sammelbehälter gegeben.


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Organische Lösungsmittelabfälle Im Behälter für organische Lösungsmittelabfälle werden gesammelt: Amylalkohol, Methylenchlorid, evtl. Chloroform und andere wasserunlösliche Lösungsmittel. Wässrige Lösungen mit Ethanol, Aceton, Essigsäureethylester, Propanol, Butanol oder Methanol werden nicht gesondert gesammelt, da es sich um leicht abbaubare Substanzen handelt.


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2. Organisatorisches 2.1 Die Protokolle Die Abgabe der Protokolle einer Woche erfolgt in einer Klarsichtfolie am darauf folgenden Montag. Beurteilungsmaßstab sind Fehlerfreiheit und Übersichtlichkeit, das Protokoll soll ohne Schwierigkeiten nachvollzogen werden können. Auf korrekte Reaktionsgleichungen 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 Analysen Die qualitativen Analysen werden in Schnappdeckelgläsern ausgegeben, die mit Name 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 Assistenten ausgegeben. Die Analysenergebnisse sind in ein Analysenheft vom Format DIN A 5 nach 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 Praktikum abzulegen. 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 Analysen Es werden ausgewählte titrimetrische Verfahren exemplarisch behandelt. Die quantitativen Analysen werden in 100 ml-Messkolben ausgegeben, die mit Namen 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. Der Titer 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 Titrierlösung d) 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 Praktikum abzulegen. Bewertung der Einstellung des Titers: Der Einstellung wird als richtig angenommen:

2 Punkte bei einem sehr guten Wert (bis 0,5 % Abweichung kleinster zu größtem 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 und es gilt eine um einen Punkt niedrigere Bewertung:

5 Punkte bei einem sehr guten Wert 4 Punkte bei einem guten Wert 3 Punkte bei einem befriedigenden Wert 2 Punkte bei einem ausreichenden Wert

Es sind alle Analysen zu bearbeiten. Praktikanten, die mit ihren Analysen insgesamt kein ausreichendes Ergebnis erzielt haben, wiederholen gegen Ende des Praktikums 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 Kolloquien In den Kolloquien wird der theoretische Hintergrund der Analysen und der Handversuche behandelt. Das Bestehen des Kolloquiums ist Voraussetzung für die Durchführung der nachfolgenden Analysen. Es werden Noten zwischen 1 und 4 gegeben, 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. Die Termine 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 Chemikalienflaschen Leere und fast leere Flaschen werden zum Auffüllen bereitgestellt. Wichtig: Bei Flaschen, in denen sich ein Bodensatz gebildet hat (vor allem bei alkalischen Lösungen), ist vor dem Ausstellen zum Füllen der Restinhalt zu entleeren und die Flasche gut mit dest. H2O auszuspülen. 2.6 Waagen Die Waagen sind nur nach Einweisung durch einen Assistenten zu benutzen. Verunreinigungen der Waagen sofort entfernen. Schäden sofort melden. 2.7 Die Praktikumsnote Die Benotung des Praktikums ergibt sich aus den Bewertungen folgender Teilleistungen: Protokolle (20%) Analysen (40%) Kolloquien (40%)

Kolloq Zeit Analysen Themen Handversuche

1 Vor der 3.Woche

1 Nachweis von Kationen 2 Nachweis von Anionen 3 Nachweis von Acetat,Carbonat, Silikat, Borat

Periodensystem Atombau Bindungstheorie Massenwirkungsgesetz Nachweisreaktionen

Versuch 1-1 bis 1-12 Versuch 2-1 bis 2-9 Versuch 3-1 bis 3-6

2 Vor der 5.Woche

4 Nachweis von Fe, Mn, Co, Ni, Cr, Al 5 n-Lösungsproblem 6 Kupfer elektrogravimetrisch

Oxidation und Reduktion Nernstsche Gleichung Nachweisreaktionen

Versuch 4-1 bis 4-10 Versuch 5-1 bis 5-8

3 Vor der 7.Woche

7 HCl/Schwefelsäure 8 Carbonat 9 Borsäure 10 Natrium mit Ionenaustauscher 11 Salzsäure konduktometrisch 12 Maleinsäure potentiometrisch

Säure-Basen-Theorien pH-Wert Puffersysteme Ionenaustauscher Neutralisationstitration

Versuch 6-1 bis 6-8 Versuch 7-1 bis 7-4

4 Vor der 10.Woche

13 Kupfer photometrisch 14 Chlorid nach Mohr 15 Calcium oder Zink mit EDTA 16 Calcium permanganometrisch 17 Phosphat Gravimetrisch 18 Kupfer iodometrisch

Säure-Basen-Konzept nach Lewis Löslichkeitsprodukt Komplexe Komplextitration Redoxtitration Photometrie

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


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Teil I: Qualitative Analysen und Handversuche 1. Woche Gefahrenhinweise Ätznatron (NaOH) führt bei Hautkontakt je nach Konzentration, Temperatur und Einwirkzeit zu Reizungen bis zu sehr starken, tiefgreifenden Verätzungen, die sehr schmerzhaft sind und schlecht heilen. Besonders gefährdet sind die Schleimhäute; ein betroffenes Auge ist 10 Minuten zu spülen; danach sofort zum Augenarzt. Wenige Spritzer starker Lauge können zum Erblinden führen. KOH ätzt noch stärker als NaOH. Alkalische Verätzungen sind gefährlicher als saure. Sehr wenige ml konz. Lauge, oral eingenommen, 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). Oft besitzen Säuren noch weitere gesundheitsgefährdende Eigenschaften. Schutzmaßnahmen: Schutzbrille, Vorsicht beim Experimentieren, besonders beim Erhitzen alkalischer Lösungen. Versuch 1-1: Die hohe Reaktivität der Alkalimetalle Man 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 einem Messer halbiert oder geviertelt. Dieses Metallstück wird in ein Reagenzglas mit 3 ml Ethanol gegeben. Wenn das Natriumstückchen verschwunden ist, wird die Lösung anschließend mit etwas Wasser verdünnt und mit pH-Papier überprüft. Protokoll: Die Reaktionsgleichungen für den Versuch sind anzugeben. Versuch 1-2: Die abgestufte Reaktivität der Erdalkalimetalle 1 Ein kleines Stück Calcium in ein Reagenzglas geben, das halb mit dest. Wasser gefüllt ist. Beobachtungen? Lösung anschließend mit pH-Papier prüfen. Wie lässt sich ein Niederschlag in Lösung bringen? 2 Etwas Magnesiumpulver in dest. Wasser geben und allmählich erhitzen. Genau beobachten! Anschließend die Lösung auch mit pH-Papier überprüfen. Zum Vergleich den pH des dest. H2O bestimmen. Protokoll: Beobachtungen und Reaktionsgleichungen für beide Versuche. Ist das Verhalten nach den Standardpotentialen zu erwarten (Ca/Ca2+ -2,87 V, Mg/Mg2+ -2,36 V)?


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Versuch 1-3: Schwerlösliche Calciumsalze Mit der ausstehenden Ca2+-Lösung sind ausgehend von den ausstehenden Lösungen 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; einige Minuten 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 einige Kristalle der zu untersuchenden Chloride. Das Ende eines Magnesiastäbchens wird in die verd. HCl eingetaucht und in der entleuchteten Flamme des Bunsenbrenners ausgeglüht. Diesen Vorgang wiederholt man 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 stellen sich 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 des Magnesiastäbchens abgebrochen werden, so dass der Rest noch für weitere Versuche relativ sauber zur Verfügung steht. Es empfiehlt sich, den Brenner durch Unterlegen einer Reagenzglasklammer schräg zu stellen, so dass keine Substanz hineinfallen kann. Ergänzung: Bei gleichzeitiger Anwesenheit von Natrium werden besonders die Färbungen von Lithium und Kalium überdeckt. Ein Kobaltglas absorbiert das gelbe Licht des Natriums, lässt aber die Wellenlängen des Lithium- bzw. Kaliumlichtes hindurch. So kann man, wenn man die Flamme durch ein Kobaltglas betrachtet, Lithium und Kalium neben Natrium an der fahlvioletten Färbung durch das Kobaltglas erkennen, die sehr viel kürzer erscheint als das gelbe Natriumlicht. Zur Verdampfung und Anregung von Bariumchlorid kann die Energie des Bunsenbrenners zu gering sein. Es ist außerdem zu beachten, dass die Nachweisgrenze für Barium in der Flamme recht hoch bei 15 mg/ml liegt; der Nachweis über die Flammenfarbe ist also weniger empfindlich als der chemische Nachweis als Sulfat.


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Alternative Ausführung: Neben den geöffneten Luftzutritt des Brenners wird ein Uhrglas mit einigen Tropfen der zu untersuchenden Salzlösung etwas schräg gehalten, so dass sich die Flüssigkeit am Rand des Uhrglases nahe am Luftzutritt befindet. Jetzt taucht man das glühende Ende des Magnesiastäbchens in die Flüssigkeit, die verdampft, versprüht und vom Luftstrom mitgezogen in die Flamme gerät und dort zur Färbung führt. (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 inneren blauen Flammenkegels noch das des glühenden Magnesiastäbchens in das Spektroskop 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 der betreffenden 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 oxidierbaren Substanzen entzünden bzw. zu explosionsartigen Umsetzungen führen: Explosionsunglücke mit NH4NO3, explosionsartige Umsetzung von Nitraten mit Leichtmetallpulver.


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Versuch 1-6: Salpetersäure oxidiert Kohlenstoff 1 Ein 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? 2 Den 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 die Umsetzung von Kohlenstoff mit HNO3 aufstellen. Versuch 1-7: Oxide des Stickstoffs Man versetze im Abzug in drei Reagenzgläsern je etwas Zinkgries mit 1 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 Ammoniumnitrat J.B. S.129 Vers. 1 gut durchlesen! Größere Mengen NH4NO3 können sich nach dem Starten der Reaktion heftig bis explosionsartig zersetzen. Für das Erhitzen ca. 0,5 g nehmen, damit die Glimmspanprobe aussagekräftig wird. Auch den Versuchsteil mit dem auf Rotglut erhitzten Reagenzglas oder Tiegelboden ausführen. Protokoll: Wiedergabe der Ergebnisse; Reaktionsgleichungen übernehmen. Versuch 1-9: Zersetzung eines Alkalinitrates In einem trockenen Reagenzglas eine Spatelspitze Alkalinitrat schmelzen und stärker erhitzten, bis eine Gasentwicklung einsetzt. Die Gasentwicklung einige Zeit in Gang halten. 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 einer Nitratlösung ausführen.


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Protokoll: Versuchsergebnisse und Reaktionsgleichung für die Zersetzung des Alkalinitrats zu Nitrit und die Nachweisreaktion mit dem Iodid. Versuch 1-10: Die Zersetzung von Bleinitrat Wenig Bleinitrat in einem trockenen Reagenzglas im Abzug kräftig erhitzen. Auf Gasentwicklung und Farbänderungen achten! (J.B. S. 130 Vers. 1) Protokoll: Welche Farbe hat das Gasgemisch und welche der Rückstand? Reaktionsgleichung für die Zersetzung und für den Lösungsvorgang des NO2 in alkalischer Lösung zu Nitrit und Nitrat. Versuch 1-11: Die Reduktion von Nitrat Eine Lösung eines Nitrats mit 4 Plätzchen NaOH versetzen und eine kleine Spatelspitze Zinkpulver zusetzen. Neben Wasserstoff entweicht ein Gas, das mit Indikatorpapier nachgewiesen werden kann. (J.B. S. 135 Vers. 4) Protokoll: Aus den Teilgleichungen für die Oxidation des Zinks und die Reduktion des Nitrats soll eine Reaktionsgleichung für diese Umsetzung entwickelt werden. Nebenprodukte sind 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 zu erwarten? 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 10 ppm 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 sind Methämoglobinbildner, 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 chlorhaltige Lösungsmittel ersetzt. Maßnahmen: Experimente im Abzug, Reste sammeln als organisch-chemischer Sonderabfall.

