Protokolle des Anorganisch-Chemischen Praktikums für CIW/UST · Protokolle des Anorganisch-Chemischen Praktikums für CIW/UST 29.10.2008 – 04.02.2009 vorgelegt von Christian Duwe

Protokolle des Anorganisch-ChemischenPraktikums für CIW/UST

29.10.2008 – 04.02.2009

vorgelegt von

Christian Duwe (UST) 291550

Hauke Rode (UST) 354149

Thema Abgegeben am Zurück am PunkteArbeitstag 1 10.11.08 12.11.08 4/6Arbeitstag 2 16.11.08 18.11.08 (5,8/6)(6/6)Arbeitstag 3 24.11.08 26.11.08 4,7/6Arbeitstag 4 01.12.08 03.12.08 5,7/6Arbeitstag 5 08.12.08 10.12.08 5,2/6Arbeitstag 6 15.12.08 17.12.08 5,65/7Arbeitstag 7 05.01.09 07.01.09 6/6Arbeitstag 8 12.01.09 14.01.09 5,05/6Arbeitstag 9 19.01.09 21.01.09 6/6Arbeitstag 10 26.01.09 28.01.09 5,65/6Arbeitstag 11 02.02.09 04.02.09 6/6Arbeitstag 12 09.02.09 11.02.09 6/6

Gliederung

1. Arbeitstag 1.......................................................................................................1

1.1 Wirkung von Säuren und Laugen...............................................................1

1.1.1 Eigenschaften von Säuren............................................................1

1.1.2 Eigenschaften von Laugen............................................................2

1.2 Verschiebung von Gleichgewichtslagen.....................................................3

1.2.2 Einstellung des Gleichgewichtes von beiden Seiten.....................4

1.3 Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von Konzentration und

Temperatur...............................................................................................................5

1.3.1 Schwefelabscheidung aus saurer Thiosulfat-Lösung...................5

1.4 Katalyse.......................................................................................................7

1.4.1 Heterogene Katalyse....................................................................7

1.4.2 Homogene Katalyse......................................................................7

2. Arbeitstag 2: Säure-Base-Chemie I................................................................8

2.1 Umschlagsbereich einiger wichtiger Indikatoren ......................................8

2.1.1 Versuchsablauf.............................................................................8

2.1.2 Beobachtung.................................................................................8

2.1.3 Schlussfolgerungen.......................................................................8

2.2 Unterscheidung von starken und schwachen Säuren mit Hilfe von

Indikatoren...............................................................................................................9

2.2.1 Durchführung...............................................................................9

2.2.2 Beobachtung.................................................................................9

2.2.3 Schlussfolgerungen.......................................................................9

2.3 Aufnahme einer Titrationskurve (starke Säure – starke Base)...................9

2.3.1 Durchführung...............................................................................9

2.3.2 Beobachtung.................................................................................9

2.3.3 Diskussion der Kurve, Begriffserläuterung................................11

2.3.4 Fehlerbetrachtung......................................................................12

2.3.5 Indikatoralternativen..................................................................12

2.4 Messen und berechnen von pH-Werten....................................................12

2.4.1 Durchführung.............................................................................12

I

2.4.2 Beobachtung...............................................................................13

2.4.3 Berechnung:...............................................................................13

2.5 Pufferlösung..............................................................................................14

2.5.1 Durchführung.............................................................................14

2.5.2 Beobachtung...............................................................................15

2.5.3 Schlussfolgerungen.....................................................................15

2.6 Qualitative Untersuchung der Wirkung von Pufferlösungen....................15

2.6.1 Durchführung.............................................................................15

2.6.2 Beobachtung...............................................................................16

2.6.3 Erklärung....................................................................................16

2.7 Analyse 1: Titration einer Schwefelsäure mit unbekannter

Konzentrationen.....................................................................................................16

2.7.1 Durchführung.............................................................................16

2.7.2 Ergebnisse..................................................................................17

2.7.3 Konzentrationsberechnung.........................................................17

2.7.4 Entsprechungsrechnung.............................................................17

3. Arbeitstag 3: Säure-Base-Chemie II.............................................................18

3.1 Titrationskurve Essigsäure-Natronlauge...................................................18

3.1.1 Titrationsversuch........................................................................18

3.2 pH-Werte von Salzlösungen.....................................................................21

3.2.1 Versuch.......................................................................................21

3.2.2 2.1...............................................................................................22

3.2.3 Erklärung/Berechnungen...........................................................22

3.3 Herstellung einer Pufferlösung von definiertem pH-Wert........................24

3.3.1 3.1...............................................................................................24

3.3.2 3.2...............................................................................................26

3.4 Kapazität eines Puffers.............................................................................27

3.5 Bestimmung der Dissoziationskonstante einer schwachen Säure............28

3.6 Analyse 2: Titration einer Essigsäure mit unbekannter Konzentration....29

4. Arbeitstag 4: Löslichkeitsprodukt................................................................32

4.1 Abhängigkeit der Löslichkeit von Salzen von der Temperatur................32

4.1.1 Durchführung.............................................................................32

II

4.1.2 Beobachtung...............................................................................32

4.1.3 Schlussfolgerung........................................................................32

4.2 Löslichkeitsbeeinflussung durch gleichionige bzw. fremdionige Zusätze

32

4.2.1 Durchführung.............................................................................32

4.2.2 Beobachtung...............................................................................32


4.3 Löslichkeitsbeeinflussung durch Komplexbildung...................................33

4.3.1 Durchführung.............................................................................33

4.3.2 Beobachtung...............................................................................33


4.4 Temperaturabhängigkeit des Löslichkeitsprodukts..................................34

4.4.1 Durchführung.............................................................................34

4.4.2 Beobachtung...............................................................................34


4.5 Bestimmung des Löslichkeitsprodukts von Mg(OH)2.............................34

4.5.1 Durchführung.............................................................................34

4.5.2 Beobachtung...............................................................................34


4.6 Stabilität von schwerlöslichen Verbindungen..........................................36

4.6.1 Durchführung.............................................................................36

4.6.2 Beobachtung...............................................................................36


4.7 Titrationsübung: Bestimmung von Bromid mit Adsorptionsindikator nach

Fajans 37

4.7.1 Durchführung.............................................................................37

4.7.2 Beobachtung:..............................................................................37

4.7.3 Schlussfolgerung:.......................................................................37

4.8 Titrationsübung: Bestimmung von Chlorid nach Mohr durch

Fällungstitration.....................................................................................................38

4.8.1 Durchführung.............................................................................38

4.8.2 Beobachtung...............................................................................38


III

5. Arbeitstag 5: Redoxchemie I.........................................................................41

5.1 Versuche zur elektrischen Spannungsreihe..............................................41

5.1.1 1.1...............................................................................................41

5.1.2 1.2...............................................................................................42

5.2 Nachweis durch Redox-Reaktionen..........................................................43

5.2.1 Nachweis von Nitrat...................................................................43

5.2.2 Nachweis von Sulfid...................................................................43

5.2.3 Nachweis von Zinn.....................................................................44

5.3 Oxidation von Halogeniden durch Halogene............................................44

5.3.1 Durchführung.............................................................................44

5.3.2 Beobachtung:..............................................................................44

5.3.3 Schlussfolgerung:.......................................................................45

5.4 Oxidation von I- mit Fe3+........................................................................46

5.4.1 Durchführung.............................................................................46

5.4.2 Beobachtung...............................................................................46


5.5 Einfluss der Konzentration auf Redoxgleichungen..................................46

5.5.1 Durchführung.............................................................................46

5.5.2 Beobachtung...............................................................................46


5.6 Analyse 3: Quantitative manganometrische Bestimmung von Oxalat.....47

5.6.1 Durchführung.............................................................................47

5.6.2 Beobachtung...............................................................................47


6. Arbeitstag 6: Redoxchemie II........................................................................49

6.1 pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen..................................................49

6.1.1 1.1...............................................................................................49

6.1.2 1.2...............................................................................................52

6.2 H2O2 als Oxidations- und Reduktionsmittel............................................52

6.2.1 2.1...............................................................................................52

6.2.2 2.2...............................................................................................53

6.3 Oxidation von Mn 2+ zu Permanganat mittels Bi(V)...............................53

IV

6.4 Titrationsübung: Bromatometrische Bestimmung von As(III)-Ionen......54

6.5 Disproportionierung und Komproportionierung.......................................55

6.5.1 Disproportionierung von Kaliummanganat(VI).........................55

6.5.2 Komproportionierung von Permanganat und Mn2+ 5.2...........56

6.6 Analyse 4: Quantitative iodometrische Bestimmung einer Cu(II)-Lösung

56

7. Arbeitstag 7: Atomabsorptionsspektrometrie.............................................59

7.1 Theorie und Grundlagen der AAS-Messung:...........................................59

7.1.1 Aufbau:.......................................................................................59

7.1.2 Probleme bei der AAS-Messungen:............................................61

7.2 Analyseapparat..........................................................................................61

7.3 Versuchsablauf..........................................................................................62

7.4 Beobachtung.............................................................................................62

7.5 Schlussfolgerung.......................................................................................62

7.6 Fehlerbetrachtung.....................................................................................64

8. Arbeitstag 8: Chemie der Metalle.................................................................65

8.1 Aufgabe: Stabilität der Oxidationsstufen innerhalb einer Hauptgruppe...65

8.2 Eigenschaften von Metallhydroxiden.......................................................66

8.3 Schrägbeziehungen...................................................................................69

8.3.1 3.1...............................................................................................69

8.3.2 3.2...............................................................................................69

8.4 4. Reaktionen der Elemente der 2. Hauptgruppe......................................70

8.4.1 4.1 Hydroxide der 2. Hauptgruppe............................................70

8.4.2 Carbonate der 2. Hauptgruppe..................................................71

8.4.3 Nachweis einiger Elemente aus der 1. und der 2. Hauptgruppe

durch charakteristische Flammenfärbung.............................................................72

8.5 Analyse 6: Trennungsgang für Kationen..................................................73

9. Arbeitstag 9: Photometrie..............................................................................75

9.1 Qualitative Analyse der Mischfarbe des Indikators Methylrot.................75

9.2 Photometrie des Kupferkomplexes [Cu(NH3)4]2+..................................79

9.2.1 Bestimmung des Extinktionskoeffizienten...................................79

V

9.2.2 Quantitative photometrische Analyse von Cu2+ als

Tetramminkomplex bei Probe 1.............................................................................82

10. Arbeitstag 10: Chemie der Nichtmetalle......................................................86

10.1 Reaktionen der Elemente der 7. Hauptgruppe..........................................86

10.1.1Darstellung der Halogenwasserstoffe........................................86

10.1.2Disproportionierung von Chlor..................................................87

10.1.3Nachweis der Halogenid-Ionen..................................................88


10.2.1Redoxverhalten von schwefeliger Säure.....................................88

10.2.2Redoxverhalten von konzentrierter und verdünnter H2SO4......90

10.2.3Nachweis von SO42-- Ionen.......................................................91

10.2.4Reduzierende Eigenschaften von S2O32-...................................91


10.3.1Stickstoffverbindungen...............................................................93

10.3.2Phostphatverbindungen..............................................................98


10.4.1Nachweis von Carbonat.............................................................99

10.4.2Kalkkreislauf und Wasserhärte................................................100

10.5 Analyse 5:Qualitative Trennung schwefelhaltiger Anionen...................101

11. Arbeitstag 11: Elektrochemie......................................................................104

11.1 Konduktometrische Titration von HCl mit NaOH..................................104

11.1.1Durchführung:..........................................................................104

11.1.2Beobachtung:............................................................................104

11.1.3Erklärung:................................................................................104

11.1.4Diskussion des Verlaufs:..........................................................104

11.2 Konduktometrische Titration von Cl- mit AgNO3.................................106

11.2.1Durchführung:..........................................................................106

11.2.2Beobachtung:............................................................................106

11.2.3Erklärung:................................................................................106

11.2.4Konzentrationsberechnung:.....................................................107

11.3 Potentiometrische Titration von Essigsäure mit NaOH..........................107

11.3.1Durchführung...........................................................................107

VI

11.3.2Beobachtungen.........................................................................108

11.3.3Erläuterungen...........................................................................108

11.3.4Konzentrationsberechnung.......................................................109

11.4 Potentiometrische Titration von Cl- mit AgNO3....................................109

11.4.1Durchführung...........................................................................109

11.4.2Beobachtungen.........................................................................109

11.4.3Erläuterungen...........................................................................109

11.4.4Konzentrationsberechnung.......................................................110

11.4.5Vergleich..................................................................................111

12. Arbeitstag 12: Ionenchromatograph..........................................................112

12.1 Theorie....................................................................................................112

12.2 Durchführung..........................................................................................114

12.3 Ergebnisse...............................................................................................114

Literaturverzeichnis...........................................................................................117

VII

Verzeichnis der Abbildungen

Abbildung 1: Titrationskurve von 0,1 M HCl........................................................10

Abbildung 2: Titrationskurve von Essigsäure mit Natronlauge.............................21

Abbildung 3: pH-Wert einer Pufferlösung mit HCl oder NaOH...........................27

Abbildung 4: Schematischer Aufbau der Atomabsorptionsspektrometrie.............59

Abbildung 5: Kalibrierkurve der Versuche............................................................63

Abbildung 6: Extinktioin im sauren Bereich.........................................................76

Abbildung 7: Extinktion im basischen Bereich.....................................................77

Abbildung 8: Extinktion im Pufferbereich.............................................................78

Abbildung 9: Absorptionsgrade von [Cu(NH3)4]2+...............................................81

Abbildung 10: Kalibrierkurve für Versuch 9.2.2...................................................83

Abbildung 11: Versuch 1: Konduk. Titration......................................................104

Abbildung 12: Versuch 2: Kond. Titration..........................................................106

Abbildung 13: Versuch 3: potent. Titration.........................................................108

Abbildung 14: Versuch 4: potent. Titration.........................................................110

Abbildung 15: Schematischer Aufbau eines Ionenchromatographen..................112

Abbildung 16: Kalibriergraden und Messwerte für die Ionenchromatographie. .114

VIII

Verzeichnis der Tabellen

Tab. 1: Zeiten zur Schwefelausfällung in Abhängigkeit zur Konzentration..........5

Tab. 2: Zeiten zur Schwefelausfällung in Abhängigkeit zur Temperatur..............6

Tab. 3: Farbänderungen unterschiedlicher Indikatoren bei unterschiedlichen pH-

Werten........................................................................................................8

Tab. 4: Titrierwerttabelle von 0,1 M HCl............................................................10

Tab. 5: pH-Wert-Änderung bei unterschiedlichen Verdünnungen, berechnet.....13

Tab. 6: pH-Wert-Änderung bei unterschiedlichen Verdünnungen, gemessen.....14

Tab. 7: pH-Wert von Essigsäure unter der Zugabe von Natronlauge..................18

Tab. 8: pH-Wert in abhängigkeit von der zugegebenen Natronlauge..................21

Tab. 9: Stabilität unterschiedlicher Ag-Ionen......................................................37

Tab. 10: Beobachtungen zur elektrochemischen Spannungsreihe........................41

Tab. 11: Redoxreaktionen unterschiedlicher Metalle.............................................42

Tab. 12: Beobachtungen zu Ionen und pH-Wert...................................................51

Tab. 13: Charakteristische Flammenfarbe unterschiedlicher Ionen......................72

Tab. 14: Extinktionskoeffizienten bei unterschiedlichen Wellenlängen................80

Tab. 15: Extinktionskoeffizienten eines unbekannten Analyten...........................83

IX

X

1. Arbeitstag 1

1.1 Wirkung von Säuren und Laugen

1.1.1Eigenschaften von Säuren

1.1.1.1Versuchsablauf

In je ein Reagenzgläser werden etwas Eisenpulver, ein paar Kupferspäne und ein paar Stücke

Zinkblech gegeben. Danach wird Salzsäure eingefüllt.

1.1.1.2Beobachtung

Bei zwei der drei Proben ist eine unterschiedlich starke Blasenbildung zu beobachten. Während

beim Kupfer keine Blasenbildung zu beobachten war, bildeten sich auf der Oberfläche des

Zinkblechs blasen, die langsam aufsteigen. In der Probe mit Eisenpulver war eine deutliche

Blasenbildung zu beobachten, die eine Schaumkrone auf der Flüssigkeit ausbildeten.

1.1.1.3Reaktionsgleichung

Kupfer:

Keine Reaktion

Eisen:

Fe2⋅H 3 O+Fe2+2⋅H 2OH 2

Zink:

Zn2⋅H 3O+Zn2+2⋅H 2 OH 2

1.1.1.4Schlussfolgerung

Anhand der Reaktion in Säure lassen sich Metalle in edle und unedle Metalle unterscheiden.

Ausschlaggebend dafür ist die Spannungsreihe. Metalle mit einem negativen Redoxpotential

sind unedle Metalle und lassen sich folglich leicht oxidiert. Metalle mit einem positiven

Redoxpotential sind edle Metalle und lassen sich nur schwer oxidieren.

Dadurch, dass Kupfer in der Gruppe der einzige Stoff ist, der nicht oxidiert wird, kann man

sagen, dass Kupfer ein positives Redoxpotential hat und somit ein Edelmetall ist.

1

1.1.2Eigenschaften von Laugen


In drei Reagenzgläser wird jeweils eine Lösung gegeben. Diese sind 1 M NaCl, 0,1 M MgCl2,

1 M FeCl3. Dazu werden einige Tropfen 1 M NaOH gegeben.

1.1.2.2Beobachtung

Im Falle der NaCL-Lösung ergab sich keine sichtbare Veränderung. Die Lösung mit MgCl2

trübte sich deutlich ein. In der FeCl3-Lösung bildete sich ein brauner Niederschlag.

1.1.2.3Reaktionsgleichung

NaCl

Na Cl aqNa O H aq Na Cl aqNa OH aq

MgCl2

Mgaq2+ 2⋅Cl aq

- Naaq+ OH aq

- 2⋅Claq- 2⋅Naaq

+ Mg OH 2

FeCl3

Feaq3+ 3⋅Cl aq

- 3⋅Naaq+ 3⋅OH aq

- 3⋅Claq- 3⋅Naaq

+ Fe OH 3


In ein Reagenzglas werden drei gut gehäufte Spatelspitzen Ammoniumchlorid gegeben. Dazu

wird Natronlauge gegeben. Ein angefeuchtetes Lackmuspapier wird über die Lösung gehalten

und die Verfärbung wird festgehalten.

1.1.2.5Beobachtung

Das Lackmuspapier färbt sich lila-blau und vom Gemisch geht ein stechender Geruch aus.


Ammoniumchlorid reagiert mit Natronlauge nach folgender Reaktion:

NH 4+Cl-Na+OH - NH 3 H 2ONa+Cl-

Die erzeugte Base ist also Ammoniak

2

1.2 Verschiebung von Gleichgewichtslagen

1.2.1


In ein Becherglas werden 50 ml Wasser gegeben, welche mit zwei Tropfen HCl versetzt werden.

Danach werden mithilfe einer Pipette 5 ml 1 M FeCl3-Lösung und 15 ml 1 M NH4SCN-Lösung

dazu gegeben.

1.2.1.2Beobachtung

Das Gemisch ändert die Farbe zu blutrot.


Anschließend werden 2 ml dieser Lösung in ein 250 ml Becherglas überführt und mit 250 ml

destilliertem Wasser versetzt.

1.2.1.4Beobachtung

Die Färbung ist nun ganz leicht bräunlich.


Die hergestellte Lösung wird in zwei Reagenzgläser aufgeteilt. In Reagenzglas 1 werden

mehrere ml 1 M FeCl3-Lösung gegeben, in das Reagenzglas 2 werden mehrere ml

1 M NH4SCN-Lösung zugefügt.

1.2.1.6Beobachtung

Die Lösung in Reagenzglas 1 nimmt eine braun-gelbe Farbe an, die Lösung in Reagenzglas 2

färbt sich hellrot.


Nach Zugabe der 5 ml 1 M FeCl3-Lösung und 15 ml 1 M NH4SCN-Lösung findet folgende

Reaktion statt:

Feaq3+ 3⋅SCN aq

-

Fe SCN 3(aq)

Die Lösung ist stark konzentriert, daher die kräftige Farbe durch das Fe3+(SCN)3.

Verdünnt man das Gemisch nun, dissoziieren die Stoffe wieder und es stellt sich eine schwache

Färbung ein.

3

Die sehr geringe Braunfärbung erklärt die Lage des Gleichgewichts ganz leicht auf der Seite der

Edukte. Die Verdünnung lässt sich mit dem MWG erklären, nimmt die Konzentration der

Produkte ab, muss auch die Konzentration der Edukte abnehmen, weil Kc eine

Gleichgewichtskonstante ist.

Das Massengesetz in allgemeiner Form lautet:

K c=cC

c⋅cDd

c Aa⋅c B

b

im Falle der vorliegenden Reaktion muss das Massen-Wirkungs-Gesetz wie folgt lauten:

K c=c[Fe SCN 3]

1

c[Fe3+ ]1 ⋅c[SCN - ]

3

Anhand dieser Formel lässt sich auch die Änderung der Farbe erklären. Gibt man FeCl3-Lösung

dazu, steigt der Anteil an Fe in der Mischung. Damit das MWK weiterhin Gültigkeit hat, muss

die Konzentration des für die Rot-Braunfärbung verantwortliche Fe(SCN) ebenfalls steigen. Dies

kann durch die Farbänderung beobachtet werden.

1.2.2Einstellung des Gleichgewichtes von beiden Seiten


Eine möglichst Fe3+-freie Lösung erhält man, indem man eine Spatelspitze Fe-Pulver in FeSO4-

Lösung gibt und mit verdünnter Schwefelsäure versetzt. Wichtig ist es, das Ende der

Gasentwicklung abzuwarten.


Reaktionsgleichung:

Feaq2+ 2⋅SO4(aq)

2- Fes 2⋅H aq+ H 2(g) 2⋅Fe aq

2+ 2⋅SO4(aq)2-

Schaut man sich einmal die elektrochemische Spannungsreihe für Eisen an:

Fe Fe2+2⋅e- E 0=−0,41 V

Fe Fe3+3⋅e- E0=−0,036 V

H 22⋅H 2 O

2⋅H 3O+2 e- E0= 0 V

4

Die Potentialdifferenz zwischen der ersten Gleichung und der dritten ist höher als zwischen der

zweiten und der dritten, somit ist begründet, warum Fe2+-Ionen entstehen.


Ein Teil der Lösung des vorhergehenden Versuches wird mit ein paar Tropfen SCN--Lösung

versetzt.

1.2.2.4Beobachtung

Es stellt sich eine ganz leichte Rotfärbung ein.


Die leichte Rotfärbung rührt von den eingetragenen FE3+-Ionen aus der FE(SCN3)3-Lösung her.


Der ursprünglichen Lösung werden 2 Tropfen Iod-Iodkalium-Lösung und danach SCN--Lösung

hinzugefügt.

1.2.2.7Beobachtung

Nach der Zugabe von Iod-Iodkalium-Lösung wird die Flüssigkeit erst gelb, nach der Zugabe von

SCN--Lösung schlägt die Farbe in ein kräftiges Rot um.

1.2.2.8Versuchablauf

In die Lösung werden ein paar Tropfen Stärkelösung getropft.

1.2.2.9Beobachtung

Die Lösung bekommt einen Blauton.

1.3 Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von Konzentration und Temperatur

1.3.1Schwefelabscheidung aus saurer Thiosulfat-Lösung


Es werden je 10 ml einer Na2S2O3-Lösung mit den Konzentrationen 0,1 M, 0,2 M und 2 M mit je

5 ml verdünnter HCl-Lösung versetzt.

Die Zeit bis zum Ausfallen des Schwefels wird gemessen.

