Modul 2: Halogenide und Oxosäuren der Halogene

ANORGANISCHES
GRUNDPRAKTIKUM
FÜR VERFAHRENS– UND
NATURSTOFFTECHNIKER
TU – Dresden
Anorganische Chemie
Professur für AC I
2
Inhalt
_________________________________________________________________________________
Inhalt:
Einleitung
5
Lehrinhalte und Kurztestate
6
Betriebsanweisung(en)
6
Verlaufsprotokoll
8
MODUL 1: DIE HAUPTGRUPPEN 1 BIS 3 .........................................................................................9
Alkali- und Erdalkalimetalle und Gruppe 13 ....................................................................................9
Motivation
10
Lehrinhalte
12
Fragen zum Lehrinhalt Modul 1
13
Versuche (Tag 1)
16
Reagenzien und Reinigungsverfahren, Lösungen, Kinetik von chemischen Prozessen
16
1. Handhabung des Bunsenbrenners
16
2. Trennung von NaCl und I2 durch Sublimation
16
3. Herstellung einer Calciumchlorid−Lösung
17
4. Chemie des Calciums
17
5. Hydrolyse von Salzen.
18
6. Zersetzung von Wasserstoffperoxid
19
Chemie der Elemente: 1−3 Hauptgruppen
19
7. Flammenfärbung
19
8. Reaktion von metallischem Magnesium mit Säuren
20
9. Wasseraufnahme beim Abbinden von Zement
20
10. Amphoterie des Al(OH)3
21
MODUL 2: DIE HAUPTGRUPPEN 4 BIS 6 ....................................................................................... 22
Motivation
23
Lehrinhalte
25
Fragen zum Lehrinhalt Modul 2
26
Versuche (Tag 2)
28
1. Carbonat, Hydrogencarbonat und Kohlensäure
28
2. Zeolith A
29
3. Blaukreuzprobe (Nachweis für
NH4+)
30
4. Phosphorverbrennung
31
5. Nachweis von Phosphat als MgNH4PO4 · 6 H2O
31
6. Reduktion von Blei(IV)oxid mit Kohle
32
7. Stickstoffdioxid−Distickstofftetroxid−Gleichgewicht
33
3
Inhalt
_________________________________________________________________________________
MODUL 3: DIE HAUPTGRUPPE 7 UND DIE ÜBERGANGSMETALLE ............................................ 34
Halogene und ihre Verbindungen, Pseudohalogenide / Chemie in Licht und Farbe ................... 34
Motivation
35
Lehrinhalte
37
Fragen zum Lehrinhalt Modul 3
38
Versuche (Tag 3)
41
1. Zeolith A – optische Verfolgung der Feuchtigkeitsaufnahme
41
2. Halogene: Chlor
42
3. Sauerstoffsäuren der Halogene
42
4. Disproportionierung von Kaliumperchlorat
43
5. Das Chromat−Ion und das Dichromat−Ion
44
6. Oxidationseigenschaften von Silber(I)−Verbindungen – „Silberspiegel“
45
MODUL 4: QUALITATIVE ANALYSE............................................................................................... 46
Motivation
47
Lehrinhalte
47
Versuche (Tag 4)
50
Nachweis der Anionen
50
1. Nachweis von Sulfat als BaSO4
50
2. Nachweis von Carbonat
50
3. Den Nachweis von
NO3−
als Fe(II)–Nitrosyl–Komplex (Ringprobe)
51
4. Nachweis von Nitrat und Nitrit mit LUNGES–Reagenz:
51
5. Nachweis von Halogenid–Anionen als AgCl
51
Nachweis der Kationen
52
1. Nachweis von Blei als PbCl 2–Nadeln
53
2. Nachweis von Eisen mit Thiocyanat
53
3. Nachweis von Nickel als Diacetyldioxim–Komplex
53
4. Nachweis von Kupfer als Amminkomplex
54
5. Mangan–Nachweis: Oxidationsschmelze
54
Analyse eines unbekannten Salzes (Einzelsubstanzanalyse)
55
MODUL 5: QUANTITATIVE ANALYSE ............................................................................................ 56
Motivation
57
Lehrinhalte
58
Fragen zum Lehrinhalt Modul 5
59
Versuche (Tag 5)
61
Säure−Base−Titration
61
Inhalt
4
_________________________________________________________________________________
Titration der Säure
63
ALLGEMEINE PRAKTIKUMSORDNUNG ........................................................................................ 64
Voraussetzung zur Teilnahme am Praktikum
64
Laboratoriumsordnung und Betriebsanweisung
64
Chemikalien
65
Chemikaliensammelsystem
66
Vorgaben zum sauberen Arbeiten im Labor
67
Versuchsdurchführung
67
Schriftliches Kurztestat
68
Laborjournal
69
Qualitative Analyse
69
Quantitative Analyse
70
Bewertungsschema Praktikum
71
Gesamtnote Praktikum
71
5
Inhalt
_________________________________________________________________________________
Einleitung
Das Praktikum „Anorganische Chemie“ soll Ihnen ein solides chemisches
Grundwissen vermitteln, indem Sie die Eigenschaften unterschiedlicher Elemente
anhand von einfachen Experimenten kennen lernen und mit grundlegenden
analytischen Nachweisen vertraut gemacht werden.
Das Praktikum „Anorganische Chemie“ setzt diese Ziele in fünf Modulen um, wobei
sich die ersten drei Module an der Struktur des Periodensystems orientieren. Neben
der
Stoffkenntnis
wird
parallel
allgemeines
chemisches Wissen
über
die
Säure−Base−Theorie, Redoxreaktionen, das VSEPR−Konzept u.v.a. vermittelt. Die
Module
vier
und
fünf
haben
qualitative
bzw.
quantitative
analytische
Aufgabenstellungen zum Lehrinhalt.
Den organisatorischen Ablauf und die Bewertung des Praktikums entnehmen Sie der
„allgemeine Praktikumsordnung“ ab Seite 64.
Wir hoffen, dass Ihnen dieses Praktikum den Spaß am Fach Chemie vermittelt.
Dresden, im Januar 2015
Prof. Dr. Stefan Kaskel,
Dr. Irena Senkovska,
Dr. Antje Henschel
6
Inhalt
_________________________________________________________________________________
Lehrinhalte und Kurztestate
Für die Durchführung der Module werden verschiedene Lehrinhalte als theoretische
Grundlagen vorausgesetzt. Informieren Sie sich jeweils anhand der angegebenen
Literatur
über
die
Chemie
der
in
dem
jeweiligen
Praktikumsabschnitt
durchzuführenden Versuche.
Vor Beginn der praktischen Übungen wird der Kenntnisstand zu jedem Modul
anhand eines schriftlichen Kurztestates ermittelt. Dafür machen Sie sich bitte
vorab mit den Fragen zum Lehrinhalt vertraut, welche Teil der Kurztestate sein
werden. Sollte sich der Kenntnisstand als mangelhaft erweisen (siehe „allgemeine
Praktikumsordnung“ ab Seite 64), kann das Modul nicht begonnen werden.
Betriebsanweisung(en)
Alle speziellen Gefahrstoffe der einzelnen Module müssen in Form einer
Betriebsanweisung tabelliert werden. Die unterschriebene Betriebsanweisung für
jedes Modul ist täglich vor Beginn der Versuche dem betreuenden Assistenten
zur Unterschrift vorzulegen.