Versuch 2-1: Wärmeeffekt beim Verdünnen konzentrierter Schwefelsäure

In drei 100 ml Bechergläser 25 ml dest. H2O geben und die Temperatur des Wassers messen. Dann in drei getrennten Versuchen 1, 2 bzw. 3 Pasteurpipettenfüllungen (vorher eine 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 eine explosionsartige Umsetzung! Protokoll: Angabe der Temperaturdifferenzen und eine Erklärung für die Messwerte und das Phänomen der explosionsartigen Umsetzung. Versuch 2-2: Die hygroskopische Wirkung von Schwefelsäure 1 Einige 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 anfeuchten und danach eine Pipettenfüllung konz. H2SO4 zugeben. Es dauert etwas bis der Effekt 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 Glasstab gestellt. Auf einem Verbrennungslöffel wird Schwefel entzündet und im Erlenmeyerkolben verbrannt. Nach ca. 20 s wird mit einer Pumpflasche ein Sprühnebel aus Wasser in den Erlenmeyerkolben geblasen. Die gebildete Schwefelsäure wird mit Bariumchloridlösung nachgewiesen. Protokoll: Reaktionsgleichung für die Verbrennung des Schwefels, die Umsetzung des Verbrennungsprodukts mit Stickstoffdioxid und die Reaktion mit Wasser. Versuch 2-4: Reduktion von halbkonzentrierter Schwefelsäure durch Kupfer Zu 3 ml. 50%iger Schwefelsäure (Aus gleichen Teilen Schwefelsäure und Wasser gemischt. Vorsicht Spritzgefahr!!) gibt man Kupferspäne. Nachdem die Reaktion


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angesprungen ist wird zum Sieden erhitzt. An der Reagenzglasöffnung wird das austretende 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 in Gang halten und dann erkalten lassen, in Wasser lösen und auf Chlorid durch Fällung mit Ag+-Lösung prüfen. Mit einem Vergleichsversuch eine KClO3-Lösung mit etwas 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 eine Reaktionsgleichung 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 zu formulieren. Versuch 2-6: Reduktion von Chlorat und Perchlorat Chlorat 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 ist löslich.) Den gleichen Versuch mit einer Perchloratlösung ausführen. Ergibt sich ein Unterschied? 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. 3 In 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+ +0,99V Die 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- / Br2(aq) +1,07 V. Versuch 2-8: Die Stabilität der schwefligen Säure J.B. S. 148 Vers. 1a, S. 149 Vers. 2 Eine Lösung von Natriumsulfit mit verd. H2SO4 ansäuern und leicht erwärmen. Die Gasphase mit feuchtem Indikatorpapier und mit Filterpapier das mit Iodlösung getränkt ist, überprüfen. Protokoll: Beobachtungen und Reaktionsgleichungen. Versuch 2-9: Thiosulfat als Reduktionsmittel und die Stabilität der Thioschwefelsäure 1 Eine Lösung von Iod in Form einer KI3-Lösung (I2 in Iodid-Lösung) wird tropfenweise mit einer Thiosulfatlösung versetzt. 2 (J.B. S153 Vers. 2): Einwirkung von Säure auf Thiosulfat. Das entweichende Gas soll mit einer geeigneten Reaktion nachgewiesen werden. Eine Geruchsprobe ist angebracht. Protokoll: Für Teil 1 ist die Reaktionsgleichung zur Iodometrie von S. 413 zu übernehmen; die VB-Struktur für das Tetrathionat ist zu skizzieren. Wie ist die Oxidation des Thiosulfats mit der Struktur des Produkts zu begründen? Für Teil 2 kann die Reaktionsgleichung ebenfalls übernommen werden. Lässt sich anhand der Geruchsprobe eine Nebenreaktion belegen? Nachweis von Barium 1) 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 spezifisch

als die Chromatfällung; sie dient deshalb nur als Vorprobe. Nachweis von Ca Nachweis von Calcium als CaSO4 2H2O (J.B. S. 201 Vers. 9 mit Kristallaufnahme S. 593) Nachweis von Strontium 1) 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)


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3) Nachweis von Strontium als Iodat: Ein Tropfen der Probelösung wird auf dem Objektträger zur Trockene eingedampft. Der Rückstand wird in einem Tropfen Wasser gelöst und mit einem Tropfen kalt gesättigter KIO3-Lösung versetzt. Bei Anwesenheit von Sr2+-Ionen bilden sich feine, an den Enden etwas gebogene ("integralförmige") Nadeln, die öfters zu Büscheln zusammenwachsen. Aus konzentrierteren Lösungen bilden sich dickere, kürzere und stärker gebogene Formen, die weniger charakteristisch sind. Den Nachweis deshalb in mehreren Verdünnun-gen üben!

Ba2+-Ionen, bilden ähnliche Iodatkristalle, während Ca2+-Ionen einen gallertartigen Niederschlag geben und nur bei großem Überschuss den Sr-Nachweis unmöglich machen. Nachweis von Magnesium 1) Vorprobe auf Magnesium durch Fällung als Hydroxid (J.B. Seite 193, Vers. 1) 2) Nachweis als Magnesium-Ammonium-Phosphat

Fällung mit Hydrogenphosphat Zu knapp 1 ml der Lösung gibt man eine kleine Spatelspitze festes NH4Cl, das sich völlig auflösen muss und anschließend einige Tropfen einer etwas konzentrierteren Hydrogenphosphat-Lösung (Na2HPO4 benutzen). Es wird einige 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 liegen praktisch keine PO4

3--Ionen vor und in zu alkalischer Lösung geht die Konzentration 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 eine Minute, bevor man noch einmal NH3 zugibt. Ist eine geringe Fällung aufgetreten, 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+, Sr2+, Ba2+. Bewertung: 3 Punkte


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1. Kolloquium Thema Grundlagen

Periodensystem Begriffe wie Haupt- und Nebengruppen, Periode, Übergangselemente, Schrägbeziehung, Periodizität der physikalischen Eigenschaften, (Radien, Oxidationsstufen, Elektronegativität), Säure- und Baseeigenschaften der Elemente 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 CHATELIER, Stöchiometrie, Begriffe wie Molarität und Normalität

Nachweisreaktionen Chemischer Hintergrund der Nachweise, Prinzip eines Trennungsgangs, Trennungsgang der Halogenidionen

Fragen zur Selbstkontrolle • Wie kann anhand der Stellung eines Elementes im Periodensystem seine mögliche

Oxidationsstufen angeben werden? • Wie kann die Tatsache erklären werden, dass das Chloratom einen kleineren Radius als

das 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 LE CHATELIER 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 Bindungsordnungen besitzen 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? Worin unterscheidet 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 den übrigen 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 der Geruchsschwelle, 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 Atemtrakt aus; toxisch ist es auch über die Hypochlorit-Bildung. Bei einer Vergiftung (50-60 mg/m3 bei > 30 Min.) entstehen Lungenentzündung, Lungenödem und/oder Leukozytose. 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 es besser wasserlöslich ist. Maßnahmen: Darstellung nur im Abzug; Reste Cl2 bzw. Br2 können über eine Umsetzung 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 mit sehr 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. HF hat 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 Trinkwasser liegt 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 nur für größere Mengen sinnvoll ist. Eine Gasentwicklungsapparatur aus einem 100 ml Erlenmeyerkolben, Gummistopfen und Gasableitungsrohr wird im Abzug an einem Stativ befestigt. 0,7-1,0 g Braunstein und 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 in einem Becherglas mit Eiswasser. Dann wird mit fächelnder Flamme leicht erwärmt. Das entweichende Gas wird in dem Wasser der Vorlage aufgefangen. Die Löslichkeit von Chlor in Wasser beträgt bei 20°C 0,09 mol/l. Nach Beendigung der Gasentwicklung wird zuerst die Vorlage und danach der Brenner 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 Standardpotentiale sagen? (2 Cl- / Cl2 1,36 V und Mn2+ / MnO2 + 4 H+ 1,35 V). Wie ist die Chlorentwicklung zu begründen? Ein Literaturzitat: A teacher prepared chlorine gas in a hood, took the gas jars out and handed them round 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) 1 Eine Pipettenfüllung der ausstehenden Bromidlösung wird mit 1 ml Methylenchlorid unterschichtet und tropfenweise mit dem selbst erzeugten Chlorwasser versetzt und nach jedem Tropfen durchgeschüttelt, bis eine deutliche Farbänderung im CH2Cl2 auftritt; (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 zu wiederholen. 2 Eine Pipettenfüllung dest. Wasser wird mit 2 Tropfen der ausstehenden Iodidlösung versetzt, mit Methylenchlorid unterschichtet und danach tropfenweise mit Chlorwasser versetzt und dabei jedes Mal geschüttelt. Es sollte eine Farbänderung im CH2Cl2 auftreten, die bei mehr Chlorwasser wieder zurückgeht. 3 Eine Pipettenfüllung Bromidlösung und zwei Tropfen der Iodidlösung werden mit 1 ml CH2Cl2 unterschichtet. Bei tropfenweißer Zugabe von Chlorwasser sind zuerst die Erscheinungen 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 Iodid übernehmen. Redoxgleichung für die Weiteroxidation von Iod mit Chlor zu Iodtrichlorid 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: Synproportionierung Wenig KClO3 mit einigen Tropfen konz. HCl versetzen (Abzug). Das gasförmige Produkt kann mit einem Streifen Filterpapier, auf den zwei Tropfen Iodid-Lösung gegeben worden sind, nachgewiesen werden. Das Gas ist schwerer als Luft, man kann es "auf das Papier gießen". Protokoll: Reaktionsgleichung für die Synproportionierung. Versuch 3-4: Disproportionierung von Brom Gesättigtes Bromwasser enthält bei 20 °C 3,2 g Br2/100 ml; der Dampfdruck des Broms ist deutlich niedriger als über flüssigem Brom bei gleicher Temperatur. 1 ml Bromwasser wird tropfenweise bis zur Entfärbung mit verd. Natronlauge versetzt. Danach wird mit verd. Schwefelsäure ebenfalls über tropfenweise Zugabe wieder angesäuert. Beobachtung? Protokoll: Die Beobachtungen angeben, sie können in einer Reaktionsgleichung zusammengefasst werden, mit der sich auch die pH-Abhängigkeit begründen lässt. Versuch 3-5: Disproportionierung von Iod Ein paar Kristalle Iod in Wasser geben und mit einer Spatelspitze KI versetzen. Nachdem der Lösungsvorgang zu Triiodid beendet ist, tropfenweise verd. NaOH zugeben, nach der Entfärbung wieder ansäuern. Protokoll: Reaktionsgleichung aufstellen, aus der die pH-Abhängigkeit hervorgeht. Versuch 3-6: Umsetzung der Halogenide mit konzentrierter

Schwefel- bzw. konzentrierter Phosphorsäure (J.B. S. 164 Vers. 3, S. 172 Vers. 4) Jeweils eine kleine Spatelspitze NaBr in zwei Porzellantiegeln wird einmal mit einigen Tropfen konz. H2SO4 und im zweiten Tiegel mit einigen Tropfen konz. H3PO4 ver-setzt. Die Tiegel werden auf der Ceranplatte leicht erwärmt. Beobachtung der Gasphase 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, Bromid und 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. Zum

Unterschichten reichen 2-3 ml konz. H2SO4 aus. Der Ring bildet sich aus einer verdünnteren Probe erst allmählich innerhalb einer Minute. Den Nachweis in mehreren Verdünnungen ausprobieren!

Unbedingt auch einen Blindversuch ausführen, denn die konz. H2SO4 kann

Spuren Nitrat enthalten. Einen positiven Befund sofort dem Assistenten melden! Störungen: Vor allem Iodid stört diesen Nachweis, ihn deshalb unbedingt

ausprobieren mit 2 ml Wasser, dem zwei Tropfen Iodidlösung zugesetzt worden sind. (Nach dem Unterschichten entsteht ein violetter Ring.)

Iodid muss deshalb vor dem Nitratnachweis durch Fällung mit Silbersulfatlösung

vollständig beseitigt werden. b) Reduktion zu Ammoniak: Für eine Reduktion von NO3

- zu NH4+ wird neben

Zinkpulver 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 muss kristallin sein; eine Überprüfung unter dem Mikroskop ist erforderlich. b) Nachweis mit Ammoniummolybdat: Falls das Molybdat nicht in saurer Lösung 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 (ebenfalls tropfenweise) auflösen muss, bis eine leicht gelbliche Lösung vorliegt. Der vorbereiteten 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 gelben Niederschlag.

Störung: Iodid stört nur den Nachweis mit Molybdat. Die Störung kann auf die folgende Weise ausgeschaltet werden: Nach dem Ansäuern der Analysenprobe mit halbkonz. HNO3 wird entstandenes Iod mit Methylenchlorid im Reagenzglas ausgeschüttelt. Die obere wässrige Phase kann mit einer Tropfpipette abgezogen werden. Sie wird erneut mit einigen