1.3.1.2Beobachtung

Die Zeiten bis zum Ausfallen des Schwefels sind in folgender Tabelle dargestellt:

Tab. 1: Zeiten zur Schwefelausfällung in Abhängigkeit zur Konzentration

5

Konzentration [M] Zeit [s]

0,1 750,2 152 2

Die Reaktionsgleichung lautet:

Na2 S2 O32 H Cl SS O2H 2O2 Na Cl


Es wird je eine 0,2 M Na2S2O3-Lösung mit den Temperaturen 20°C, 40°C und 60° mit 5 ml

verdünnter HCl-Lösung versetzt. Das Ergebnis für die 20°C warme Lösung wird vom

vorhergehenden Versuch übernommen

1.3.1.4Beobachtung

Die Zeiten bis zum Ausfallen des Schwefels sind in folgender Tabelle dargestellt:

Tab. 2: Zeiten zur Schwefelausfällung in Abhängigkeit zur Temperatur

Temperatur [°C] Reaktionszeit [s]

20 1540 960 4


Da die Reaktion als Funktion der Konzentration dargestellt werden kann, erklärt sich, warum die

Reaktionszeit mit zunehmender Konzentration abnimmt. Der Zusammenhang der

Reaktionsgeschwindigkeit zur Temperatur kann über das Prinzip von LeChattelier erklärt

werden wenn die Reaktion eine endotherme Reaktion ist und somit die

Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender Temperatur zunimmt. In beiden Fällen sorgt das

Ansteigen der Stosszahl für die Abnahme der Reaktionszeit.

Das Gleichgewicht liegt auf der rechten Seite, da der ausgefällte Schwefel der Reaktion nicht

mehr zur Verfügung steht.

6

1.4 Katalyse

1.4.1Heterogene Katalyse


In eine 3 %-ige H2O2-Lösung wird MnO2-Pulver gegeben

1.4.1.2Beobachtung

Eine starke Gasentwicklung ist zu beobachten.


Es handelt sich um eine katalytische Redoxreaktion.

2 H+I

2 O-I

2 Kat [MnO 2] 2 H

+I

2 O-II

O0

2

Oxidation:

2 O-I

O0

22 e-

Reduktion:

2 O-I

2 e - 2O-II

1.4.2Homogene Katalyse


Je 4 ml einer 1 M Fe(NO3)3-Lösung werden in zwei Reagenzgläser gefüllt und eines wird mit

einem Tropfen Cu2+-Lösung versetzt. Anschließend wird in beide Reagenzgläser 5 ml

0,1 M Na2S2O3-Lösung gegeben. Die Zeit bis zur Entfärbung wird verglichen.

1.4.2.2Beobachtung

Bei der Lösung mit Cu2+ findet nach der Zugabe von Na2S2O3-Lösung ein Farbwechsel über

einen sehr schnellen Farbumschlag statt.

Die Lösung ohne Cu2+ schien bis zum Abbruch des Experiments ihre Farbe zu behalten.


Die Cu2+-Lösung fungiert bei der Oxidation als homogener Katalysator und beschleunigt die

Reaktion dadurch sehr.

Fe N O33Na2 S 2O 3 Kat [Cu 2+ ]

7

2. Arbeitstag 2: Säure-Base-Chemie I

2.1 Umschlagsbereich einiger wichtiger Indikatoren

2.1.1Versuchsablauf

In vier Erlenmeyerkolben wurde jeweils 50 ml Wasser gegeben und mit 0,1 M HCl auf einen

pH-Wert von etwa zwei gebracht. Es wurde dann Methylorange, Lackmuspapier, Thymolblau

und Phenolphtalein als Indikator bei einer Titratioin mit 0,1 M NaOH benutzt. Die pH-Werte im

Umschlagspunkt wurden mit Indikatorpapier bestimmt.

2.1.2Beobachtung

Die Farbänderungen sind in der folgenden Tabelle aufgeführt:

Tab. 3: Farbänderungen unterschiedlicher Indikatoren bei unterschiedlichen pH-Werten

Indikator Farbänderung

von / nach

pH-Wert gemessen pH-Wert Literatur

Methylorange Rosa / Gelb ~ 6 3,1-4,4Lackmuspapier Fliederblau / Lila ~ 5 5-8

Thymolblau Gelb / Blau ~ 2 1,2-2,8Phenolphtalein Farblos / lila ~ 7 8-9,8

2.1.3Schlussfolgerungen

Während der Titration wird die Säure HCl durch die zutitrierte Base NaOH neutralisiert. Der

pH-Wert ändert sich dadurch und steigt.

H ClNa O H Na ClH 2O

Die Änderung der Farbe des Indikators beruht auf der Tatsache, das der Indikator eine schwache

Säure oder Base ist. In einem bestimmten pH-Bereich ist diese stabil.

H IndH 2O H 3 O+Ind -

Die konjungierte Säure oder Base des Indikators bricht nun das Licht anders als die nicht-

konjungierte Säure oder Base, daher kommt es zu einer Farbänderung.

8

2.2 Unterscheidung von starken und schwachen Säuren mit Hilfe von Indikatoren

2.2.1Durchführung

Es wurden zwei Reagenzgläser mit 1 M HCl und zwei Reagenzgläser mit 1 M CH3COOH

gefüllt. Von jeder Säure wurde je ein Tropfen auf einen Streifen Lackmuspapier gebracht.

Dann wurde jeweils ein Glas der beiden Säuren mit Methylorange versetzt, das andere mit

Thymolblau.

2.2.2Beobachtung

Die Tropfenprobe auf das Lackmuspapier färbte beide Male den Indikator rosa. Das

Methylorange verfärbte sich beide Male leicht rötlich. Das Thymolblau wurde in der HCl violett

und in der CH3COOH pfirsichfarben.


Alle drei Indikatoren haben einen anderen Umschlagspunkt. Lackmuspapier schlägt bei pH 5-8

um, Methylorange ist oberhalb pH 6,6 gelb und unterhalb von 3,1 rot. Thymolblau schließlich ist

unterhalb von pH1,2 rot-violett und über 2,8 orange.

Man kann anhand des Umschlagspunktes von Lackmuspapier und Methylorange den pH-Wert

beider Säuren auf unter 3,1 eingrenzen. Thymolblau zeigt an, dass HCl mit einem pH-Wert von

unter 1,2 die stärkere Säure ist. Essigsäure hat einen pH-Wert zwischen 2,8 und 3,1.

In diesem Fall ist der beste Indikator Thymolblau, da es die beiden Säuren unterscheidbar macht.

Bei anderen Säurepartnern, bei denen der pH-Wert mehr differiert, kann vielleicht aber auch mit

einem anderen Indikator die Unterscheidung getroffen werden.

2.3 Aufnahme einer Titrationskurve (starke Säure – starke Base)

2.3.1Durchführung

Es wurden 20 ml einer 0,1 M HCl-Lösung mit 0,1 M NaOH-Lösung titriert. Die Zugabe betrug

zwischen 18 ml und 22 ml Verbrauch 0,2 ml, ansonsten 1 ml. Nach jeder Zugabe wurde der pH-

Wert gemessen und notiert.

2.3.2Beobachtung

Der pH-Wert der Lösung änderte sich nicht gleichmässig. Die Ergebnisse sind in folgender

Tabelle und Graphik dargestellt:

9

Abbildung 1: Titrationskurve von 0,1 M HCl

Tab. 4: Titrierwerttabelle von 0,1 M HCl

Zugegebene NaOH in ml pH-Wert

0 11 12 13 14 15 16 17 18 19 110 111 112 1

10

-2 0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 260

2

4

6

8

10

12

pH-W

ert

Verbrauch an NaOH in ml

pHWert 6 Punkte GD Glätten von Data1_pHWert

Äquivalenzpunkt

Neutralitätspunkt

Zugegebene NaOH in ml pH-Wert

13 214 215 216 217 318 5

18,2 518,4 518,6 518,8 519 6

19,2 619,4 619,6 619,8 720 8

20,2 920,4 920,6 1020,8 1021 10

21,2 1021,4 1021,6 1021,8 1022 1023 1024 1025 10

2.3.3Diskussion der Kurve, Begriffserläuterung

Man sieht, verdeutlicht durch die Glättung der Kurve, dass die Kurve erst flach steigt, dann steil

und dann wieder flach. Den Schnittpunkt der Kurve mit der türkisenen Linie nennt man den

Äquivalenpunt, der Schnittpunkt der Kurve mit der magenta Linie den Neutralitätspunkt.

11

Die Linie verläuft in dieser Form, da zu Beginn der Titration die Säure den pH-Wert bestimmt.

Ab 16 ml zugegebener NaOH steigt der pH-Wert steil an und durchläuft bei etwa 19,8 ml NaOH

den pH-Wert von 7. Dies wird als Neutralitätspunkt bezeichnet, da hier die Konzentration der

H3O+-Ionen gleich der Konzentration an OH--Ionen ist. Die Lösung ist Neutral.

Dann flacht die Kurve wieder ab. Bei 20 ml zugegebener NaOH liegt der Äquivalenzpunkt,

durch welchen bezeichnet wird, dass genau soviel NaOH wie HCl in der Lösung ist. Dies ist bei

pH-Wert 8 der Fall.

Schliesslich nähert sich die Kurve dem pH-Wert der zugegebenen Base an, in diesem Fall 13. Da

der pH-Wert nur mit Lackmuspapier gemessen wurde, entsteht der Eindruck, dass sich die Kurve

pH 10 angleicht. Dies sollte allerdings nicht der Fall sein, da bei ausreichender Zugabe an Base

eben diese pH-Wert bestimmend ist.

2.3.4Fehlerbetrachtung

Bei einer Kombination aus starker Säure und starker Base, was hier der Fall ist, sollten

Neutralitätspunkt und Äquivalenzpunkt eigentlich identisch sein. Das dies hier nicht der Fall ist,

kann mehrere Möglichkeiten haben. Zum Einen kann bei der Titration unsauber gearbeitet

worden sein, zum Anderen können eventuelle Rückstände in Bürette, Becherglas o.ä. die

Konzentration von 0,1 M verändert haben. Darüber hinaus kann mit pH-Papier der pH-Wert

auch nicht genau abgelesen werden, was auch zu der Stufenform der ursprünglichen Kurve

führte.

2.3.5Indikatoralternativen

Als Alternativen kommen alle Indikatoren in Frage, die einen Farbwechsel bei pH 7 haben.

Lackmuspapier könnte zum Beispiel eingesetzt werden, da dieses im pH-Wert-Bereich von 5-8

umschlägt. Am besten ist sicherlich ein pH-Meter, da dieses Werte liefert, inklusive

Nachkommastelle. Dadurch würde die Stufenförmige Kurve zu einer genaueren, glatteren Kurve

gemacht werden können.

2.4 Messen und berechnen von pH-Werten

2.4.1Durchführung

Die pH-Werte von HCl, NaOH, CH3COOH und NH3 sollen bestimmt und berechnet werden.

Für die Bestimmung werden die Analyten mit einem Glasstab auf Lackmuspapier getropft.

12

Danach werden die Analyten 10-, 100- und 1000-fach verdünnt und der pH-Wert wird erneut

gemessen.

2.4.2Beobachtung

Die pH-Werte ändern sich wie folgt:

Tab. 5: pH-Wert-Änderung bei unterschiedlichen Verdünnungen, berechnet

Lösung Konzentration in mol/l pH-Wert gemessen

HCl 1,000 00,100 10,010 20,001 2-3

NaOH 1,000 140,100 140,010 120,001 12

CH3COOH 1,000 20,100 30,010 30,001 5

NH3 1,000 90,100 100,010 100,001 10

2.4.3Berechnung:

Da Salzsäure eine starke Säure ist, wird mit folgender Gleichung gerechnet:

p H=−log c H 3O+=−log c H Cl =−log 1=0

Bei der Natronlauge, einer starken Lauge, wird wie folgt gerechnet:

p Hp O H=14

p H=14−log c O H - =14−log 1=14

Bei der schwachen Säure Essigsäure wird folgende Formel benutzt:

13

p H=0,5⋅ pK S−lg [Säure ]=0,5⋅4,75−lg 1 =2,375

Bei der schwachen Base Ammoniak wird schließlich folgende Formel benutzt:

p H=14− p O H=14−0,5⋅ pKb−lg [Base ]=11,625

Mit diesen Formel lassen sich alle pH-Werte errechnen und werden in folgender Tabelle den

gemessenen Werten gegenüber gestellt:

Die pH-Werte ändern sich wie folgt:

Tab. 6: pH-Wert-Änderung bei unterschiedlichen Verdünnungen, gemessen

Lösung Konzentration in mol/l pH-Wert gemessen pH-Wert berechnet

HCl 1,000 0 00,100 1 10,010 2 20,001 2-3 3

NaOH 1,000 14 140,100 14 130,010 12 120,001 12 11

CH3COOH 1,000 2 2,3750,100 3 2,8750,010 3 3,3750,001 5 3,875

NH3 1,000 9 11,6250,100 10 11,1250,010 10 10,6250,001 10 10,125

2.5 Pufferlösung

2.5.1Durchführung

Es wurde 1 ml konzentrierte Essigsäure mit 5 ml H2O und 2 Tropfen Methylorangelösung

vermischt. Dazu wurden 2-3 Spatelspitzen festes CH3COONa gegeben.

14

Dann wurde 1 ml verdünnte NH3-Lösung mit 10 ml Wasser und einem Tropfen

Phenolphtaleinösung versetzt. Dazu wurden einige Spatelspitzen festes NH4Cl gegeben.

2.5.2Beobachtung

Beim ersten Versuch schlug die Farbe von rötlich nach pfirsich um, beim zweiten Versuch

wurde die Flüssigkeit klarer.


Der Farbumschlag und damit die pH-Wert-Änderung der ersten Flüssigkeit wurde durch die

Zugabe von CH3COONa ausgelöst. Die Säurekonstante besagt:

K S=c H 3O+ ⋅c C H 3C O O-

c C H 3 C O O H

Wenn wir nun die Konzentration an CH3COO- durch die Zugabe von CH3COONa steigern,

muss, um die genannte Bedingung zu erfüllen, die Konzentration von H3O+ sinken und damit

steigt der pH-Wert. Dadurch verfärbt sich der Indikator.

Im zweiten Fall folgt die Reaktion der Basenkonstante:

K B=c N H 4

+⋅c O H -c N H 3

Auch hier wird die Konzentration verändert. Durch die Zugabe von NH4Cl wird die

Konzentration an NH4+ erhöht und somit muss die Konzentration an OH- sinken, was den pH-

Wert ebenfalls sinken lässt.

2.6 Qualitative Untersuchung der Wirkung von Pufferlösungen

2.6.1Durchführung

Es wurden je zwei Reagenzgläser mit je 5 ml Wasser (W1 und W2) und je zwei Reagenzgläser

mit insgesamt 5 ml 1 M CH3COOH und 1 M CH3COONa-Lösung zu gleichen Teilen gefüllt (M1

und M2). Zu jeder Lösung werden einige Tropfen Methylrot-Lösung gegeben. Es werden in je

ein Glas mit Wasser und ein Glas mit Lösung ein Tropfen 1 M HCl (W1 und M1) und einem

Tropfen 1 M NaOH (W2 und M2) gegeben.

15

Im zweiten Teil wurden zwei Spatelspitzen Na2HPO4 und genau so viel NaH2PO4 in

5 ml Wasser gelöst und mit einem Tropfen Bromthymolblau versetzt. Die Lösung wurde geteilt.

In die eine Hälfte wurde 1 M HCl (X1) und in die andere Hälfte 1 M NaOH (X2) getropft.

2.6.2Beobachtung

W1: Farbe ändert sich von pfirsich zu rot

W2: Farbe ändert sich von pfirsich zu gelb

M1: keine Veränderung

M2: keine Veränderung

X1: Farbwechsel von gelb nach rot

X2: Farbwechsel von gelb nach blau

2.6.3Erklärung

W1: Der pH- Wert sinkt, deswegen verfärbt sich der Indikator.

W2: Der pH-Wert steigt, deswegen verfärbt sich der Indikator.

M1: Die Essigsäure fungiert als Puffer und puffert die Protonen der Salzsäure. Keine pH-Wert-

Änderung ersichtlich

C H 3C OO H H 2O C H 3O O-H 3O+

M2: Auch hier wird gepuffert. Dabei werden die OH- wie oben angegeben abgepuffert.

X1: Pufferlösung puffert Säure und Base. Reaktionsgleichung:

H P O42-H 3O+ H 2 P O4

-H 2O

X2: Pufferlösung puffert Säure und Base. Reaktionsgleichung:

Na O HNa H 2 P O4 Na2 H P O4H 2O

2.7 Analyse 1: Titration einer Schwefelsäure mit unbekannter Konzentrationen

2.7.1Durchführung

Eine 50 ml Analyselösung mit H2SO4 wurde mit 0,1 M NaOH titriert.

Dabei wurde der Versuch zweimal mit Phenolphtalein-Lösung als Indikator und zweimal mit

Methylorange als Indikator durchgeführt.

16

2.7.2Ergebnisse

1. Titration: 19,05 ml NaOH




Mittelwert 1: 19,1 ml NaOH

Mittelwert 2: 18,75 ml NaOH

Mittelwert gesamt: 18,925 ml NaOH

2.7.3Konzentrationsberechnung

c H 2 S O4 =0,5⋅0,1 mol /l⋅18,925⋅10-3l

50⋅10-3 l=0,018925 mol / l

Auf die Verdünnung gerechnet ergibt sich:

m H 2 S O4 =98 g /mol⋅0,0018925 mol /l⋅250⋅10-3 l=0,04636625 g=46,36625 mg

2.7.4Entsprechungsrechnung

18,925 ml = 46,36625 ml⋅1/5⇒1 ml = 4,9mg H 2 S O4 ml Na O H

Es können beide Indikatoren benutzt werden, da der Umschlagspunkt ähnlich ist und der Bereich

sehr klein ist.

17

3. Arbeitstag 3: Säure-Base-Chemie II

3.1 Titrationskurve Essigsäure-Natronlauge

3.1.1Titrationsversuch


20ml 0,1 M Ch3CooH werden mit 0,1 M NaOH in Stufen von 1 ml und zwischen 18 und 22 ml

von 0,2 ml versetzt. Nach jeder Zugabe wird der pH-Wert gemessen.

3.1.1.2Beobachtung

In einem bestimmten Punkt springt der pH-Wert sprungartig an. Zu beginn dieses Anstiegs

schlägt auch der Indikator um.

Die Wertepaare sind in folgender Tabelle dargestellt:

Tab. 7: pH-Wert von Essigsäure unter der Zugabe von Natronlauge

Zugegebene Natronlauge [ml] pH-Wert

0 2,11 2,22 3,13 3,34 3,55 3,66 3,87 3,98 49 4,110 4,211 4,312 4,413 4,514 4,715 4,816 517 5,218 5,4

18

Zugegebene Natronlauge [ml] pH-Wert

18,2 5,518,4 5,618,6 5,618,8 5,719 5,9

19,2 6,119,4 6,319,6 6,419,8 7,120 10,9

20,2 11,720,4 1220,6 12,220,8 12,421 12,5

21,2 12,621,4 12,621,6 12,721,8 12,722 12,823 12,924 13,125 13,2

Siehe dazu Abbildung 2, Seite 5


Die Reaktiongleichungen sehen wie folgt aus:

C H 3C O O HO H -C H 3C O O-H 2O

C H 3C OO -H 3 O+C H 3C O O HH 2O

19

Aufgrund der Pufferwirkung des Acetatpuffers steigt die Kurve erst langsam an. Nach der

Zugabe von 20 ml schnellt die Kurve nach oben um dann wieder in eine schwächere Steigung

überzugehen.

Die Tatsache, dass Neutralisationspunkt und Äquivalenzpunkt nicht übereinander liegen, liegt

daran, dass es sich bei Essigsäure um eine schwache Säure handelt. Die entstandenen

konjugierten Säuren und Basen können in der Lösung noch nachgewiesen werden. In diesem

Fall ist eine leichte Base beteiligt. Der Äquivalenzpunkt wurde anhand des Farbumschlags von

Phenolphtaleinlösung bestimmt, hätte aber auch in der Grafik durch das sprunghafte Ansteigen

des pH-Werts abgelesen werden können.

Die Berechnung für die Werte erfolgt für die Zugabe von 2 ml, 4 ml, 6 ml, 8 ml und 10 ml

Natronlauge.

Für den ersten Punkt (pH-Wert bei 2 ml Zugabe) gilt:

c [A C -]=2⋅10−3 l⋅0,1 mol / l

22⋅10−3l

c [H AC ]=18⋅10−3 l⋅0,1 mol / l

22⋅10−3 l

Setzt man diese beiden Formen nun ein in die Formel:

pH= pkslog c[ AC- ]c [HAC ]

Erhält man für den pH-Wert

pH=4,75 log 2⋅10−3 l⋅0,1 mol / l22⋅10−3 l

18⋅10−3 l⋅0,1 mol / l22⋅10−3 l

=3,7

Für die restlichen Werte ergeben sich nach ähnlichem Schema:

20

Tab. 8: pH-Wert in abhängigkeit von der zugegebenen Natronlauge

Zugegebene Menge Natronlauge in ml pH- Wert

4 4,156 4,388 4,5710 4,75

Diese Werte werden nun in die ursprüngliche Titrationskurve mit eingesetzt. Man sieht, dass

sich die gemessenen von den errechneten Werten grundsätzlich um etwa 0,6 unterscheiden:

Abbildung 2: Titrationskurve von Essigsäure mit Natronlauge

3.2 pH-Werte von Salzlösungen

3.2.1Versuch

3.2.1.1Durchführung/Berechnung:

Es wird destilliertes Wasser so genau wie möglich auf den pH-Wert 7 eingestellt. Es wurde dazu

destilliertes Wasser verwendet. Die Lösungen CH3CooNa, Na2CO3, NaCl und NH4Cl liegen in

der Konzentration von 1 mol/l vor. Aus den zuvor genannten Lösungen werden nun 10 ml der

Konzentration 0,2 mol/l hergestellt.

21

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 260

2

4

6

8

10

12

14

PH-Wert gemessenPH-Wert berechnetUmschlag

n Stammlösung 1 moll

= n 0,2 moll

c Stammlösung ⋅ V Stammlösung = c neu ⋅V neu

1 moll

⋅ V gesucht = 0,2 moll

⋅ 10−2 l

V gesucht = 0,2 mol

l ⋅ 10−2

1 moll

V gesucht = 2 ⋅ 10−3 l = 2 ml

Um nun 10 ml zu erhalten werden 2 ml der Stammlösung mit dem Standzylinder abgemessen

und danach mit 8 ml destilliertem Wasser des pH-Wertes 7 auf das gewünschte Volumen von

10 ml aufgefüllt.

3.2.22.1

Die Dissoziation und danach die Reaktion der Salze läuft in Wasser wie folgt ab:

1. CH 3 COONaH 2 OCH 3 COOH aqOH aq- Naaq

+

2. Zuerst vollständige Dissoziation:

Na 2CO3H 2 O 2⋅Naaq+ CO3 (aq)

2- H 2 O

Danach läuft folgende Reaktion ab:

CO3 (aq)2- H 2 OHCO3 (aq)

- OH aq -

3. NaClH 2O Naaq + Cl aq

- H 2O

4. NH 4ClH 2 ONH 3 (aq)H 3Oaq+ Cl aq

-

3.2.3Erklärung/Berechnungen

3.2.3.1pH-Wert von 0,2 M Natriumacetat

pH pOH=14

pk spK b=14

22

pH=14 – 0,5⋅ pKb−log c Salz

pH=14−0,5⋅14−4,75−log0,2 moll

pH≈9,026

pks-Wert aus [Ri90] Seite 327. Die ersten beiden Zeilen werden nur hier angeführt aber es wird

später darauf zurückgegriffen.

3.2.3.2pH-Wert von 0,2 M Natriumcarbonat

Es handelt sich hierbei um Anionenbase und eine schwache Kationensäure, daraus folgt, dass die

Lösung basisch reagiert.

pH=14 – 0,5⋅ pKb−log c Salz

pH=14−0,5⋅14−10,33−log0,2 moll

pH≈11,82

Angabe des pks-Wertes aus [Ri90] Seite 321

3.2.3.3pH-Wert von 0,2 M Natriumchlorid

Hierbei handelt es sich laut Riedel um eine sehr schwache Kationenbase und eine sehr schwache

Anionensäure.

NaClH 2O Naaq + Claq

- H 2O

Die Reaktion des Salzes Natriumchlorid ist in Wasser neutral, daraus folgt, dass der pH-Wert der

pH-Wert des Wassers bleibt, hier also ungefähr 7.