Zur Erstellung der Betriebsanweisung übernehmen Sie die auf der nächsten Seite
aufgeführte Tabelle. Ergänzen Sie die Tabelle zusätzlich, zu den immer
zugänglichen und häufig verwendeten Säuren und Basen, um die im jeweiligen
Modul hinzukommenden Gefahrstoffe. Geben Sie dabei die H− und P−Sätze der
Gefahrstoffe in Kurzform an. Die Betriebsanweisung soll während der gesamten
Arbeitszeit am Arbeitsplatz vorliegen.
Bei allen weiteren Modulen sind die Säuren, Basen und Verbindungen aus bereits
absolvierten Modulen nicht mehr anzugeben. Die Kenntnis der entsprechenden H−
und P−Sätze wird als bekannt vorausgesetzt.
Prägen Sie sich die Gefahrenhinweise und Sicherheitsratschläge gut ein!
Dass Sie sich mit den Vorschriften zum sicheren Umgang mit den in den
Betriebsanweisungen
aufgeführten
Gefahrstoffen
vertraut
gemacht
haben,
bestätigen Sie durch Ihre Unterschrift. Die Versuche eines Moduls dürfen nur
durchgeführt werden, wenn die vom betreuenden Assistenten gegengezeichnete
allgemeine Betriebsanweisung für das jeweilige Modul vorliegt.
7
Inhalt
_________________________________________________________________________________
Allgemeine Betriebsanweisung
Säure/Base
Natronlauge
> 1%
Salzsäure
> 10%
Symbol und
Signalwort
„Gefahr"
"Gefahr"
Schwefelsäure
> 10%
"Gefahr"
Salpetersäure
> 60%
"Gefahr"
H-Sätze und P-Sätze
H314: Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere
Augenschäden.
H290: Kann gegenüber Metallen korrosiv sein.
P280: Schutzhandschuhe/ Schutzkleidung/ Augenschutz/ Gesichtsschutz
tragen.
P301+P330+P331: Bei Verschlucken: Mund ausspülen. Kein Erbrechen
herbeiführen.
P309+P310: Bei Exposition oder Unwohlsein: Sofort Giftinformations-Zentrum
oder Arzt anrufen. (Keine offizielle P-Satzkombination)
P305+P351+P338: Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam
mit Wasser spülen. Vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen.
Weiter spülen.
H314: Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere
Augenschäden.
H335: Kann die Atemwege reizen.
P280: Schutzhandschuhe/ Schutzkleidung/ Augenschutz/ Gesichtsschutz
tragen.
P301+P330+P331: Bei Verschlucken: Mund ausspülen. Kein Erbrechen
herbeiführen.
P309+P310: Bei Exposition oder Unwohlsein: Sofort Giftinformations-Zentrum
oder Arzt anrufen. (Keine offizielle P-Satzkombination)
P305+P351+P338: Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam
mit Wasser spülen. Vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen.
Weiter spülen.
H314: Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere
Augenschäden.
H290: Kann gegenüber Metallen korrosiv sein.
P280: Schutzhandschuhe/ Schutzkleidung/ Augenschutz/ Gesichtsschutz
tragen.
P301+P330+P331: Bei Verschlucken: Mund ausspülen. Kein Erbrechen
herbeiführen.
P309+P310: Bei Exposition oder Unwohlsein: Sofort Giftinformations-Zentrum
oder Arzt anrufen. (Keine offizielle P-Satzkombination)
P305+P351+P338: Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam
mit Wasser spülen. Vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen.
Weiter spülen.
H272: Kann Brand verstärken; Oxidationsmittel.
H314: Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere
Augenschäden.
H290: Kann gegenüber Metallen korrosiv sein.
P260: Staub/Rauch/Gas/Nebel/ Dampf/Aerosol nicht einatmen.
P280: Schutzhandschuhe/ Schutzkleidung/ Augenschutz/ Gesichtsschutz
tragen.
P301+P330+P331: Bei Verschlucken: Mund ausspülen. Kein Erbrechen
herbeiführen.
P309+P310: Bei Exposition oder Unwohlsein: Sofort Giftinformations-Zentrum
oder Arzt anrufen. (Keine offizielle P-Satzkombination)
P305+P351+P338: Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam
mit Wasser spülen. Vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen.
Weiter spülen.
Ich bestätige die Kenntnisse zum Umgang und zur Entsorgung der o.g. Gefahrstoffe.
______________________________
Unterschrift des Studierenden
Die Versuche des Moduls sind zur Durchführung freigegeben.
______________________________
Unterschrift des wiss. Betreuers
8
Lehrinhalte und Laborjournal
_________________________________________________________________________________
Verlaufsprotokoll
Sämtliche Versuche eines jeden Praktikumstages werden während der Laborarbeit
exakt protokolliert. Zusammen mit den unter Auswertung zu beantwortenden
Fragen bzw. abzuarbeitenden Aufgabestellungen wird das Verlaufsprotokoll dem
betreuenden Assistenten am Tag nach dem Abschluss der praktischen Arbeit des
Moduls
zur
Kontrolle
und
Praktikumsordnung“ ab Seite 64).
Benotung
abgegeben
(siehe
„allgemeine
9
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Modul 1:
Die Hauptgruppen 1 bis 3
Alkali- und Erdalkalimetalle und Gruppe 13
H
He
Li Be
B
N
O
F
Na Mg
Al Si P
S
Cl Ar
K
Ca Sc Ti V
Rb Sr Y
Ne
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Fr Ra Ac
C
Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
10
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Motivation
Die Elemente der 1. und 2. Gruppe haben niedrige Elektronegativitäten, sind
reaktionsfreudig und färben die Flamme eines Brenners. Die Emission von Licht
bestimmter
Wellenlängen
wird
zum
Nachweis
der
Elemente
genutzt
(Atomemissionsspektrometrie).
n= 5
n= 4
n= 3
n= 2
n= 1
+
Die Emission von Licht nach Anregung durch
Energiezufuhr (zum Beispiel durch die Hitze einer
Flamme) tritt auf, da ein Valenzelektron der Alkali−
bzw. Erdalkalimetalle leicht aus seinem Grundzustand
in einen energetisch höher liegenden Zustand versetzt
wird (elementspezifischer Elektronenübergang). Bei
der Rückkehr des Elektrons in den Grundzustand wird
die dabei auftretende Energiedifferenz in Form von
Linienspektrum
Wellenlänge
hier Balmer-Serie
Strahlung bestimmter Wellenlänge abgegeben. Die
charakteristischen
Farben
der
Alkali-
und
Erdalkalimetalle werden sichtbar.
Bei den Alkalimetallen tritt eine Flammenfärbung bei Li, Na, K,
Rb und Cs auf, bei den Erdalkalimetallen lassen sich nur Ca, Sr
und Ba durch Flammenfärbung nachweisen, wogegen Be, Mg
und Ra die Flamme nicht charakteristisch färben.
Eine spektakuläre Anwendung der Flammenfarben ist die Kunst
des Feuerwerks und der Pyrotechnik, auch die Funktion von
Natriumdampflampen (siehe rechtes Bild) beruht auf demselben physikalischen
Hintergrund.