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Tropfen halbkonz. HNO3 versetzt und mit Methylenchlorid ausgeschüttelt und die wässrige Phase abgetrennt. Der Vorgang muss wiederholt werden, bis kein Iod mehr 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 Analysenlösung und als Reagenz die ausstehende Lösung mit Bariumionen. (Eine Verdünnungsreihe ist 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 nebeneinander ausführen, damit direkt verglichen werden kann. Die Nachweise auch mit Sammelproben von 2 bzw. 3 Halogeniden untersuchen. Chlorid und Bromid Die Analysenprobe wird in Wasser gelöst und mit verd. HNO3 angesäuert bzw. eine wässrige Probelösung wird mit verd. HNO3 angesäuert. Die Probelösung wird mit einigen Tropfen einer verd. Lösung von AgNO3 versetzt. Bei Gegenwart von Chlorid entsteht in HNO3-saurer Lösung ein weißer Niederschlag, der sich im Sonnenlicht grau-violett verfärbt. Vergleichsversuch mit Bromidlösung ausführen. Ag-Halogenidniederschläge erscheinen trüb und sind schlecht filtrierbar, solange noch 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. 8 zusetzen und vergleichen. Löst sich der Niederschlag unter Bildung des Ions [Ag(NH3)2]+ wieder auf? Beim Ansäuern mit HNO3 soll das Silberhalogenid wieder ausfallen. Chlorid neben Bromid und Iodid Liegt Chlorid neben den beiden anderen Halogeniden vor, so ist unbedingt auf Vollständigkeit der Fällung zu achten weil das AgCl als letztes fällt. Dazu kann die Lösung nach einer Fällung mit AgNO3 erhitzt werden, um den Niederschlag zusammen zu ballen, um so bei weiterer AgNO3 - Zugabe besser beurteilen zu können, 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 schwerer löslichen 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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Bromid Silberbromid 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, die vorher 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 Lösung bringen lässt. Iodid Analog zu dem Chlorid- und Bromidnachweis entsteht mit Iodid (einige Tropfen der ausstehenden Iodid-Lösung verdünnen und mit HNO3 ansäuern) ein gelblicher Niederschlag, der sich im Sonnenlicht nur sehr allmählich verfärbt. Bei Zusatz von verd. 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 von Cyanid glatt auflösen pK = 20,8). Vorprobe bzw. Bestätigung für Iodid oder Bromid Beim Erhitzen einer festen Analysenprobe, die Iodid oder Bromid enthält (die Ursubstanz oder der vermutete getrocknete AgI-Niederschlag), mit einigen Tropfen konz. H2SO4 können violette Dämpfe von Iod entstehen, im Falle von Bromid entstehen braune Dämpfe, die aber leicht mit NO2 aus Nitrat verwechselt werden können. Fluorid Versuche im Abzug ausführen. Der Nachweis von Fluorid beruht darauf, dass aus Fluoriden (Festsubstanzen) mit konz. 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 Praktikanten leiht 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 Fluorid Zu 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 unter dem 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. Woche Gefahrenhinweise Kupfer(II) gehört zu den starken Fischgiften (> 0,1 mg/l), es wird deshalb im Praktikum mit den Schwermetallen entsorgt. Für den Menschen ist es ein essentielles Element mit einem Tagesbedarf von 2-3 mg. Kupfermangel soll auch zu erhöhten 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 Wundheilung und auch eine Schwächung des Immunsystems. Eine hohe Calciumzufuhr (viel Milchprodukte) führt zu eingeschränkter Zinkresorption mit den Folgen eines Zinkmangels (Hautveränderungen). Cadmium blockiert das essentielle Selen und verdrängt Zink. Cadmium ist auch eine Bluthochdruckursache 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-Dampf wird sehr gut über die Lunge resorbiert. Mit der Nahrung werden im Schnitt < 0,03 mg Hg/Tag aufgenommen. Die Dosis-Wirkung-Beziehung ist beim Quecksilber sehr eng: 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. NaOH versetzen. 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) 1 10 Tropfen der ausstehenden Kupfer(II)salzlösung in 3 ml H2O geben und von der ausstehenden 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 zu der zweiten Probe einen Überschuss festes Kaliumiodid hinzufügen. Ergeben sich Veränderungen? 2 Zu 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 mit Thiosulfat 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 V Wie 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 Niederschlag wieder auflöst. Danach mit Wasser wieder verdünnen. Protokoll: Beobachtungen und Reaktionsgleichungen. Versuch 4-4: Sulfit und Thiosulfat als Liganden 1 Eine AgNO3-Lösung tropfenweise mit einer Thiosulfatlösung versetzen, bis ein Niederschlag auftritt. Die trübe Lösung teilen und zu einer Probe sofort weitere Thiosulfatlösung hinzufügen bis zur Komplexbildung. Die zweite Probe auf farbliche Veränderungen beobachten. 2 Die gleiche Vorgehensweise mit einer AgNO3-Lösung zu der eine frisch bereitete Sulfitlösung gegeben wird. Protokoll: Beobachtungen und Unterschiede. Welche Formel wird der Silber-Sulfit-Komplex haben? Wie sind die Nomenklaturnamen der beiden Komplexe? Versuch 4-5: Fällungen mit Zinkionen Die 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 NH3 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 Gegenwart oxidierbarer Stoffe besteht bei größeren Mengen Explosionsgefahr; das gilt auch für festes 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 soll nicht ins Abwasser gegeben werden. Ein cancerogenes Risiko beim Umgang mit Chromverbindungen ist gegeben, wenn lungengängige Stäube oder Aerosole von Chromaten eingeatmet werden (seit 1956 keine Fälle mehr beobachtet). Entsorgung: Chromat wird mit Sulfit in saurer Lösung zu Chrom (III) reduziert und dann 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) 1 In die ausstehende Lösung von Chrom(III) tropfenweise verd. NaOH bis zu stark alkalischer Reaktion geben (pH>10). Beobachtungen zum amphoteren Verhalten? 2 In 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 Reagenzglas in 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. Dazu eine 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 Cr2O3 und führen den Versuch auf einer Magnesiarinne aus. Es wird reichlich (je eine Spatelspitze) Soda und Salpeter hinzugegeben, die vorher im Mörser gut gemischt werden. Beim Erhitzen soll die Mischung kräftig aufschäumen.


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Dieselbe Reaktion führt man mit Mn2+-Salzen oder MnO2 durch. Die erkaltete Schmelze (mit abgebrochener Rinne) wird danach in etwas verdünnte Essigsäure (im Reagenzglas) 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 Sie dazu 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 8-9 eingetropft. 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? Welche höhere 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 Oxalsäure 3 eine Pipettenfüllung Ethanol 4 eine Spatelspitze Mangan(II)salz in eine neutrale Lösung 5 eine kleine Spatelspitze NaCl 6 eine kleine Spatelspitze Alkalibromid 7 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 der Gasphase 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. HF freigesetzt werden kann. Methanol: Seine Toxizität beruht auf der Oxidation zu Formaldehyd und weiter zu Ameisensäure (Störung des Säure-Base-Haushalts, Blut-pH gesenkt). Schädigung des Sehnervs ab einer Aufnahme von 5-15 ml (Latenzzeit 1-40 Stunden). Die Nachweise von Carbonat, Silikat, Borat und Acetat Carbonat Der 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 Probe wird in einen Porzellantiegel gegeben. Den Tiegel deckt man mit einem Objektträger ab, an dessen Unterseite sich ein Tropfen klare Bariumhydroxidlösung befindet. (Eine kleine Probe Bariumhydroxidlösung stellt man sich selbst frisch her und filtriert unmittelbar vor der Verwendung!) Verd. HCl wird anschließend mit einer Tropfpipette in den Tiegel gegeben, dazu wird der Objektträger nur etwas beiseite geschoben und anschließend wird der Tiegel wieder möglichst vollständig abgedeckt. Eine Trübung im Tropfen zeigt die Bildung von BaCO3 an.

Ein gleichzeitig durchgeführter Blindversuch ist dringend erforderlich; wegen des CO2-Gehaltes der Luft fällt der Nachweis nach längerer Zeit immer positiv aus, so dass 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 entweicht dort das SiF4. Außerdem sollte das Loch mit dem Papier nicht völlig dicht abgedeckt werden. Borat Vorprobe: über die Flammenfärbung von flüchtiger Borsäure (J.B. S. 109 Vers. 1). Statt des Platindrahtes verwenden wir ein Magnesiastäbchen und nehmen so wenig H2SO4/Borat-Probe an das Magnesiastäbchen, dass davon nichts in den Brenner tropft, 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 Menge Methanol im Reagenzglas vorsichtig zusammengeben, mischen und danach mit dem Bunsenbrenner 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; über Vergleichsversuche 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 und Reduktion

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

Nernstsche Gleichung

Halbelement, Normalpotential, Spannungsreihe, Berechnung von Redoxpotentialen

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

Großtechnische Produkte

Darstellung und Verwendung technisch bedeutsamer Elemente und Verbindungen (z. B. Metalle, Schwefelsäure, Ammoniak, Soda, Chlor)

Nachweisreaktionen Chemischer Hintergrund der Nachweise, Trennungsgang

Fragen zur Selbstkontrolle • Warum wird elementares Silber in Gegenwart von Cyanidionen problemlos von Sauerstoff

oxidiert? 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, H2S2O8, NaSCN, Na2S2O3

• Formulieren Sie die Reaktion von elementarem Kupfer mit a) verdünnter Schwefelsäure b) konzentrierter Schwefelsäure c) konzentrierter Salzsäure d) konzentrierter Salpetersäure. • Formulieren Sie eine Reaktion, bei der Wasserstoffperoxid als a) 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 Cr3+ und Mn2+ bzw. MnO2 bei der Oxidationsschmelze. Warum wird dabei Carbonat zugesetzt? Warum kann das Carbonat durch 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 Gefahrenhinweise Nickelverbindungen stellen in Staubform und als Aerosol eine Gefährdung dar, sie greifen 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 der Ursachen für die "Katersymptome", d.h. er hat eine toxische Wirkung.


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Versuch 5-1: Komplexierung, Fällung und Oxidationspotential 1 Zu einem ml Fe(III)salzlösung, reichlich festes Na,K-Tartrat geben und lösen. Danach mit einigen Tropfen verd. NH4OH überprüfen ob eine Komplexierung mit Tartrat die Ausfällung von Fe(OH)3 verhindert. 2 Zu 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) 3 Zu einem ml Fe(III)salzlösung, reichlich Trinatriumphosphat und danach Phosphorsäure 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 Nickel 1 Zu einer frisch bereiteten Eisen(II)sulfatlösung verd. NaOH zusetzen. Farbe des Niederschlags? (J.B. S. 226 Vers. 2, reines Fe(OH)2 ist weiß) Anschließend H2O2-Lösung zusetzen und beobachten. 2, 3 Den gleichen Versuch ausgehend von einer verd. Kobalt- bzw. Nickelsalz-Lösung durchführen. (vgl. J.B. S. 214 Vers. 5, S. 210 Vers. 1) Protokoll: Beobachtungen, Reaktionsgleichungen. Versuch 5-3: Die Stabilität des Eisen(III)thiocyanatkomplexes Zu einer verdünnten Fe(III)salzlösung verdünnte Thiocyanatlösung zutropfen bis zu einer kräftigen Rotfärbung. Mit dem Mikrospatel kleine Portionen NaF zugeben und lösen bis zur vollständigen Entfärbung. Die farblose Lösung alkalisch einstellen. Tritt eine Fällung auf? (Weitere Störungen für diesen Eisennachweis siehe J.B. S. 232 Vers. 24) Protokoll: Wie sind die Effekte zu interpretieren? Versuch 5-4: Eisen(III) als Oxidationsmittel Etwas Kupferpulver in eine Lösung von FeCl3 geben und erwärmen; einige Zeit stehen lassen und gelegentlich schütteln. Nach ca. einer halben Stunde vom Kupferpulver dekantieren, die Lösung mit einem deutlichen Überschuss von 2 M Ammoniak stark alkalisch einstellen. Erwärmen und dann filtrieren; welche Farbe hat das Filtrat? Protokoll: Beobachtungen und eine Deutung mit Reaktionsgleichungen.


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Versuch 5-5: Eisen(II) als Reduktionsmittel 1 Man gibt eine Spatelspitze Eisen(II)sulfat und einige Tropfen Nitrat-Lösung in eine Porzellanschale, dazu 3 ml dest. H2O und 4 NaOH-Plätzchen. Man bedeckt die Porzellanschale mit einem Uhrglas, unter das man einen feuchten Streifen Indikatorpapier geklebt hat. Beobachtung? (J.B. S. 226 Vers. 7) 2 Lässt sich Sulfat zu Sulfid reduzieren? Einen analogen Versuch ohne das Uhrglas ausführen. Entstandenes Sulfid sollte sich durch die Bildung von schwarzem FeS anzeigen. Protokoll: Eine Reaktionsgleichung für Teil 1. Beobachtungen zu Teil 2 Gefahrenhinweise Blei gehört zu den bereits in geringen Konzentrationen toxischen Schwermetallen, die schlecht ausgeschieden werden. Eine tägliche Aufnahme von > 1 mg Blei führt zu einer chronischen Vergiftung. Blei stört die Blutbildung und schädigt Nervenfunktionen. Es blockiert die essentiellen Funktionen des Selens. Abgelagert wird 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 Lösung verglichen werden. Hierzu etwas PbO2 bzw. SnO2 mit verd. H2SO4 und einer kleinen Spatelspitze Alkalibromid versetzen und leicht erwärmen. Eine braune Gasphase zeigt die Bildung von elementarem Brom an.


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Protokoll: Reaktionsgleichung für die Umsetzung des PbO2 mit dem Bromid. Stellt sich der gleiche 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- / Br2(aq) = +1,07 V Der Kationentrennungsgang (J.B. S. 317 Kap. 2.4.2) Kationen können häufig nicht nebeneinander nachgewiesen werden. Ein Konzept zu ihrer Auftrennung in Gruppen und Einzelionen ist der Kationentrennungsgang. Wir behandeln mit einer praktischen Ausführung nur eine Gruppe aus diesem Trennungsgang. 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 Chloride ausfällen (HCl-Gruppe: Ag+, Hg+, Pb2+). Die schwerlöslichen Sulfide einiger Kationen lassen sich anschließend in zwei Gruppen 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 die Sulfidionenkonzentration sehr viel höher ist, schwerlösliche Sulfide. Hydroxide, die durch NH3 fällbar sind, fallen dabei mit aus ((NH4)2S-Gruppe). Erdalkali- und Alkaliionen bilden weder schwerlösliche Chloride noch Sulfide. Erdal-kaliionen lassen sich bis auf das Mg durch Fällung in Form schwerlöslicher Carbonate von den Alkaliionen trennen ((NH4)2CO3-Gruppe: Ca2+, Sr2+, Ba2+). Zurück bleibt die lösliche Gruppe: Mg2+, K+, Na+, Li+. Durch spezifische Lösungs- und Fällungsreaktionen können die einzelnen Gruppen weiter in kleinere Kationengruppen unterteilt werden, bis ein störungsfreier Nachweis der 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 unnötigem Reagenzverbrauch, da die Handhabung größerer Lösungsvolumina selbstverständlich mehr Zeit erfordert (z.B. beim Filtrieren). Es führt in der Regel aber auch zu unvollständigen und unscharfen Trennungen. Hierdurch können Ionen an falsche Stellen des Trennungsganges gelangen, dort die Nachweise bestimmter Ionen stören oder gar deren Anwesenheit vortäuschen. Das Resultat ist dann ein falsches Analysenergebnis. Der Trennungsgang basiert auf Gesetzmäßigkeiten, die für verdünnte wässrige Lösungen gelten (z.B. Löslichkeitsprodukte). In konzentrierten Lösungen kann die Löslichkeit eines schwerlöslichen Salzes durch die Anwesenheit anderer Ionen erhöht 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 unvollständig ablaufen, wenn wegen der großen Niederschlagsmenge das Extraktionsmittel gar nicht 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 Mangan Zum Nachweis von Mangan(II)ionen ist die Oxidation mit PbO2 in saurer Lösung oder mit Brom in alkalischer Lösung geeignet (J.B. S. 220 Vers. 13). Die violette Färbung beobachtet man am besten direkt nach dem Erhitzen und Absitzen lassen in der überstehenden Lösung. (Die Oxidation in saurer Lösung wird durch Cl--Ionen gestört, da diese in stark saurer Lösung MnO4