3.2.3.4pH-Wert von 0,2 M Ammoniumchlorid

Es handelt sich hierbei um eine Kationsäure und eine schwache Anionenbase:

pH=o ,5⋅ pK s−log c Salz

23

pH=0,5⋅9,25−log0,2 moll

pH≈4,97

3.2.3.5Gemessene pH-Werte und Vergleich

Stoff gemessene pH-Werte errechnete pH-Werte

CH3COONa 8 9,026Na2CO3 12 11,82

NaCl zwischen 6 und 7 7NH4Cl 5 4,97

Schaut man sich einmal den Vergleich an, so stellt kann man feststellen, dass die Werte, bis auf

den Acetatwert, erstaunlich gut übereinstimmen. Der erste Wert kann abweichen, weil die

Unterschiedlichen pH-Werte auf dem Indikatorpapier nicht immer eindeutig abzulesen sind. Des

weiteren kann es gut möglich sein, dass eventuell die Geräte nicht gründlich genug gereinigt

worden sind, sodass Verschleppungen aufgetreten sind.

3.3 Herstellung einer Pufferlösung von definiertem pH-Wert

3.3.13.1

3.3.1.1Durchführung

Zuerst wurden die Mischungsverhältnisse berechnet, danach wurde zuerst die Salzlösung in

einem Standzylinder abgemessen und in ein Becherglas gegeben, danach wurde die Säure

abgemessen und ebenfalls in das Becherglas gegeben. Der pH-Wert wurde mittels pH-Elektrode

gemessen.

Berechnungen für die Mischungsverhältnisse

Formel für Pufferlösungen:

pH= pk s log c A-c HA

10 pH− pk s= c A-c HA

24

c A-c HA = V A-

V HA pKS für Essigsäure ist 4,75

pH = 3

10(3-4,75)≈0,0178 Natriumacetat zu Säure=0,0178 :1

Auf V = 50 ml bringen:

0,0178⋅V SäureV Säure=50 ml

V Säure≈49,13 ml

genommen wurden 49,1 ml

V Salz≈50 ml−49,1 ml=0,9 ml

pH = 5

105−4,75 ≈1,778 Natriumacetat zuSäure=1,778:1



V Säure≈18 ml

V Salz≈50 ml−18 ml=32 ml

pH = 7

107−4,75≈177,83 Natriumacetat zu Säure=177,83:1



V Säure≈ 0,28 ml

genommen wurden 0,3 ml

25

V Salz≈50ml−0,3ml=49,7 ml

Die Verhältnisse der Konzentrationen ist gleich dem Verhältnis der Volumina, weil die

Konzentrationen von 1 mol/l gleich sind. Der pKs-Wert von Essigsäure wurde aus [Ri90] S. 333

entnommen.

Gemessene pH-Werte für die Lösungen:

pH 3 gemessen: 2,0

pH 5 gemessen: 4,6

pH 7 gemessen: 6,8

3.3.1.2Erklärung

Die gemessenen pH-Werte stimme nicht hundertprozentig überein, weil mit einem Messzylinder

keine so genauen Mengen abgemessen können wie man sie errechnet hat.

3.3.23.2


Es wird 1 ml der pH 5 Lösung mit dem Standzylinder abgemessen und ein in Reagenzglas

gegeben, danach wird es mit 9 ml Wasser des pH-Werts 7 aufgefüllt. Es wird ein Tropfen der

neu hergestellten Lösung auf Universal Indikator pH-Papier gegeben.

3.3.2.2Beobachtung

Der pH-Wert bleibt weiterhin bei 5 konstant.

3.3.2.3Erklärung

Der pH-Wert verändert sich nicht, da Ks eine konstante ist, also somit auch pks eine Konstante

ist und das Verhältnis von c(A-) zu c(HA) bei der Verdünnung konstant bleibt. Somit ist

begründet, dass sich der pH-Wert nicht verändert.

26

3.4 Kapazität eines Puffers

3.4.1


Zwei Bechergläser mir jeweils 1,5 ml CH3COOH/CH3COONa beschickt. Nun wird in das ein

Becherglas tropfenweise 0,1 M HCl gegeben und in das andere wird tropfenweise 0,1 M NaOH

gegeben. Nach Zugabe von 0,5 ml wurde bei jeder Lösung der pH-Wert mittels eines

Lackmuspapiers gemessen.

3.4.1.2Beobachtung

Der pH-Wert ändert sich wie in folgender Grafik dargestellt:

Ab

bildung 3: pH-Wert einer Pufferlösung mit HCl oder NaOH

Durch die Pufferlösung wird der Ausschlag vom ursprünglichen pH-Wert gedämpft und eine

pH-Wert-Änderung konnte erst nach Zugabe von 6,5-7 ml zur Geltung.

27

Die Änderung durch einen anderes Molverhältniss des Puffers kann wie folgt verdeutlicht

werden:

Das MWG kann auf folgende Reaktion angewandt werden (nach [Ri90]):

H 3OC H 3C O O-C H 3C O O HH 2 O

p H=p K C H 3C O O H lgcC H 3 C O O-

cC H 3C OO H=4,75lg 0,5−0,1

0,50,1=4,57

Ändert sich nun der letzte Term dadurch, dass das nicht mehr in der Äquimolarität gearbeitet

wird, verschiebt sich die Kurve für die Säure nach rechts und dementsprechend für die Base nach

links.

Wenn der Bereich von cA- / cHA ≈ 0,1 erreicht ist, beginnt sich der ursprüngliche pH-Wert zu

ändern.

3.5 Bestimmung der Dissoziationskonstante einer schwachen Säure

3.5.1


Es werden mittels einer Vollpipette 20 ml 0,1 M Essigsäure in einen Erlenmeyerkolben

überführt. Als Indikator werden einige Tropfen Phenolphtalein Lösung hinzu getropft.

Diese Lösung wird mit 0,1 M NaOH aus einer Bürette titriert.

Es wird die Menge zur Titration notwendige Menge notiert.

Es wird nun noch ein weiterer Erlenmeyerkolben angesetzt (auch mit Indikator). Nun wird aber

nur mit der Hälfte zur Titration notwendigen Menge NaOH titeriert.

Es wird der pH-Wert gemessen.

3.5.1.2Beobachtung

Der Verbrauch an NaOH betrug im ersten Durchgang 24,7 ml. (Laut Überschlag müssten es

genau 25 ml sein, also liegt dieser Wert schon dicht dran).

Beim zweiten Titrationsdurchgang wurden von mir 12,4 ml NaOH zutitriert.

Der gemessene pH-Wert betrug: 4,4.

28

3.5.1.3Erklärung/Berechnung

Berechnung der Dissoziationskonstante:

Beim Umschlagspunkt des Indikators liegt das Gleichgewicht auf Seite der Produkte, also ist

kein CH3COOH mehr vorhanden.

C H 3C O O HH 2O

H 3Oaq+ C H 3C O Oaq

-

Zu Beginn 0 ml NaOH-Zugabe liegt das Gleichgewicht weites gehend auf der Seite des Edukte,

weil Essigsäure eine schwache Säure ist und somit in Wasser nicht vollständig dissoziiert.

Am Äquivalenzpunkt gilt CH3COOH = CH3COO- . Stellt man dafür nun das MWG mit der

Säurekonstanten Ks auf, so erhält man:

K s=c H 3 O+ ⋅c C H 3 C O O-

c C H 3C O O H

da gilt, dass c(CH3 COO-) = c(CH3 COOH) folgt daraus Ks = c(H3 O+)

−log K s=−log cH 3 O+ pk s= pH

Für Ks gilt: Ks= 10-pH

In dem vorliegenden Fall also:

K s=10−4,4≈3,98⋅10-5

Der Literaturwert für den Ks-Wert wäre: 10-4,75 ≈ 1,778 · 10-5, unser Wert ist größer, was

bedeutet, dass bei uns mehr dissoziierte Moleküle vorliegen im Vgl. zur Literatur.

Diese Ungenauigkeit kann daher rühren, dass die Konzentration der Essigsäure nicht genau 0,1

mol/l hatte, oder zu viel NaOH zugegeben wurde.

3.6 Analyse 2: Titration einer Essigsäure mit unbekannter Konzentration

3.6.1


Die Essigsäure wird mit destilliertem Wasser aufgefüllt. Nun werden drei 50 ml Proben abgefüllt

und mit einigen Tropfen Phenolphtaleinlösung versehen.

29

In drei Durchgängen wird nun mit NaOH titriert und aus dem Mittelwert der Mengen NaOH

beim Farbumschlag wird die Gesamtmenge an Esigsäure errechnet.

3.6.1.2Beobachtung

Die zugegebenen Mengen waren wie folgt:

Durchgang Zugegebene Menge NaOH in ml1 6,82 73 6,9Mittelwert 6,9


Allgemein findet folgende Reaktion statt:

Na O HC H 3C O O H H 2 Na OC H 3C O O-

Um die Menge an Essigsäure zu berechnen, gilt, dass am Umschlagspunkt die Stoffmengen

gleich sein müssen:

n C H 3 C O O H ≡n Na O H

Um nun die Gesamtmenge (Gesamtmasse) zu errechnen, stellt man die Gleichung wie folgt um:

c C H 3C OO H ⋅v C H 3C O O H ≡cNa O H ⋅v NaO H

⇒ cC H 3C O O H =c Na O H ⋅v Na O H

v C H 3C O O H

⇒ cC H 3C O O H =0,1⋅0,00690,025

⇒ cC H 3C O O H =0,0276mol

Für die Entsprechung des Volumens ergibt sich dann:

v C H 3C O O H =cNa O H ⋅v Na O H

c C H3 C OO H

v C H 3C O O H =0,1⋅0,001

0,0276

30

⇒ vEntsprechung C H 3C O O H =0,00362 l≈3,62ml

31

4. Arbeitstag 4: Löslichkeitsprodukt

4.1 Abhängigkeit der Löslichkeit von Salzen von der Temperatur

4.1.1Durchführung

5 ml Wasser werden zum Kochen gebracht und es wird solange KNO3 zugegeben bis die Lösung

gesättigt ist. Die Lösung wird filtriert und wird unter fließendem kalten Wasser abgekühlt. Das

gleiche wird nochmal analog mit Natriumchlorid durchgeführt.

4.1.2Beobachtung

In heißem Wasser konnte deutlich mehr KNO3 gelöst werden als NaCl. Nach dem Abkühlen fällt

KNO3 als weißer Niederschlag aus, in der NaCl-Lösung fällt beim abkühlen kein Stoff aus.

4.1.3Schlussfolgerung

Das Löslichkeitsprodukt von KNO3 ist deutlicher von der Temperatur abhängig. KNO3 löst sich

in einer endothermen Reaktion. Daher kann in der erwärmten Lösung mehr KNO3 gelöst werden.

Beim abkühlen fällt das KNO3 wieder aus, was bei NaCl nicht der Fall ist. Damit ist die

Löslichkeit von NaCl in dem untersuchten Temperaturbereich nur sehr geringfügig von der

Temperatur abhängig.

4.2 Löslichkeitsbeeinflussung durch gleichionige bzw. fremdionige Zusätze

4.2.1Durchführung

Es wird eine gesättigte Lösung von KClO4 auf drei Reagenzgläser verteilt. In das erste

Reagenzglas werden 2 ml gesättigte KCl-Lösung, in das zweite 2 ml NaCl-Lösung und in das

dritte Reagenzglas werden ein paar Tropfen 60-70% HClO4 -Lösung gegeben.

4.2.2Beobachtung

Bei der Zugabe von KCl und NaCl konnte kein Niederschlag beobachtet werden, bei Zugabe von

HClO4 fiel ein weißer Feststoff aus.


KClO4 dissoziiert in der Lösung wie folgt:

K Cl O4 K (aq)+ ClO4 (aq)

-

Bei NaCl handelt es sich um fremde Ionen, die das Löslichkeitsprodukt nicht ändern.

Die Löslichkeitskonstante bei gleicher Temperatur ist in diesem Fall definiert als:

32

K L=c K+⋅cClO4-=konst.

In den Fällen KCl und HClO4 fallen gleichartige Ionen in der Lösung an. Damit die Gleichung

weiterhin erfüllt ist, muss eigentlich nach Zugabe von KCl und HClO4 solange KClO4 ausfallen,

bis die Gleichung wieder erfüllt ist. In unserem Versuch ist allerdings nur bei der Zugabe von

HClO4 ein weißer Niederschlag zu vermerken gewesen.

4.3 Löslichkeitsbeeinflussung durch Komplexbildung

4.3.1Durchführung

Eine Aufschlämmung von ein paar Spateln Kufercarbonat 2 CuCO3-Cu(OH)3 wird in ein

Reagenzglas gegeben. Danach werden einige ml Ammoniak in das Reagenzglas hinzu gegeben.

4.3.2Beobachtung

Die ursprünglich türkisfarbene Lösung ändert sich zu intensiven Blau.


Kupfercarbonat ist ein in Wasser unlösliches bläulich-türkisenes Pulver und Cu(OH)2 ist ein

bläuliches Pulver, was auch kaum bzw. gar nicht in Wasser löslich ist.

Die intensive Blaufärbung wird durch den entstehenden Tetrammin-Komplex erzeugt. Dieser

Kupfer(II)tetramminkomplex löst sich wesentlich besser als das Kupfercarbonat und auch das

Kupferhydroxid, sodass mehr Cu2+ Ionen in Lösung sind und somit eine stäkere Blaufärbung zu

begründen ist.

Die Reaktionsgleichung lautet wie folgt:

CuCO3 (aq)−Cu OH 2 (aq)8 NH 3 (aq) 2[CuNH 34]2+2OH -CO3 (aq)

2-

Aufgrund der Beobachtungen und der Tabelle S. 678 [Ri90] ist folgender Rückschluss

angebracht: Weil log ß von dem Kupfer-Tetraminkomplex recht klein ist, liegt der Kupfer-

Tetraminkomplex in Lösung vor. Daraus folgt, dass das Löslichkeitsprodukt größer ist als das

von Kupfer(II)carbonat. Weil sich Kupfer(II)carbonat und Kupfer(II)hydroxid kaum in Wasser

lösen ist hier die Löslichkeitskonstante viel kleiner und die Komplexbildungskonstante viel

größer.

33

4.4 Temperaturabhängigkeit des Löslichkeitsprodukts

4.4.1Durchführung

5 ml einer 0,1 M Pb(NO3)2-Lösung werden mit 1 M HCl versetzt.

4.4.2Beobachtung

Es fällt ein weißer Feststoff aus, der bei Erwärmung gelöst wird und bei Abkühlen wieder

ausfällt


Reaktionsgleichung:

Pbaq2+ 2 NH 3aq

- 2 H aq+ 2Claq

- PbCl2 2 H aq

+ 2 NH 3 aq-

Blei(II)-Halogenide sind schwer löslich und können aus Pb(II)-Salzlösungen mit Halogenidionen

ausgefällt werden ([Ri90], Seite 548).

Wichtig ist, dass sich das Löslichkeitsprodukt mit der Temperatur ändert und sich somit die

Menge der gelösten Ionen verändern kann.

Ist die Temperatur höher, so löst sich mehr Bleichlorid, ist sie niedriger so löst sich weniger.

Die Erklärung warum die Löslichkeitskonstante so stark Temperaturabhängig ist, ist damit zu

begründen, dass es sich hierbei um eine endotherme Reaktion handelt.

4.5 Bestimmung des Löslichkeitsprodukts von Mg(OH)2

4.5.1Durchführung

Eine Spatelspitze festes MgO wird in einen Erlenmeyerkolben gegeben. Danach werden 100 ml

Wasser abgemessen und hinzu gegeben. Der pH-Wert wird nach dem10 minütigen Schütteln mit

pH-Papier gemessen.

4.5.2Beobachtung

Das MgO hat sich auch nach 10 Minuten nicht vollständig gelöst.

Das Indikatorpapier zeigt einen pH-Wert von ca. 10 an.


Die Ablaufende Reaktion ist wie folgt:

MgOH 2O Mgaq2+ 2⋅OH aq

- Mg OH 2 (aq)

34

Aufgrund des restlichen, ungelösten MgO kann von einer gesättigten Lösung ausgegangen

werden.

Der pH-Wert stellt sich aufgrund der vorliegenden OH- Ionen im basischen Bereich ein.

K=[Mg 2+ ]⋅[OH - ]2

[Mg OH 2]

Zur Berechnung der Löslichkeitskonstanten sind nur die Ionen von Bedeutung.

⇒ K L=[Mg 2+]⋅[OH -]2

Die Konzentration der OH- Ionen lässt sich aus dem pH-Wert auf folgende Weise berechnen:

pOH=14− pH=14−10=4

Aus

pH=−log cH 3O+

1 mol l -1folgt

cOH -=10-4 mol l-1

nMg 2+nOH -

=12

cMg 2+=12⋅cOH -

diese Werte können nun in die Gleichung für KL eingesetzt werden und es ergibt sich:

K L=12⋅cOH -⋅cOH -

2 =12⋅[10-4 mol

l ]⋅[10-4 moll ]

2

=5⋅10-13 mol 3

l 3

35

4.6 Stabilität von schwerlöslichen Verbindungen

4.6.1Durchführung

2 ml AgNO3-Lösung, 5 ml Wasser und einige Tropfen verdünnte HNO3 werden in einem

Erlenmeyerkolben gegeben. Zu dieser Mischung werden 4 ml 1M NaCl-Lösung zugesetzt.

Es wird verdünnte NH3-Lösung im Überschuss zugegeben, sodass sich der Feststoff auflöst.

Es wird eine erneute Fällung durch Zugabe von 1 ml gesättigter KI-Lösung erzwungen. Dieser

neu erzeugte Niederschlag wird duch Zugabe von Na2S2O3-Lösung aufgelöst. Die erneute

Fällung wird durch das Erhitzen im Abzug mit TAA erzeugt.

4.6.2Beobachtung

Nach der Zugabe von NaCl fällt langsam ein eierstichartiger Feststoff aus. Nach der Auflösung

wird ein gelblicher Feststoff ausgefällt, der sich unter Zugabe von Na2S2O3 schnell wieder löst.

Unter Zugabe von TAA bildet sich langsam, von oben nach unten, eine dunkle Trübung.


Nach der Zugabe von NaCl bildet sich unter anderem AgCl, welches nach folgender

Grundreaktion ausfällt:

Ag aq+ NO3 aq

3 Naaq+ Claq

- AgCls Naaq+ No3 aq

-

Mit 2·10-3 hat AgCl einen sehr geringes Löslichkeitsprodukt [LöRi] und fällt aus. Nach der

Zugabe von NH3 im Überschuss wird ein [Ag(NH3)2]+ -Komplex hauptsächlich nach folgender

Reaktion gebildet:

AgCl s 2 NH 3[ Ag NH 32 ]aq+ Cl-

Die Komplexbeständigkeit ist nach [Ri90], Seite 658 lgβ = 7.

Durch die Zugabe von KI-Lösung wird der Komplex aufgelöst und es bildet sich AgI als

Feststoff nach folgender Grundreaktion:

[Ag NH 32 ]aq+ I aq

- AgI s2 NH 3

AgI hat nach [LöRi] ein Löslichkeitsprodukt von 8·10-17, was bedeutet, dass diese Verbindung

stabiler ist als die AgCl-Verbindung.

36

Der durch Zugabe von NaS2O3 entstehende Ag-Komplex löst sich im Wasser und muss stabiler

als AgI sein. Hauptsächlich geschieht dies wie folgt:

AgI s 2S2 O3 aq 2- [ Ag S2 O3 2 ]aq

3- I aq

-

Der Ag-Komplex hat nach [Ri90], Seite 658 eine Komplexbeständigkeit von lgβ=13

Nun gibt man TAA in die Lösung. Nachdem dies mit Wasser zu C2H5NO und H2S reagiert hat,

reagiert der Schwefelwasserstoff mit dem Silberkomplex:

H 2 S[Ag S 2 O3 2 ]3- Ag2 S4 S 2 O3

2-2H+

Ag2S fällt als dunkle Trübung aus. Mit einem Löslichkeitsprodukt von 5·10-51 nach [LöRi] ist es

der stabilste Niederschlag der Versuchsreihe.

Tab. 9: Stabilität unterschiedlicher Ag-Ionen

Stoff Löslichkeitsprodukt/Komplexbeständigkeit

Höchste Stabilität Ag2S 5·10-51

[Ag(S2O3)2]3- lg β = 13AgI 8·10-17

[Ag(NH3)2]+ lg β = 7Niedrigste Stabilität AgCl 2·10-3

4.7 Titrationsübung: Bestimmung von Bromid mit Adsorptionsindikator nach Fajans

4.7.1Durchführung

Es werden genau 10 ml der Bromidlösung genommen und in einem Erlenmeyerkolben auf 50 ml

mit destilliertem Wasser verdünnt. Es werden 10 ml verdünnte Essigsäure der Lösung zugesetzt.

Zuletzt wird zum Ansetzen der Lösung noch 3 Tropfen 1 prozentige Eosin-Natrium-Lösung

zugesetzt. Unter kräftigem Rühren wird nun mit der Bürette 0,1M AgNO3-Lösung zutitriert.

4.7.2Beobachtung:

Es trat nach 5,35 ml AgNO3-Zugabe ein Farbumschlag von weiß nach rosa auf.

4.7.3Schlussfolgerung:

Reaktionsgleichung:

Br aq- Ag +NO3 (aq)

- AgBr NO3 (aq)-

37

Bei dem weißen Niederschlag handelt es sich um das Silberbromid, was in Wasser sehr schlecht

löslich ist. Der Endpunkt der Titration wird durch den Indikator festgehalten (bei uns von weiß

nach rosa/rot. Am ÄP wird der Indikator (Eosin) an das Silberbromid angelagert und verändert

seine chemische Struktur, somit verändert sich die Farbe es Indikators.

Zuerst lagern sich um den AgBr Niederschlag Br- - Ionen an, am ÄP verändert sich die

Konzentration also das Verhältnis von Br– und Ag+ zu Gunsten des Ag+ somit lagern sich nun

nicht mehr Br- Ionen um AgBr an, sondern die Ag+ Ionen.[UStu]

Durch dieses Phänomen ist der Farbumschlag zu begründen.

Eine mögliche Erklärung, warum die Essigsäure hinzu gegeben wird, ist, dass eventuell die

Essigsäure das Brom aufspaltet in Br+ und Br-.

Berechnung der Bromidkonzentration:

n Br -=n Ag+

c Br -⋅V Br -=c Ag+ ⋅V Ag+

c Br -= c Ag +⋅V Ag+V Br -

=0,1 mol

l⋅5,35⋅10−3l

10−2 l=0,0535 mol

l≈0,05 mol

l

4.8 Titrationsübung: Bestimmung von Chlorid nach Mohr durch Fällungstitration

4.8.1Durchführung

Es werden möglichst genau 0,5 g NaCl abgewogen (hier wurden 0,5183 g benutzt) und in genau

100 ml Wasser vollständig gelöst. 10 ml dieser Lösung werden mit einer Spatelspitze NaHCO3

versetzt und auf 50 ml mit Wasser verdünnt. Diese Lösung wird mit 1 ml 5%iger K2CrO4-

Lösung versetzt.

Nun wird mit 0,1 M AgNO3-Lösung so lange titriert, bis gerade rotbraunes Ag2CrO4 ausfällt.

4.8.2Beobachtung

Direkt nach Zugabe von AgNO3-Lösung fällt eine milchige Trübe aus, die nach Zugabe von

8,665 ml (Mittelwert aus zwei Durchläufen) AgNO3-Lösung ins rotbraune umschlägt.

38


Diese Titriermethode wird benutzt, um quantitativ Chloridionen nachzuweisen. Dabei wird sich

zu nutze gemacht, dass bis zum Äquivalenzpunkt weißes Silberchlorid gebildet wird, welches

schwerlöslich ist (Löslichkeitsprodukt von 2·10-10, [LöRi]). Ab diesem Punkt sind sozusagen alle

Chloridionen verbraucht und es bildet sich das ebenfalls schwerlösliche Silberchromat

(Löslichkeitsprodukt von 4·10-12), welches als rot-brauner Feststoff ausfällt.

Bildung von Silberchlorid:

Claq- Agaq

+ NO3 aq- AgCl NO3 aq

-

Bildung von Silberchromat:

CrO4 aq2- 2 Aqaq

+ 2 NO3 aq - Ag2Cr O 4 2 NO3 aq

-

Die Berechnung für die Genauigkeitsberechnung des Titrationsergebnisses ergibt, dass

0,0008665 mol NaCl titriert wurden (8,665ml · 0,1 M · 0,1 mol/liter), was allerdings nur ein

Zehntel der Ausgangsmenge sind. Daher muss die Berechnung für 0,008665 mol NaCl gemacht

werden.