Die charakteristische Flammenfärbung (siehe Bilder: Bengalische Feuer, links Ba –
grün, rechts Sr – rot) und ihre Ursache soll im
Rahmen dieses Moduls kennen gelernt und zum
qualitativen Nachweis der Elemente genutzt
werden.
In
weiteren
Versuchen
und
Präparationen soll die Chemie der Alkali- und
Erdalkalimetalle vermittelt und umgesetzt werden.
11
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Die Elemente der 3. Hauptgruppe unterscheiden sich stärker voneinander als die der
Alkali− oder Erdalkalimetalle. So ist Bor, das erste Element der 3. Hauptgruppe, ein
Halbmetall. Es besitzt viele Eigenschaften, die typisch für Nichtmetalle sind.
Besonders
bei
Eigenschaften.
höheren
Die
Temperaturen
übrigen
Elemente
zeigt
der
es
jedoch
Gruppe
sind
auch
metallische
typische
Metalle.
Insbesondere Bor und Aluminium sind wichtige Bestandteile von technologisch
hochentwickelten Materialien.
Eine auch in der Natur vorkommende Verbindung des Bors ist die Borsäure.
Diese schwache Säure dissoziiert nicht in Wasser, sondern reagiert deswegen
schwach sauer, weil sie ein Hydroxid−Ion aufnimmt.
H3BO3 + 2 H2O  H3O+ + [B(OH)4]−
Eine wichtige Verbindung, die sich von der Borsäure ableitet ist Borax, das sich
vereinfacht auch durch die Summenformel Na 2B4O7 · 10H2O beschreiben lässt.
Borax wird beim Schweißen und Löten eingesetzt, da es in der Lage ist, die
Oxidschicht von Metallen aufzulösen. Außerdem wird es zur Herstellung von
temperaturfestem Glas, Keramikglasuren und Perboraten, die in Wasch− und
Bleichmitteln enthalten sind, verwendet.
Die sicherlich wichtigste Aluminiumverbindung ist Aluminiumoxid. Es wird aus
Aluminiumhydroxid, Aluminiummetahydroxid oder aus Bauxit gewonnen und dient
hauptsächlich zur großtechnischen Gewinnung von Aluminium. Außerdem wird es in
der Technik als Trägermaterial für Katalysatoren und zur Herstellung von Schleif−
und Poliermitteln verwendet. Aus Schmelzen von Aluminiumoxid und kleinen
Mengen von Metalloxiden lassen sich künstliche Rubine und Saphire gewinnen.
Gallium, sowie in geringerem Maße auch Indium, werden in der Halbleitertechnik als
Galliumarsenid (GaAs) bzw. Indiumarsenid (InAs) eingesetzt. Photodioden aus
diesen
Materialien
werden
zur
Detektion
von
Wärmestrahlung
z.B.
in
Nachtsichtgeräten verwendet. LEDs aus GaAs emittieren Strahlung im IR−Bereich.
Wird das Arsen in dieser Verbindung teilweise durch Phosphor ersetzt, verschiebt
sich die Emission der LED in den roten bis orange−roten Bereich. LEDs aus mit
Stickstoff dotiertem Galliumphosphid emittieren grünes Licht. Gallium, Indium und
Thallium bilden mit zahlreichen Metallen niedrig schmelzende Legierungen und
12
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
finden Anwendung als Thermometerflüssigkeiten oder bei der Herstellung von
Sicherheitsschaltern.
Lehrinhalte
‒ Allgemeine Chemie der Alkali- und Erdalkalimetalle
‒ Darstellungsverfahren der Elemente und der wichtigsten Verbindungen, z.B.
NaOH, Na2CO3, einfache Salze (Ionenbindung, NaCl-Strukturtyp)
‒ Spektralanalyse und BOHR’sches Atommodell
‒ Konzentrationsberechnung von Lösungen, Verdünnen von Lösungen, Mischen
von Lösungen unterschiedlicher Konzentration, pH−Wert–Berechnung von
starke/schwachen Säuren und Basen, Pufferlösungen, Salzlösungen
‒ BAYER−Verfahren, Aluminiumherstellung, Amphoterie des Aluminiums und
Al(OH)3
‒ Kristallisation, Kristallwasser
Literatur
‒ E. Riedel, Anorganische Chemie, 5. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin, 2002.
‒ G. Jander,
E. Blasius,
Lehrbuch
der
analytischen
und
präparativen
anorganischen Chemie, 15. Aufl., S. Hirzel, Stuttgart, 2002.
‒ E. Worch, Wasser und Wasserinhaltsstoffe, Teubner, Stuttgart, Leipzig, 1997.
weiterführend:
‒ F. Hollemann,
N. Wiberg,
Lehrbuch
der
Anorganischen
Chemie,
Walter de Gruyter, Berlin, 1995.
‒ V. Wiskamp,
Umweltfreundlichere
Praktikum, Wiley−VCH, 1995.
Versuche
im
Anorganisch−Analytischen
13
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Fragen zum Lehrinhalt Modul 1
1)
Bestimmen Sie die Summenformeln der Verbindungen:
‒ Iod, Natriumacetat, Natriumhydrogencarbonat, Soda, Aluminiumhydroxid,
Bariumnitrat, Calciumoxalat, Tricalciumsilikat, Hauptbestandteil von Sand, Calcit,
Gips, Oxalsäure, Strontiumoxid, Bariumsulfat, Silicium(IV)oxid.
2)
Benennen Sie folgende Verbindungen
‒ I2, CaC2O4, SiO2, CaC2, BaO, CaO · SiO2 · H2O, H2C2O4, BaO2.
3)
Nennen Sie die Elemente der Gruppe der Alkalimetalle inklusive ihrer Symbole.
4)
Welche Elemente gehören zur der Gruppe Alkalimetalle? Welche Oxidationszahl
besitzen diese in ihren Verbindungen?
5)
Welche
Elemente
gehören
zur
Gruppe
der
Erdalkalimetalle?
Welche
Oxidationszahl besitzen diese in ihren Verbindungen?
6)
Wie werden Alkalimetalle in der Regel hergestellt? (Reaktionsgleichung am Bsp.
von Na).
7)
Wie reagiert Natrium mit dem Sauerstoff der Luft (Reaktionsgleichung)?
8)
Wieso arbeiten Sie im Labor nicht mit elementaren Alkalimetallen? Begründen
Sie Ihre Antwort mit einer Reaktionsgleichung.
9)
Warum sind die Alkalimetallhydroxide die stärksten Basen?
10) Wie wird Calcium hergestellt? (Reaktionsgleichung)
11) Welche Produkte entstehen bei der Chloralkalielektrolyse? Formulieren Sie die
Gesamtgleichung.
12) Was ist Kalkbrennen? Geben Sie die entsprechende Reaktionsgleichung an.
13) Wie wird Calciumoxid großtechnisch hergestellt? (Reaktionsgleichung)
14) Nennen Sie zwei Möglichkeiten, festes weißes Calciumoxid herzustellen:
Formulieren Sie dazu die entsprechenden Reaktionsgleichungen.
15) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Pyrolyse von Calciumoxalat.
16) Warum muss man Calciumhydroxid in Vorratsflaschen stets verschlossen
aufbewahren? (Reaktionsgleichung)
17) Wie wird Magnesium aus MgO hergestellt? (Reaktionsgleichung)
18) Sie brauchen für einen Versuch Aluminiumoxid. Schlagen Sie vor, wie es im
Labor hergestellt werden kann.