- zu Mn2+ reduzieren. Ist Chlorid anwesend, so muss vorher mit konz. HNO3 fast bis zur Trockene abgeraucht werden.) Eisen Zum Nachweis von Eisen-(III)-ionen wird mit gelbem Blutlaugensalz (J.B. S. 232 Vers. 24b), bzw. mit Thiocyanat (J.B.S. 232 Vers. 25) versetzt. Eisen(II) kann vorher mit einigen Tropfen konz. HNO3 oxidiert werden. 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 rotbraune Färbung 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. Cr3+-Ionen reduziert werden. Zu diesem Zweck gibt man einige Tropfen Ethanol hinzu und erhitzt die Lösung solange, 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 H2S Für die Fällung benutzen wir selbst entwickeltes H2S. Es wird ein Reagenzglas mit Gasableitung eingesetzt, vergleichbar mit der Darstellung von Chlor (Abzug!). In den Erlenmeyerkolben werden drei kleine Stückchen Eisensulfid vorgelegt und mit halbkonz. HCl gerade bedeckt. Zur etwas verstärkten Entwicklung von H2S wird fächelnd 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 verdünnen und vom restlichen Eisensulfid abdenkatieren, welches dann wiederbenutzt werden kann. Die Fällung Für die Übungsanalyse stellt man sich eine Mischung der Kationen Ni, Co, Fe, Al, Cr3+ und Mn2+ aus den ausstehenden Lösungen her. Zur Gruppenfällung versetzt man die Lösung in einem Becherglas mit etwas festem NH4Cl, fügt 2 M Ammoniaklösung bis zur deutlich alkalischen Reaktion hinzu und erwärmt. Dabei wird in der Regel bereits ein Niederschlag von schwer löslichen Hydroxiden auftreten. Sodann wird in langsamem Gasstrom H2S eingeleitet. Wenn die entsprechenden Kationen vorhanden sind, fallen die schwarzen Sulfide Co2S3, Ni2S3 und FeS sowie rosafarbenes MnS aus. Aluminium- und Chromsulfid sind in wässriger 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 Fällung mit dem gesamten Filtrat fortgesetzt werden, bis sich kein Niederschlag mehr bildet. Der Niederschlag Der Sulfid-/Hydroxidniederschlag wird gewaschen, danach in eine Porzellanschale überführt; am besten gibt man dazu die vorgesehenen 5 ml 2 M HCl in die Porzellanschale und taucht das offene Filter umgekehrt mit dem Niederschlag in die Flüssigkeit. Durch leichtes Bewegen des Filters und Betupfen mit einem Glasstab lässt sich der Niederschlag fast vollständig in die Porzellanschale überführen. Im Abzug lässt man die Porzellanschale mit dem Niederschlag bei Zimmertemperatur unter gelegentlichem Rühren mindestens 30 Minuten stehen. Unter diesen Bedingungen bleiben nur Co2S3 und Ni2S3 ungelöst zurück. In Lösung gegangen sind Fe2+, Mn2+, Al3+ und Cr3+. Bleibt ein schwarzer Rückstand, so filtriert man, wäscht und löst ihn in einer Porzellanschale unter Zugabe von 2 ml verd. Essigsäure und ganz wenigen Tropfen 6%iger H2O2-Lösung auf. (Das H2O2 tropfenweise zugeben, und nach jedem Tropfen mehrere Minuten abwarten, ob die Menge zur Lösung bereits ausreicht, um einen Überschuss zu vermeiden.) Vom zurückbleibenden Schwefel, der auch dunkel bis schwarz aussehen kann, wird abfiltriert. Durch längeres Aufkochen muss im Filtrat das überschüssige H2O2 beseitigt werden. Erst danach lassen sich in dieser Lösung Cobalt 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 beginnt bereits, Fe(OH)3 auszufallen.) Die Lösung wird in eine Porzellanschale gegeben, die eine Mischung aus 2 ml 30%iger NaOH (3 g NaOH + 7 g H2O) und 2 ml 6%igem H2O2 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 dient zum Nachweis von Eisen und Mangan. Das Filtrat mit den Ionen Chromat und Aluminat Im Filtrat des Eisen- und Manganhydroxid-Niederschlags, das die Ionen CrO4

2- (gelb) sowie Al(OH)4

- enthalten kann, verkocht man zunächst das von der Fällung noch 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 und wäscht den Niederschlag mit heißem Wasser. Aluminium a) Einen Teil des Niederschlags löst man in wenig verdünnter Essigsäure und führt

den 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 Magnesiarinne

muss sehr wenig Co(II)-Lösung genommen werden, sonst entsteht nur eine bedeutungslose Schwarzfärbung von Co3O4.

c) Aluminiumnachweis durch Komplexierung Etwas Aluminiumhydroxid wird in dem Filter gewaschen, bis das Waschwasser neutral reagiert. Dann einige Tropfen Phenolphthalein-Lösung auf das ausgebreitete Filter geben und direkt neben den Al(OH)3-Niederschlag etwas festes Alkalifluorid. Durch die Komplexierung mit Fluorid werden OH--Ionen freigesetzt. Chrom Das Filtrat des Al(OH)3-Niederschlags muss bei Anwesenheit von Chromverbindungen in der zu analysierenden Substanz durch CrO4

2--Ionen gelb gefärbt sein. Eine Bestätigung lässt sich über eine Fällungsreaktion (J.B. S. 242 Vers. 10) oder die Bildung 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) 601 J. Chem. Ed. 65 (1988) 361 J. 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 von BaSO4, 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 und sie 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 zusammengegeben werden? Was wird zu beobachten sein? b) Es ist ratsam, sich selbst eine Aufgabe zu stellen, die dem n-Lösungsproblem entspricht. 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 8 Reagenzgläser mit den 8 ausgewählten Ionen wird eine Probe zuerst auf ihren pH überprüft und dann mit NaOH versetzt. Die Beobachtungen sollen Sie registrieren und da Sie Ihre Lösungen und somit das Ergebnis kennen, auch interpretieren können.


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Danach wird von der 1.Lösung je eine kleine Probe in 7 Reagenzgläser gegeben und diese mit je einer kleinen Probe aus den übrigen Reagenzgläsern versetzt. Anschließend werden von der 2. Lösung 5 Proben abgefüllt (mit der 1.Lösung liegt die 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 Stoffe gegeben. Die Stoffe werden summarisch genannt. Ohne weitere Hilfsmittel außer pH-Papier und verd. NaOH sollen Zuordnungen getroffen werden. Dazu wird eine kleine Probe jeder Lösung mit jeder anderen Lösung umgesetzt. Die Resultate sollen in Form eines Planquadrats in einer Tabelle aufgezeichnet werden. Abgeleitet aus den Versuchsergebnissen können die genannten Verbindungen den nummerierten Reagenzgläsern zugeordnet werden. Bewertung: 3 Punkte Teil II: Quantitative Analysen und Handversuche 6. Woche Versuch 6-1: Die Löslichkeit der Borsäure 1 Wenig kristalline Borsäure in Wasser geben. Löst sie sich? Löst sie sich beim Erhitzen? Den pH-Wert der Lösung ermitteln und mit dem des dest. Wassers vergleichen. 2 Zu einer Spatelspitze Borsäure in Wasser zwei gehäufte Spatelspitzen Mannit geben und durch Umschütteln lösen. Den pH der Lösung überprüfen. 3 Eine Lösung von Natriumborat (Borax) nebeneinander tropfenweise mit der Lösung von 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 von Mannit? 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 M Lösung)? Eine formelmäßige Darstellung des Mannitkomplexes (J.B. S. 399), formulieren Sie eine Reaktionsgleichung für die Bildung des Komplexes ausgehend von Borsäure und Glykol (Ethandiol).


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Versuch 6-2: Chemische Eigenschaften des Aluminiums Jeweils wenig Aluminiumgries oder -späne (kein Pulver) versetzen mit 1 verd. HCl 2 verd. NaOH 3 verd. HNO3 4 konz. HNO3 5 konz. HNO3 mit einer Spatelspitze NaCl Nebeneinander stehen lassen, ohne zu erwärmen und nach kurzer Zeit sowie nach einigen Minuten genau beobachten. Protokoll: Beobachtungen, Reaktionsgleichungen, Folgerungen. Versuch 6-3: Petrischalenexperimente 1 Eine Petrischale in flacher Schicht mit 0,1 M Al3+-Lösung füllen und in die Mitte ein NaOH-Plätzchen geben. Den Versuch auch mit einer 1:5 verd. Al3+-Lösung ausführen. 2 Den gleichen Versuch mit einer Zinksalzlösung ausführen. Protokoll: Veränderungen beobachten, skizzieren und interpretieren, die Diffusionsgeschwindigkeiten 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 einer Hemmung der O2-Verwertung. Bei einer CO2-Anreicherung wird die Atmungsintensität erhöht und damit auch die CO-Inhalation (z.B. beim Rauchen). Bei längerer Einwirkung von mehr als 0,01% CO kann es bereits zu Kopfschmerzen kommen. 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-freiem Hämoglobin, treten keine akuten Erscheinungen auf; ab 60% CO-Hämoglobin sind tödlich. Bei 20 % Sauerstoffgehalt der Luft reichen 0,066 Volumenprozent CO aus, um nach Einstellung des Gleichgewichts 50% des Häm zu [CO-Hämoglobin] umzusetzen! Diese CO-Konzentration ist z.B. im Zigarettenrauch immer überschritten. (Die Gleichgewichtseinstellung 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 Vergleich den pH-Wert einer Lösung von NaHCO3 und einer Sodalösung bestimmen. Protokoll: Was ist aus dem Hydrogencarbonat entstanden? Reaktionsgleichung. Begründung für die pH-Werte mit Reaktionsgleichungen. Versuch 6-5: Die thermische Zersetzung von Carbonaten Auf einer Magnesiarinne eine Spatelspitze Magnesiumcarbonat längere Zeit bis zur Rotglut erhitzen und nach dem Erkalten in ein Reagenzglas geben. In ein zweites Reagenzglas eine Spatelspitze Magnesiumcarbonat geben. Danach in beide Reagenzgläser 2 M HCl hinzufügen und bezüglich einer Gasentwicklung und des Lösungsvorganges beobachten und vergleichen. Protokoll: Was ist aus dem Magnesiumcarbonat beim Erhitzen entstanden? Reaktionsgleichung. Wie ist die Zersetzungstendenz der Erdalkalicarbonate abgestuft? 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 Niederschlag sich gerade wieder aufgelöst hat. Anschließend erhitzen bis wieder eine Trübung auftritt. Protokoll: Reaktionsgleichungen für die Niederschlagsbildung und die Auflösung des Niederschlags im überschüssigen Mineralwasser. Reaktionsgleichung für die Bildung einer Ausfällung beim Erhitzen. (J.B. S. 112 Vers. 1) Versuch 6-7: Darstellung, Verbrennung und Nachweis von CO 1 3 ml Ameisensäure und ein Siedestein werden in einem Reagenzglas im Abzug tropfenweise 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 Glaskapillare aufsetzen (eine Tropfpipette, die nicht zu eng ausgezogen ist) und das entweichende Gas entzünden. Welche Flammenfarbe tritt auf? 2 Mit dem Ansatz von Versuch 1 oder einer neuen Probe wird ein schwächerer Strom von CO erzeugt und über ein Gasableitungsrohr in ein Reagenzglas mit einer Lösung von [Ag(NH3)2]+ geleitet. Nach einiger Zeit erscheint eine Dunkelfärbung oder sogar ein dunkler Niederschlag. Die Reaktion setzt nur sehr langsam ein, weil CO schlecht wasserlöslich ist. (Empfindliche Nachweisreaktion für Kohlenstoffmonooxid) Protokoll: Reaktionsgleichung für die Darstellung des CO. Welche Funktion hat die Schwefelsäure? 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 zu begründen?


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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 einer Titration langsam ablaufen gelassen. Bleiben dabei größere Tropfen hängen, so ist die Bürette zu reinigen. Das kann mit Spülmittel und einer passenden Bürste geschehen; danach ist die Bürette gut mit Leitungswasser und anschließend mit destilliertem Wasser zu spülen. Der „Ablauftest“ ist zu wiederholen.

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

c) Messkolben

Messkolben, die sichtbar verschmutzt sind, können mit Spülmittel und kochendem Wasser durch kräftiges Schütteln gereinigt werden. Danach ist gut mit Leitungswasser und anschließend mit destilliertem Wasser zu spülen.

d) Bürettenhähne

Bürettenhähne 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 in einer Polyethylenflasche aufbewahrt. Die Bürette wird so eingespannt, dass sie mit ihrem unteren Ende in ein geeignet hohes Becherglas passt, welches auf einer Heizplatte steht. Das Becherglas wird bis zur vorgesehenen Höhe mit der ethanolischen NaOH gefüllt und mit kleiner Heizstufe unter Rühren erwärmt, ohne dass die Lösung zum Sieden kommt. Ein verfetteter Hahn wird in die Lösung gelegt. Danach die Bürette bzw. den Hahn gut mit Wasser abspülen. Die NaOH-Lösung kann auch weiter verwendet werden, wenn sie etwas dunkler geworden ist.