Die molare Masse von NaCl beträgt 58,442 g mol-1. Damit ergibt sich für die Masse an titriertem

NaCl:

58,442 gmol

⋅0,008665 mol=0,50639993 g NaCl

Vergleichend mit dem gewogenen Ergebnis von 0,5183 g NaCl ergibt sich eine Abweichung von

2,35 %. Grund dafür könnte sein, dass nach der ersten leichten rot-braun Einfärbung der Lösung

bei beiden Versuchsdurchläufen ein weiterer Tropfen AgNO3-Lösung benötigt wurde, um einen

deutlichen Farbumschlag zu erreichen. Die Menge wurde allerdings nach der ersten leichten

Einfärbung genommen.

1 ml 0,1 M AgNO3 enthält 0,0001 mol Ag+. Zur Reaktion wird die gleiche Menge, also

0,0001 mol, Cl- benötigt (siehe Reaktionsgleichung oben).

Die molare Masse von Cl beträgt 35,453 g/mol, damit ergibt sich unter der Annahme des

gleichen Gewichtes von Cl und Cl-, dass 3,5453 mg Cl- 1 ml 1 M AgNO3 entsprechen.

39

Es wird daher in annähernd neutraler Lösung gearbeitet, weil sonst das Ergebnis verfälscht

werden könnte. Im sauren Milieu liegt Kaliumchromat als Dirchromat vor und der Farbumschlag

würde zu spät erfolgen. Im basischen Milieu könnte Silberoxid ausfallen, welches ebenfalls das

Ergebnis verfälschen würde.

40

5. Arbeitstag 5: Redoxchemie I

5.1 Versuche zur elektrischen Spannungsreihe

5.1.11.1


Es werden fünf Reagenzgläser mit den Elektrolytlösungen (1. ZnSO4, 2. Pb(NO3)2, 3. Cu(NO3)2,

4. AgNO3, 5. Hg(NO3)2) befüllt. Anschließend die angegebenen Metalle kurz in die dafür

vorgesehene Lösung getaucht.

5.1.1.2Beobachtung

Tab. 10: Beobachtungen zur elektrochemischen Spannungsreihe

Lösung Zusatzstoff Beobachtung

1) Mg Starke Gasentwicklung, sowie Ablagerungen an Mg-SpänenPb Keine sichtbare Veränderung am Pb

2) Mg Deutliche Gasentwicklung, sowie Ablagerungen an den Mg-SpänenZn Leichte Gasentwicklung, sowie ein Ansammlung von schwarzem Pulver

auf der Oberfläche des ZnCu Keine sichtbaren Veränderungen

3) Zn Gasentwicklung, leichte Verfärbung des Cu(NO3)2, sowie schwarzer

Belag auf dem ZnFe Sehr leichte Gasentwicklung, leichte Rotfärbung des PulversPb Leichte Gasentwicklung, sowie schwarze Patina auf dem Pb

4) Mg Gasentwicklung am Mg, weiße Schlieren, die vom Mg aufsteigen, Mg

wird zersetztPb Wird vollständig zu schwarzen Feststoff zersetztCu Weißer, fellartiger Besatz am Kupfer, Zersetzung der Cu-Späne

5) Cu Keine sichtbare Veränderungen


Damit zwischen zwei Stoffen eine Redoxreaktion stattfindet, muss die reduzierte Form des einen

Stoffen in der Spannungsreihe über der oxidierten Form des anderen Stoffes stehen.

Anders gesagt tritt eine Redoxreaktioin ein, wenn ein edleres Metall in Lösung vorliegt und ein

unedleres Metall in elementarer Form.

41

Redoxreaktionen:

Tab. 11:Redoxreaktionen unterschiedlicher Metalle

Lösung Zusatzstoff Redoxreaktion

1) Mg Zn2+

MgMg2+

Zn Pb Keine Raktion

2) Mg Pb2+

Mg Mg2+

PbZn Pb

2+

ZnZn2+

PbCu Keine Reaktion

3) Zn Cu2+

ZnZn2+

CuFe Cu

2+

FeFe2+

CuPb Cu

2+

Pb Pb2+

Cu4) Mg 2 Ag

+

PbPb2+

2 AgPb 2 Ag

+

PbPb2+

2 AgCu 2 Ag

+

CuCu2+

2 Ag5) Cu Keine Reaktion

5.1.21.2


Es werden vier Reagenzgläser bis zur Hälfte mit destilliertem Wasser gefüllt. Nun soll versucht

werden, die Metalle Mg, Zn, Fe und Cu in Wasser zu lösen.

5.1.2.2Beobachtung

Es lies sich bei Mg eine sehr leichte Gasentwicklung zu beobachten.

Mg2 H 2O 2 Mg O H 2H 2

Bei Zn, Fe und Cu ist nichts zu beobachten.


Die Beobachtung kann damit erklärt werden, dass die Metalle Zn, Fe und Cu zu edel sind, um

mit Wasser zu reagieren.

42

5.2 Nachweis durch Redox-Reaktionen

5.2.1Nachweis von Nitrat


Kaliumnitrat wird zerkleinert und anschließend mit Zinkpulver mittels eines Spatels auf einem

Uhrglas vermengt vermengt. Dieses Feststoffgemisch wird in ein Reagenzglas überführt und mit

Wasser angefeuchtet. Zuletzt wird ein Plättchen Natriumhydroxid hinzu gegeben. Die

Gasentwicklung ist mit angefeuchtetem Lackmuspapier nachzuweisen.

5.2.1.2Beobachtung

Es bilden sich Gasbläschen und das Lackmuspapier verfärbt sich blau.


Die Redoxgleichung lautet wie folgt:

4 ZnN O 3-6 H 2O 4 Zn2+N H 3 9 O H -

Diese setzt sich zusammen aus den folgenden Gleichungen:

Oxidation: Zn0Zn+22 e- /⋅4

Reduktion: N O3-16 H 2 O8e- N H39O H -

Bei dem entstandenen Gas handelt es sich um Ammoniak (NH3).

5.2.2Nachweis von Sulfid


In ein Reagenzglas werden zwei Tropfen Natriumsulfidlösung gegeben und anschließend mit

Wasser verdünnt. Es wird tropfenweise gesättigte JodJodkaliumLösung hinzu gegeben.

5.2.2.2Beobachtung:

Die vorher bräunliche JodJodkaliumLösung wird gelblich und es fällt ein ganz leichter

Niederschlag aus.

5.2.2.3Schlussfolgerung:

Das elementare Jod wurde oxidiert, somit ist das Verschwinden der bräunlichen Farbe zu

begründen.

Bei dem Niederschlag handelt es sich sicherlich um Sulfid.

43

Reaktionsgleichung:

Oxidation: S -2 S02e-

Reduktion: I 202e- 2 I -

Redoxreaktion: 2 Na aq+1 S aq

-2 I 2 (aq)0 K aq

+1 I aq-1 S s 2 Naaq

+1 K aq +1 3 I aq

-1

5.2.3Nachweis von Zinn

5.2.3.1Durchführung:

Zu ca. 5 ml verdünnter Zinnlösung gibt mal ein Stück elementares Zink (Zinkgranalie).

5.2.3.2Beobachtung:

Es fällt ein weißer Feststoff aus.


Bei dem Feststoff handelt es sich um elementares Zinn.

Oxidation: Zn0Zn2+2e-

Reduktion: Sn+22e- Sn0

Redoxreaktion: SnCl2 (aq)ZnsZnCl2 (aq)Sns

5.3 Oxidation von Halogeniden durch Halogene

5.3.1Durchführung

Kaliumiodid wird 1. mit Chlorwasser und 2. mit Bromwasser versetzt. In der dritten Probe wird

Natriumbromid mit Chlorwasser versetzt. Alle drei Proben werden dann mit Toluol

ausgeschüttelt.

5.3.2Beobachtung:

Nach dem Ausschütteln mit Toluol wird Folgendes beobachtet.

1. Probe: organische Phase verfärbt sich von farblos zu leicht violett

2. Probe: organische Phase verfärbt sich von farblos zu leicht violett

3. Probe: Organische Phase bräunlich, anorganische Phase gelblich dann verblassend.

44

5.3.3Schlussfolgerung:

Eine violette Farbe zeigt elementares Jod an und eine bräunliche Färbung zeigt elementares

Brom an (siehe hierfür Aufgabenzettel). Die organische Phase (Toluol) dient dazu das

elementare Brom oder Jod sichtbar zu machen.

1. Reagenzglas Redoxgleichung:

Oxidation: 2I-1 2 I 02 e-

Reduktion: Cl202e- 2Cl -

Redoxreaktion: 2 KI aqCl 2 (aq) I 2 (aq)2 KClaq

2. Reagenzglas Redoxgleichung:

Oxidation: 2I-1 2 I 02e-

Reduktion: Br202e- 2 Br -

Redoxreaktion: 2 KI aqBr 2 (aq) I 2 (aq)2 KBraq

3. Reagenzglas Redoxlgeichung

Oxidation: 2 Br -1 Br202e-

Reduktion: Cl202e- 2Cl -

Redoxreaktion: 2 NaBr aq Cl2 (aq)Br2 (aq)2 NaClaq

Schlussfolgerungen aus den aufgestellten Gleichungen [Ri90]: Aus der Reaktion im Reagenzglas

3 kann man folgern, dass Chlor ein stärkeres Oxidationsmittel ist als Brom. Brom hingegen lässt

sich im Vergleich zu Chlor leichter oxidieren. Aus den Versuchen in den Reagenzgläsern 1 und

2 lässt sich folgern, dass Iod das schwächste Oxidationsmittel ist, aber das beste Reduktion-

smittel von den drei Halogenen. Dieses verhalten ließe sich eventuell mit der absteigenden

Elektronegativität von Chlor über Brom zu Jod hin begründen.

45

5.4 Oxidation von I- mit Fe3+

5.4.1Durchführung

Man versetzt 5ml einer FeCl3-Lösung mit einigen Tropfen einer KI-Lösung. Zum Einen wird

unter dem Abzug mit Toluol augeschüttelt, zum Anderen wird mit Stärkelösung ausgeschüttelt.

5.4.2Beobachtung

Beim Ausschütteln mit Toluol bildet sich ein zweiphasiges Gemisch, wobei die obere Phase

violett und die untere Phase gelblich gefärbt ist.

Beim Ausschütteln mit Stärkelösung färbt sich die Lösung dunkelviolett.


Eisen(III)-Chlorid liegt in der Lösung dissoziiert als Fe3+ und 3 Cl- vor. Es erfolgt folgende

Redoxreaktion:

2 Fe3+2 I -2 Fe2+I 2

Das elementare Iod kann sich in der organischen Phase des Toluols gut lösen und führt zu einer

Violettfärbung der oberen Phase.

Bei Zugabe von Stärke ist ebenfalls das I2 für die dunkelblaue Färbung verantwortlich.

5.5 Einfluss der Konzentration auf Redoxgleichungen

5.5.1Durchführung

Eine FeSO4-Lösung wird H2SO4 angesäuert und durch die Zugabe von Fe-Pulver möglichst frei

von Fe3+ -Ionen gehalten. Dann wird Iod-Iodkalium-Lösung zugegeben.

5.5.2Beobachtung

Die bräunliche Farbe der Lösung verschwindet vollständig und erhält eine gelblich gefärbte

Lösung.


Die Redoxgleichung von Fe2+ und I2 müsste wie folgt aussehen:

2 Fe2+I 2 2 Fe3+2 I -

Diese Reaktion ist aber unter Berücksichtigung der elektrochemischen Spannungsreihe nicht zu

erwarten, da dort definiert wird, dass die reduzierte Form eines Stoffes nur mit oxidierten

46

Formen anderer Stoffe reagiert, die in der Spannungsreihe unter ihm stehen. Die Spannungsreihe

(Tabelle 3.13 [Ri90]) ist nur für Standartbedingungen gültig. Die Potentiale der Redoxpaare

müssen sich verändern, damit eine Reaktion stattfindet.

Die Zugabe des Eisenpulvers bewirkt durch folgende Reaktion eine Änderung des Potentials:

2 Fe3+Fe3 Fe2+

Dadurch ändert sich die Konzentration zugunsten der Fe2+-Ionen. Stellt man dies nun als

Verhältniszahl auf, ergibt sich für Fe3+ / Fe2+ eine Zahl << 1.

In die Nernst'sche Gleichung eingesetzt, ergibt sich für das Redoxpaar Fe3+ und Fe2+:

E=E00,059V1

⋅log c Fe3+ c Fe2+

Durch die Logarithmierung des letzten Terms verschiebt sich das Potential des Redoxpaares ins

negative und die reduzierte Form des Fe2+ stünde in Tabelle 3.13 [Ri90] deutlich über der

oxidierten Form des Iods. Nun kann die Reaktion aufgrund der elektrochemischen

Spannungsreihe erwartet werden.

5.6 Analyse 3: Quantitative manganometrische Bestimmung von Oxalat

5.6.1Durchführung

50 ml einer oxalathaltigen Lösung werden mit 10 ml verdünnter H2SO4 angesäuert. Danach wird

eine Spatelspitze MnSO4 zugegeben.

Diese Lösung wird mit 0,02 M KMnO4-Lösung titriert.

5.6.2Beobachtung

Nach der Zugabe von 7,3 ml KMnO4-Lösung (Mittelwert aus drei Versuchen) verfärbte sich die

Lösung von durchsichtig zu rosa.


Solange das zugegebene MnO4- reduziert werden kann, verfärbt sich die Lösung nicht, da die

reduzierte Form des MnO4-, das Mn2+, farblos ist. Dies kann solange passieren, wie durch die

Oxidation von C2O42- Elektronen zur Verfügung gestellt werden. Sobald keine Reduktion des

MnO4-mehr erfolgt, wird die oxalathaltige Lösung durch die Grundfarbe des MnO4

- eingefärbt.

Das Ende der Titration ist also durch einen Farbumschlag ins Violette gekennzeichnet.

47

Für die Berechnung der Gesamtmasse des Oxalats folgt:

nMnO4-

n C2 O42-=2

5

m C2 O42-= 5

2⋅c MnO 4

- ⋅V MnO4- ⋅C2O 4

2-

MnO4- =5

2⋅0,02 mol

l⋅7,3⋅10-3 l⋅88 g

mol=0,03212 g=32,12mg

Die wichtigen Redoxgleichungen sehen wie folgt aus:

Oxidation: C2 O42- 2C O 22 e-

Reduktion: MnO4-8H 3 O+5e-Mn2+12 H 2O

Redoxgleichung: 5C2O 42-2Mn O4

-16 H3 O+ 2Mn2+10C O224 H 2 O

Aus den Gleichungen wird deutlich, dass auch CO2 entsteht, welches allerdings während der

Titration durch das ständige Schwenken des Erlenmeyerkolbens nicht beobachtet werden konnte.

7,3 ml MnO4- entsprechen 32,12 mg C2O4

2-. Daraus ergibt sich:

1ml K MnO4 =32,12mg C2 O4

2-7,3ml K MnO4

=4,4mg C 2O4

2-ml K Mn O4

48

6. Arbeitstag 6: Redoxchemie II

6.1 pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen

6.1.11.1

6.1.1.1Berechnungen

Redoxgleichungen für die Systeme, auf die wesentlichen Teile gekürzt:

Cl- und KMnO4:

Oxidation: 2 Cl-Cl22 e-

Reduktion: MnO4- 8 H +5 e-Mn2+4 H 2 O

Redoxreaktion: 10 Cl-2 MnO4- 16 H +10 e-5Cl 22 Mn2+8 H 2 O10 e-

Br- und KMnO4:

Oxidation: 2 Br - Br22 e-

Reduktion: MnO4-8 H +5 e-Mn2+4 H 2 O

Redoxreaktion: 10 Br -2 MnO4-16 H +10e -5 Br22Mn2+8 H 2O10e-

I- und KMnO4:

Oxidation: 2 I -2 I2 e-

Reduktion: MnO4- 8 H +5 e-Mn2+4 H 2 O

Redoxreaktion: 10 I -2 MnO4-16 H +10 e- 10 I2Mn2+8 H 2O10e-

Berechnung des Nernstschen Potentials des Redoxpaares Mn2+/MnO4- für die pH-Werte 0, 3

und 6:

Allgemeine Form der Nernstschen Gleichung: E=E00,059z

⋅lg X

49

Der Term X beschreibt dabei c Ox⋅c H +n

c Red , wobei c (H+) der Teil ist, in dem die pH-Wert-

Abhängigkeit definiert ist. Er entfällt bei pH = 0.

Weiterhin wird definiert, das c (Ox) = c (Red) ist, E0 = 1,51 V und z = 5

Für den pH-Wert 0 ergibt sich also für den konkreten Fall:

E=1,510,0595

⋅lgc MnO 4

- ⋅c H +8

c Mn2+=1,510,0118⋅8⋅log 1=1,51V

Für den pH-Wert 3 ergibt sich:

E=1,510,0595

⋅8⋅lgc Mn O4

- ⋅c H +8

c Mn2+=1,510,0118⋅8⋅log 10-3=1,2268 V

Für den pH-Wert 6 ergibt sich:

E=1,510,0595

⋅8⋅lgc Mn O4

- ⋅c H +8

c Mn2+=1,510,0118⋅8⋅log 10-6=0,9436V

Die Redoxpotentiale für die Halogenionen sind laut [Ri90] wie folgt:

2 Cl- Cl 22 e- , E0=1,36 V

2 Br - Br 22 e- , E0=1,07V

2 I - 2 I2e- , E0=0,54 V

Eine Reaktion läuft ab, wenn die Potentialdifferenz der reduzierten Form des einen (hier immer

MnO4-/Mn2+) und der oxidierten Form der anderen (Halogenionen) Reaktanden positiv ist.

Für pH 0 heißt das:

E=E MnO4- /Mn2+−ECl - /Cl 2

=1,51−1,36=0,15 d.h. die Reaktion läuft ab

E=E MnO4- /Mn2+−E Br- /Br2


E=E MnO4- /Mn2+−E I - / I=1,51−0,54=0,97 d.h. die Reaktion läuft ab

Für pH 3:

50


=1,2268−1,36=−0,1332 d.h. keine Reaktion




Für pH 6







Es werden die drei Lösungen KCl, NaBr und KI mit HCl auf einen pH-Wert von 0 gebracht, mit

CH3COOH auf einen pH-Wert auf pH von 3 gebracht und mit H3BO3 auf einen pH-Wert von 6

gebracht. Die pH-Werte wurden dabei mit Lackmus-Papier bestimmt.

Das H3BO3 wird aus Pulver mit destilliertem Wasser angesetzt.

Danach wird etwas KMnO4 zugefügt und mit Toluol ausgeschüttelt.

6.1.1.3Beobachtungen

Tab. 12: Beobachtungen zu Ionen und pH-Wert

pH-Wert Ionen Beobachtung

0 Cl- Lösungsmittelphase ist weisslich getrübt.Br- Lösungsmittelphase ist rosa gefärbt.I- Lösungsmittelphase leicht gelb.

3 Cl- Lösungsmittelphase klar.Br- Getrübte Lösungsmittelphase.I- Rosa gefärbte Lösungsmittelphase.

6 Cl- Lösungsmittelphase klar.Br- Lösungsmittelphase klar.I- Leicht rosa gefärbte Lösungsmittelphase.

51

Die Lösungsmittelphase ist dabei ein Indikator dafür, ob die Reaktion stattgefunden hat. Ist sie

verfärbt, hat eine Reaktion stattgefunden.


Es zeigt sich, dass die errechneten Lösungen qualitativ auch mit der Praxis übereinstimmen.

6.1.21.2


Man gibt solange NaHCO3 in eine schwach Saure H3AsO3-Lösung, bis sich kein CO2 mehr

bildet. Dann tropft man Iod-Lösung zu. Schließlich gibt man konzentrierte HCl dazu, bis das Iod

wieder ausfällt.

6.1.2.2Beobachtung

Nach Zugabe von NaHCO3 ist die CO2-Bildung an starkem Schäumen zu erkennen. Das danach

zugegebene Iod entfärbt sich sofort. Nach Zugabe von HCl färbt sich die Lösung wieder gelb.


Das Standartpotential ist für AsO43-/AsO3

3- = 0,56 [TaWe] und für I2/2I- = 0,54 [Ri90]. Nach der

Regel der positiven Potentialdifferenz dürfte hier eigentlich keine Reaktion stattfinden.

Durch die Zugabe von HCO3- steigt der pH-Wert und das Potential von AsO4

3-/AsO33- sinkt. Das

AsO33- wird nun vom Iod nach folgender Reaktion oxidiert.

H 3 As O3 I 2H 2 O 2 I -H 3 AsO 42 H +

Gibt man HCl hinzu, sinkt der pH-Wert und das Potential von AsO43-/AsO3

3- steigt wieder. Damit

läuft die Rückreaktion der oben aufgeführten Gleichung ab. Iod fällt wieder elementar aus und

färbt die Lösung wieder ein.

6.2 H2O2 als Oxidations- und Reduktionsmittel

6.2.12.1


Eine KMnO4-Lösung wird mit verdünnter H2SO4 angesäuert und mit H2O2 versetzt.

6.2.1.2Beobachtung

KMnO4-Lösung mit verdünnter H2SO4 ergibt eine violette Lösung, die nach Zugabe von H2S2

farblos wird.

52


Redoxgleichungen:

Oxidation: H 2 O22 H +O22e-

Reduktion: MnO4-8H+5 e-Mn2+4 H 2 O

Redoxreaktion: 2 MnO 4-6H+5 H 2 O2 2Mn2+8H 2 O5O2

Die Lösung ist farblos, da Mn2+-Ionen in Lösung farblos sind (siehe Versuch 5.6 “Analyse 3:

Quantitative manganometrische Bestimmung von Oxalat“).

6.2.22.2


KI-Lösung wird mit H2SO4 angesäuert und mit H2O2 versetzt. Nun gibt man Stärkelösung hinzu.

6.2.2.2Beobachtung

Nach Zugabe der Stärke entsteht eine blau-lila-Färbung.


Redoxgleichungen:

Oxidation: 2 I - I 22 e-

Reduktion: H 2 O22H+2 e- 2 H 2 O

Redoxreaktion: 2 I -H 2O22 H + I 22 H 2 O

Durch die Einlagerung von Iod in dem kanalartigen Hohlraum der helixförmigen Amylose wird

die Anregungsenergie der Valenzelektroden herabgesetzt. So kann langwelligeres Licht

absorbiert werden. Dadurch entsteht eine blau bis schwarze Farbe [WiKi].

6.3 Oxidation von Mn 2+ zu Permanganat mittels Bi(V)

6.3.1


Eine 0,1 M MnCl2 -Lösung wird mit Salpetersäure angesäuert und mit einer Spatelspitze festem

NaBiO3 versetzt.

53

6.3.1.2Beobachtung

Nach Zugabe des NaBiO3 schlägt die farblose Lösung ins violette um.


Oxidation: Mn+2

Mn+7

5e- |⋅2

Reduktion: Bi+5

2e-Bi+3

|⋅5

Redoxreaktion: 2 Mn2+5BiO3-14 H +

2 MnO 4-5 Bi3+7 H 2O [ChO]

6.4 Titrationsübung: Bromatometrische Bestimmung von As(III)-Ionen

6.4.1


Genau 5 ml der ausstehenden H3AsO3-Lösung mit destilliertem Wasser auf 50 ml verdünnt.

Danach werden 10 ml konzentrierte HCl und 2 Tropfen Methylorange zugegeben.

Man erwärmt die Lösung auf 50°C und titriert mit 0,02 M KBrO3-Maßlösung. Gegen Ende wird

langsam und unter starkem Schwenken titriert. Es wird ein weiterer Tropen Indikatorlösung

zugegeben, bevor der Äquivalenzpunkt erreicht wird.

6.4.1.2Beobachtung

Es bedarf je 11,5 ml der Maßlösung bei zwei Durchgängen, um die Entfärbung zu erreichen.


Oxidation: H 3 As O3H 2 OH 3 As O 42 H +2 e-

Reduktion: Br O3-6 H +6 e- Br -3 H 2 O

Redoxreaktion: Br O3-3 H 3 As O33 H 2 O3 H 3 As O4Br -

Bei der Bromatrometrie wird sich zunutze gemacht, dass Kaliumbromatlösung oxidiert, wobei

Bromit reduziert wird. Bei erreichen des Äquivalenzpunktes, also wenn keine oxidierbare

Probelösung mehr vorhanden ist, reagieren Bromid und Bromat unter Komproportionierung zu

elementaren Brom. Brom wiederum zerstört organische Farbstoffe, wie z.B. Methylorange. Das

entfärben der Probelösung zeigt also das Ende der Reaktion an.