19) Wie können folgende Umwandlungen durchführt werden?
14
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Al  AlCl3  Al(OH)3  Na[Al(OH)4]
Schreiben Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen auf.
20) Aufgrund welcher Eigenschaft kann man Aluminiumionen von Eisenionen
trennen (Reaktionsgleichungen)?
21) Nennen Sie den wichtigsten Verwendungszweck der folgenden Al−Verbindung:
Na3AlF6
22) Erklären
Sie
den
Begriff
„Amphoterie“
am
Beispiel
von
Al(OH) 3
(Reaktionsgleichungen).
23) Was ist der Hauptbestandteil des Erdgases, mit dem der Bunsenbrenner
betrieben wird? Geben Sie die Reaktionsgleichung für eine vollständige und eine
unvollständige Verbrennung dieses Gases an.
24) Was bedeutet das „Durchschlagen“ des Brenners und wie können Sie es
verhindern?
25) Erstellen Sie ein Flammenprofil der nichtleuchtenden, gegliederten Flamme.
Geben Sie oxidierende und reduzierende Zonen an.
26) Nennen Sie die Flammenfärbungen der Erdalkalimetalle.
27) Nennen Sie die Flammenfärbungen der Alkalimetalle.
Geben Sie die zu erwartende Flammenfärbung der Elemente Li, Na, K, Ca, Sr,
Ba an.
28) Im Versuch 7 „Flammenfärbung“ sollen Sie die Flamme, die durch das
NaCl/KCl−Gemisch gefärbt ist, durch ein Cobaltglas betrachten. Was soll das
Cobaltglas bewirken?
29) Wie viel Gramm HCl (ω = 15%) und Wasser brauchen Sie um 30 g einer
10%igen HCl−Lösung herzustellen?
30) 10 g Magnesium und 10 g Calcium reagieren mit Wasser. Welches Metall bildet
mehr Wasserstoff? Warum?
31) Berechnen sie den pH− und den pOH−Wert einer HCl−Lösung (c = 0,1 mol l −1).
32) Berechnen sie den pH− und den pOH−Wert einer Essigsäure−Lösung
(c = 0,1 mol l−1, pKs = 4,75).
33) Berechnen Sie den pH−Wert einer NH3−Lösung (c = 0,01 mol l −1, pKB = 4,79).
34) Berechnen Sie den pH−Wert einer H2CO3−Lösung (c = 0,1 mol l −1, pKS1 = 6,5)
unter Vernachlässigung der Ionenstärke und zweiter Dissoziationsstufe.
35) Berechnen Sie den pH−Wert einer Ammoniumchlorid−Lösung (c = 0,1 mol l −1,
pKS = 9,2; pKB = 4,8).
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
15
_________________________________________________________________________________
36) Der pKS−Wert für Blausäure beträgt 9,3. Geben Sie die Formel der
korrespondierenden Base an und bestimmen Sie ihren pKB Wert.
37) Was versteht man unter dem Begriff „Sublimation“?
38) Was versteht man unter Pyrolyse? (Eine Beispielreaktion angeben).
39) Was verstehen Sie unter dem Begriff „Filtrat“?
40) Berechnen Sie, wie viel CaCl 2 · 6 H2O und Wasser Sie für die Herstellung der
Calciumchlorid−Lösung in Versuch 3 „Herstellung einer Calciumchlorid−Lösung“
benötigt werden.
41) Nennen Sie drei Gefahrenhinweise und beschreiben Sie was auf dem
entsprechenden Piktogramm abgebildet ist.
42) Was besagen die H− und P−Sätze? Was bedeutet das Pluszeichen zwischen
den P−Sätzen?
16
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Versuche (Tag 1)
Allgemeiner Hinweis für die Praktikumsdurchführung:
Einige Versuche werden Sie in 2er Gruppen absolvieren. Darauf wird an
entsprechender Stelle im Praktikumsskript hingewiesen.
Zum Erhalt der Analysensubstanz für Modul 5 stellen Sie heute einen sauberen und
trocknen Maßkolben bereit.
Reagenzien und Reinigungsverfahren, Lösungen, Kinetik von
chemischen Prozessen
1. Handhabung des Bunsenbrenners
Im Praktikum wird überwiegend der Bunsenbrenner (hier: Teclu−Brenner) zur
Erzeugung von Wärme eingesetzt. Er wird mit Erdgas betrieben.
‒ Erzeugen Sie am Brenner eine leuchtende und eine nichtleuchtende, gegliederte
Flamme. Halten Sie in jede dieser Flammen kurz eine kalte Porzellanschale!
Auswertung
Was beobachten Sie nach Entfernen der Schale aus der Flamme?
2. Trennung von NaCl und I2 durch Sublimation
Eine Spatelspitze eines Gemisches aus I2 und NaCl gibt man auf ein Uhrglas,
welches auf ein mit Wasser halbgefülltes Becherglas (100 ml) gesetzt wird. Über das
Uhrglas stülpt man einen Trichter. Beim Erhitzen des Wassers heizt der aufsteigende
Wasserdampf das zu trennende Gemisch auf. Die Sublimation erfolgt vom Uhrglas
aus in den Trichter, welcher am Trichterhals mit einem feuchten (nicht tropfend nass)
Papier (Laborrolle) gekühlt wird.
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
17
_________________________________________________________________________________
Sammlung
Lösungen werden je nach pH−Wert in dem Sammelbehälter für wässrige Lösungen
entsorgt bzw. beim Spülen mit Chloroform in den Behälter für halogenhaltige
Lösungsmittel gegeben.
3. Herstellung einer Calciumchlorid−Lösung
Aus Calciumchlorid−Hexahydrat (CaCl2 · 6 H2O) und Wasser sollen 100 g einer
5%igen CaCl2−Lösung hergestellt werden. Dazu wiegen Sie die benötigte Menge an
Feststoff mit der Waage mit der Genauigkeit von 0,1 g ab. (Die berechnete Menge an
CaCl2 · 6 H2O bitte vom betreuenden Assistenten kontrollieren lassen). Das Volumen
des Wassers wird mit Hilfe eines Messzylinders abgemessen. Bereiten Sie eine
Lösung vor.
Die hergestellte Lösung wird im nachfolgenden Versuch wiederverwendet.
4. Chemie des Calciums (2er Gruppen)
40 ml einer 5%igen CaCl2−Lösung (aus Versuch 3) werden langsam mit 20 ml einer
15%igen K2C2O4−Lösung versetzt, wobei weißes CaC2O4 ausfällt. Es wird filtriert
(Abb. 1) und der Filterrückstand mehrfach mit kleinen Portionen Wasser gewaschen.
Das Filtrat wird verworfen. Der Filterkuchen wird in einen Porzellantiegel gekratzt und
darin langsam über dem Brenner erwärmt, um das noch anhaftende Wasser zu
verdampfen. Ein heftiges Verspritzen der Substanz kann nur bei vorsichtigem
Arbeiten vermieden werden! Eine kleine Probe wird auf ein Uhrglas gegeben und mit
verd. HCl beträufelt. Es kommt zu keiner Gasentwicklung!