Maßanalytische Geräte Ihr 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 begrenzt die Eichmarke genau das zu messende Volumen. Pipetten und Büretten müssen dagegen auf Auslauf graduiert sein, weil eine geringe Flüssigkeitsmenge durch Adhäsion an der Glaswand haften bleibt, was jedoch für die genaue Messung von Bedeutung ist und deshalb nicht vernachlässigt werden darf. Die Messgeräte sollten vor Gebrauch sauber und trocken sein, andernfalls muss man sie reinigen und kurz mit einigen ml der abzumessenden Lösung durchspülen. Dieses Durchspülen erspart den zeitaufwendigen Trockenvorgang. Die Spüllösung ist zu verwerfen. Zu den Gefäßen ist im Einzelnen folgendes zu sagen: Messzylinder Obwohl auf „In“ justiert wird er hauptsächlich als Ausgussgefäß verwendet. Dadurch entstehen Messfehler bis zu 3%, die im praktischen Einsatz zumeist vernachlässigt werden können. Messkolben Messkolben werden in der Analytik zum Einstellen von Lösungen mit genauem Gehalt, den so genannten Normallösungen, sowie zum Verdünnen der Analysenlösung verwendet. Messkolben sind deshalb auf „In“ justiert. Die Messgenauigkeit liegt je nach Größe des Messkolbens bei 0,1 - 0,2%. Arbeitstechnik: 1. Gefäß auf Sauberkeit kontrollieren, ggf. durchspülen 2. mit Wasser bis ca. 1 cm unter die Marke auffüllen 3. mit Wasser tropfenweise bis zur Marke auffüllen 4. Lösung gut durchmischen

Abbildung 1: Messzylinder

Abbildung 2: Pipetten Abbildung 3:

Messkolben


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Pipetten Man unterscheidet zwischen Mess- und Vollpipetten. Mit Messpipetten lassen sich verschiedene Flüssigkeitsmengen abmessen. Sie sind auf „Ex“ justiert. Die Messgenauigkeit beträgt je nach Größe der Pipette 0,5-1,5%. Mit einer Vollpipette lässt sich eine genau bestimmte Flüssigkeitsmenge abmessen. Auch Vollpipetten sind auf „Ex“ geeicht, d.h. in der Pipettenspitze befindliche Flüssigkeitsreste dürfen nicht ausgeblasen werden, sie sind bei der Eichung berücksichtigt. Die Messgenauigkeit der Vollpipette liegt je nach Größe bei 0,1 – 0,6%. Arbeitstechnik: 1. Pipetten auf Sauberkeit überprüfen, eventuell durchspülen 2. Pipette auf intakte Spitze überprüfen 3. Flüssigkeit bis ca. 1 cm über die Markierung aufsaugen

(Peleusball!) 4. aus der senkrecht gehaltenen Pipette Flüssigkeit

tropfenweise bis zur Marke auslaufen lassen, Spitze abstreifen

5. Flüssigkeit entlang der Gefäßwand auslaufen lassen, Spitze am Glas

6. ca. 20 Sekunden warten 7. Pipettenspitze unter leichtem Drehen an der Gefäßwand

abstreifen Bürette Büretten gelangen dort zur Anwendung, wo die Menge der abzumessenden Reagenzlösung nicht im voraus genau bekannt ist (Dosiergefäß). Die Bürette unterscheidet sich von der Messpipette nur dadurch, dass die Bürette einen regelbaren Auslauf besitzt. Das oben offene Glasrohr ist bei z.B. einem Gesamtvolumen 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 kleinen

Portionen spülen; die Flüssigkeit muss die Innenwand gleichmäßig benetzen 4. 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 Null gestellt werden, jeder beliebige Wert eignet sich.

6. Inhalt der Bürette notieren 7. Reagenzlösung ablaufen lassen Bei völlig geöffnetem Ablaufhahn die Flüssigkeit bis kurz vor Erreichen des Umschlagspunkts (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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Messfehler Je kleiner das abzumessende Volumen, desto größer der unvermeidbare, prozentuale Messfehler. Durch die richtige Wahl und Handhabung der Bürette können Messfehler aber auf ein Minimum reduziert werden. Meniskusfehler: Flüssigkeitsoberflächen sind entweder nach unten (konkav) oder nach oben (konvex) gewölbt. Dies bezeichnet man als Meniskus. Der Meniskusfehler wird vermieden, wenn beim konkaven Meniskus an der tiefsten und beim konvexen Meniskus an der höchsten Stelle der Flüssigkeitsoberfläche abgelesen wird. Bei stark gefärbten Flüssigkeiten wird am oberen Rand des Meniskuswulstes abgelesen. Parallaxenfehler: Der Parallaxenfehler kann vermieden werden, wenn genau auf Augenhöhe abgelesen wird. Schräghaltefehler: Messgeräte müssen zum Ablesen senkrecht gehalten 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 der Messgenauigkeit dem abzumessenden Volumen angepasst werden.

Säure-Base-Titrationen J.B. S. 381 Kap. 3.4.1) Titrimetrische Verfahren - Allgemeine Grundlagen J.B. S. 387 Kap. 3.4.2) Neutralisationsverfahren Die Herstellung und Einstellung von Maßlösungen (J.B. S. 384), die Grundlagen der Neutralisationsverfahren (J.B. S. 387 Kap. 3.4.2), Indikatoren (J.B. S. 392) und verschiedene Säure-Base-Titrationen (J.B. S. 398 Kap. 3.4.2.3). Die Maßanalyse ist die älteste quantitative Analysenmethode. Sie hat sich ab 1800 zusammen mit einer technischen Chemie entwickelt, weil die Produkte analysiert und kontrolliert werden mussten. Grundlage der Säure-Base-Titrationen ist die Neutralisationsreaktion hydratisierter Protonen 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 NaOH aber nicht möglich. Weiterhin ist zu beachten, dass zwar saure Maßlösungen über längere 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 126,066 g/Mol), mit der wir eine verdünnte Natronlauge einstellen, und damit deren genauen Titer 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 vor Versuchsbeginn mit verdünnter HNO3, Wasser und abschließend mit Ethanol abgespült, durch Stehen lassen an der Luft getrocknet und auf der Analysenwaage genau gewogen. Man pipettiert drei 25 ml Proben in drei 250 ml Bechergläser, verdünnt mit deionisiertem Wasser auf etwa 70–80 ml und fügt etwa 20-30 ml 1 M Schwefelsäure hinzu. Die Platin-Drahtnetz-Kathode soll zu Beginn der Elektrolyse zu ca. 2/3 eintauchen. Die Elektrolysetemperatur soll 40-60°C und die Betriebsspannung 2,5-3 Volt betragen. Ist die Lösung farblos geworden, so fügt man einen knappen Finger breit deionisiertes Wasser hinzu und beobachtet, ob sich an den blanken Stellen der Elektrode noch Kupfer abscheidet. Ist das nicht der Fall, so entnimmt man mit einer Pipette einige Tropfen der Lösung und prüft mit konzentriertem NH3 bis zur alkalischen Reaktion auf Vollständigkeit der Abscheidung. Bei noch eingeschaltetem Strom wird das Becherglas mit der Lösung gegen ein Becherglas mit deionisiertem H2O ausgetauscht und noch eine Minute bei eingeschaltetem Strom gerührt. Nach dem Ausschalten des Stromes wird die Elektrode zunächst mehrfach in ein Becherglas 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 mit halbkonzentrierter HNO3 (Abzug!) (so wenig wie möglich, am besten mehrmals zusammen mit Kollegen verwenden!) und gibt die Lösung anschließend in die Sammelflasche für Kupferabfälle. Angabe in mg Kupfer bezogen auf die gesamte Probe. Bewertung: 6 Punkte


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Grundbegriffe Säure u. Base nach BRØNSTED, pH–Wert, Puffer, Wasser als Lösungsmittel, Säure- und Baseeigenschaften der Elemente und Elementhydroxide, Amphoterie

Säure-Basen-Theorien

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

pH-Wert Ionenprodukt des Wassers, Temperaturabhängigkeit, Definition und 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

Fragen zur Selbstkontrolle • 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 die Genauigkeit einer Neutralisationstitration prinzipiell größer, in Wasser von 10°C oder von 80°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 KS und KB 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 in einer 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 eine Gleichgewichtskonstante darstellt?

• Berechnen Sie den KS- und den KB-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(NH3)4(H2O)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 Kontakt bringen. Beobachtung. Den Eisessig durch Zusatz von Wasser verdünnen. Ändert sich der beobachtete Effekt? Protokoll: Die Effekte sind mit der Veränderung bei Zusatz von Wasser zu reiner Essigsäure zu erläutern. Versuch 7-2: Auskristallisieren im Becherglas

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

2) Es stehen zur Auswahl: Na2SO4, K2SO4, NaHCO3, KAl(SO4)2 (Alaun), (NH4)2SO4, KCl, NaCl, CuSO4⋅5H2O, verschiedene Phosphate.

3) Das Abdunsten und Auskristallisieren ist über 2 Wochen zu beobachten. Das Ergebnis 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 und Bezugselektrode (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 Fällung von Cu(OH)2 erwarten. Mit einer acidimetrischenTitration unter Benutzung eines pH-Meters und einer Glaselektrode kann mit dem Titrationsverbrauch die Stöchiometrie des gebildeten Niederschlags überprüft werden. Titrierlösung: Eine ca. 1 M NaOH muss angesetzt werden. Sie wird mit Oxalsäure eingestellt (siehe S. 58, Analyse 7, Abs. 3); für die 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 eines Potentiometers mit 1 M NaOH titriert. Bis zu einem Verbrauch von 10 ml werden 1 ml-Portionen zugegeben, danach 0,5 ml-Portionen. Nach jeder Zugabe ist eine halbe Minute bis zur Konstanz des Messwertes zu warten, erst danach wird abgelesen. Wenn der pH-Wert nur noch langsam ansteigt, wird die Titration abgebrochen und die Lösung filtriert. Qualitativer Kupfernachweis: Sind im Filtrat noch Kupferionen nachzuweisen? Qualitativer Sulfatnachweis: Der abfiltrierte Niederschlag wird mit destilliertem Wasser gewaschen, bis das Filtrat sulfatfrei ist. Danach wird ein Teil des Niederschlages in wenig verdünnter HCl gelöst. Diese Lösung wird auf Sulfat-Ionen geprüft. Protokoll: Aus der vorgelegten Menge Kupferlösung soll ein theoretischer Verbrauch für eine Fällung mit 1 M NaOH als Cu(OH)2 errechnet werden. Die Messwerte sind gegen den Verbrauch an 1 M NaOH aufzutragen. Aus der Auftragung lässt sich ein Titrationsverbrauch für die vollständige Fällung des Kupfer(II) ermitteln. Er ist mit dem theoretischen Wert zu vergleichen. Aus dem Verbrauch und der vorgegebenen Menge Kupfer ist das stöchiometrische Verhältnis von Cu2+ zu OH- zu errechnen. Ergibt sich eine erste Schlussfolgerung? Waren im Filtrat noch Kupferionen nachzuweisen? Angabe der Nachweis-Methode und des Ergebnisses.


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Waren Sulfationen im aufgelösten Niederschlag nachzuweisen? Mit den Ergebnissen lässt sich ein Vorschlag für die Summenformel des Niederschlages in Form eines Doppelsalzes angeben. Analyse 7: Der Gehalt einer Schwefelsäure ist zu bestimmen 7a: Herstellung und Einstellung einer 0,1 M NaOH Ca. 4 g NaOH-Plätzchen werden auf der oberschaligen Waage abgewogen und sofort anschließend in destilliertem Wasser gelöst. Die Lösung wird in einer 1 Liter-Plastikflasche mit destilliertem Wasser aufgefüllt und gut umgeschüttelt. Die Benutzung eines Messgefäßes erübrigt sich. (Im J.B. S. 397 wird vorgeschlagen 6 g NaOH zu nehmen und die Plätzchen einmal rasch mit Wasser „abzuspülen“, um eine „Carbonatschicht“ an der Oberfläche der Plätzchen zu entfernen.) Aus einer Überschlagsrechnung ergibt sich: wenn 63,033 g Oxalsäure-Dihydrat 39,997 g NaOH äquivalent sind, dann ergeben 63 mg Oxalsäure einen Verbrauch von etwa 10 ml einer ca. 0,1 M NaOH. Bei Benutzung einer 50 ml-Bürette ist ein Verbrauch von 20-30 ml anzustreben. Die Einstellung der NaOH wird deshalb wie folgt 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 in ca. 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 der untere Meniskus der Flüssigkeit herangezogen. Während der Titration ein weißes Blatt Papier unter den Erlenmeyerkolben legen, dann kann der Farbumschlag besser beobachtet werden. Tropfen, die an die Innenwand des Erlenmeyerkolbens spritzen, werden mit Wasser heruntergespült. Der Farbumschlag von gelb nach blau erfolgt im pH-Bereich 6,0-7,6. Die genaue Normalität der NaOH ist ausgehend von den unterschiedlichen Einwaagen der Oxalsäure zu berechnen. Drei Werte dürfen nicht mehr als 1% differieren! Messwerte, Rechengang und Ergebnis der Einstellung im Analysenheft. Bewertung: 2 Punkte 7b: Analyse Der 100 ml-Messkolben mit der Probelösung wird mit destilliertem Wasser auf genau 100 ml aufgefüllt. Gut durchschütteln und je 25 ml für drei Titrationen in je einen sauberen 300 ml-Erlenmeyerkolben abpipettieren. 4 Tropfen Bromthymolblau als Indikator verwenden.