54

Komproportionierung von Bromid und Bromat:

Br O3-5 Br -6 H + 3 Br 23 H 2O

Zur Berechnung der Konzentration der H3AsO3-Lösung wird im ersten Schritt festgestellt, dass

das Verhältnis von KBrO3-Maßlösung zur H3AsO3-Lösung 1/3 ist (siehe Redoxreaktion).

3⋅c Br O 3- ⋅V Br O 3

- =c H 3 As O3 ⋅V H 3 As O3

c H 3 As O3 =3⋅c Br O3

- ⋅V Br O 3-

V H 3 As O3 =

3⋅0,02 moll⋅11,5⋅10-3l

5⋅10-3 l=0,138 mol

l

6.5 Disproportionierung und Komproportionierung

6.5.1Disproportionierung von Kaliummanganat(VI)


Es wird ein sehr kleiner Kristall Kaliummanganat(VI) in 5 ml

1 M NaOH gelöst. Die hergestellte Lösung wird nun in ein Becherglas überführt, indem sich

schon 20 ml verdünnte Salzsäure befinden.

6.5.1.2Beobachtung

Das gelöste Kaliummanganat(VI) zeigt eine grüne klar Färbung.

Nach dem Überführen in das Becherglas hat sich die Färbung von grün zu klar rosa verändert.

6.5.1.3Erklärung

Oxidation: Mn+6

Mn+7

e- |⋅2

Reduktion: Mn+6

2 e-Mn+4

Redoxreaktion: 3 MnO2+2-4 H 3O+

2 MnO4-MnO26 H 2 O

Nach [Ri90] S. 809 ist das MnO42- -Ion ist nur in stark basischem Milieu ist dieses Ion stabil und

hat eine grüne Farbe. nach Zugabe von H3O+ wird das Gleichgewicht komplett auf die

Gleichgewichte der Produkte verschoben. Das grünliche Ion ist nun nicht mehr beständig und es

stellt sich eine violette Färbung ein.

55

6.5.2Komproportionierung von Permanganat und Mn2+ 5.2


Eine Spatelspitze Mangan(II)sulfat wird in einem Reagenzglas in Wasser gelöst. In einem

zweiten Reagenzglas werden wenige Tropfen Kaliumpermanganatlösung und 2 cm destilliertes

Wasser gegeben. Das zweite Reagenzglas wird gut durchgeschüttelt und anschließend wird der

Inhalt des ersten Reagenzglases in das zweite Reagenzglas gegeben.

6.5.2.2Beobachtung

Zuerst verfärbte sich das Gemisch rot und später braun. Es ist eine Gasentwicklung zu

verzeichnen und nach einiger Zeit sedimentiert ein brauner Feststoff auf dem Boden des

Reagenzglases.

6.5.2.3Erklärung

Oxidation: Mn+2

Mn+4

2e- |⋅3

Reduktion: Mn+7

3e-Mn+4

|⋅2

Redoxreaktion: 3 MnSO4 (aq)2 KMnO4 (aq) 5 MnO2 (s) K2 SO 4 (aq)3 O2 (g)

Das MnO2 ist ein sehr schwer in Wasser löslicher Feststoff. Braunstein, der Name rührt von

seiner braunen Farbe her, dies erklärt auch den braunen sedimentierten Feststoff.

6.6 Analyse 4: Quantitative iodometrische Bestimmung einer Cu(II)-Lösung

6.6.1


Es werden 50 ml einer Cu(II)-Lösung in einem Erlenmeyerkolben mit 2 ml konzentrierter H2SO4

und ca 2 g KI versetzt.

Der Kolben wird 20 Minuten bei gelegentlichem Schwenken stehen gelassen.

Nach Abspülen der Wände mit destilliertem Wasser wird mit Na2S2O3-Maßlösung titriert. Wenn

die Probelösung nur noch schwach gelb gefärbt ist, gibt man Stärkelösung hinzu und titriert

solange, bis die blaue Farbe für ein bis zwei Minuten verschwunden ist.

6.6.1.2Beobachtung

Es wurden 2,416 ml der Maßlösung gebraucht (Mittelwert aus drei Analysen).

56


Die wesentlichen Gleichungen in der Reaktion sind die Redoxreaktionen von Cu2+ und I-, sowie

die Redoxreaktion von I2 mit S2O3-:

Für Cu2+:


Reduktion: Cu2+e-Cu+

Redoxreaktion: 2 Cu2+4 I - 2 CuII 2

Für S2O32-:

Oxidation 2 S2 O32- S 4O 6

2-2 e-

Reduktion I 22 e- 2 I -

Redoxreaktion I 22 S2 O32- 2 I -S4 O6

2-

Aus den beiden Redoxreaktionen ist ersichtlich, dass für die Umsetzung von 1 Mol Cu2+ auch

1 Mol S2O32- benötigt wird. Mit der Gleichung:

mCu 2+ gesamt=[c S 2O 32-⋅V S2 O3

2-⋅M Cu2+ ]⋅5

⇒ mCu 2+ gesamt=[0,1 moll⋅2,416⋅10-3l⋅63,55 g

mol ]⋅5⋅1000 mgg≈77 mg

Bei der Titriermethode handelt es sich um eine indirekte Titration. Dabei steht die Iodmenge in

direktem Zusammenhang zum Cu2+. Das elementare Iod wird nun durch die Zugabe von S2O32-

wieder in Iodionen umgesetzt. Am Äquivalenzpunkt ist kein elementares Iod mehr vorhanden.

Durch die Zugabe von Stärke kann das elementare Iod als blau-schwarze Lösung sichtbar

gemacht werden. Wenn das elementare Iod vollständig aufgebraucht ist, muss dafür die

Umsetzung des I- zu I2 durch den Analyten Cu2+ auch abgeschlossen sein. Somit kann man

indirekt auf die Menge an Cu2+-Ionen in der Lösung schließen.

Aus den Redoxreaktionen (siehe oben) ist ersichtlich, dass bei der Redoxreation von Cu2+

doppelt so viele I-- Ionen verbraucht werden, als von der Redoxreaktion des S2O32- zur

57

Verfügung gestellt werden. Daher ist ein großer Überschuss an I-- Ionen notwendig. Damit wird

das Gleichgewicht der Gleichgewichtsreaktion auf die Seite der Produkte verschoben.

Berechnung zur Entsprechung von Cu und 1 ml 0,1 M Na2S2O3-Lösung:

250 ml (Na2S2O3) entsprechen 77 mg (Cu2+), folglich ergibt sich:

1 ml Na2 S 2 O3 =77 mg Cu 2+

250 ml Na 2 S 2O 3=0,308 mg Cu2+

58

7. Arbeitstag 7: Atomabsorptionsspektrometrie

7.1 Theorie und Grundlagen der AAS-Messung:

Die Atomabsorptionsspektroskopie (AAS) ist ein qualitatives und quantitatives

Nachweisverfahren von Metallen und Halbmetallen. Dabei macht man sich eine selektive

Absorptions im Lichtspektrum zunutze, die für jeden Stoff spezifisch ist.

Die qualitative Messung weist dabei einen Stoff grundsätzlich nach, die quantitativ Messung

kann die Menge des Stoffes nachweisen. Die Stärke der Absorption ist dabei ein Maß für die

Konzentration des Stoffes - je höher die Absorption ist, desto höher ist die Konzentration. Die

Stärke der Absorption ist ein relativer Vergleich. Vor Beginn der Probenmessungen wird das

Analysegerät mit genau festgelegten Konzentrationen kalibriert. Es wird nun die Abschwächung

bei der Probe gemessen und mit den vorher definierten Abschwächungen des Lichts gemessen.

7.1.1Aufbau:

Ein grundlegender Aufbau kann wie folgt aussehen:

Abbildung 4: Schematischer Aufbau der Atomabsorptionsspektrometrie

Die Hohlkathodenlampe muss auf das zu messenden Metall eingestellt werden, damit dass

Emissionsmaximum der Lampe genau die Wellenlänge besitzt, die von dem Metall absorbiert

wird. Dies wird dadurch erreicht, das eine Kathode in der Lampe aus dem zu messenden Metall

besteht. Neben der Hohlkathodenlampe kommt bei einem Flammen-AAS noch eine

Deuteriumlampe zum Einsatz, die die Interferenzen der Hauptlichtquelle ausgleichen soll.

Die Hohlkathodenlampe sendet Photonen aus, die später auf die Metallatome der Probe, die in

einem Nebel verdampft wurden, geschossen werden, wo sie auf die Elektronen treffen und diese

in einen energetisch höheren Zustand versetzt werden. Beim Zurückfallen der Elektronen auf ihr

Ausgangsniveau senden sie für das Element Energie in Form von Licht (eine spezifische

Wellenlänge) aus. Das Licht der Hohlkathodenlampe trifft wie ein schmaler Strahl auf die Probe,

59

wird aber, wenn die Elektronen auf ihr Ausgangsniveau zurückfallen radial abgestrahlt, so lässt

sich die Abschwächung erklären, die am Detektor gemessen wird.

Damit der Analyt untersucht werden kann, muss er atomar im Strahlengang vorliegen. Der

Vorgang der Atomisierung erfolgt in der Ionisationseinheit. Meistens wird dazu die Probe bis zur

Verdampfung erhitzt. Dieses Erhitzen kann mittels eines längs oder Quer eingebauten

Graphitrohres oder mittels einer Flamme geschehen. Die Flamme wiederum kann ein

Gasgemisch aus Luft-Lachgas oder Luft-Acetylen sein.)

Bei dem Graphitrohr wird auf folgende Weise verdampft: Graphit leitet und wird mit Strom

durchflossen, dadurch erhöht sich der Widerstand und das Graphitrohr erwärmt sich (vlg.

Ohmsches Gesetz).

Das Aufheizen erfolgt in mehreren Stufen:[WiKi]

1. Trocknung 1: für etwa 30 s wird der Ofen auf 90 bis 130 °C geheizt um die Probe

einzuengen und nahezu zu trocknen.

2. Trocknung 2: für etwa 20 s wird der Ofen auf 400 °C geheizt um die Probe vollständig

zu trocknen (wenn Kristallwasser vorhanden)

3. Pyrolyse: für etwa 30 s wird der Ofen auf 400 °C bis 1500 °C (abhängig vom Element)

geheizt um die organische Bestandteile zu entfernen. Dies geschieht durch Pyrolyse oder

Veraschung

4. Atomisierung: bei 1500 bis 2500 °C (abhängig von der elementspezifischen

Atomisierungstemperatur) wird die Probe etwa 5 s atomisiert

5. Ausheizen: schließlich wird nach Ende der Analyse noch etwa 3 s auf 2500 °C

(querbeheizter Ofen) bis 2800 °C (längsbeheizter Ofen) geheizt, um Restbestände der

Probe zu atomisieren

Die Atomisation erfolgt, indem eine Lösung aus zu testender Substanz und Wasser in die

Flamme oder in das Graphitrohr gesprüht wird.

Der nachgeschaltete Monochromator dient dazu spezielle Wellenlängen zu selektieren. Damit

die Wellenlängenselektierung noch genauer wird, wird das Licht nicht direkt auf den

Monochromator gelenkt, sondern über Parabolspiegel und Hohlspiegel umgelenkt.

Außerdem ist in vielen Fällen dem Monochromator noch eine Blende nachgeschaltet, diese

Blende dient zur Fehlerreduzierung und selektiert nochmal die Wellenlängen.

60

Der Detektor kann zum Beispiel ein Photomultiplier sein, bei dem ein eingehender Beschuss

durch einzelne Photonen verstärkt und so in ein messbares Signal umgewandelt werden kann.

7.1.2Probleme bei der AAS-Messungen:

Die Fehler lassen sich in zwei Kategorien einteilen, einmal die spektralen und die

nichtspektralen Fehler.

Es können spektrale Interferenzen auftreten. Diese Art der Fehler können mit einer

Deuteriumlampe weitesgehend behoben werden. Bei Graphitrohröfen gibt es noch die Zeemann-

Untergrundkorrektur.

Die nicht spektralen Interferenzen entstehen beim Atomisierungsvorgang. Es ist möglich, dass

Moleküle nicht vollständig dissoziiert werden. Im Graphitrohr kann es der Fall sein, dass

Verdampfungsinterferenzen auftreten.

7.2 Analyseapparat

Bei dem verwendeten Gerät handelt es sich um einen Flammenionisationsapparat. Zur Analyse

wurde eine Kupferlampe eingebaut, eine Deuteriumlampe wird benutzt um die Interferenzen zu

unterdrücken. Die Lampen wurden bereits auf Betriebstemperatur gebracht.

Als Brenngas wird ein Luft-Acetylen-Gemisch benutzt, was in einem Spaltbrenner von 10 mm

verbrennt.

Monochromator, Blende und Detektor sind intern.

Alle relevanten Geräteeinstellungen können über das Interface abgelesen werden:

Betriebsart: Atomabsorption

Lichtwellenlänge: 324,8 nm

Schlitzbreite: 0,5 nm

Lampenspannung: 7,5 mA

Das Gerät misst pro zugegebener Probe innerhalb von drei Sekunden jeweils drei Werte und

ermittelt den Mittelwert.

Die Probenzuführung erfolgt über einen Ansaugschlauch, über den mit Hilfe einer Pumpe der

Analyten direkt in die Flamme gesprüht wird.

61

7.3 Versuchsablauf

Es werden 0,1007 g Entrußer abgewogen und in einen Messkolben (100 ml) gegeben. Nachdem

5 ml 0,1 M HCl hinzu gegeben wurden, wird mit destilliertem Wasser auf 100 ml aufgefüllt.

Danach wird die Lösung bis zum vollständigen Lösen des Entrußers geschüttelt.

Danach werden 3 mal genau 2 ml der Lösung in je einen 100 ml Messkolben gegeben und

wiederum auf 100 ml verdünnt. Diese Lösung wird zur Analyse gegeben.

Nun wird der Analyseapparat kalibriert. Dazu wird erst der Blankwert, also der Nullwert, mittels

destilliertem Wasser eingestellt, dann werden Proben mit 0,5 mg/L, 1 mg/L und 2 mg/L Cu für

die Kalibrierkurve in die Analyse gegeben.

Danach wurden die von den Gruppen hergestellten Proben analysiert, wobei zwischen einzelnen

Proben mit destilliertem Wasser gespült wurde.

7.4 Beobachtung

Der Entrußer löst sich vollständig in der Lösung.

Am Gerät selber ist nicht mehr viel zu beobachten.

7.5 Schlussfolgerung

Die genauen Messergebnisse aus der Kalibrierung und Analyse sind in Anhang 1 zu finden.

Für die Messungen ergaben sich folgende Werte (Blank sind die Nullwertmessungen, KalibX

bedeutet hier, dass es sich um die Maßlösungen mit den entsprechenden Konzentrationen an Cu

handelt):

62

Absorption

Messung 1 Messung 2 Messung 3 MittelwertBlank -0,003 -0,001 -0,002 -0,002

Kalib0,5 0,029 0,029 0,028 0,029Kalib1 0,053 0,054 0,054 0,054Kalib2 0,093 0,093 0,095 0,094

Probe 1 0,052 0,052 0,052 0,052Probe 2 0,038 0,036 0,037 0,037Probe 3 0,048 0,048 0,048 0,048

Aus den Mittelwerten lässt sich nun eine Kalibrierkurve erzeugen, wobei auf der X-Achse die

Konzentrationen und auf der Y-Achse die Absorption bei λ = 324,8 nm aufgetragen ist:

Abbildung 5: Kalibrierkurve der Versuche

Aus der Kurve ist ersichtlich, dass die Kalibriergrade noch keine einheitliche Steigung hat. Zur

Berechnung benötigen wir jedoch eine mittlere Steigung und die mittlere Absorption der

verwendeten Proben.

63

0 0,5 1 2-0,020

0,000

0,020

0,040

0,060

0,080

0,100

Mittelwerte der Mes-sungen

c in mg/L

Abso

rptio

n

Die einheitliche Steigung der Kurve errechnet sich zu 0,0530 l/mg und die mittlere Absorption

der Proben zu 0,04566. Mittels der Geradengleichung y = mx +b lässt sich nun mit der mittleren

Steigung (m) und der mittleren Absorption (y) unter der Annahme das b = 0 auf die mittlere

Konzentration (x) schließen.

Damit ergibt sich die mittlere Konzentration zu 0,8615 mg/l. Dieser errechnete Wert entspricht

etwa dem gemessenen Mittelwert von 0,8273 mg/l

Für die Berechnung der Konzentration in Prozent werden 0,1007 g Entrußer erst mit 0,1 l

destilliertem Wasser verdünnt. Von dieser Lösung werden 0,002 l erneut mit 0,098 l destilliertem

Wasser verdünnt. Man erhält also eine Konzentration an Entrußer von:

c=0,1007 mg

0,1 l ⋅2

100 ml=20,14 mg / l

Mit der mittleren Konzentration Kupfer kann man nun den prozentualen Anteil an Kupfer im

Entrußer bestimmen:

c Cuc Entrußer

=0,8615 mg

l

20,14 mgl

≈0,0428≈4,28%

7.6 Fehlerbetrachtung

Schon aus den einzelnen Messwerten der Proben, die im Mittelwert vom FAAS-Gerät

ausgegeben wurden (0,959 mg/l, 0,650 mg/l und 0,873 mg/l) kann ersehen werden, dass die

Proben nicht homogen waren und somit die größte Fehlerquelle sind. Bei genauerem Arbeiten

sollten Werte entstehen, die dichter beisammen sind. Bei der anderen Gruppe kann dies sehr gut

aus den Messdaten ersehen werden.

Eine weitere Fehlerquelle könnte sein, dass Kalibrierflüssigkeit und Probe nicht von der gleichen

Person und somit mit unterschiedlichen Titriermethoden hergestellt wurden. Eventuelle

Ungenauigkeiten könnten sich ansonsten ausgleichen, wenn sie sowohl in der

Kalibrierflüssigkeit als auch in der Probeflüssigkeit auftauchen.

Des Weiteren ist auch zu sehen, dass der Apparat keine einheitliche Kalibrierkurve erzeugt hat

und auch einige kleinere Ungenauigkeiten in den Messungen erzeugt, was durch die

Abweichung vom Nullwert während der „Blank-Tests“ deutlich wird.

64

8. Arbeitstag 8: Chemie der Metalle

8.1 Aufgabe: Stabilität der Oxidationsstufen innerhalb einer Hauptgruppe

8.1.1

8.1.1.1Versuchsablauf:

Es wird eine SnCl2 -Lösung bereitet, indem die SnCl2 -Kristalle in Wasser gelöst werden.

Anschließend wird tropfenweise Bromwasser im Abzug hinzu gegeben. Zum Vergleich wird nun

Blei(II)-Acetat-Lösung genommen und auch im Abzug mit Bromwasser versetzt.

8.1.1.2Beobachtung:

Die frisch bereitete SnCl2 -Lösung hat eine milchige weiße Farbe. Gibt man Bromwasser dazu,

entfärbt sich das Bromwasser und der die milchige Trübung verschwindet. Bei der Blei(II)-

Acetat Lösung läuft keine chemische Reaktion ab.


Bei der SnCl2 -Lösung läuft folgende Redoxreaktion ab:

Oxidation: Sn+2 Sn+42 e-

Reduktion: Br0

22 e -2 Br -

Redoxreaktion: 2 SnCl22 Br2 SnBr44Cl -

SnCl2 ist für die milchige Färbung verantwortlich, SnBr4 hingegen ist klar, somit wird das

Nachlassen der milchigen Trübung erklärt.

In dem Einleitungstext zu der Aufgabe steht schon, dass Sn2+ eine mäßig starke reduzierende

Eigenschaft besitzen. Pb2+ -Verbindungen besitzen diese Eigenschaft nicht, dies erklärt auch,

warum sich das Bromwasser nicht entfärbt. Hier läuft keine chemische Reaktion ab.

8.1.2

8.1.2.1Versuchsablauf:

In ein Reagenzglas wird eine Spatelspitze PbO2 gegeben. Es werden ein paar Tropfen verdünnte

Schwefelsäure hinzu pipettiert. Es wird 1 ml KI-Lösung in die Lösung eingebracht und im

Abzug mit Toluol ausgeschüttelt.

65

8.1.2.2Beobachtung:

Nach dem Ausschütteln hat sich das Toluol violett gefärbt.


Die beobachtete Violettfärbung ist ein Nachweis für I2.

Oxidation: 2 I - I0

22 e-

Reduktion: Pb+42e - Pb+2

Redoxgleichung: PbO22 KI I 2PbOK 2 O

Das Kaliumoxid reagiert mit dem Wasser in der Lösung weiter zu 2 Molekülen Kalilauge.

[WiKi]

Zur Begründung lässt sich die Spannungsreihe heranziehen (S.354 Riedel)

Sn4+ Sn2+ Das Standardpotential beträgt E°= -0,09 V

Pb4+ Pb2+ Das Standardpotential beträgt E°= 1,69 V

weil das Standardpotential von Sn (s.o.) deutlich niedriger ist als das von Pb (s.o.) läuft die eine

Reaktion ab und die andere nicht.

8.2 Eigenschaften von Metallhydroxiden

8.2.1


Eine SnCl2- und eine Pb(NO3)2- Lösung werden tropfenweise mit NaOH-Lösung versetzt.

Nachdem sich Niederschlag gebildet hat, soll versucht werden, diesen erst mit HCl und dann mit

HNO3 zu lösen.

8.2.1.2Beobachtung

Nach der Zugabe von NaOH bildet sich in beiden Lösungen weißer Niederschlag. Dieser

Niederschlag kann sowohl mit HCl als auch mit HNO3 gelöst werden. Im Falle von HCl mit

Pb(NO3)2- Lösung bildet sich allerdings ein neuer Niederschlag.

66


Nach Zugabe der NaOH-Lösung bilden sich schwer lösliche Hydroxide, die als weißer

Niederschlag zu beobachten sind.

1) S n2 +2 O H -S n O H 2

2) Pb2+2O H - Pb OH 2

Bei der Zugabe von HCl bilden sich in einer Lösung ein neuer schwer löslicher Niederschlag:

Pb O H 22 H ClPb Cl2 2 H 2O

Durch die Zugabe von HNO3 können beide Niederschläge gelöst werden:

1) S n O H 22 H+ S n2 +2 H 2 O

2) Pb O H 22 H +Pb2+2 H 2O

8.2.2


Eine Al(NO3)3- Lösung wird mit 0,1 M NaOH-Lösung versetzt. Diese Mischung wird geteilt und

der entstandene Niederschlag wird zum Einen mit HCl und zum Anderen mit NaOH versucht zu

lösen.

8.2.2.2Beobachtung

Nach Zugabe von NaOH bildet sich ein weißer Niederschlag, der sich mit beiden zugegebenen

Reagenzien lösen lässt.


Die Al(NO3)3- Lösung mit NaOH bildet das schwer lösliche Aluminiumhydroxit:

A l3 +3 O H - A l O H 3 (s)

Dieses aber lässt sich sowohl mit HCl (1) und NaOH (2) wieder auflösen. Mit der Säure bildet

sich ein Aluminium-Ion und mit der Säure bildet sich ein gut löslicher Komplex:

1) Al O H 33 H + Alaq 3+ 3 H 2O

67

2) Al O H 3O H -[ Al O H 4 ]-

8.2.3

8.2.3.1Versuchsdurchführung

Ein KOH- Plättchen wird auf ein Uhrglas gelegt. Nach einiger Zeit wird es kontrolliert und der

pH- Wert wird gemessen.

8.2.3.2Beobachtung

Das KOH-Plättchen ist zerflossen. Die dickflüssige Masse hat einen pH-Wert von ca. 13.


Das KOH- Plättchen zieht Wasser aus der Luft an und beginnt sich zu lösen:

K O HH 2 OK +O H -H 2O

Der hohe pH-Wert ergibt sich aus der Dissoziierung und den damit auftretenden OH- - Ionen.

8.2.4

8.2.4.1Versuchsdurchführung

Eine Magnesiumsalzlösung wird mit NaOH- Lösung versetzt. Es wird versucht, den

entstandenen Niederschlag mit HNO3 und NaOH- Lösung im Überschuss zu lösen.

8.2.4.2Beobachtung

Nach Zugabe der NaOH- Lösung fällt ein galertartiger Niederschlag aus. Mit HNO3 lässt sich

dieser lösen, nicht aber mit NaOH.


Anfänglich bildet sich Mg(OH)2, was schwer löslich ist.