Der Rest wird im Porzellantiegel langsam mit dem Brenner erhitzt und schließlich
5−10 min bei gelinder Rotglut des Tiegels geglüht. Nach dem Abkühlen auf
Raumtemperatur wird eine Spatelspitze des Pyrolyserückstands in ein Reagenzglas
gegeben und mit 1 ml verd. Salzsäure versetzt. Danach wird sofort mit gesättigter
Ba(OH)2−Lösung auf CO2 geprüft. Das entstehende Gas führt hier zu einer milchigen
Trübung (BaCO3).
18
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
Abb. 1 Aufbau für das Filtrieren
Links: unter Normaldruck: 1 – Stativ, 2 – Becherglas mit der zu filtrierenden Lösung, 3 – Trichter mit
Filterpapier, 4 – Glasstab, 5 – Becherglas.
Rechts: unter Vakuum: 1 – Büchnertrichter mit 2 – Filterpapier, 3 – Gummikonus, 4 – Saugflasche,
5 – Wasserstrahlpumpe
Auswertung
Formulieren Sie die ablaufenden Reaktionen zum Versuch und benennen Sie alle
Verbindungen.
Sammlung
Lösungen werden je nach pH−Wert in dem Sammelbehälter für wässrige Lösungen
entsorgt.
5. Hydrolyse von Salzen.
Geben Sie je 1 ml folgender Salzlösungen (c = 0,1 mol l−1) in 13 Reagenzgläser:
Aluminiumchlorid,
Ammoniumacetat,
Ammoniumchlorid,
Kaliumchlorid,
Magnesiumchlorid,
Natriumhydrogencarbonat,
Natriumcarbonat,
Kaliumsulfat,
Aluminiumsulfat, Magnesiumsulfat, Natriumsulfit, Natriumsulfid, Zinksulfat.
Benutzen Sie Indikatorpapier um den pH−Wert der Lösungen zu bestimmen.
Auswertung
1. Die Ergebnisse fügen Sie bitte in die folgende Tabelle ein:
Zusammensetzung des Salzes
pH
Hydrolysegleichung
19
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
_________________________________________________________________________________
2.
Warum
haben
die
Lösungen
von
Kaliumchlorid,
Kaliumsulfat
und
Ammoniumacetat den gleichen pH–Wert?
3. Warum haben die Lösungen von Natriumsulfit, Natriumcarbonat und Natriumsulfid
trotz gleicher Konzentration unterschiedliche pH–Werte? Erklären Sie mit Hilfe der
Säurekonstanten.
6. Zersetzung von Wasserstoffperoxid
In drei Reagenzgläser (RG) werden je 2 ml Wasserstoffperoxid gegeben. Dazu gibt
man in das erste RG eine Spatelspitze MnO2, in das zweite RG eine Spatelspitze
Cr2O3 und in das dritte RG eine Spatelspitze SiO2.
Halten Sie nun ein glühendes Holzstück in jedes Reagenzglas, um zu überprüfen, ob
sich Sauerstoff gebildet hat. Beobachten und vergleichen Sie die Geschwindigkeit
der Sauerstoffbildung.
Auswertung
Schreiben Sie die Reaktionsgleichung der Zersetzung des Wasserstoffperoxids.
Welche der zugegebenen Stoffe wirken als Katalysator?
Chemie der Elemente: 1−3 Hauptgruppen
7. Flammenfärbung (2er Gruppen)
Wichtig: Vor den Versuchen muss das Magnesiastäbchen ausgeglüht werden, d.h.
es darf nicht bzw. nur sehr gering die Flamme selbst färben.
Durchführung
Ein wichtiges Instrument als Vorprobe und zum Nachweis der Metallionen der 1. und
2. Gruppe ist die Spektralanalytik. Zur Durchführung der Experimente werden die
Magnesiastäbchen gut ausgeglüht, kurz mit verd. HCl angefeuchtet und einige
wenige Körnchen folgender Salze, an das Magnesiastäbchen in die nichtleuchtende
Flamme des Bunsenbrenners gebracht:
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
20
_________________________________________________________________________________
‒ die Chloride von Li, Na, K, Ca und Sr sowie Ba(NO3)2
‒ die Sulfate von Sr und Ba
‒ NaCl, KCl und ein NaCl/KCl–Gemisch durch ein Kobaltglas
Aufgrund der Tatsache, dass die sehr intensive gelbe Flamme von Natrium die
schwächere von Kalium überdeckt, ist es mit bloßem Auge nicht möglich, in einem
Gemisch aus NaCl und KCl die Flammenfarbe des Kaliumions zu erkennen. Dieses
Problem lässt sich allerdings lösen, indem man ein Kobaltglas verwendet, welches
das Natriumlicht absorbiert.
Auswertung
Notieren Sie die Farben der einzelnen Substanzen.
Sammlung
Alle Ba2+− und Sr 2+−haltigen Lösungen (je nach pH−Wert) und Niederschläge
werden in den bereitstehenden Behältern gesammelt.
8. Reaktion von metallischem Magnesium mit Säuren (Abzug!)
Man gibt in 3 Reagenzgläser ein kleines Stück der Magnesiumspäne. In das erste
RG gibt man 10 Tropfen verd. Salzsäure, in das zweite RG 10 Tropfen
verd. Salpetersäure und in das dritte RG 5 Tropfen konz. Schwefelsäure.
Auswertung
Welches Gas entsteht in welchem Reagenzglas? Wie können Sie die entstehenden
Gase (H2, NO, H2S) nachweisen bzw. unterscheiden (Reaktionsgleichung,
Vorgehensweise)? Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die ablaufenden
Reaktionen.
9. Wasseraufnahme beim Abbinden von Zement (2er Gruppen)
Zement besteht vorwiegend aus Tricalciumsilikat 3 CaO · SiO2, welches unter
Wasseraufnahme beim Abbinden zu Monocalciumsilikat und Calciumhydroxid
reagiert. Gleichzeitig werden in die Kristallstruktur des Monocalciumsilikats
Wassermoleküle eingebaut (Monohydrat).
Modul 1: Die Gruppen 1 bis 3
21
_________________________________________________________________________________
Wichtig: Vor Beginn des Versuches müssen die Gefäße gewogen werden.
Es wird ein Gemisch aus 1 Teil Zement (30 g) und 3 Teilen Sand hergestellt und die
exakte Masse durch Wiegen bestimmt. Die Mischung wird mit Wasser angerührt
(nicht zu viel) und bindet danach über mehrere Tage ab, wobei das überschüssige
Wasser aus dem Zementbrei verdunstet. Es entsteht ein Stück harter Beton. Dieses
wird wieder gewogen (Tag 5) und aus der Differenz zur ersten Einwaage (ohne
Wasser) die Masse des im Beton aufgenommenen Wassers bestimmt.
Auswertung (Verlaufsprotokoll Tag 5)
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und berechnen Sie die theoretische
Massezunahme in Gramm und in Prozent und vergleichen Sie diese mit den
praktisch ermittelten Werten.
10. Amphoterie des Al(OH)3
Geben Sie zu einer Al 3+−Ionenhaltigen Lösung tropfenweise NaOH−Lösung. Es
bildet sich zunächst ein weißer Niederschlag.
Filtrieren Sie den Niederschlag ab und teilen Sie ihn in zwei Portionen. Geben Sie
zum ersten Teil einige Tropfen HCl. Zum anderen Teil geben Sie erst eine
NaOH−Lösung und anschließend eine NH4Cl−Lösung.