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Die Angabe ist in mg H2SO4 auf die gesamte Probe zu beziehen. Bewertung: 6 Punkte Analyse 8: Der Carbonat-Gehalt einer Probe ist zu bestimmen 8a: Herstellung und Einstellung einer 0,1 M Salzsäure Eine 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 dieser Salzsäure ist über eine Titration mit einer 0,1 M NaOH, deren Titer genau bekannt ist, zu ermitteln. Einstellung ins Analysenheft. Bewertung: 2 Punkte 8b: Analyse 25 ml der Probenlösung werden zu genau 50 ml der eingestellten 0.1M Salzsäure gegeben. Die Mischung wird gelinde unter Schütteln/Schwenken ½ h erwärmt (bis ca. 70 °C), um alles CO2 zu vertreiben. Nach dem Abkühlen wird mit eingestellter 0.1M NaOH unter Verwendung von Bromthymolblau der Überschuss der Salzsäure rücktitriert. Die Angabe ist in mg Carbonat auf die gesamte Probe zu beziehen. Bewertung: 6 Punkte 8. Woche Versuch 8-1: Ein Löslichkeitsgleichgewicht 1 5 ml einer gesättigten KCl-Lösung mit 5 ml konz. HCl (10 M) versetzen. Beobachtungen? 2 5 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 genaue Masse notieren), in ein Reagenzglas gegeben und 8 ml dest. Wasser (Messzylinder) hinzugegeben. Die Mischung wird in ein Becherglas mit Wasser gestellt und dieses allmählich erhitzt. Dabei wird mit einem Thermometer im Reagenzglas gerührt bis alles KClO3 in Lösung gegangen ist. Die Lösung wird zum langsamen Abkühlen mit dem Reagenzglas in dem Becherglas stehen gelassen, kontinuierlich beobachtet und die Temperatur beim beginnenden Auskristallisieren festgehalten (Messwert für die Löslichkeitskurve). Der Versuch wird mit derselben Lösung zweimal wiederholt. Damit ergibt sich ein Temperaturwert, bei dem - bezogen auf die Einwaage und 8 ml Wasser - Sättigung vorliegt. Protokoll:


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Welche Löslichkeit in Gramm erhalten Sie bei der Temperatur des Messwertes bezogen auf 100 ml Wasser? Skizzieren Sie auf Millimeterpapier mit den gegebenen Daten eine Löslichkeitskurve und tragen Sie auch Ihren Messwert ein.

Löslichkeit von KClO3 in 100 ml Wasser Temperatur [°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 Kationenaustauschers Eine fingerbreite Schicht Kationenaustauscher wird in ein kleines Becherglas gegeben, zweimal mit deionisiertem Wasser versetzt, welches nach mehrmaligem Umschwenken abdekantiert wird. Danach wird der Austauscher mit 2 M HCl überschichtet und einige Minuten stehen gelassen. Die HCl-Lösung wird dekantiert und der Ionenaustauscher so oft mit deionisiertem Wasser gewaschen, bis das Waschwasser seinen pH-Wert nicht mehr verändert. (Deionisiertes Wasser hat einen pH-Wert von ca. 6). Anschließend wird der Austauscher mit einer verdünnten CuSO4-Lösung gerade bedeckt. Nach einigen Minuten wird abdekantiert und der pH dieser Lösung gemessen und mit dem der CuSO4-Ausgangslösung verglichen. Welche Farbe hat diese Lösung nach dem Abdekantieren im Vergleich zur Ausgangslösung? Der Ionenaustauscher wird danach mit deionisiertem Wasser gewaschen und nach dem Abdekantieren mit soviel verdünnter Salzsäure versetzt, dass er gerade bedeckt ist. Einige Minuten stehen lassen; welche Veränderung ist an der salzsauren Lösung nach dem Abdekantieren zu beobachten? Den Ionentauscher nach Beendigung des 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 einer Wasserprobe Es soll eine Probe analysiert werden, deren Wasserhärte interessiert. Verwendet werden 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 Hälfte luftblasenfrei mit dem Ionenaustauscher und Wasser gefüllt. Dazu soll der Ionenaustauscher mit einem langen Glasstab durchgerührt werden, bis alle 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 einer Durchlaufgeschwindigkeit von ungefähr 10 ml/min (schnell aufeinander folgende Einzeltropfen!) durch die Säule gegeben. Anschließend lässt man deionisiertes


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Wasser rasch durchtropfen, bis im Waschwasser kein Chlorid mehr nachzuweisen ist. Danach sind sicherheitshalber noch weitere 50 ml deionisiertes Wasser zum Nachwaschen 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 vier 25 ml-Portionen deionisiertem Wasser nachgewaschen und dieses Waschwasser im gleichen Erlenmeyerkolben gesammelt. Das gesamte Eluat wird mit 6 Tropfen Bromthymolblau-Lösung versetzt und mit eingestellter 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, ist aus dem Titrationsverbrauch zu berechnen, wie viel mmol Ca2+ in einem Liter des Wassers enthalten sind. Damit lässt sich die Härte des Wassers angeben, denn ein deutscher 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+ und Grad 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) Trennung durch Extraktion. Verteilung von Essigsäure, Chloressigsäure, Propionsäure, Milchsäure, Weinsäure, Äpfelsäure bzw. Buttersäure zwischen Wasser und Amylalkohol (Nur eine Säure aussuchen! Im Seminar werden die Ergebnisse zusammengetragen.). In einen ausgeliehenen 100 ml Scheidetrichter werden mit einer Pipette 25 ml der 0,1M Säurelösung und 25 ml Amylalkohol gegeben. Dann wird ca. 2 Minuten gut durchgeschüttelt. Zu Beginn muss nach jedem Schütteln belüftet werden. Die Trennung beider Phasen braucht danach mehrere Minuten. Danach wird von jeder der beiden Phasen der Säuregehalt ermittelt. Dazu werden je zwei 10 ml-Proben beider Phasen nach Zusatz von Phenolphthalein mit der eingestellten NaOH aus der Bürette titriert. Der Amylalkoholphase werden vorher ca. 20 ml dest. Wasser zugesetzt und vor dem Titrieren sowie beim Titrieren öfter durch Schütteln und Rühren beide Phasen vermischt. Protokoll: Wiedergabe der Titrationsergebnisse und des Wertes für den Verteilungskoeffizienten. (Da gleiche Ausgangsvolumina von je 25 ml für die


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Extraktion und gleiche Titrationsvolumina von je 10 ml gewählt wurden, ergibt sich der Verteilungskoeffizient direkt aus dem Verhältnis beider Titrationsverbräuche an NaOH-Lösung.). Diskussion. 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 g Mannitpulver wird mit 0,1 M NaOH auf Rosafärbung titriert. Dann wird erneut 1 g Mannit zugeben und titriert (maximal 3-4 mal), bis auf weiteren Mannitzusatz keine Entfärbung mehr eintritt (Entfärbung nach frühestens 60 s). Der Gesamtverbrauch an Lauge 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 Lösung Der Austauscher wird mit Salzsäure regeneriert und sehr ausgiebig gewaschen. Dann wird aus dem 100 ml-Messkolben eine 25 ml Probelösung abpipettiert und auf die Säule gegeben; langsam durchtropfen lassen und mit fünf 25 ml- Portionen deionisiertem Wasser nachwaschen. Das gesamte Eluat wird mit der eingestellten NaOH unter Benutzung einer 50 ml Bürette titriert. Die Bestimmung wird zweimal wiederholt; dazu braucht das Harz nicht regeneriert zu werden. Die Angabe erfolgt in mg Natrium bezogen auf die gesamte Probe. Bewertung: 6 Punkte 9. Woche Versuch 9-1: Silberchromat als kristallchemischer Nachweis Ein Tropfen der ausstehenden AgNO3-Lösung wird auf dem Objektträger mit einem kleinen Tropfen 2 M HNO3 vereinigt. Anschließend wird ein Tropfen 0,1M Kaliumchromatlösung auf den Objektträger gegeben und beide Tropfen zusammengeführt. Zu erwarten sind dunkelrote und gelbe Kristalle von Ag2CrO4 bzw. Ag2Cr2O7. 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!).


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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 verdünnter Essigsäure überschichtet und abgewartet, bis eine Gasentwicklung einsetzt. Dann wird die Essigsäure abgesaugt und das Zinkpulver dreimal mit deionisiertem Wasser bedeckt und jeweils abgesaugt. Es schließen sich zwei Waschvorgänge mit Methanol an. Danach wird das Zinkpulver auf einem Uhrglas an der Luft getrocknet. Ein trockenes 250 ml TPX-Becherglas (ausleihen) auswiegen und in eine Polystyrolisolierung stellen. 50 ml deionisiertes H2O einpipettieren und 2 g aktiviertes Zinkpulver in das Wasser geben. Danach die Temperatur des Wassers bestimmen. Anschließend möglichst genau 0,5 ml Brom hinzufügen (eine 1 ml Kolbenpipette liegt aus). Damit ist die Reaktion gestartet (t=0). Die Temperatur bei gutem Rühren (von Hand!) 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 ΔT ergibt sich die Wärmemenge Q = m . cp

. ΔT, 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 Teil des 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 auch die spezifische Wärme für das TPX niedriger ist. Q = [m(H2O) • C(H2O) + m(Becher) • C(TPX)] • ΔT 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 die Stoffmenge n (in Mol) des eingesetzten Broms (Dichte: 3,14 g/cm3) bezogen wird:

ΔH Qn

=

Die Reaktionsenthalpie soll auch aus folgenden Daten berechnet werden: Sublimationswärme des Zinks 131 kJ/Mol Verdampfungswärme des Broms 32 kJ/Mol Dissoziationsenergie des Broms 224 kJ/Mol 1.+2. Ionisierungsenergie des Zinks 2652 kJ/Mol Elektronenaffinität des Bromatoms -344 kJ/Mol Hydratationswärme des Zn2+ -2046 kJ/Mol


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Hydratationswärme des Bromids -314 kJ/Mol Beide Werte sind zu vergleichen; eine deutliche Abweichung (>10%) ist zu diskutieren. Schätzen Sie den Fehler (in Prozent) ab, der von der Temperaturbestimmung verursacht wird, indem Sie mit ΔT = +0,5° oder –0,5° eine Berechnung ausführen, je nachdem ob Ihr Wert für ΔH gegenüber dem „Born-Haber-Wert“ zu hoch oder zu niedrig liegt. Schätzen Sie den Fehler (in Prozent ab, der erfassen soll, dass evtl. nur ein Teil des TPX-Bechers Wärme aufgenommen hat, indem Sie einen Wert für die Reaktionsenthalpie ermitteln, bei dem nur die halbe Masse des TPX-Bechers eingesetzt wird. Schätzen Sie auch einen Fehler (in Prozent) ab, der sich aus der ungenauen Abmessung der Menge Brom ergeben kann, indem Sie für die Reaktionsenthalpie 0,45 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 die gesamte Substanz farblos oder ganz schwach grau gefärbt ist. Es sind dann 4 g wasserfreies CuSO4 entstanden, die nach dem erneuten Mörsern in einem TPX-Becherglas in 50 ml H2O gegeben werden, dessen Temperatur vorher bestimmt worden ist. Der Temperaturverlauf des Lösungsvorganges ist bei gutem Rühren zu verfolgen. Achtung: In der Startphase bis zu ca. 60 Sekunden ist sehr gut zu rühren und alle 10 sec. abzulesen, denn sonst ergeben sich Verklumpungen und völlig unbrauchbare Werte. Auswertung und Protokoll: Die Enthalpie ΔH wird unter Berücksichtigung des Wärmewertes für das Wasser und für das Gefäß berechnet und auf 1 Mol Substanz bezogen. Das Ergebnis entspricht der Bildung des Pentahydrats, da sich dieses mit vernachlässigbarer Wärmetönung in Wasser löst. Den Temperaturverlauf (Millimeterpapier) auftragen und auf die Zeit Null extrapolieren. Mit der gemessenen Temperaturdifferenz ΔT 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 einem N-Liganden

(In aushängender Liste eintragen, 2 Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig)

Die Bildungsenthalpie soll für den Tetraamminkomplex des Kupfer(II), den Komplex mit Ethylendiamin bzw. mit EDTA aus wasserfreiem CuSO4 (4 g) analog zu Versuch


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9-3 ermittelt werden. Statt 50 ml H2O werden 50 ml 2 M Ammoniaklösung (Dichte 0,984 g/ml; spez. Wärme wie Wasser), 50 ml ca. 1 M Ethylendiamin (Dichte wie 2 M NH3, spezifische Wärme wie Wasser) bzw. 50 ml 0,2 M EDTA-Lösung (s. Analyse 15. Dichte und spezifische Wärme wie Wasser) verwendet. Protokoll: Versuchsdaten und Auswertung für eine der drei Alternativen. Berechne die Enthalpie für die Komplexbildung, ausgehend von CuSO4(aq), unter Verwendung der Versuchsergebnisse von Versuch 9-3. Versuch 9-5: Die Autokatalyse bei der Reduktion des Permanganats 1 Eine 0,02 M Permanganatlösung, die mit dem gleichen Volumen verdünnter Schwefelsäure angesäuert worden ist, wird gleichmäßig auf 3 Reagenzgläser verteilt. Eine selbst hergestellte gesättigte Oxalsäurelösung (ca. 1 M) wird ebenfalls zu gleichen Teilen auf 3 Reagenzgläser verteilt. In die erste Oxalsäurelösung gibt man eine Spatelspitze festes Mangan(II)sulfat, in die zweite eine größere Spatelspitze festes KF, die dritte bleibt ohne Zusatz. Danach gibt man gleichzeitig die drei Oxalsäureportionen in je eine der Permanganatlösungen, vermischt gut und beobachtet, in welcher Reihenfolge Entfärbung auftritt. Protokoll: Die Reihenfolge, mit der vollständige Entfärbung auftritt, soll qualitativ begründet werden. 2 Eine 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-Lösungen gegeben. 3 Interessant 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 mit KMnO4 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. In dem Becherglas werden 100 ml ca. 0,01 M Fe(II)-Lösung vorgelegt (frisch angesetzt mit 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 aus einer Bürette zugegeben wird. Nach jedem Reagenzzusatz wird die Potentialdifferenz gemessen. Die Zugabe ist über einen größeren Potentialsprung hinaus mit einer ausreichenden Zahl an Werten fortzusetzen. Es wird außerdem festgehalten, bei welchem Wert zum ersten Mal eine bleibende Rosafärbung zu beobachten ist.