Mg2+2O H -Mg O H 2

Bei der Zugabe von mehr OH- - Ionen kann das Mg(OH)2 nicht weiter reagieren und bleibt

erhalten.

Bei der Zugabe von H+ - Ionen durch das HNO3 wird der Lösung OH- entzogen:

Mg O H s2 H +Mg aq 2+ 2 H 2O

Damit das Löslichkeitsprodukt trotzdem konstant bleibt, muss mehr Mg(OH)2 gelöst werden.

68

8.3 Schrägbeziehungen

8.3.13.1


Es werden die Salzlösungen Li+, Na+, K+, und Mg2+ in je ein Reagenzglas gegeben und mit

Na2CO3 -Lösung versetzt.

8.3.1.2Beobachtung:

Nur bei der Mg2+ -Lösung ist etwas zu verzeichnen. Es bildet sich nach einiger Zeit ein milchig

weißer Niederschlag (flockt aus).


2 Li +Na 2CO3 Li2CO3 2 Na+

Mg2+Na 2CO3 MgCO3 2 Na+

Das Natriumcarbonat reagiert nur mit dem Magnesium. Nach der Überschrift zu urteilen wäre es

logisch, wenn auch das Lithiumcarbonat ausfallen würde, weil die Eigenschaften von Lithium

und Magnesium ähnlich sind (vgl. Schrägbeziehung im PSE). Die anderen

Carbonatverbindungen sind nach Rückschluss auf die erhaltenen Ergebnisse besser unter den

gegebenen Randbedingungen löslich als die von Magnesium (von Lithium). Eventuell wurde zu

wenig Lithiumlösung benutzt bzw. zu wenig Natriumcarbonat hinzu gegeben.

8.3.23.2


Es werden die gleichen Ausgangslösungen wie in 3.1 beschrieben hergestellt. Diese Lösungen

werden mit ein paar Tropfen gesättigter NaF-Lösung versetzt.

8.3.2.2Beobachtung:

Bei der Zugabe der NaF -Lösung hat sich bei der Mg2+ -Lösung ein gallertartiger Niederschlag

gebildet.

8.3.2.3Erklärung:

Es passiert nur bei Magnesium-Ionen etwas, deshalb wird auch nur diese Reaktion aufgeführt.

Mg2+2 NaF MgF 2 2 Na+

69

Das Natriumfluorid reagiert mit dem Magnesium. Für Lithium gilt gleiches wie unter 3.1

beschrieben steht.

Ähnliche Phänomene sind vor allem bei Beryllium und Aluminium zu erwarten. Andere

diagonale benachbarte Elemente weisen ebenso ähnliche Eigenschaften auf.

8.4 4. Reaktionen der Elemente der 2. Hauptgruppe

8.4.14.1 Hydroxide der 2. Hauptgruppe


Es werden Lösungen von Mg2+, Ca2+, Sr2+ und Ba2+ mit 0,1 M NaOH versetzt.

Anschließend werden nochmals die Lösungen von Mg2+, Ca2+, Sr2+ und Ba2+ bereitet und mit

6 M NH3 -Lösung versetzt.

8.4.1.2Beobachtung:

Bei der Versetzung der Lösungen von 0,1 M NaOH haben sich nur bei der Mg2+ -Lösung weiße

Schlieren gebildet, bei den anderen Lösungen war nichts zu verzeichnen.

Bei der Zugabe von Ammoniak-Lösung hat die stärke der Reaktion von Ba2+, Sr2+ über Mg2+ bis

zu Ca2+ abgenommen.

8.4.1.3Erklärung:

Reaktion nach NaOH-Zugabe:

Mg2+2 NaOH Mg OH 2 2 Na+

Meine Aussage zu den Löslichkeitsprodukten von Mg(OH)2 und Ca(OH)2 lautet, dass unter den

gegebenen Randbedingungen Mg(OH)2 ein deutlich kleineres Löslichkeitsprodukt hat als

Ca(OH)2, da ich bei der Ca2+ -Lösung keinen Niederschlag oder Schlieren bemerken konnte.

Laut Riedel stimmt dies mit meiner Beobachtung überein (in Wasser bei 25 °C betragen die

Löslichkeiten von Mg(OH)2 10-12 mol3/l3 und von Ca(OH)2 4*10-6 mol3/l3.

8.4.1.4Reaktionen nach NH3-Lösung-Zugabe:

Es laufen folgende Reaktionen ab:

Mg2+2 NH 32 H 2O 2 NH 4+Mg OH 2 3

Ca2+2 NH 32 H 2O 2 NH 4+CaOH 2 4

70

Sr2+2 NH 32 H 2 O 2 NH 4+Sr OH 2 2

Ba2+2 NH 32 H 2 O 2 NH 4+Ba OH 2 1

Hinweis: Diese Reaktion 2 NH 32 H 2 O 2 NH 4+2OH - läuft schon in der

Ammoniaklösung ab. Die Zahlen geben die Stärke des Niederschlags an (Ausfall). Daraus lässt

sich folgern je größer die Zahl hinter der Reaktion, desto kleiner ist das Löslichkeitsprodukt.

(Bei Ba(OH)2 und Ca(OH)2 stimmt es zumindest. Vgl. Riedel Tabelle S.316)

8.4.2Carbonate der 2. Hauptgruppe


Es werden Lösungen von Mg2+, Ca2+, Sr2+ und Ba2+ mit NH4Cl versetzt.

8.4.2.2Beobachtung:

Bei Mg ist optisch nichts wahrnehmbares passiert. Bei den anderen Lösungen hat sich ein weißer

Niederschlag gebildet (am stärksten bei Ba2+ bei Sr2+ und Ca2+ ungefähr gleich stark.

8.4.2.3Erklärung:

Reaktionsgleichungen:

Mg2+NH 42 CO3 MgCO 32 NH 4+ 4)

Ca2+NH 42 CO3 CaCO3 2 NH 4+ 3)

Sr2+NH 42 CO3 SrCO3 2 NH 4+ 2)

Ba2+NH 42CO3 BaCO3 2 NH 4+ 1)

Die Beobachtungen lassen den Schluss zu, dass das Löslichkeitsprodukt von 4) nach 1)

abnimmt.


Zu den Lösungen aus 4.2.1 wird jeweils eine Spatelspitze NH4Cl hinzu gegeben.

8.4.2.5Beobachtung:

Bei Mg2+ passiert nichts, bei Ca2+ löst sich der Niederschlag etwas auf, bei Sr2+ löst sich der

Niederschlag auf und bei Ba2+ bleibt der Niederschlag erhalten.

71

8.4.2.6Erklärung:


Zu den Proben aus 4.2.2, wo noch ein Niederschlag zu sehen ist, wird verdünnte Salzsäure

zugegeben.

8.4.2.8Beobachtung:

Es findet eine Gasentwicklung statt und der Niederschlag verschwindet vollständig.

8.4.2.9Erklärung:

Es läuft folgende Reaktion ab:

CaCO3 (s)2 HCl H 2OCO2 CaCl 2 (aq)

BaCO3 (s)2 HCl H 2OCO2 BaCl2 (aq)

Aus den Beobachtungen lässt sich folgern, dass BaCl2 und CaCl2 besser löslich sind als CaCO3

und BaCO3 .

8.4.3Nachweis einiger Elemente aus der 1. und der 2. Hauptgruppe durch

charakteristische Flammenfärbung


Auf ein Uhrglas werden einige Körnchen des zu untersuchenden Salzes gegeben. Anschließend

wird ein Mangnesiumstäbchen in konzentrierte Salzsäure getaucht und in der

Bunsenbrennerflamme ausgebrannt bis die Gelbfärbung der Flamme ein Minimum erreicht hat.

Das Stäbchen wird nun nochmals in Salzsäure getaucht, sodass ein paar Metallkristalle an dem

Stäbchen haften. Danach werden diese in der Bunsenbrennerflamme verbrannt.

8.4.3.2Beobachtung:

Tab. 13: Charakteristische Flammenfarbe unterschiedlicher Ionen

Element Von mir notierte Farbe vgl. Riedel S. 590 u. 605

Li+ ziegelrot karminrotNa+ gelb-orange gelbK+ rot (unter Kobaltglas) violett

Ca2+ rot ziegelrotSr2+ violett karminrotBa2+ grün grün

72

8.4.3.3Erklärung:

Die unterschiedlichen Beobachtungen, lassen sich durch die subjektive Farbwarnehmung und

eventuelle Verunreinigungen erklären. Wieso die Farben zustanden kommen ist wurde schon

ausführlich in dem Protokoll zur AAS-Messung und im Test erklärt worden und bedarf hier

keiner weiteren Erläuterung.

8.5 Analyse 6: Trennungsgang für Kationen

8.5.1


Eine Analysesubstanz soll auf die Kationen Fe3+, Cr3+, Cu2+, Ni2+ und Mg2+ und die Anionen Cl-,

No3- So4

2- und CO32- untersucht werden.

Für die Kationen wurde die Substanz erst in Salzsäure gelöst und dann wurde die Lösung mit

NH3-Lösung auf den pH-Wert von etwa 9 gebracht.

Die Lösung wurde dann zentrifugiert.

Der Bodensatz wird mit 5 ml 2M NaOH und 3 Spatelspitzen Na2O2 erwärmt und erneut

zentrifugiert. Dann wurde in die flüssige Phase BaCl2 zugegeben und der Bodensatz wurde mit

6M HCl gelöst und dann wird NH4SCN zugegeben.

Die Lösung aus dem ersten Zentrifugationsprozess wird mit DAD-Lösung versetzt und

zentrifugiert. Die flüssige Phase wird mit NH4NaHPO4 versetzt und aufgekocht.

Für die Anionen wird die Analysesubstanz ebenfalls in HCl gelöst. Dann wird BaCl2-Lösung

zugegeben. Eine kaltgesättigte FeSO4-Lösung wird mit einem Teil der Analyselösung gemischt

und dann wurde mit H2SO4 unterschichtet.

8.5.1.2Beobachtung

Nach Zugabe der NH3-Lösung fällt ein Niederschlag aus. Die Lösung ist nach dem ersten

zentrifugieren leicht blau gefärbt. Mit einer Blindprobe konnte aber Cu als Teil der Substanz

aber ausgeschlossen werden. Nach Zugabe des BaCl2 in die abzentrifugierte Lösung fiel kein

gelber Niederschlag aus. Nach Zugabe von HCl zum Bodensatz und NH4NaHPO4 bildet sich

roter Niederschlag.

Nach Zugabe von DAD-Lösung fällt ein rosa Niederschlag aus. Nach der Zentrifugierung und

der Zugabe von NH4NaHPO3 fällt ein weißer Niederschlag aus.

73

Bei den Anionenproben war bei der Ring-Probe eine braune Ringverfärbung zu beobachten.

Nach der Zugabe von Salpetersäure und AgNO3-Lösung fiel ein weisser Niederschlag aus.


In der Probe waren Fe3+, Ni2+, Mg2+, Nitrat und Chlorid.

74

9. Arbeitstag 9: Photometrie

9.1 Qualitative Analyse der Mischfarbe des Indikators Methylrot.

9.1.1


Es werden drei Bechergläser benötigt. In das erste Becherglas werden 20 ml destilliertes Wasser

und 2 ml 1 M Salzsäure gegeben. In das zweite Becherglas werden 20 ml destilliertes Wasser

und 2 ml 1 M Natronlauge gegeben.

Beide Proben werden mit 2 Tropfen Methylrot Indikator gefüllt.

In das dritte Becherglas werden auch 20 ml destilliertes Wasser gefüllt und eine Spatelspitze

Dinatriumhydrogenphosphat und eine Spatelspitze Natriumhydrogenphosphat gegeben. Dazu

werden 2 Tropfen Methylrot Indikator gegeben. Nun wird der pH-Wert der Lösung, falls der pH-

Wert von 6,0 +/- 0,5 noch nicht erreicht ist, mit vorsichtiger Zugabe von 0,1 M Salzsäure oder

0,1 M NaOH eingestellt. Es wird der pH-Wert mit Indikatorpapier bestimmt.

Anschließend werden die drei Proben mittels Pipette in die Küvetten überführt. Die Küvette soll

zu ¾ gefüllt sein. Bevor die Küvette in das Photometer gesteckt wird, muss sie vollkommen frei

von Schmutz und Fett sein, da sonst die Messergebnisse verfälscht werden können.

Im Photometer wird ein Messbereich von Lambdamin = 400 nm bis Lambdamax = 600 nm in

Schritten von 5 nm abgefahren.

(Der Ausdruck des Photometers befindet sich im Anhang.)

9.1.1.2Beobachtung:

Die erste Probe (mit Salzsäure) hat eine rote Farbe aufgewiesen.

Die zweite Probe (mit Natronlauge) hat eine kräftige gelbe Färbung aufgewiesen.

Die dritte Probe (mit der Pufferlösung) hat eine schwächere gelb-orange Färbung aufgewiesen.

75

9.1.1.3Erklärung:

Abbildung 6: Extinktioin im sauren Bereich

Berechnung des pH-Werts der 1. Probe:

HCl ist eine starke Säure daher gilt:

pH=−log c [Säure ]

1 moll =−log1 mol

l

1 moll =0

Daraus folgt, dass laut Riedel Tabelle S. 335 die Farbe des Indikators rot ist.

Die stärkste Extinktion tritt zwischen 500 und 520 nm auf. Dies entspricht ungefähr der

Wellenlänge der Farbe grün bis hellgrün. Wir sehen die Komplementärfarbe dazu, also rot. Dies

erklärt die rote Farbe.

76

350 400 450 500 550 600 6500

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

0,6

0,7

0,8

Wellenlänge Lambda [nm]

Ext

inkt

ion

Abbildung 7: Extinktion im basischen Bereich

Berechnung des pH-Werts der 2. Probe:

Natronlauge ist eine starke Base daher gilt:

pH=14−−log c [Säure ]

1 moll =14 log1 mol

l

1 moll =14

Daraus folgt, dass laut Riedel Tabelle S. 335 die Farbe der Indikator gelb ist.

Die stärkste Extinktion tritt zwischen 415 und 435 nm auf. Dies entspricht ungefähr der

Wellenlänge der Farbe dunkel lila bis violett. Wir sehen die Komplementärfarbe dazu. Dies

erklärt die gelbe Farbe.

77

350 400 450 500 550 600 650-0,05

0

0,05

0,1

0,15

0,2

0,25

Wellenlänge Lambda [nm]

Ext

inkt

ion

Abbildung 8: Extinktion im Pufferbereich

Der pH-Wert im Pufferbereich wurde um pH= 6 eingestellt. Hier liegt auch der

Umschlagbereich (4,4 - 6,2) des Indikators Methylrot, siehe Riedel Tabelle S. 335.

Die absorbierten Wellenlängen liegen bei ungefähr 430 nm und zwei weitere

Unregelmäßigkeiten lassen sich bei 520 nm und 550 nm finden.

Diese Kurve ähnelt doch sehr stark der Kurve mit dem basischen pH-Wert (2.Probe). Zwischen

den Wellenlängen 500 bis 600 nm liegen Unregelmäßigkeiten im Vergleich mit der

vorhergehenden Kurve.

Dies erklärt, warum die Farbe der Pufferlösung nicht identisch mit der Kurve der zweiten Probe

ist, doch aber ähnlich.

Es wurden teils die Wellenlängen der Farbe grün mit absorbiert. So wird hier die

Komplementärfarbe gelb-orange wahrgenommen.

Der Grund, warum diese Absorbtionskurve doch sehr stark der der zweiten ähnelt ist der recht

hohe vorgegebene pH-Wert. Der Umschlagbereich von Methylrot liegt zwischen 4,4 und 6,2 wir

haben ihn auf 6 +/- 0,5 eingestellt (ungefähr).[1]

78

9.2 Photometrie des Kupferkomplexes [Cu(NH3)4]2+

9.2.1Bestimmung des Extinktionskoeffizienten


Es wurden 0,3893 g Kupfersulfat-Pentahydrat in Wasser gelöst und in einem Messkolben auf

100 ml aufgefüllt. Von dieser Lösung wurden 6 ml in einen 25 ml Messkolben überführt, mit

2 ml konzentrierter NH3-Lösung versetzt und bis zum Eichstrich mit destilliertem Wasser

aufgefüllt.

Im Photometer wurde ein Spektrum von 500 nm bis 700 nm in 5 nm-Schritten aufgenommen.


Nach Zugabe des NH3 färbte sich die Lösung blau ein.

Die gemessenen Werte sind in folgender Tabelle dargestellt:

79

Tab. 14:Extinktionskoeffizienten bei unterschiedlichen Wellenlängen

Wellenlänge λ Extinktion Wellenlänge λ Extinktion

500 0,062 605 0,206505 0,07 610 0,206510 0,078 615 0,206515 0,087 620 0,204520 0,099 625 0,202525 0,109 630 0,20530 0,119 635 0,196535 0,129 640 0,193540 0,139 645 0,19545 0,148 650 0,185550 0,156 655 0,181555 0,165 660 0,175560 0,172 665 0,171565 0,178 670 0,166570 0,185 675 0,161575 0,19 680 0,156580 0,195 685 0,151585 0,198 690 0,145590 0,201 695 0,140595 0,204 700 0,134600 0,206

Damit ergab sich ein Extinktionsmaximum bei 600-615nm. Für die weiteren Versuche wurde der

Maximalwert bei 610 definiert.

9.2.1.3Schlussfolgerungen

Die ablaufenden Reaktionen sind:

Bei Zugabe von Wasser: Cu S O4⋅5 H 2OCu2+S O42-5 H 2 O

Bei Zugabe von Ammoniak entsteht blauer Komplex:

Cu2+4 N H 3[Cu N H 3 4 ]2+

80

Die Absorptionsgrade ergab sich aus der Tabelle wie folgt:

Abbildung 9: Absorptionsgrade von [Cu(NH3)4]2+

Um die Konzentration der Kupferionen über die Molzahl bestimmen zu können, braucht man

erst die molare Masse von CuSO4 · 5H2O. Dies berechnet sich aus den einzelnen molaren

Massen:

M CuM S 4⋅M O5⋅2⋅M H M O

Mit den in der Literatur angegebenen Werten [2] ergibt sich die molare Masse zu 249,7 g/mol.

Von diesem Stoff wurden in der Analyse 0,3893 g benutzt. Mit der errechneten molaren Masse

ergibt dies also, dass 0,001559 mol des Stoffes benutzt wurden.

Mit einer Verdünnung auf 100 ml ergibt sich eine Konzentration von 0,015591 mol/l und zwar

sowohl für die Ausgangssubstanz als auch für die Cu-Konzentration, da in 1 mol CuSO4 · 5H2O

1 mol Cu enthalten ist.

Mit weiteren etwa 17 ml Wasser und 2 ml NH3, die während des Versuches zugegeben wurden,

ergibt sich weiterhin eine neue Konzentration von Cu in der Lösung wie folgt:

6⋅[0,015591 moll ]19⋅[0 mol

l ]25

=0,003741 moll

81

500505

510515

520525

530535

540545

550555

560565

570575

580585

590595

600605

610615

620625

630635

640645

650655

660665

670675

680685

690695

700

0

0,05

0,1

0,15

0,2

0,25

Extinktion

Wellenlänge in nm

Abso

rptio

n

Der Extinktionskoeffizient soll mithilfe des Lambert-Beer-Gesetzes berechnet werden:

E=−lg I 1

I 0 =⋅c⋅d

Dabei steht ε für den Extinktionskoeffizient, E für die Extinktion, c für die Konzentration und d

für die Küvettendicke.

Man kann also umstellen:

= Ec⋅d

Mit den vorher errechneten Werten ergibt sich der Extinktionskoeffizient zu:

= 0,206

0,003741 moll⋅1 cm

=55,07 lmol⋅cm

9.2.2Quantitative photometrische Analyse von Cu2+ als Tetramminkomplex bei

Probe 1


Wie in Versuch 9.2.1 werden weitere [Cu(NH3)4]2+-Lösungen hergestellt, wobei jeweils 2, 4 und

8 ml der Kupfersulfatlösung verdünnt werden.

Dann wurde die Extinktion bei λ = 210 nm (Maximalwert aus Versuch 9.2.1) gemessen. Daraus

wurde eine Kalibrierkurve hergestellt.

Eine unbekannte Kupferlösung (Nr. 1) wurde ebenfalls wie vorher beschrieben verdünnt und

auch photometrisch gemessen.


Die drei Lösungen haben nach der Zugabe von NH3 eine unterschiedlich stark ausgeprägte

Blaufärbung.

Die Extinktionswerte im Einzelnen:

82

Tab. 15: Extinktionskoeffizienten eines unbekannten Analyten

Verdünnung Extinktion

2 ml 0,0794 ml 0,1546 ml 0,2088 ml 0,316

X 0,135

X bezeichnet dabei die Analyselösung.


Die Kalibrierkurve sieht wie folgt aus:

Abbildung 10: Kalibrierkurve für Versuch 9.2.2

Wie man der Abbildung 6 leicht entnehmen kann, ist die Kalibriergrade keineswegs eine Grade,

was bedeutet, dass man eine gemittelte Funktion erstellen muss.

Dies macht man am zweckdienlichsten über die Ermittlung der mittleren Steigung über die vier

Werte. Dazu benötigt man die Konzentrationen der einzelnen Lösungen um dann eine Form der

Gradengleichung y = m · x zu kriegen, bei der x die Konzentration ist und y die Extinktion. Da

83

2 ml 4 ml 6 ml 8 ml0

0,05

0,1

0,15

0,2

0,25

0,3

0,35

Verdünnung

Ext

inkt

ion

die Konzentration des Kupfers in der unverdünnten Lösung bekannt ist (0,01518 mol/l), können

die einzelnen Konzentrationen errechnet werden:

[Cu ]8 ml=8⋅0,015591 mol

l17⋅0 mol

l25

=0,00499 moll

[Cu ]6 ml=6⋅0,015591 mol

l19⋅0 mol

l25

=0,00374 moll

[Cu ]4 ml=4⋅0,015591 mol

l21⋅0 mol

l25

=0,00249 moll

[Cu ]2 ml=2⋅0,015591 mol

l23⋅0 mol

l25

=0,00125 moll

Damit lässt sich nun die Steigung im jeweiligen Punkt errechnen:

m2 ml=0,079

0,00125 moll

=63,2 lmol

m4 ml=0,154

0,00249 moll

=61,85 lmol

m6 ml=0,208

0,00374 moll

=55,61 lmol

m8 ml=0,316

0,00499 moll

=63,3 lmol

Damit ergibt sich die mittlere Steigung zu:

63,261,8555,6163,34

=60,9973 lmol

Die Konzentration ergibt sich dann zu:

84

0,135

60,9973 lmol

=0,002213 moll

Nun muss noch die Verdünnung berücksichtigt werden.

[Cuausgang ]=0,002213 moll⋅0,025l⋅10 :0,1 l=0,005533 mol

l

Damit ergibt sich die Masse an Cu im Analyt zu 0,3516 g Cu.

Die Masse an CuSO4 · 5H2O war 1,3816 g.

9.2.2.4Fehleranalyse

An der Steigung in den einzelnen Punkten lässt sich grob abschätzen, dass der Test mit 6 ml

nicht in der Reihe lag. Es kann davon ausgegangen werden, dass hier nicht genau gearbeitet

wurde.

Andere Fehlereinflüsse können verunreinigte Messgläser im Photometer sein, Abweichungen in

der Küvettendicke o.ä.

Wiederholt man die Rechnung ohne Berücksichtigung der 6 ml Probe, ergibt sich eine

Konzentratioin von 0,005376 mol/l. Die Ausgangsmasse ergibt sich dann zu 0,3416 g Cu und

1,3424 g CuSO4 · 5H2O.

Über alle Proben gab es eine Ungenauigkeit von 87,85 % mit der 6 ml Probe und ohne ergibt

sich immerhin eine Genauigkeit von 97,71 %. Diese Ungenauigkeiten sind auch ein Maß für die

Güte der Probe.

85

10. Arbeitstag 10: Chemie der Nichtmetalle

10.1Reaktionen der Elemente der 7. Hauptgruppe

10.1.1Darstellung der Halogenwasserstoffe


In einem Reagenzglas wurden zu einer Spatelspitze NaCl einige ml konzentrierte H2SO4

gegeben. Die Lösung wurde im Abzug schwach erwärmt. An die Öffnung des Reagenzglases

wurde eine Gasmischung gegeben, die über NH3 entstand.