Auswertung
Notieren Sie die Beobachtungen und treffen Sie eine Aussage über die
Eigenschaften von Aluminium. Formulieren Sie alle Reaktionsgleichungen.
22
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
Modul 2:
Die Hauptgruppen 4 bis 6
H
He
Li Be
B
N
O
F
Na Mg
Al Si P
S
Cl Ar
K
Ca Sc Ti V
Rb Sr Y
Ne
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Fr Ra Ac
C
Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
23
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
Motivation
Die Anwendungen und Einsatzbereiche von Kohlenstoffverbindungen sind sehr
vielfältig: Kohle, Erdöl und Erdgas sind als fossile Energieträger bis jetzt die
wichtigste Grundlage der Energiewirtschaft. Die Kohlenwasserstoffe sind die Basis
der Kunststoffindustrie und der Pharmabranche. Allein elementarer Kohlenstoff in
Form von Grafit wird in vielen Bereichen verwendet: als Tiegelmaterial, Auskleidung
für Öfen bzw. Gussformen, im Apparatebau, in Elektromotoren und als Schmier− und
Gleitmittel.
Das
Element
Silicium
ist
Ausgangsmaterial
für
Halbleiterbauteile (siehe Bild: Silicium−Wafer). Bei den
Oxiden der Elemente B, Al und Si ist die Tendenz zur
Ausbildung von Netzwerkstrukturen stark ausgeprägt.
Wichtige Beispiele sind Gläser, aber auch poröse
Netzwerkstrukturen (Tektosilikate) wie z.B. Zeolithe und
Ultramarine. Zeolithe sind poröse Aluminiumsilikate und finden industriell in
Waschmitteln als Ionenaustauscher und als Adsorptionsmittel Verwendung.
Abb. Netzwerkstruktur von Zeolith A
Das Element Blei gehört zu den Schwermetallen. Es dient aufgrund seiner
beachtlichen Korrosionsbeständigkeit gegenüber Mineralsäuren zur Herstellung von
Behältern und Röhren für aggressive Flüssigkeiten und als Akkumulatormaterial. In
Bleilegierungen findet Blei als Letternmetall und Lagermetall Verwendung.
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
24
_________________________________________________________________________________
Salpeter als Bestandteil des Schwarzpulvers, Phosphate zerstören die Umwelt, die
Oxide des Schwefels und des Stickstoffs verursachen sauren Regen: Die leichten
Elemente der 15. und 16. Gruppe, insbesondere in Form ihrer Oxide und
Oxoanionen haben eine traurige Berühmtheit erlangt. Sind dies die „bösen Buben“
des Periodensystems oder überlagert die schlechte Presse eventuell vorhandene
„gute Seiten“ dieser Elemente?
Ohne Stickstoff und Sauerstoff könnten wir nicht leben. Beide Elemente bilden zu
fast 100% unsere Atemluft. Sauerstoff als Bestandteil von Wasser ist ebenfalls
unersetzlich.
Chemisch gesehen sind diese Elemente und ihre Verbindungen sehr interessant. Es
sind Nichtmetalle, die aufgrund ihrer Elektronegativität häufig in Form ihrer Anionen
auftreten. Je schwerer die Elemente innerhalb einer Gruppe werden, desto mehr
Einfluss gewinnt der metallische Charakter.
25
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
Lehrinhalte
‒ Allgemeine Chemie, Elementmodifikationen
‒ VSEPR−Modell
‒ MO−Modell von O2 und N2
‒ Elektronegativität,
Oktettregel,
Doppelbindungsregel,
Oxidationsstufen
der
p−Elemente
‒ Die Oxide des Phosphors, Stickstoffs und des Schwefels
‒ Synthese von Ammoniak
‒ Herstellung von Silicium, Oxide des Siliciums, Inselsilikate, Gruppensilikate,
Kettensilikate, Schichtsilikate, Gerüstsilikate, Zeolithe, Ultramarine
‒ Modifikationen
des
Kohlenstoffs,
BOUDOUARD−Gleichgewicht,
Oxide
des
Kohlenstoffs, Kohlensäure und Carbonate
‒ Wasserhärte, Ionenaustauscher
‒ Eigenschaften und Herstellung von elementarem Blei
‒ Löslichkeit von Bleihalogeniden, Löslichkeitsprodukt
‒ Analytik zu den Verbindungen
Literatur
‒ E. Riedel, Anorganische Chemie, 5. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin, 2002.
‒ G. Jander,
E. Blasius,
Lehrbuch
der
analytischen
und
präparativen
anorganischen Chemie, 15. Aufl., S. Hirzel, Stuttgart, 2002.
weiterführend:
‒ F. Hollemann,
N.
Wiberg,
Walter de Gruyter, Berlin, 1995.
Lehrbuch
der
Anorganischen
Chemie,
26
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
Fragen zum Lehrinhalt Modul 2
1)
Geben Sie die Summenformeln der folgenden Verbindungen an:
‒ Natriummetasilikat, Natriumhydrogencarbonat, Trockeneis, Soda.
2)
Formulieren Sie die Summenformeln für die Orthokieselsäure und das Anhydrid
dieser Säure.
3)
Formulieren Sie die Valenzstrichformeln (inkl. aller freien Elektronenpaare)
folgender Verbindungen und schlagen Sie unter Verwendung der VSEPR−Theorie
eine Molekülstruktur vor:
‒ SF4, SF6 und NO3−, SO2, H2O, CH4, CO32−.
4)
Formulieren Sie die Valenzstrichformeln (inkl. aller freien Elektronenpaare und
Formalladungen) folgender Verbindungen:
‒ Carbonat−Anion,
Kohlenstoffmonoxid,
Schwefeldioxid,
Trockeneis,
Nitrat−Anion, Ammoniak, Nitrit−Anion, Distickstoffoxid, Kohlensäure, Methan,
Phosphorsäure,
Stickstoffmonoxid,
Salpetersäure,
Schwefelsäure,
Schwefeldioxid.
5)
Formulieren Sie die Valenzstrichformeln (inkl. aller freien Elektronenpaare und
Formalladungen) aller Kohlenstoffoxide.
6)
Geben Sie alle mesomeren Grenzformeln sowie die mittlere Bindungsordnung
für das Carbonat−Anion an.
7)
Was besagt die Doppelbindungsregel? Erläutern Sie die Regel am Beispiel von
O2/S8 und N2/P4.
8)
Zeichnen Sie das MO−Schema für O2 und N2.
9)
Geben Sie Namen und Summenformel des Phosphoroxids an, das bei der
Verbrennung von rotem Phosphor entsteht. Welche Säure bildet es mit Wasser?
Wie heißen die Salze dieser Säure?
10) Wie muss weißer Phosphor aufbewahrt werden? Begründen Sie Ihre Antwort mit
einer Reaktionsgleichung.
11) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von weißem
Phosphor an Luft. Bei der Reaktion entstehen 0,16 mol des Produktes.
Berechnen Sie die Stoffmenge Sauerstoff, die verbraucht wurde.
12) Formulieren
Sie
die
Reaktionsgleichung
für
Stickstoffmonooxid nach dem OSTWALD−Verfahren!
die
Herstellung
von
27
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
13) Formulieren Sie die Gesamtreaktion für die Herstellung von Salpetersäure
ausgehend von N2O4.
14) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Schwefel an
Luft. Berechnen Sie die Stoffmengen von Schwefel und Sauerstoff, die
eingesetzt werden müssen, um 0,16 mol des Produktes zu erhalten.
15) Geben Sie alle vollständigen Reaktionsgleichungen zur Herstellung von
Schwefelsäure an.
16) Vervollständigen Sie die folgende Reaktionsgleichung:
H2S + SO2 
17) Beschreiben Sie das HABER−BOSCH−Verfahren (Reaktionsgleichung).
18) Formulieren
Sie
die
Reaktionsgleichung
für
die
Hydrolyse
von
Ammoniumchlorid.
19) Wie wird Rohsilicium hergestellt? (Reaktionsgleichung)
20) Was sind Zeolithe? Geben sie die Struktur von Zeolith A an.
21) Nennen Sie einige Anwendungsgebiete für Zeolithe.
22) Beschreiben Sie das BOUDOUARD−Gleichgewicht (Reaktionsgleichung).
23) Erklären Sie anhand einer Reaktionsgleichung warum der pH−Wert von
Regenwasser im sauren Bereich liegt?
24) Wie wird Blei nach dem Röstreduktionsverfahren industriell hergestellt?
(Reaktionsgleichungen)
25) Wie wird Blei nach dem Röstreaktionsverfahren industriell hergestellt?
(Reaktionsgleichungen)
26) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Blei(IV)oxid mit
konz. Salzsäure an.
27) Nach oraler Aufnahme einer bleihaltigen Substanz, wirkt man einer akuten
Bleivergiftung mit einer Magenspülung mit 3%iger Natriumsulfatlösung entgegen.
Was ist das Wirkungsprinzip?
28) Geben Sie die Gleichgewichtsreaktion für die Reaktion von Pb 2+ mit I− an.
Formulieren Sie für diese Reaktion die Massenwirkungskonstante und das
Löslichkeitsprodukt. (Reaktionsgleichung).
29) Wie viel Gramm PbI2 lösen sich bei 25 °C in 2 Liter H2O?
30) In einem Liter Wasser lösen sich 0,001215 g Calciumphosphat. Berechnen Sie
das Löslichkeitsprodukt.
28
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
Versuche (Tag 2)
1. Carbonat, Hydrogencarbonat und Kohlensäure
Eine wässrige Lösung von Kohlendioxid reagiert schwach sauer (pH = 4−5). In dieser
Lösung treten nebeneinander die folgenden Gleichgewichte auf:
CO2 + H2O
H2CO3
(1)
H2CO3 + H2O
H3O+ + HCO3−
(2) pKS = 3,3
HCO3− + H2O
H3O+ + CO32−
(3) pKS = 10,2
Das Gleichgewicht (1) liegt dabei stark links: Bei 20 °C liegen etwa 99% des
Kohlendioxids in Form physikalisch gelöster CO 2−Molekühle vor. Erwärmt man eine
CO2−haltige Lösung, so entweicht, wie jeder aus Erfahrung weiß, das gasförmige
Oxid. Die instabile Kohlensäure H2CO3 ist gemäß ihrer Säurekonstante eine
mittelstarke Säure (pKS = 3,3). Auf das gelöste CO2 bezogen, ist der pKS−Wert aber
etwa 6,5, da auch das Lösegleichgewicht (1) wichtig ist.
Carbonate gehen beim Ansäuern zunächst in Hydrogencarbonate über (pH = 7−9);
bei weiterem Ansäuern bildet sich CO2, oft unter Aufbrausen. Aufgrund der
Gleichgewichte (1) und (2) reagiert auch natürliches Regenwasser stets schwach
sauer (pH  6).
Durchführung
a) In einen Erlenmeyerkolben mit 30 ml entionisiertem Wasser und 3 Tropfen
Universalindikator gibt man ein Stück Trockeneis, also festes CO 2, und wartet, bis
die Lösung klar ist. Der pH−Wert wird mit pH−Papier bestimmt und notiert. Etwa
10 ml dieser Lösung werden in einem Reagenzglas aufbewahrt. Der Rest wird ca.
5 min lang zum Sieden erhitzt. Nach dem Abkühlen wird der pH−Wert erneut
bestimmt. Dann gibt man 10 ml der abgekochten Lösung in ein zweites
Reagenzglas. Mit beiden Proben führt man nun einen CO 32−−Nachweistest durch,
indem man zu jeder Probe wenige Tropfen einer gesättigten Ba(OH)2−Lösung
gibt. Eine Trübung durch ausfallendes BaCO3 deutet auf die Anwesenheit von
CO32−−Ionen in der Lösung hin.
Bei welcher der beiden Lösungen sollte sie eintreten?
29
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
b) Stellen Sie sich pro 4er Gruppe, aus der im Labor vorhandenen verd. HCl
(c = 2 mol l−1), mit Hilfe eines Maßkolben 100 ml HCl mit einer Konzentration von
1 mol l−1 her.
c) In ein 50 ml Becherglas mit 20 ml einer Na2CO3(Soda)−Lösung (c = 0,2 mol l−1)
gibt man 2 Tropfen Universalindikator. Nun tropft man vorsichtig die zuvor
hergestellte HCl zu und zählt die zugegebenen Tropfen. Für jeden ganzzahligen
pH−Wert (Farbvergleich mit den ausstehenden Referenzlösungen) notiert man
die Zahl der zugegebenen Tropfen und achtet auf entweichendes CO 2. Dazu hält
man
einem
Glasstab,
an
dessen
Ende
ein
Tropfen
der
gesättigten
Ba(OH)2−Lösung hängt, über die Reagenzglaslösung. Entweicht CO 2, so trübt
sich der Ba(OH)2−Tropfen.
Auswertung
Erklären Sie Ihre Beobachtungen.
Stellen Sie Ihre Ergebnisse in einer Titrationskurve (pH−Wert als Funktion der Zahl
der Tropfen von verd. HCl) graphisch dar. Ab welchem pH−Wert stellen Sie
CO2−Entwicklung fest?
2. Zeolith A (2er Gruppen)
Die
Präparation
des
Zeolith A
und
die
optische
Verfolgung
der
Feuchtigkeitsaufnahme erfolgt verteilt über 2 Tage.
Vereinfachte Reaktionsgleichung:
2 NaAlO2 + 2 (Na2SiO3 · 5 H2O)  Na2Al2Si2O8 · 4,5 H2O + 4 NaOH + 11,5 H2O
Durchführung
In einem 300 ml Becherglas werden 0,01 mol Natriumaluminat in 100 ml ention.
Wasser gelöst und auf der Heizplatte gerührt. 5 g NaOH werden in 100 ml ention.
Wasser in einem weiteren Becherglas gelöst (dabei Kühlung unter dem kalten
Wasserstrahl) und anschließend zur Natriumaluminatlösung gegeben. Unter
kräftigem Rühren wird die zum Sieden erhitzte Aluminatlösung zu einer heißen
Natriummetasilikatlösung gegeben (0,01 mol in 100 ml entionisierten Wasser im
500 ml
Becherglas).
Die
Mischung
wird
in
die
ausstehenden
500 ml
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
30
_________________________________________________________________________________
Polypropylenflaschen (diese mit Namen und Platznummer beschriften und den
Deckel nicht zuschrauben!) gegeben und 6 h bei 90°C im Trockenschrank gehalten.