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Protokoll: Die Ergebnisse werden graphisch dargestellt (MIllimeterpapier). Wie ist die beginnende Rosafärbung dem Potentialdiagramm zuzuordnen? Analyse 11: Konduktometrische Bestimmung von Salzsäure Nach dem Auffüllen und guten Durchmischen des 100 ml-Messkolbens werden 2 Titrationen ausgeführt, für die jeweils 25 ml entnommen werden. Entsprechend dem für die Tauchelektrode erforderlichen Füllstand des Titriergefäßes ist mit Wasser zu verdünnen. Die Titration wird in 1 ml Portionen einer 0,1 M NaOH vorgenommen, die Leitwerte sind erst nach dem Erreichen vollständiger Durchmischung abzulesen. Der Äquivalenzpunkt ergibt sich durch graphische Extrapolation aus der Auftragung der 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 M NaOH 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 beide Umschlagsbereiche mehr Messpunkte vorzusehen sind, um die Genauigkeit der Bestimmung etwas zu erhöhen. Analysenheft: Die Stoffmenge an Maleinsäure in der Gesamtprobe ist für beide Messwerte getrennt anzugeben. Bewertung: 6 Punkte


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Säure-Basen-Konzept nach Lewis

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

Löslichkeitsprodukt Definition, Anwendung, Bestimmungsmethoden, Berechnung von Löslichkeiten bei Kenntnis des Löslichkeitsprodukts

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

Komplextitration Maßanalytische Komplexbildner, Endpunkterkennung

Redoxtitration Allgemeine Grundlagen für Redoxtitrationen, iodometrische bzw. permanganometrische Verfahren

Photometrie Begriffe: LAMBERT-BEERsches Gesetz, Prinzip einer photo-metrischen Bestimmung

Fragen zur Selbstkontrolle • Geben Sie für folgende Reaktionen jeweils an, welches Molekül oder Ion die Lewissäure,

welches die Lewisbase ist: Ag+ + 2 NH3 [Ag(NH3)2]+ NH2

– + NH4+ 2 NH3

• 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 Mg2+, Na+ und Al3+-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(S2O3)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 mit Cu2+?

• 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 Fe2+-

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 Zugabe von Kaliumiodid entsteht?

• Was wird unter der „Iod-Stärke-Reaktion“ verstanden? • Wie kann der Extinktionskoeffizienten ε 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? Argumentieren Sie 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 EDTA 1 Mit einer sehr verdünnten Eisen(III)salz-Lösung (ausstehende Lösung stark verdünnen) und Thiocyanat stellt man sich eine verdünnte Lösung des roten Komplexes her und verteilt sie auf 2 Reagenzgläser. In eine Probe wird 0,1 M EDTA-Lösung zugetropft, bis zu einem deutlichen Farbsprung. In die zweite Probe wird zum Vergleich die gleichen Tropfenzahl Wasser gegeben. 2 Mit einer verdünnten Kupfersulfat-Lösung (ausstehende Lösung 1:10 verdünnen) und verdünnter NH3-Lösung stellt man sich eine Lösung des tiefblauen Kupfertetraaminkomplexes 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 und mit der zweiten Probe verglichen. 3 In einem Reagenzglas wird eine verdünnte Kobalt(II)lösung mit Thiocyanat bis zu einer tiefen Blaufärbung versetzt. Nach der Verteilung auf zwei Reagenzgläser wird einer 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) Gesättigte Gipslösungen in deionisiertem H2O und in Lösungen mit unterschiedlichem Salzgehalt (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 (also insgesamt 4 Messungen) wird jeweils von der überstehenden klaren Lösung eine Probe von 10 ml entnommen, mit 40 ml deionisiertem H2O verdünnt, mit 1 ml 2 M NaOH versetzt und eine kleine Spatelspitze einer Verreibung von Calconcarbonsäure hinzugegeben. 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 Titer der benutzten EDTA-Lösung nicht genau 0,01 M beträgt, wird der Verbrauch auf eine 0,01 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 die Löslichkeit in mg/100 ml zu berechnen. Das Löslichkeitsprodukt ist angegeben zu pKL = 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 ohne Umrechnung Löslichkeitskurven in Abhängigkeit vom Gehalt an Fremdsalz aufgetragen (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 Salzlösungen deutlich 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 eine messbare Ionenwechselwirkung ergibt. Die Titrationsergebnisse sind tabellarisch und graphisch darzustellen und kurz zu kommentieren. Literatur: Zur Löslichkeit von Gips und zu Salzeffekten: 1.) J.Chem.Educ. 63 (1986) 471; 2.) J.Chem.Educ. 75 (1998) 1179; Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt 3.) 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 sollen mindestens zu 2/3 und höchstens zu ¾ gefüllt sein und dürfen keine Luftblasen enthalten. Bei jeder Messung mit veränderter Wellenlänge den Nullpunkt mit der Lösungsmittelküvette und Wasser erneut korrigieren.

Einige Extinktionswerte sind zusammen mit den relativen Fehlern für eine Konzentrationsangabe (jeweils 0,5% Transmission als Ablesefehler) aufgeführt, um den günstigsten Messbereich zu verdeutlichen: Extinktion 0,05 0,125 0,460 1,00 2,0 rel. Fehler 5,2% 2,3% 1,36% 2,17% 10,8%

Daraus folgt, dass im Bereich der Extinktionswerte von 0,15-0,8 die genaueste Bestimmung erfolgt. Versuch 10-3: Eine photometrische Untersuchung (2 Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig) Versuchsdurchführung: Von einer gefärbten Lösung (z.B. Ni2+, Co2+,...) wird zunächst ein Absorptionsspektrum aufgenommen. Dabei ist die Probenkonzentration so auszurichten, dass das Maximum der Extinktion einen Wert von ca. 0,6-1,0 ausmacht. Danach wird bei der Wellenlänge des Maximums die Gültigkeit des Lambert-Beerschen Gesetzes überprüft. Dazu stellt man sich eine Stammlösung her und füllt damit 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-Bürette laufen, mischt gut und misst die Extinktion im Maximum. Analog verfährt man mit 8 ml Stammlösung und 2 ml Wasser bis 1 ml Stammlösung und 9 ml Wasser (10 Messpunkte). Protokoll: Aufzutragen (Millimeterpapier) sind das Spektrum (Extinktion gegen die Wellenlänge) und die Extinktionen gegen die Konzentrationen (bzw. gegen die Anzahl ml der Stammlösung) 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 ihre Konzentration 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 steigender Konzentration versetzt. Dazu wird eine 0,3 M NaNO3-Lösung verwendet, von der 10 ml, 8 ml, 5 ml und 3 ml, die jeweils auf 10 ml mit Wasser ergänzt werden, eingesetzt werden. 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-

komplex Versuchsanleitung (J.B. S. 493 Kap. 3.7.2)

Die Eichgerade kann von mehreren Praktikanten zusammen erstellt und benutzt werden. Für die Analysen sollte dann auf jeden Fall dasselbe Photometer, dieselben Küvetten, Messkolben und Pipetten eingesetzt werden. Die Eichgerade wird nach der Vorschrift im Jander-Blasius erstellt. Hinweis: Hier handelt es sich nicht um Bronze oder Messing! Die Proben der Standardlösung (Stammlösung) können statt aus einer Bürette auch mit der 10 ml und 25 ml Pipette zusammengestellt werden: 10 ml, 20 ml, 25 ml, 35 ml, 50 ml. Von einer zu vermessenden Lösung muss ein Spektrum von ca. 500 – 700 nm aufgenommen werden, um das Absorbtionsmaximum festzulegen, das erfahrungsgemäß bei ca. 630 nm liegt und nicht bei 578 nm wie im Buch angegeben ist. Der ausgestellte Messkolben mit der Analysenlösung ist ohne Zusatz von NH3 nur mit deionisiertem Wasser aufzufüllen. Die drei entnommenen 25 ml Proben werden danach wie die Proben für die Eichgerade behandelt und vermessen. Angabe in mg Kupfer in der Gesamtprobe Bewertung: 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-Einstellung nicht erforderlich. Drei Proben von ca. 150 mg KCl werden genau eingewogen, in ca. 100 ml deionisiertem H2O gelöst, Chromatlösung (z.B. J.B. 2 ml 0,3M; 6 ml einer 0,1 M Lösung sind ebenfalls geeignet, auf jeden Fall sparsam mit Chromat umgehen!) zugesetzt und nach der Vorschrift im Praktikumsbuch mit der 0,1 M AgNO3-Lösung titriert 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 Einstellung der 0,1 M AgNO3-Lösung. Abgabe der Ergebnisses in mg Chlorid. Entsorgung: Die Titrationslösungen von Versuch 25 und von der 5. Analyse sollen wegen des Silbergehaltes gesammelt werden. Sie sind wegen des enthaltenen Chromats vorzubehandeln: Nach dem Absetzen des Silberhalogenids wird die gelbe Lösung mit etwas verd. HCl angesäuert, der Niederschlag mehrfach gut aufgewirbelt und nach dem Absetzen wird möglichst weitgehend abdekantiert. Der Niederschlag, von dem abdekantiert worden ist, wird aufgeschlämmt und in die Sammelflasche für Silberrückstände gegeben. Mit einer Spatelspitze Natriumsulfit wird das Chromat in der abdekantierten Lösung reduziert 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 Indikators abdecken, 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 geeignete Menge der Indikatorlösung (Kolbenpipette ausleihen) zusammengegeben; die Verdünnung der Indikatorlösungen ist so gewählt, dass sich bei der angegebenen Wellenlänge brauchbare Messwerte ergeben.


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

[nm] Methylorange 2-6 0,5 535 Methylrot 3-7 0,2 520 Bromthymolblau 4,5-9 0,5 600 Lackmus 4-9,5 1,0 600 Kongorot 2-6 1,0 600 p-Nitrophenol 5-9 0,5 390 Phenolphthalein 8-11 0,2 550 Bromkresolgrün 3-7 1,0 600 Thymolblau 7-11 1,0 600 Bromphenolblau 2-6 1,0 590 Phenolrot 6-10 0,2 560 Thymolphthalein 7-10 0,1 590

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

Mit dem Zusammenhang pK pHHInIna = +

−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 ist dabei, dass eine Probelösung schubweise mit Titrierlösung aufgestockt und der Messeffekt 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; eine 1 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 ein Spektrum der Ni(II)-Lösung (5 ml 0,1 M Ni(II) + 5 ml Wasser) von 400-600 nm in 20 nm-Abständen aufgenommen. Beide Spektren und ihre Differenzen werden aufgetragen (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 und anschließend 0,3, 0,6, 1,0, 1,5, 2,0 und 2,5 ml einer 1 M Lösung von Ethylendiamin zugesetzt (1 ml bzw. 2 ml Kolbenpipette verwenden). Es wird jeweils auf 10 ml aufgefüllt. Die Proben werden bei dem ermittelten Wellenlängenwert vermessen. Protokoll: Die Messwerte sind zu tabellieren. Für die Spektren werden die Extinktionen gegen die Wellenlängen und bei der Aufstockung gegen die ml der 1 M Ethylendiaminlösung aufgetragen (Millimeterpapier). Für die Konzentrationsreihe lässt sich aus dem Schnittpunkt zweier idealisierter Geraden die stöchiometrische Menge des Liganden für die vorgelegte Nickelmenge ermitteln. Was ergibt sich für die Komplexstöchiometrie (gerundet auf eine ganze Zahl)? Wie werden die Liganden geometrisch angeordnet sein? Literatur: J. Chem. Educ. 70 (1993) 671. Versuch 11-3: Eine Komplexzusammensetzung mit der Methode nach Job (2 Praktikanten gemeinsam, testatpflichtig) Neben der Methode des Aufstockens kann auch eine diskontinuierliche und gegenläufige 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 1:4 Verdünnung der im Satz der Lösungen ausstehenden 0,1 M CuSO4-Lösung. Mit den Lösungen wird je eine Bürette gefüllt. 5 ml Cu2+-Lösung + 5 ml EDTA-Lösung werden zusammengegeben und das Spektrum 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 ml EDTA eine geeignet erscheinende Menge Wasser aus einer 50 ml Bürette dazugegeben 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 stärksten differieren. Dazu wird das Spektrum von 5 ml Cu

2+-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 9 ml EDTA-Lösung werden im relativen Absorptionsmaximum vermessen.