Anschließend wurde nach dem gleichen Schema HBr und HI, ausgehend von KBr und KI, mit

H3PO4 dargestellt. Anstelle des NH3-Gases wurde nun ein angefeuchtetes Lackmuspapier an die

Öffnung der Reagenzgläser gehalten.

Die Herstellung von HBr und HI wurde wiederholt, allerdings wurde statt H3PO4 mit H3SO4

gearbeitet. Wieder wurde das Gas mit Lackmuspapier auf den pH-Wert kontrolliert.


Das erste Gemisch reagierte unter deutlicher Gasentwicklung. Mit dem NH3-Gas bildete sich ein

weißer Nebel.

Bei der Herstellung von HBr entstand eine gelbe Lösung, das Lackmuspapier färbte sich rot. Bei

der Darstellung von HI entstand eine klare Flüssigkeit, das Lackmuspapier färbte sich auch hier

rot.

Bei der Darstellung mit H3SO4 färbte sich auch bei beiden Proben das Lackmuspapier rot. Bei

HBr entstand ein brauner Dampf, bei HI ein violetter Dampf.


HCl entsteht nach folgender Reaktion:

Na ClH 2 S O 4 Na H S O 4H Cl

Die HCl-Lösung diffundiert aus der H2SO4-Lösung.

Mit NH3-Dampf reagiert es nach folgender Formel, wobei NH4Cl der sichtbare, weiße Dampf ist:

N H 3H Cl N H 4Cl

86

Bei der Darstellung von HBr und HI mit H3PO4 diffundierten die beiden sauren Dämpfe

ebenfalls aus der Lösung und bildeten mit dem Wasser des Lackmuspapier Säuren.

K BrH 3 P O 4K H 2 P O 4H Br

K IH 3 P O4 K H 2 P O4HI

Bei der Umsetzung von KBr und KI mit H2SO4 entstehen ebenfalls HBr und HI.

K BrH 2 S O 4 K H S O 4H Br

K IH 2 S O 4K H S O 4HI

Der Großteil wird aber wahrscheinlich oxidiert, was im Falle von Br2 den braunen und im Falle

von I2 den violetten Dampf hervorruft:

2 H BrH 2 S O4 S O22 H 2 OBr 2

8 H IH 2 S O4H 2 S4 H 2O4 I 2

Darüber hinaus können SO2 und H2S ausgasen, die mit dem Wasser des Lackmuspapier H2SO4

und H3O+ bilden und dadurch zur Rotfärbung beitragen.

Dadurch, dass viel HBr und HI oxidiert wird und das Gas über der Mischung auch noch andere

Stoffe wie Br2, I2, H2S und SO2 enthält, ist H2SO4 kaum geeignet, um reines HBr und HI

darzustellen.

10.1.2Disproportionierung von Chlor


Chlorwasser wurde mit einigen ml NaOH-Lösung versetzt. Nachdem die Reaktion

augenscheinlich beendet war, wurde HCl zugegeben.


Die leicht gelbliche Farbe und der stechende Geruch des Chlorwassers verschwanden nach

Zugabe von NaOH. Mit Zugabe von HCl trat beides wieder in Erscheinung.


Chlor wird disproportioniert:

87

Reduktion: 12

Cl 2e -Cl -

Oxidation: 12

Cl 22O H -Cl O -H 2Oe-

Redoxreaktion: Cl22O H - Cl-Cl O-H 2O

Da diese Reaktion eine Gleichgewichtsreaktion ist und die Zugabe von HCl eine Erhöhung der

Cl- - Konzentration bewirkt, wird das Gleichgewicht damit nach links verschoben und es bildet

sich wieder Cl2.

10.1.3Nachweis der Halogenid-Ionen


In je einem Reagenzglas wurde AgNO3-Lösung mit NaF, NaCl, NaBr und KI versetzt.

Der sich bildende Niederschlag von AgCl wurde mit HCl versetzt.


Bei Zugabe von NaF bildete sich ein feiner, weißer Niederschlag. Bei Zugabe von NaCl bildete

sich ein deutlicherer Niederschlag, bei Zugabe von NaBr und KI bildete sich ein deutlicher,

gelber Niederschlag.

Bei der Zugabe von HCl zum AgCl-Niederschlag, konnte der Niederschlag aufgelöst werden.


Es bilden sich die Silberhalogenide AgF, AgCl, AgBr und AgI. Diese sind schwer lösliche Salze

und fallen daher schnell aus.

Im Falle von AgCl kann der Niederschlag wie im Skript beschrieben durch Zugabe von HCl zu

[AgCl2]- umgewandelt werden. Dieser Komplex ist besser löslich und geht in Lösung.


10.2.1Redoxverhalten von schwefeliger Säure


Es wurden jeweils einige ml H2SO3-Lösung einerseits mit KI x I- Lösung, andererseits mit

salpetersaurer KMnO4-Lösung versetzt.

88

In einem zweiten Versuch wurden einige ml schwefelige Säure mit einer TAA-Lösung versetzt

und mit HCl angesäuert. Danach wurde im Abzug erwärmt.


Bei der Zugabe des KI x I zu der H2SO3-Lösung entfärbte sich die Lösung ganz leicht zu einer

weniger rötlichen Lösung.

Bei Zugabe von KMnO4 konnte keine ersichtliche Veränderung beobachtet werden.

Beim Erwärmen der Lösung aus H2SO3 mit TAA und HCl entstand beim Erwärmen ein leicht

gelblicher Niederschlag.


Die leichte Entfärbung der KI x I in H2SO3-Lösung kann auf eine Redoxreaktion zurückgeführt

werden:


Oxidation: S O32-H 2O S O4

2-2 H +2e-

Redoxreaktion: S O32-H 2OI 2 H 2 S O 42 I -

Die gelbliche Färbung rührt vom KI her.

Bei der Zugabe von KMnO4 konnte zwar keine Farbänderung beobachtet werden, allerdings

sollte eigentlich auch eine Redox-Reaktion stattfinden, die die Lösung nach folgenden

Gleichungen entfärbt:

Reduktion: MnO4-8 H +5e-Mn2+4 H 2O

Oxidation: S O32-H 2O SO 4

2-2 H +2e-

Redoxreaktion: 5S O32-2MnO 4

-6 H +5S O 42-2Mn2+3 H 2O

Eigentlich sollte in dieser Reaktion das violette MnO4- demnach zum farblosen Mn2+ reduziert

werden, was die Farbe der Lösung von violett zu farblos ändern sollte.

Warum dies nicht zu beobachten war, ist unbekannt.

89

Beim Mischen der Lösung aus H2SO3 mit TAA und HCl passiert folgendes: Das TAA (C2H5NS)

reagiert zunächst mit dem Wasser der Lösung und es bildet sich C2H5NO und H2S.

Das H2S und die H2SO3 reagieren nun mittels einer Komproportionierungsreaktion:

Reduktion: H 2 S O34 H +4e- S (s)3 H 2 O

Oxidation: H 2 S2 H 2 O S (s)2 H 3 O+2e-

Redoxreaktion: 2 H 2 SH 2 S O33S (s)3H 2 O

Die gelbliche Färbung des Niederschlags ist Schwefel.

10.2.2Redoxverhalten von konzentrierter und verdünnter H2SO4


Kupferspäne wurden in ein Reagenzglas mit konzentrierter H2SO4 gegeben und vorsichtig

erhitzt. Ein Filterpapier, das mit Hg2(NO3)2-Lösung getränkt war, wurde über die Öffnung des

Reagenzglases gehalten.

In einem zweiten Versuch wurden analog zu 10.2.1 einige ml Schwefelsäure mit einer TAA-

Lösung versetzt und mit HCl angesäuert. Danach wurde im Abzug erwärmt.


Die Reaktion lief unter starker Gasentwicklung ab. Die Kupferspäne wurden schwarz, die

Lösung grün und das Filterpapier färbte sich grauschwarz.

Im zweiten Versuch wurde schon ohne Erhitzen eine deutliche Trübung der Lösung beobachtet.


Der erste Versuch lässt sich damit erklären, dass H2SO4 ein starkes Oxidationsmittel ist. So wird

das Kupfer oxidiert und es entsteht SO2(g)

Reduktion: H 2 S O42 H +2e- S O22 H 2 O

Oxidation: CuCu2+2e-

Redoxreaktion: 2 H 2 S O4CuCu2+S O42-2 H 2OS O2

90

Das entweichende reagiert nun am Filterpapier und bildet elementares Quecksilber, welches als

grauschwarzer Niederschlag sichtbar wird:

Reduktion: Hg 2+2e- Hg

Oxidation: S O22 H 2O S O42-4 H +2e-

Redoxreaktion: S O22 H 2OHg 2+ S O42-Hg4 H +

Die deutliche Trübung im zweiten Teil des Versuchs kann nicht erklärt werden, da eigentlich zu

erwarten war, dass durch folgende Redoxreaktion weniger elementarer Schwefel entsteht.

Reduktion: H 2 S O42 H +2e- S O 22 H 2 O

Oxidation: H 2 S2 H 2 O S (s)2 H 3 O+2e-

Redoxreaktion: H 2 SH 2 S O 4 S (s)2 H 3O+S O2

10.2.3Nachweis von SO42-- Ionen


Zu einer salzsauren Lösung aus ZnSO4 und HCl wurde etwas BaCl2- Lösung gegeben. Danach

wird konzentrierte HCl zugegeben.


Die klare Lösung aus ZnSO4 und HCl trübt sich nach Zugabe von BaCl2- Lösung ein. Der

Niederschlag löst sich nach Zugabe von HCl nicht auf.


Es bildet sich schwerlösliches BaSO4 (Löslichkeitsprodukt 10-3), welches ausfällt.

Andere Niederschläge aus BaX (X kann z.B. CO3 oder SO3 sein), würden sich unter Zugabe von

HCl auflösen.

10.2.4Reduzierende Eigenschaften von S2O32-


In eine Thiosulfat-Lösung wurden einige ml einer Iod-Iodkalium-Lösung gegeben.

91

Des Weiteren wurden einige Tropfen AgNO3- Lösung zu einer schwach HNO3-sauren NaBr-

Lösung gegeben. Der entstehende Niederschlag wurde abzentrifuguert, mit Aqua dest.

gewaschen und mit Na2S2O3-Lösung versetzt.


Die klare, rot-gelbe Lösung aus Iod-Iodkalium bekommt eine trübe, hell gelbe Färbung nach

Zugabe von Thiosulfat-Lösung.

Im zweiten Teil wurde durch die Zugabe von AgNO3-Lösung ein schwach gelber Niederschlag

erzeugt. Nach zentrifugieren und waschen konnte der Niederschlag mit Na2S2O3-Lösung gelöst

werden.


Im ersten Teil fungiert die Thiosulfat-Lösung als Reduktionsmittel und reduziert Iod zu Iodid.


Oxidation: S2 O32- S 4O 6

2-2e-

Redoxreaktion: I 22 S 2O32- 2 I -S 4O6

2-

Im zweiten Teil bildet sich zunächst das schwer lösliche AgBr, das ein Löslichkeitsprodukt von

5 · 10-13 hat.

Na+Br -Ag +N O 3- Na+N O 3

-Ag Br (s)

Gibt man nun Natriumthiosulfat dazu, bildet sich ein gut löslicher Komplex.

Ag Br(s)2 S2 O32-[ Ag S 2O3 2 ]

3-Br -

92


10.3.1Stickstoffverbindungen

10.3.1.1Oxidierende und reduzierende Wirkung von Stickstoffsauerstoffsäuren

10.3.1.1.1.HNO2 und ihre Salze

10.3.1.1.1.1.Durchführung:

Es wird eine verdünnte, selbst hergestellte NaNO2 -Lösung mit CH3COOH angesäuert und mit

etwas KI-Lösung versetzt. Danach wird die Lösung im Abzug mit Toluol ausgeschüttelt.

10.3.1.1.1.1.1.1.Beobachtung:

Es ist nach der Zugabe der KI-Lösung eine starke Gasentwicklung zu notieren.

Nach Zugabe des Toluols entfärbt sich die bereitete Lösung und das Toluol nimmt eine (dunkel)

violette Färbung an.

10.3.1.1.1.2.Schlussfolgerung

Die violette Färbung deutet auf die Entstehung von molekularem Iod hin.

Die Reaktionen lauten wie folgt:

Oxidation: 2 I- I22e- |⋅3

Reduktion: 2N3+6e-N20

Redoxreaktion: 6 I-8H+2NO2- N2 3 I24H2O

Das beobachtete Gas war ein farbloses Gas, dies trifft auf Stickstoff zu..


Es wird etwas NaNO2 -Lösung mit wenigen Tropfen KMnO4 – Lösung versetzt und mit H2SO4

angesäuert.

10.3.1.1.1.4.Beobachtung:

Nach der Zugabe der wenigen Tropfen KMnO4 – Lösung nimmt die Lösung einen rot/braune

Farbe an. Nach Zugabe von H2SO4 entfärbt sich die Lösung unter starker brauner

Gasentwicklung.

93

10.3.1.1.1.5.Erklärung:

Die Reaktionsgleichungen lauten wie folgt:

Oxidation: N+3N+4e - |⋅5

Reduktion: Mn+75e-Mn+2

Redoxreaktion: MnO4-8H+5NO2

- 5NO2 Mn+24H2O

Die Entfärbung der Lösung ist mit dem Oxidationsschritt zu erklären. MnO4- -Ionen rufen eine

violette Färbung hervor. Mn+2 -Ionen sind farblos in der Lösung.

Bei dem bräunlichen Gas handelt es sich um Stickstoffdioxid.

10.3.1.1.2.HNO3 und ihre Salze


In ein Reagenzglas (1) werden Zinkgranalien gegeben in das Reagenzglas (2) werden Cu-Späne

hinein gegeben und mit 2 ml HNO3 versetzt. Dieser Versuch wird danach noch einmal mit

konzentrierter Salpetersäure im Abzug wiederholt.


Bei Zn ist eine Entwicklung gelblich, braunes Gases zu sehen. Es schäumt zu Anfang sehr heftig.

Bei Cu ist nach einiger Zeit eine schwache Gasentwicklung zu sehen und eine bläuliche Färbung

der Lösung.

Bei der konzentrierten Salpetersäure ist eine viel heftigere Reaktion bei Zn, und Cu zu

beobachen. Die Zinkreaktion ist nur viel heftiger und läuft schneller ab. Bei der Reaktion bei

Kupfer lässt diesmal nun auch ein gelblich, bräunliches Gasentwicklung notieren und eine sehr

extreme Grünfärbung der Lösung.

10.3.1.1.2.3.Erklärung:

Bei Zink:

Oxidation: Zn0Zn2+2 e- |⋅3

Reduktion: NO-4 H +3e- NO2 H 2O |⋅2

94

Redoxgleichung: 3Zn2 NO3- 8 H +3 Zn2+2 NO 4 H 2O

Bei Kupfer passiert Folgendes:

Nicht konzentrierte Salpetersäure:

Oxidation: Cu0Cu2+2 e-

Oxidation: 2 H +2 e- H 2

Redoxgleichung: Cu2 NO3-2 H +Cu2+2 NO3

-H 2

Die Blaufärbung ist durch die Cu2+ - Ionen zu erklären.

In konzentrierter Salpetersäure passiert folgendes:

Oxidation: Cu0Cu2+2e-

Reduktion: N +5e- N +4 |⋅2

Redoxgleichung: Cu2 HNO32 H +Cu2+2 NO 2 2 H 2O [1]

Das entstehende braune Gas ist NO2. Dieses Gas wird erzeugt, sobald NO mit dem

Luftsauerstoff zu NO2 reagiert.Das Kupfer reagiert nicht so heftig wie das Zink, weil Kupfer ein

edleres Metall ist als Zink (vgl. Spannungsreihe im Riedel S. 354). Wieso in konzentrierter

Salpetersäure eine andere Reaktion ablaufen soll, als in schwächer konzentrierter kann eigentlich

nur an der der höheren Konzentration der H+ - Ionen liegen.

10.3.1.1.3.Unterschiede in der Oxidationswirkung vonNO2 – und NO3 -


Es werden eine KNO2 (Nr. 1) und eine KNO3 (Nr. 2)– Lösung bereitet und zuerst mit verdünnter

Salzsäure und dann mit KI -Lösung versetzt. Anschließend gibt man in beide Reagenzgläser

Stärkelösung hinzu.

95


(1) Die Lösung vor der Stärkezugabe hatte eine braune Färbung nach der Stärkezugabe war

eine deutliche Blaufärbung zu verzeichnen.

(2) Die Lösung vor der Stärkezugabe hatte eine gelbliche Färbung nach der Stärkezugabe

war eine schwach bläuliche Färbung zu verzeichnen.

10.3.1.1.3.3.Erklärung:

Reaktionsgleichungen:

Reagenzglas 1:


Reduktion: NO2- 2 H +e- NO2 H 2 O |⋅2

Redoxreaktion: 2 NO 2- 4 H +2 I - 2 NO H 2OI 2

In Reagenzglas 2:

Oxidation: 2 I - I 22e- |⋅3

Reduktion: NO3-4 H +3e- NO2 H 2 O |⋅2

Redoxreaktion: 2 NO3- 8 H +6 I - 2 NO 4 H 2O3 I 2

Vergleich: Nitrit scheint das stärkere Oxidationsmittel zu sein, zumindest in schwach saurer

Umgebung.

10.3.1.2Nachweis von NO2 – und NO3 - -Ionen

10.3.1.2.1.Durchführung:

Ungefähr 2 ml stark verdünnte NO3- -Lösung wird im Reagenzglas mit der gleichen Menge

frisch bereiteter, kaltgesättigter FeSO4 -Lösung vermischt. Es wird ein Tropfen H2SO4 hinzu

gegeben. Es werden vorsichtig 2 ml konzentrierte H2SO4 unterschichtet. Es bildet sich an der

Berührungsstelle beider Flüssigkeiten ein brauner Ring von [Fe2(H2O)5NO]2+.

Der Versuch wird nochmals mit NO2 - -Ionen durchgeführt.

96

10.3.1.2.2.Beobachtung:

FeSO4 und NaNO3 bilden eine klare Lösung. Die konzentrierte Schwefelsäure sinkt zu Boden.

An der Phasengrenze bildet sich eine braune Schicht.

Die FeSO4 – und die NaNO3 -Lösung ergeben eine gelbe Lösung. Nachdem die 1M H2SO4

zugesetzt wurde entstand eine heftige Gasentwicklung, es ist eine braune Lösung entstanden. Die

Lösung entfärbt sich nach einigen Sekunden. Die konzentrierte H2SO4 sinkt zu Boden und es

bilden sich ein zwei phasiges Gemisch. Die obere Phase ist hellgelb und die untere Phase besteht

aus H2SO4.

10.3.1.2.3.Erklärung:

In saurer Umgebung wird Fe2+ zu Fe3+ oxidiert; das NO2- wird zu NO reduziert.

Oxidation: Fe2+Fe3+e- |⋅3

Reduktion: N +53 e-N +2

Redoxgleichung: 3 FeSO4HNO33 H +3 Fe3+NO2 H 2O3 SO 42-

Überschüssige Fe2+ -Ionen reagieren mit NO zu zu dem im Skript angegebenen Komplex:

Fe2+NO5 H 2O[Fe2H 2O 5 NO ]2+

Dieser Komplex ist für den braunen Ring verantwortlich.

Nachdem die Schwefelsäure hinzu gegeben wurde passiert folgendes:

Oxidation: Fe2+Fe3+e- |⋅3

Reduktion: N +3e- N +2

Redoxreaktion: FeSO4HNO2H + Fe3+NO H 2 OSO42-

Es ist wieder die Komplexbildung wie folgt zu beobachten: (vgl. Erklärung bei NO3- -Ionen)

Fe2+NO5 H 2O[Fe2H 2O 5 NO ]2+

Der Komplex färbt die Lösung braun. Ist NaNO2 im Überschuss vorhanden, so wird Alles Fe2+

zu Fe3+ oxidiert und die Lösung entfärbt sich wieder.

97

Der Zusatz von konzentrierter H2SO4 bewirkt nichts. Die Reaktion läuft nämlich schon nach der

Zugabe der 1M H2SO4 ab.

10.3.2Phostphatverbindungen


Bei dem Versetzen einer Na2HPO4 -Lösung mit AgNO3 -Lösung fällt ein gelber Niederschlag

aus. Der AgPO4 -Niederschlag löst sich sowohl in Säuren (nicht in HCl) als auch in Ammoniak,

somit bereitet es oft Probleme den pH-Wert einzustellen. Damit sich der pH-Wert von selber

einstellt, wird eine Phosphat -Lösung mit etwas verdünnter HNO3 versetzt und mit verdünnter

Ammoniak -Lösung überschichtet. Nun bildet sich an der Phasengrenze beider Flüssigkeiten ein

gelber Ring. Dieser gelbe Ring ist Silberphosphat.

10.3.2.2Beobachtung:

Nach der Zugabe von HNO3 löst sich der Niederschlag. Na2HPO4, HNO3 und AgNO3 bilden eine

klare Lösung. Nach dem Hinzugeben der NH3 -Lösung bilden sich zwei Phasen aus. An der

Phasengrenze bildet sich, wie in der Aufgabe bereits beschrieben, ein gelber Niederschlag in

Form eines Rings.

10.3.2.3Erklärung:

Es bildet sich zuerst das schlecht lösliche Ag3PO4. Wenn man nun zu Ag3PO4 NH3 -Lösung gibt,

bildet sich der Silberkomplex [Ag(NH3)2]+, der sich gut in Wassser löst. Ag+ wird aus dem

Gleichgewicht des Löslichkeitsprodukts entfernt und der Niederschlag löst sich auf.

Fügt man die starke Säure HNO3 hinzu, so reagiert PO43- mit H+ zu HPO4

2- oder zu H2PO4-. PO4

3-

fällt aus dem Gleichgewicht und als Resultat löst sich der Niederschlag auf. An der

Phasengrenze bildet sich ein Niederschlag aus, wie bereits in der Aufgabe beschrieben, von

Ag3PO4 , da folgende Reaktion abläuft:

H +NH 3 NH 4+

An der Phasengrenze liegt ein Überschuss an H+ -Ionen vor und so wird auch viel NH4+ gebildet.

Wenn kein Ammoniak mehr vorliegt, kann sich der Komplex [Ag(NH3)2]+ nicht mehr bilden

Die Reaktionsgleichung zur Bildung des Komplexes lautet wie folgt:

Ag3 PO46 NH 33 [Ag NH 32 ]+PO4

-

98

Andererseits werden wegen der Reaktion des Ammoniaks mit Protonen zu Ammonium Protonen

verbraucht. Die Reaktion

Ag3 PO4H + 3 Ag+HPO42-

kann nicht mehr ablaufen und Ag3PO4 fällt aus.


Eine Spatelspitze P2O5 wird in einem Becherglas mit Wasser gelöst (im Abzug!) und der pH-

Wert mittels pH-Papier gemessen.


Bei Zugabe von P2O5 ist ein Zischen und eine Rauchentwicklung zu verzeichnen. Das P2O5 löst

sich auf. Der gemessene pH-Wert lag ungefähr bei 1.

10.3.2.6Erklärung:

Es ist eine sehr heftige Reaktion, die stattfindet.

Es entsteht Phosphorsäure:

P2O 53 H 2O 2 H 3 PO 4

Die beobachtete Rauchentwicklung könnte siedende Phosphorsäure oder siedendes Wasser sein.


10.4.1Nachweis von Carbonat


Etwas festes CaCO3 wird in einem Reagenzglas mit 1M HCl übergossen und das entstandene

Gas wird in eine Ba(OH)2 -Lösung eingeleitet.


Ein weißer Feststoff flockt aus, nachdem das entstandene Gas in die Ba(OH)2 -Lösung geleitet

wurde.

10.4.1.3Erklärung:

Bei dem Feststoff handelt es sich um Bariumcarbonat.

Nachdem CaCO3 mit HCl übergossen wurde passiert folgendes:

CaCO32 HCl H 2 CO3CaCl2

99

Die Kohlensäure reagiert wie folgt: (So kann die Gasentstehung begründet werden.)

H 2 CO3CO 2 H 2 O

Nachdem Kohlenstoffdioxid nun in Bariumhydroxid eingeleitet wird passiert folgendes:

CO2Ba OH 2BaCO3 H 2 O

Bariumcarbonat ist also der Feststoff, der ausfällt.