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Bei Kupferüberschuss kann ein Niederschlag von Cu(OH)2 entstehen, von dem unbedingt durch ein trockenes Filter direkt in eine trockene Küvette abfiltriert werden muss; 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 mehrzähnige Liganden in Betracht, die aufgrund ihres hohen Chelateffektes besonders stabile Komplexe bilden. Das bekannteste Komplexreagenz für die Titration von Metallionen ist 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 andersfarbige Chelatkomplexe 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 als Dihydrat (Molare Masse 372,24 g/mol), werden genau eingewogen, in einem geeichten 250 ml-Messkolben gelöst, genau aufgefüllt und in dem Messkolben oder in einer vorher trockenen Polyethylenflasche aufbewahrt. Der genaue Titer ergibt sich aus der exakten Einwaagemenge. 15b: Analyse Zu 25 ml der Probelösung wird eine Indikatorpuffertablette und 2 ml konzentrierte NH3 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 im Dunkeln 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 die weitere Zersetzung beschleunigt. Vor der Einstellung und Verwendung wird die KMnO4-Lösung deshalb über eine Glasfritte (kein Papierfilter!) in eine sorgfältig gereinigte braune Flasche filtriert (evtl. Saugflasche benützen). Zum Erkennen des Titrationsendpunktes dient die bei Permanganatüberschuss auftretende Rosafärbung der Lösung, die bereits auf Zusatz von 0,01 ml einer 0,02 M KMnO4-Lösung in einem Volumen von 100 ml deutlich sichtbar ist. Testen Sie diese Angabe, indem Sie ca. 100 ml Wasser vorgeben und einen möglichst kleinen Tropfen der KMnO4-Lösung aus einer engen Tropfpipette hinzugeben. Genau gewogene 120-150 mg Na2C2O4 (mindestens 3 Proben) werden in 50 ml deionisiertem H2O gelöst und 25 ml verdünnte Schwefelsäure zugesetzt. Die Lösung wird auf 75-80oC erwärmt und mit der KMnO4-Lösung titriert (bei undurchsichtigen Lösungen den Meniskus am oberen Rand ablesen). Man wartet vor jeder neuen Permanganatzugabe so lange, bis die Lösung sich entfärbt hat, denn anfänglich findet die Oxidation des Oxalations nur träge statt. Den Endpunkt erkennt man daran, dass die Permanganatlösung nicht mehr entfärbt wird, sondern die Lösung schwach rotviolett bleibt. Die schwache Rosafärbung einer austitrierten Lösung verschwindet nach einiger Zeit, weil die entstandenen Mn(II)-Ionen ihrerseits das Permanganat langsam reduzieren. 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: Analyse 25 ml der Analysenlösung aus dem 100 ml-Messkolben werden in einem 300 ml Becherglas 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 eventuell so lange 2 M Ammoniaklösung zutropfen, bis der Indikator von rot nach gelb umschlägt. Die Lösung mit dem Niederschlag noch 1 Stunde bei 80-90°C halten und mehrere Stunden, eventuell über Nacht, bei Zimmertemperatur stehen lassen (verbessert die Filtrierbarkeit). Dann den Niederschlag durch einen Porzellanfiltertiegel absaugen (Müssen zur Verfügung gestellt und vorbehandelt werden: waschen mit halbkonz. HNO3, verd. H2SO4 und reichlich deionisiertem


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Wasser). Mit 50 ml einer stark verdünnten Ammoniumoxalatlösung (steht aus), der 1 Tropfen Methylrot zugegeben wurde (Gelbfärbung der Waschlösung muss gegeben sein!), waschen. Zum Schluss den Niederschlag in kleinen Portionen mit 15 ml kaltem deionisiertem Wasser waschen. Den Filtertiegel samt Niederschlag in das Titriergefäß geben und den Niederschlag in ca. 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 Analysenlösung Bewertung: 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 porösen Bodenplatte) müssen ausgeliehen werden. Sie müssen vor dem Einsatz analog vorbehandelt werden wie bei der Analyse, d.h. sie werden mit wenig Wasser, Aceton und etwas Ether gewaschen; mindestens eine Stunde im Vakuum des Exsikkators getrocknet und danach auf der Analysenwaage genau ausgewogen (Leermasse). Falls sie sichtbar verunreinigt sind, werden sie einige Stunden (über Nacht) in halbkonz. Salpetersäure gestellt und danach sehr gründlich mit Wasser durchgespült. Drei 25-ml Proben sind zu analysieren. Die schwach saure Probelösung (25 ml) wird in der Hitze (ca. 80-90°C) mit 5 g NH4Cl, 1,2-1,5 g MgCl2-Hexahydrat und wenigen Tropfen Phenolphthaleinlösung versetzt. In die heiße Lösung wird verdünnte NH3-Lösung bis zum Farbumschlag des Phenolphthaleins zugetropft (nicht zu langsam arbeiten, allerdings auch nicht zu schnell, da man immer wieder kalte Lösung zugibt und die Temperatur dadurch rasch abfällt). Dabei soll der Niederschlag kristallin ausfallen. (Bei Raumtemperatur und bei zu rascher Zugabe des NH3 fällt er sehr 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 Seite 325; Wittscher Saugtopf ersetzt durch Saugflasche) und mit wenig NH4Cl-Lösung (5g/100ml) gewaschen. (Die Waschlösung wird mit Phenolphthalein und NH3 auf schwach rosa eingestellt.) Reste der Ausfällung, die an der Wand haften, werden mit dem Gummiwischer abgestreift. Danach wird einmal mit etwas eiskaltem deionisiertem Wasser (dem ein oder zwei Tropfen verdünnter NH3 zugesetzt worden sind), dreimal mit wenig Aceton und einmal mit wenig Ether gewaschen. (Vor jedem Waschvorgang die Pumpe abstellen, den Niederschlag mit der Waschflüssigkeit bedecken und dann die Pumpe wieder anstellen.) Der Niederschlag wird 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 11-4: Die konduktometrische Bestimmung des Gehaltes

einer 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, der Kolben mit einem Stopfen verschlossen und 30 min. gerührt. Bei 20°C lösen sich 3,5 g Bariumhydroxid-Octahydrat in 100 ml Wasser, es kann also ein kleiner ungelöster Rest zurückbleiben. Für die Titration werden nach dem Absetzen des Niederschlags 25 ml entnommen und passend verdünnt. Die Titration wird in 1 ml Portionen mit einer 0,2 M H2SO4 vorgenommen (herstellen aus 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 Durchmischung abzulesen. Nach der Abnahme der Leitwerte sind noch mindestens 10 Werte mit zunehmender Leitfähigkeit zu erfassen, damit sich eine auswertbare Auftragung ergibt. Protokoll: Versuchsergebnisse und eine Angabe der Konzentration der Bariumhydroxid-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 des Iods (z.B. bei der Titration von Antimon(III), Thiosulfat oder anderen Reduktionsmitteln) bzw. auf der reduzierenden Wirkung von Iodid (z.B. bei der Titration von Kupfer(II), Chromat oder anderen Oxidationsmitteln), das dabei zu Iod oxidiert wird. D.h. Oxidationsmittel oxidieren Iodid zu Iod, welches mit eingestellter Thiosulfatlösung titriert wird. Reduktionsmittel (Sulfit, Zinn(II), Sulfid) können in neutraler 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 wird durch den „Indikator“ Stärke, der mit Iod eine tiefblaue Einlagerungsverbindung bildet, angezeigt. Die hergestellte Stärkelösung ist 2 min aufzukochen. Iod ist in Wasser schlecht löslich (250 mg/l); es sollte deshalb ein Überschuss an Iodid vorhanden sein, damit das Iod als I3- vorliegt, welches leicht löslich ist. Analyse 18: Iodometrische Bestimmung des Kupfergehalts einer

Lösung 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 sehr gründlich gereinigte Flasche gefüllt und einige Tage im Dunklen stehen gelassen. 1 Etwas von der hergestellten Thiosulfatlösung im Reagenzglas aufkochen. 2 Es wird eine 3%ige Stärkelösung hergestellt, indem die Stärke in heißem Wasser „gelöst“ wird und diese Lösung dann für 35 Min. zum Sieden erhitzt wird. Die Lösung wird vom Bodensatz abdekantiert (evtl. filtriert). Die Lösung muss dünnflüssig und fast klar sein. Ein halbes Reagenzglas mit deionisiertem Wasser wird mit einem Tropfen KI3-Lösung versetzt. Anschließend einen Tropfen der Stärkelösung hinzugeben. Es muss ein starker Farbeffekt auftreten. Ist die Farbe beim Erhitzen bis zum Sieden stabil? Bildet sie sich beim Abkühlen zurück? 3 Das Kaliumiodat wird nicht getrocknet! Weniger mit Wasser verdünnen. Angaben im Analysenheft: 18.1: Geruchserscheinungen wären ein Hinweis, dass die Lösung nicht

verwendbar 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 auf seinen 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. Unter gutem Rühren werden 15 ml einer 1 M CuSO4-Lösung langsam hinzugefügt. Die Mischung über Nacht abgedeckt stehen lassen.


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Die hell- bis dunkelblauen Kristalle abfiltrieren, mit wenig kaltem Wasser waschen und an der Luft trocknen. Die Literatur gibt 4 g Ausbeute an, das sind 94% bezogen auf das eingesetzte CuSO4. Das Präparat ist qualitativ auf einen Sulfatgehalt zu prüfen. Das Präparat ist auf Kupfer quantitativ zu analysieren und damit die Zusammensetzung 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 der Verbindung in Prozent.) Bsp. für den theoretischen Gehalt: In 18 g H2O sollten 2 g Wasserstoff 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. Wasser angesetzt. In einem 250 ml Becherglas werden 0,02 Mol CuSO4

. 5 H2O in 50 ml dest. H2O bei ca. 40°C gelöst. In diese Kupfersalzlösung werden 80 ml der NaHCO3-Lösung gegeben. Mit einem Uhrglas abdecken und den Niederschlag sedimentieren lassen. Wenn die überstehende Lösung noch blau gefärbt ist, werden 10 ml NaHCO3-Lösung addiert. Eine Stunde zum Sedimentieren stehen lassen. Danach wird die überstehende farblose Lösung vorsichtig dekantiert. Nach Zugabe von weiteren 10 ml NaHCO3-Lösung zum Sediment wird unter Rühren kurz aufgekocht. Nach Abkühlen, Absetzen und Dekantieren vom Niederschlag wird dieser noch zweimal durch Aufschlämmen in dest. Wasser, Absetzen und Dekantieren gewaschen. Der Niederschlag wird über eine Glasfritte oder Porzellannutsche mit Filter filtriert, mit wenig H2O und wenig Ethanol gewaschen. Das hellgrüne Malachitpulver wird eine Stunde im Trockenschrank bei 100°C getrocknet. 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.


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1,3g NH4SCN werden in 40 ml Wasser gelöst. Die Thiocyanat-Lösung wird schubweise unter gutem Rühren in die CuSO4-Lösung, die durch ausgefallenes Cu(OH)2 getrübt ist, gegeben. Es wird noch 15 Minuten gerührt und anschließend über einen Filtertiegel/Glasfritte filtriert und mit kleinen Portionen kaltem Wasser gewaschen. Nach dem Trocknen an der Luft wird noch einige Stunden bei 80°C im Trockenschrank getrocknet. Die Probe ist auf ihren Kupfergehalt zu analysieren. Dazu muss die Substanz mit einer Oxidation der Liganden in Lösung gebracht werden. 500-800 mg trockene Probe werden genau abgewogen und in einem 250 ml Becherglas tropfenweise mit möglichst wenig drittel-konzentrierter HNO3 bei Zimmertemperatur zur Reaktion gebracht. Die Abreaktion ist für jeden Tropfen abzuwarten. 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 bis gelblicher Rückstand bleiben, der nach dem Abkühlen in 20 ml 1M H2SO4 gelöst wird. Danach ist zu behandeln wie für das gewählte Analysenverfahren vorgesehen. Protokoll: siehe a).


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Anhang: Tabellen Säurekonstanten Definition: HA + H2O A– + H3O+

OHHA

OHA

cc

ccK

2

3

⋅

⋅=

+−

, mit l

molconstc OH 5,55.2

== folgt: HA

OHAS c

ccK

+− ⋅= 3 , SS KpK log−=

Säure konjugierte Base pKS HCl + H2O Cl– + H3O+ –6,00 H2SO4 + H2O HSO4

– + H3O+ –3,00 H3O+ + H2O H2O + H3O+ –1,74 HNO3 + H2O NO3

– + H3O+ –1,32 HSO4

– + 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 HPO42– + H3O+ 7,21

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ 9,21

HCO3– + H2O CO3

2– + H3O+ 10,40 HPO4

2– + H2O PO43– + H3O+ 12,32

HS– + H2O S2– + H3O+ 12,90 H2O + H2O OH– + H3O+ 15,74


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Redoxpotentiale

reduzierte Form Oxidierte Form + e– E0 Li Li+ + 1 e– –3,04 V K K+ + 1 e– –2,92 V Ca 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 Cr3+ + 3 e– –0,74 V 2 S2O3

2– S4O62– + 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– Br2 + 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 Cr3+ + 7 H2O Cr2O7

2– + 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


84

Löslichkeitsprodukte, Komplexdissoziationskonstanten Definitionen: AxBy(s) AxBy(aq) x A(aq) + y B(aq)

)(

)()(

aqyx

aqaq

BA

yB

xA

ccc

K⋅

= , mit .)(

constcaqyxBA = folgt: y

BxAL aqaq

ccK)()(

⋅= , LL KpK log−=

[Z(L)n] Z + n L

])([ nLZ

nLZ

cccK ⋅

= , DD KpK log−=

Löslichkeitsprodukte Komplexdissoziationkonstanten Substanz pKL Substanz pKD 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– 13,50 CoS 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 MnS 15,00 NiS 21,00 PbCl2 4,77 PbI2 7,86 SnS 28,00 SrSO4 6,56 ZnS 23,00

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JOHANNES-GUTENBERG NIVERSITÄT AINZ FACHBEREICH … · Das Praktikum ist Montagnachnittag ansonsten ganztägig bis Donnerstag geöffnet. Fallen Feiertage in die betreffende Woche,