10.4.2Kalkkreislauf und Wasserhärte


Es wurde in 50 ml Wasser ein halber Spatel CaO gegeben und geschüttelt. Danach wurde die

Lösung zentrifugiert und dekantiert. In die so erhaltene klare Lösung wurde bis zum entstehen

einer Trübung CO2 eingeleitet.

In die getrübte Lösung wurden einige Tropfen Phenolphtaleinlösung gegeben. Nun wurde

solange CO2 zugegeben, bis sich die Lösung wieder entfärbt und der Niederschlag verschwand.

Danach wurde die Probe zum Sieden gebracht.


Beim erstmaligen einleiten von CO2 bildete sich eine Trübe. Nach Zugabe von

Phenolphtaleinlösung war die Lösung lila-trüb. Durch weiteres Einleiten von CO2 konnte die

trübe aufgelöst und die Farbe geschwächt werden.

Beim Sieden der Lösung fiel die Trübung wieder aus.


Es bildet sich durch Zugabe von CaO zu Wasser eine Calciumhydroxid-Lösung:

Ca O(s)H 2OCa2+2O H -

Durch Einleiten von CO2 entsteht CaCO3(s), welches als weiße Trübung ausfällt. Außerdem

entstehen H+- Ionen, die mit den gebildeten OH-- Ionen zu Wasser umgesetzt werden. Solange

OH-- Ionen im Überschuss vorhanden sind, kann CaCO3 gebildet werden.

Ca2+H 2OC O2Ca C O3 (s)2 H +

H +O H - H 2O

100

Die violette Färbung der Phenolphtaleinlösung rührt daher, dass dieses Mittel bei pH-Werten

oberhalb von 8,2 die Farbe zu violett annimmt.

Durch die Entfärbung wurde ein Absinken des pH-Werts bewiesen, was daher rührt, dass sich

H2CO3 gebildet hat, eine schwache Säure. Durch eben diese Säure löst sich auch die Trübung

auf.

H 2 OC O2H 2 C O3

Diese schwache Säure reagiert nun mit CaCO3.

Ca C O3 (s)H 2C O3 (aq)Ca(aq)2+ 2 H C O3 (aq)

-

Ca(HCO3)2 ist ein Komplex, der deutlich löslicher ist als CaCO3, durch Hitze allerdings wieder

zerstört wird. Das sich bildende CaCO3 trübt die Lösung wieder ein und das CO2 diffundiert.

Ca H C O3 2 (aq) H 2O (fl)Ca C O3 (s)C O2 (g)

Im Alltag kann dieser Niederschlag als sogn. Kesselstein in allen Apparaturen gefunden werden,

die in Gebieten mit hartem oder härterem Wasser längere Zeit dazu benutzt wurden, Wasser zu

erhitzen: Wasserkessel, Töpfe, Kaffeemaschinen. Bei Waschmaschinen wurde dieses Phänomen

darüber hinaus unter dem Namen „Lochfraß“ von der Waschmittelindustrie zu Werbezwecken

benutzt.

10.5Analyse 5:Qualitative Trennung schwefelhaltiger Anionen

Unser Platz hatte Die Analyse mit der Nummer 8016.

10.5.1


Die Analysesubstanz wird im Wasser gelöst.


Es entsteht eine klare Lösung.

10.5.2


Cadmiumacetat wird in Wasser gelöst und zur Lösung hinzu gegeben.

101


Lösung bleibt klar.

10.5.2.3Folgerung:

Es ist kein S2- in der Analysesubstanz enthalten.

10.5.3


Es wird zentrifugiert. Das Zentrifugat wird mit Sr(NO3)2 -Lösung versetzt. Es wird erneut

zentrifugiert.


Es entsteht ein weißer Niederschlag. Nach der Zugabe der Sr(NO3)2 -Lösung.

10.5.3.3Folgerung:

Es können SrSO3 und /oder SrSO4 als Niederschlag entstanden sein. Es wird später noch genauer

geschaut was vorliegt.

10.5.4

Die zuerst dekantierte und dann mit einer Pipette in ein Reagenzglas überführte Lösung kann

nun noch (S2O32-) enthalten. Um dies zu prüfen wird konzentrierte Salzsäure hinzu gegeben und

erwärmt.


Nach einiger Zeit bildete sich ein ganz feiner weiß-gelblicher Niederschlag.

10.5.4.2Folgerung:

Es befindet sich S2O32- in der Lösung, es fand folgende Reaktion statt:

S 2O32-2 HCl S SO2 H 2O2Cl-

Das Erhitzen ist notwendig, damit der Schwefel disproportioniert. Die Gasentwicklung ist durch

den Wasserdampf und das Sieden schwer zu erkennen.

10.5.5


Der Niederschlag, der nun sowohl SrSO3 und /oder SrSO4 enthalten kann wird mehrmals mit

Wasser ausgewaschen (bei uns 2 Mal) und es wird verdünnte Salzsäure hinzu gefügt.

102


Es hat sich der komplette Niederschlag aufgelöst.

10.5.5.3Folgerung:

Es handelte sich nur um SrSO3. Es ist kein SrSo4 enthalten. Da bei uns sich der Niederschlag

komplett aufgelöst hat muss keine weitere Untersuchung stattfinden. Es ist SrSO3 in der Lösung.

Reaktionsgleichung:

SrSO3 (s)2 HCl 2 H +SO 3 (aq)2- 2 Claq

- Sraq2+

Alle Anionen die von uns nachgewiesen worden sind:

In Probe 8016: S2O32-, SO3

2-

103

11. Arbeitstag 11: Elektrochemie

11.1Konduktometrische Titration von HCl mit NaOH

11.1.1Durchführung:

In eine Leitfähigkeitsmesszelle werden 50 ml Salzsäure mit unbekannter Konzentration gegeben.

Nun wird ein Rührfisch hinzu gegeben und der Magnetrührer eingeschaltet. Bevor die Elektrode

in das Becherglas gesteckt wird, muss sie gründlich mit destilliertem Wasser abgespült werden.

Nun wird mittels Bürette 1 M NaOH hinzu gegeben in Schritten von 0,2 ml bis 15 ml.

11.1.2Beobachtung:

Zuerst sinkt die Leitfähigkeit danach steigt sie wieder.

11.1.3Erklärung:

Die aufgenommene Kurve: (inkl. eingezeichnetem Äquivalenzpunkt)

Abbildung 11: Versuch 1: Konduk. Titration

11.1.4Diskussion des Verlaufs:

Zu Beginn liegt folgendes Gleichgewicht vor:

HCl g H2O H 3Oaq+ Cl aq

-

104

0 2 4 6 8 10 12 14 1605

1015202530354045

Verbrauch NaOH 1M V[ml]

Leitw

ert

in [

mS

/cm

]

Dieses Gleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte, weil Salzsäure eine starke Säure ist, liegt

sie vollständig dissoziiert vor. Hydratisierte Oxonium- und Hydroxid-Ionen weisen eine

erheblich höhere Ionenbeweglichkeit, als die übrigen Ionen (zum Beispiel hier das Chlorid-

Ionen).

Danach läuft folgende Reaktion bis zur Zugabe von 5 ml NaOH ab:

H 3Oaq+ Naaq

+ Claq- OH aq

- Naaq+ Claq

- H 2 O

Es nimmt die Leitfähtigkeit ab, weil sich die Hydroxid- mit den Oxonium-Ionen verbinden und

somit sinkt die Leitfähigkeit der Lösung.

Ab der Zugabe von 5ml NaOH läuft folgende Reaktion ab:

NaOHH 2O Naaq+ OH aq

- H 2 O

Nun liegen Hydroxid-Ionen im Überschuss vor und somit steigt die Leitfähigkeit wieder an.

Der Äquivalenzpunkt befindet sich genau bei 5 ml zugegebener Natronlauge.

Berechnung der Konzentration der Salzsäure:

n NaOH =nHCl nNaOH

nHCl =1

c HCl ⋅V HCl =cNaOH ⋅V NaOH c HCl =c NaOH ⋅V NaOH

V HCl

c HCl =1 mol

l⋅0,005l

0,05l =0,1 moll

Die Lösung darf vor der Messung nicht verdünnt werden, weil es sich hier um keine lineare

Funktion handelt, wo mittels Faktor, wie bei der Verdünnung einer Säure-Base-Titration,

gerechnet werden darf.

105

11.2Konduktometrische Titration von Cl- mit AgNO3

11.2.1Durchführung:

In eine Leitfähigkeitsmesszelle werden 50 ml Salzsäure mit unbekannter Chlorid-

Ionenkonzentration vorgelegt. Unter ständigem Rühren wird wird nun mittels einer Bürette

0,1 M AgNO3 -Lösung in jeweils 0,2er Schritten bis 10 hinzu titriert.

11.2.2Beobachtung:

Es fällt sofort ein weißer Niederschlag aus. Die niedrigste Leitfähigkeit lies sich zwischen 4 und

5 ml Zugabe messen. (es werden 4,75 ml später für die Berechnung angesetzt.)

11.2.3Erklärung:

Die aufgenommene Kurve:

Abbildung 12: Versuch 2: Kond. Titration

Bei dem ausgefallenen Niederschlag handelt es sich um Silberchlorid.

Zu beginn liegt folgendes Gleichgewicht vor:

HCl g H2O H 3Oaq+ Claq

-

Das Gleichgewicht befindet sich stark auf der Seite der dissoziierten Salzsäure.

106

0 2 4 6 8 10 120

500

1000

1500

2000

2500

Verbrauch 0,1 M AgNO3 V[ml]

μS

Es wird nun 1 M AgNO3 hinzu gegeben. Es findet folgende Reaktion statt:

H 3Oaq+ Claq

- Ag aq + NO3 (aq)

- AgCl H 3 Oaq+ NO3 (aq)

-

Es ist ein Abfall der Leitfähigkeit zu notieren. Der Abfall ist aber wesentlich schwächer als in

Aufgabe 1, dies liegt sicherlich daran, dass diesmal die Protonen mit ihrer hohen Leitfähigkeit

weiterhin in der Lösung vorhanden sind. Die Leitfähigkeit nimmt aber ab, weil Ionen aus der

Lösung ausfallen.

Ist der Äquivalenzpunkt überschritten so fällt kein AgCl mehr aus, weil die ganzen Chlorid-

Ionen verbraucht sind.

Die Leitfähigkeit steigt danach rapide an, weil immer wieder Ionen in die Lösung eingetragen

werden, aber nichts mehr ausfällt. Es liegen H3O+, Ag+ und NO3- -Ionen vor.

11.2.4Konzentrationsberechnung:

Silber-Ionen reagieren im Verhältnis mit Chlorid-Ionen eins zu eins.

Daher lässt sich folgende Gleichung aufstellen. (Siehe Aufgabe 1.)

c HCl ⋅V HCl =c AgNO3⋅V AgNO3

c HCl =cAgNO3

⋅V AgNO 3

V HCl

c HCl =0,1 mol

l⋅0,00475 l

0,05 l =0,0095 moll

Die Konzentration der Salzsäure ist gleichzeitig die Konzentration der Chloridionen, da die

Salzsäure vollständig protoniert und Die H+-Ionen in der gleichen Molzahl vorliegen wie die

Chlorid-Ionen (Verhältnis H:Cl= 1:1).

Eventuell liegt eine geringe Messungenauigkeit vor und die Konzentration soll 0,01 mol /l sein.

11.3Potentiometrische Titration von Essigsäure mit NaOH

11.3.1Durchführung

Es wurden 50 ml Essigsäure mit unbekannter Konzentration vorgelegt und unter ständigem

Rühren mit 1 M NaOH aus der Bürette mit jeweils 5 ml versetzt. Der pH-Wert wurde dabei

ständig kontrolliert.

107

Als sich der Potentialsprung abzeichnete, wurde die Zugabe auf 0,2 ml pro Schritt reduziert. Die

Zugabe wurde notiert.

Die Zugabe wurde nach 25 ml Essigsäure beendet.

11.3.2Beobachtungen

Der pH-Wert des reinen Analyten betrug 2,6. Der Potentialsprung fand zwischen 22,75 ml und

23 ml Essigsäure statt, wobei der pH-Wert von 6,72 auf 10,88 stieg.

11.3.3Erläuterungen

Die Werte sind folgender Grafik zu entnehmen:

Abbildung 13: Versuch 3: potent. Titration

Zu Beginn ist die Steigung der Kurve gering, da sich in der Lösung ein Natriumacetat-Salz

bildet, welches mit der Essigsäure eine Pufferlösung darstellt.

Na+C H 3 C O O HOH - Na+C H 3 C O O -H 2 O

Kurz vor Erreichen des Äquivalenzpunktes ist das Puffersystem gesättigt, da der Großteil der

Essigsäure verbraucht ist.

Die Verschiebung des Äquivalenzpunktes zu einem höheren pH-Wert erklärt sich dadurch, dass

CH3COO- auch als Base reagiert.

Durch die logarithmische Natur der pH-Funktion flacht die Steigung ab pH 11,6 wieder ab.

108

1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23 251

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

pH

-We

rt

Verbrauch NaOH in ml

ÄquivalenzpunktNaOH: 22,875 ml


Der Äquivalenzpunkt liegt bei 22,875 ml NaOH. Es wurden also 0,022875 mol NaOH (1 mol/l)

eingesetzt. Da an diesem Punkt die molare Menge äquivalent ist, wurden auch 0,022875 mol

Essigsäure neutralisiert. Diese waren allerdings in 50 ml Lösung.

[C H 3C O O H ]=0,022875 mol0,05 l

=0,4575 moll

Die Konzentration von Essigsäure ergibt sich damit zu 0,4575 mol/l.

11.4Potentiometrische Titration von Cl- mit AgNO3

11.4.1Durchführung

Es wurden 50 ml der Probelösung mit unbekanntem Chloridgehalt vorgelegt und mit zwei

Tropfen konz. Schwefelsäure versetzt. Es wurde unter ständigem Rühren aus einer Bürette

0,1 M AgNO3 in Mengen von 0,5 ml hinzu gegeben. Es werden insgesamt 15 ml AgNO3

zugegeben, wobei nach jeder Zugabe der Messwert notiert wird.

Da zwei Messdurchläufe keinen brauchbaren Potentialsprung ergaben, wurde der Versuch auf

Anweisung abgebrochen und es wurden die Messwerte der anderen Gruppe zur Verfügung

gestellt.

11.4.2Beobachtungen

Die Analyselösung trübt sofort ein.

11.4.3Erläuterungen

Die Werte sind folgender Grafik zu entnehmen:

109

Abbildung 14: Versuch 4: potent. Titration

Am Anfang der Reaktion wird AgCl ausgefällt, was sich als Trübe in der Lösung bemerkbar

macht. Mit überschreiten des Äquivalenspunktes kann das in der Lösung befindliche Ag+ nicht

mehr durch Cl- gebunden werden und steigt an. Durch die Nernst'sche Gleichung wird deutlich,

dass das Potential ausschließlich vom Ag+ abhängt und mit Ansteigen der Ag+-Konzentration

auch das Potential der Lösung ansteigt:

E=E00,059⋅log[ [Ag+ ][ Ag ] ]

Die Methode der Potentiometrie nutzt eine Silberelektrode, die direkt mit der Lösung in Kontakt

steht. Eine zweite Elektrode dient als Bezugselektrode. Sie besteht aus Ag/AgCl und ist über

eine Elektrolytlösung mit der Analyselösung verbunden. Aufgrund der Elektronendifferenz der

beiden Elektroden entsteht ein Potential, welches als Spannung gemessen werden kann.


Es wurden 12,25 ml AgNO3 benötigt, um den Äquivalenzpunkt zu erreichen.

0,1 moll⋅0,01225l=0,001225 mol

Da ein Ag+-Ion mit einem Cl--Ion zu AgCl reagiert, waren auch 0,0012225 mol Cl--Ionen an der

Reaktion beteiligt. Diese Molmenge war in 50 ml gelöst:

110

0 2 4 6 8 10 12 14 16380

400

420

440

460

480

500

520

540

560

580

600

620

640g

em

esse

ne

Sp

an

nu

ng

in

mV

Verbrauch AgNO3 in ml

ÄquivalenzpunktAgNO3: 12,25 ml

0,001225 mol0,05l

=0,0245 moll

Somit war die Konzentration von Cl--Ionen 0,0245 mol/l.

11.4.5Vergleich

Die Ergebnisse aus Versuch 2 und 4 unterscheiden sich deutlich (Faktor 2,58).

Das Grundlegende Problem der Konduktometrie ist, dass die Leitfähigkeit nicht nur von den zu

analysierenden Ionen in der Lösung verändert werden kann, sondern auch von in Lösung

befindlichen Fremdionen. Dies beeinflusst die Messung und kann zu falschen Ergebnissen

führen. Grade bei geringen Konzentrationen birgt diese Methode das Risiko, dass die

Leitfähigkeit der Fremdionen die Leitfähigkeit der zu analysierenden Ionen „überlagern“.

Das Problem der Potentiometrie in diesem Fall war unter anderem, dass die in der Lösung

befindlichen Ionen die Silberelektrode besetzt haben und so eine deutliche Messungenauigkeit

zu verzeichnen war. Ohne weitere Zugabe von AgNO3 konnte ein kontinuierlicher Anstieg der

gemessenen Spannung beobachten, was auf diese Ablagerungen zurück zu führen ist.

Auch wenn im Fall der vorliegenden Messung genau das Gegenteil eintrat (es wurde kein

Potentialsprung gemessen) und trotz der Beeinträchtigung der Elektrode scheint das Verfahren

der Potentiometrie durch die geringere Beeinflussung durch Fremdionen das genauere und

unanfälligere Verfahren zu sein.

111

12. Arbeitstag 12: Ionenchromatograph

12.1Theorie

Abbildung 15: Schematischer Aufbau eines

Ionenchromatographen

In der Abbildung sind:

1 – Pufferlösung

2 – Analytzugabe

3 – Trennsäule

4 – Suppressoreinheit

5 – Detektor

6 – Auffangbehälter

Die Ionenaustauscherchromatographie nutzt die Eigenschaft der Ionen an polaren, festen

Adsorbentien je nach Art und Größe verschieden stark gebunden zu werden.

112

Adsorbentien sind entweder Anionenaustauscher, Kationenaustauscher oder neutrale Harze mit

mobiler Trennphase. Um zwischen Anionen- und Kationenmessung zu wechseln, ist ein

Austausch der Trennsäule erforderlich.

Die mobilen Trennphasen sind dem Analyt angepasste Salzlösungen Eluenten genannt.

Zur Analyse wird das System mit Eluent gespült. Durch Zugabe des Analyten wird dieser in die

Trennsäule befördert. In der Trennsäule lagern sich, je nach Art der Trennsäule bestimmte Ionen

an den Adsorbentien an. Je nach Art und Bindungsfestigkeit des Analytions wird dieser erst nach

einer bestimmten Zeit durch den Eluent wieder an dem Adsorbent substituiert. Aus der Zeit

ergibt sich indirekt die Bindungsfestigkeit und dadurch auch die Art des Ions.

Die Bindung oder Lösung der Ionen (A) und des Eluenten (B) folgt folgender Formel:

a Am- b Bs

- a As-b Bm

-

Der Index „m“ steht für mobil, der Index „s“ steht für stationär.

Wenn die Ionen gelöst werden, kommen sie zeitlich versetzt im Detektor an und können da z.B.

durch Leitfähigkeitsmessung nachgewiesen werden. Da allerdings grade bei der

Leitfähigkeitsmessung die Gefahr besteht, dass die Leitfähigkeit des Analyten durch die Ionen

des Eluenten überlagert werden und so ein falsches Messsignal geliefert wird, werden häufig

Suppressoren eingesetzt. Diese wandeln vor der Detektoreinheit die Ionen des Eluenten in nicht

leitfähige Moleküle um. Im einfachsten Fall ist ein Suppressor eine Ionenaustauschersäule mit

den Austauscherionen H+ bzw. H3O+.

Als Ergebnis gibt das System eine Kurve wieder, in der μS/cm über der Zeit aufgetragen sind.

Jeder Stoff bildet dabei einen „Peak“, also eine gaußkurvenförmigen positiven Ausschlag. Dabei

ist die Fläche des gezeigten Peaks ein Maß für die Konzentration des Stoffes.

Neben der Leitfähigkeitsmessung gibt es noch die Detektorvarianten UV/VIS, Fluorenszens, und

Amperometrie.

Vorteile dieser Messmethode sind die Geschwindigkeit, das breite Messspektrum für sowohl

organische als auch anorganische Stoffe und die Möglichkeit, mehrere Stoffe in einem Schritt

nachzuweisen.

Nachteilig ist, dass der Stoff, der analysiert werden soll, vorher bekannt sein muss. Auf diesen

müssen dann die Trennsäule und der Eluent eingestellt werden.

113

12.2Durchführung

Von der gegebenen Analyselösung wurden 25 ml abgemessen und mit dem gleichen Volumen

Aqua Dest. verdünnt.

Diese Proben wurden dann in den Ionenchromatographen zur Analyse gegeben.

Aus den Kalibrierwerten wurde eine Kalibrierkurve erstellt, die linear begradigt wurde.

12.3Ergebnisse

Abbildung 16: Kalibriergraden und Messwerte für die Ionenchromatographie

mittlere Steigung der Phosphat-Kalibrierkurve: 2,18506

mittlere Steigung der Nitrat-Kalibrierkurve: 4,77044

mittlere Steigung für Chlorid-Kalibrierkurve: 10,01612

Daraus berechnen sich die Konzentrationen X:

114

4 6 8 10 12 14 16 18 20 220

20

40

60

80

100

120

140

160

180

200

Flä

ch

e d

er

Pe

aks in

uS

/cm

*s

Konzentration in mg/l

Chlorid Messwerte Phosphat Nitrat Lineares Fitten von Chloride_Chlorid Lineares Fitten von Nitrate_Nitrat Lineares Fitten von Phosphate_Phosphat

KonzentrationAnalyt=gemessener Flächeninhaltmittlere SteigungKalibrierkurve

X Chlorid=44,122

10,01612=4,405 mg

l

X Nitrat=47,7444,77044

=10,008 mgl

X Phosphat=21,610

2,18506=9,889 mg

l

Da anfänglich die Analyselösung von 25 ml auf 50 ml verdünnt wurde, muss dieser Faktor auch

berücksichtigt werden:

Dabei gilt für alle drei Stoffe:

0,025l⋅X unverdünnt

0,05l=X verdünnt

Umgestellt ergibt sich:

X unverdünnt=0,05 l⋅X verdünnt

0,025 l

X Chlorid, unverdünnt=0,05l⋅4,405 mg

l0,025l

=8,81 mgl

X Nitrat, unverdünnt=0,05 l⋅10,008 mg

l0,025l

=20,016 mgl

X Phosphat, unverdünnt=0,05 l⋅9,889 mg

l0,025 l

=19,778 mgl

Sicherlich hätte man die unverdünnte Konzentration auch einfach durch Verdoppelung der

verdünnten Konzentrationen erhalten können...

Wenn nun die Abweichung der Berechneten Werte gegen die gemessenen Werte betrachtet

werden (jeweils für den verdünnten Fall), stellen sich folgende prozentuale Abweichungen dar:

115

Chlorid: 4,54 %

Nitrat: 0,1499 %

Phosphat: 0,0101 %

Erstaunlich ist die hohe Abweichung des Chlorids. Die Werte der anderen Messungen weichen

im sehr geringen Maße ab und liegen im tolerierbaren Bereich.

1. Die Abweichungen des Chlorids kann unterschiedliche Gründe haben: Da die Säule sehr

gründlich zu trennen scheint, liegt die Abweichung wohl eher an Verunreinigungen der

Lösung, die durch Gefäße, Gerätschaft o.ä. eingetragen wurde.

116

Literaturverzeichnis

Literaturverzeichnis

Ri90: Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 1990

LöRi: Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 1990

UStu: http://www.iac.uni-stuttgart.de/Praktika/Quant/Seminar/Seminar

%2021_4_2008.pdf

TaWe: Diverse, Das große Tafelwerk, 1999

WiKi: Iodprobe, 11.12.2008, 1:35 Uhr, http://de.wikipedia.org/wiki/

ChO: 10.12.2008, 19:32,

http://www.chemieonline.de/forum/archive/index.php/t-67593.html

Documents

Protokolle des Anorganisch-Chemischen Praktikums für CIW/UST · Protokolle des Anorganisch-Chemischen Praktikums für CIW/UST 29.10.2008 – 04.02.2009 vorgelegt von Christian Duwe