Hinweis: Berechnen Sie die Einwaage der Edukte anhand der entsprechenden
molaren Massen!
molare Masse (Mr / g mol−1)
NaAlO2
81,97
Na2SiO3 · 5 H2O
212,14
Na2Al2Si2O8 · 4,5 H2O
365,18
NaOH
39,99
Aufarbeitung am Folgetag!
3. Blaukreuzprobe (Nachweis für NH4+)
Ammoniumionen können durch starke Basen aus Verbindungen und Lösungen als
Ammoniak ausgetrieben werden:
NH4+ + OH−  NH3 + H2O.
Dieser färbt durch seine basische Wirkung feuchtes Universalindikator−Papier blau.
Durchführung
Im Mörser werden je eine Spatelspitze NH4Cl und NaOH gut gemischt und verrieben.
Dann gibt man einen Tropfen Wasser zur Mischung und deckt den Mörser mit einem
vorher vorbereiteten Uhrglas ab (konvexe Seite nach oben), auf dessen konkaver
Seite man zwei feuchte Streifen Unitestpapier im rechten Winkel (Kreuz) fixiert hat.
31
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
4. Phosphorverbrennung (2er Gruppen)
Achtung: Arbeiten Sie sorgfältig und vorsichtig! Arbeiten Sie im Abzug!
Eine halbe Spatelspitze roter Phosphor wird unter dem Abzug in einem
Porzellantiegel verbrannt. Über die Flamme hält man etwa eine Minute lang einen
Trichter, wobei der Trichterhals mit angefeuchtetem Papier (Laborrolle) gekühlt wird.
Das Verbrennungsprodukt schlägt sich an der Innenwand des Trichters nieder. Der
weiße Belag wird mit Wasser in ein Reagenzglas gespült und der pH−Wert der
Lösung mit Indikatorpapier geprüft.
Die Lösung wird im nachfolgenden Versuch wiederverwendet.
Auswertung
Notieren Sie den pH−Wert und geben Sie die Reaktionsgleichung an.
Sammlung
Spülen Sie den erkalteten Tiegel mit wenig Wasser, anschließend mit konz. NaOH.
Alle Lösungen werden, verdünnt mit viel Wasser, in den Ausguss gespült.
5. Nachweis von Phosphat als MgNH4PO4 · 6 H2O
In ammoniakalischer Lösung bildet Mg 2+−Ionen mit
Ammonium und Phosphat einen weißen säurelöslichen
Niederschlag von MgNH4PO4 · 6 H2O. Die Kristalle
sind nadelförmig und oft sternartig verästelt (Abb.). Bei
Verunreinigungen mit anderen zweiwertigen Kationen,
können auch andere weiße Niederschläge ausfallen,
deren Kristallformen nicht charakteristisch sind.
Durchführung
Die phosphathaltige Probelösung aus Versuch 4 wird ammoniakalisch gemacht. Ein
Tropfen der Probelösung wird auf dem Objektträger mit einem Körnchen NH 4Cl und
danach mit einem Körnchen MgCl 2 versetzt. Unter dem Mikroskop lassen sich
charakteristische Kristalle beobachten (vgl. Abbildung im Jander − Blasius).
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
32
_________________________________________________________________________________
Auswertung
Skizieren Sie die beobachteten Kristallformen.
6. Reduktion von Blei(IV)oxid mit Kohle (2er Gruppen)
Technischer Bezug
In der Industrie dient Bleiglanz (PbS) als Ausgangsmaterial für die Herstellung von
Blei. Er wird mit Hilfe des Röstreduktionsverfahrens verarbeitet. Daneben wird
manchmal auch das Röstreaktionsverfahren angewandt.
Beim Röstreduktionsverfahren wird Blei möglichst vollständig in Bleioxid überführt.
Dies geschieht durch Verblaserösten, wobei PbS unter Rotglut mit Luftzufuhr
verbrannt wird. So entsteht PbO, welches im Hochofen mittels Koks bzw. dem durch
Verbrennung daraus entstehenden Kohlenstoffmonoxid zu Blei reduziert wird.
Röstarbeit:
PbS + 3/2 O2  PbO + SO2
Reduktionsarbeit:
PbO + CO  Pb + CO2
Beim Röstreaktionsverfahren wird Bleiglanz nur zu ⅔ zu PbO umgesetzt. Das
restliche PbS wird dann mit dem PbO unter Luftabschluss weiter erhitzt, so dass Blei
entsteht.
Röstarbeit:
3 PbS + 3 O2  PbS + 2 PbO + 2 SO2
Reaktionsarbeit:
PbS + 2 PbO  3 Pb + SO2
Bei beiden Verfahren entsteht das "Werkblei", welches noch Verunreinigungen wie
Kupfer, Silber (1%), Gold (1%), Zink, Arsen, Antimon, Zinn und Schwefel enthält. Im
Zuge weiterer Aufarbeitungsschritte werden diese Verunreinigungen abgetrennt.
Neben Bleiglanz kann Blei auch aus Blei(IV)oxid synthetisiert werden. Dieses findet
Anwendung als Elektrodenmaterial in Bleiakkumulatoren und als Oxidationsmittel in
der chemischen Industrie (z. B. Farbstoffherstellung). Es besitzt eine stark
oxidierende Wirkung und reagiert unter Sauerstoffabgabe oberhalb von 550 °C
ebenfalls zu Blei(II)oxid.
33
Modul 2: Die Hauptgruppen 4 bis 6
_________________________________________________________________________________
Durchführung Achtung: Arbeiten Sie im Abzug!
Stellen
Sie
sich
als
erstes
ein
Gemisch
aus
Blei(IV)oxid
und
Kohle
(Volumenverhältnis 1:2, mBleioxid = 2 g) her. Die Feststoffe werden innig miteinander
vermischt und in ein Reagenzglas gegeben. Das Reaktionsgemisch erhitzt man bis
zur Rotglut (etwa 5 Minuten) in der Oxidationszone der Bunsenbrennerflamme, dabei
darf das Reaktionsgemisch nicht mit der Flamme in Kontakt kommen. Vorsicht
heftige Gasentwicklung! Gießen Sie dann die noch flüssige Schmelze in ein mit
Wasser gefülltes Becherglas (gegebenenfalls Reste im Reagenzglas noch einmal in
der Flamme schmelzen). Trennen Sie anschließend das nun feste Produkt von der
flüssigen Phase und der überschüssigen Kohle.
Auswertung
Protokollieren Sie die Durchführung des Versuches und ihre Beobachtungen.
Beschreiben Sie das Aussehen des Produktes und diskutieren Sie mögliche
Fehlerquellen.
Sammlung
Alle Lösungen (auch die Mischungen) und Niederschläge werden entsprechend ihres
pH−Wertes in den bereitstehenden Sammelbehältern entsorgt. Die Reagenzgläser
werden im Behälter für kontaminierten Glasabfall entsorgt.
7. Stickstoffdioxid−Distickstofftetroxid−Gleichgewicht
Achtung: Arbeiten Sie im Abzug! Stickstoffdioxid nicht einatmen!
Um ein Gemisch aus Stickstoffdioxid und Distickstofftetroxid herzustellen, erhitzt man
eine Spatelspitze Bleinitrat Pb(NO3)2 im Gasprüfer nach SCHOLANDER. Das
entstehende
Gasgemisch
fängt
man
in einem Reagenzglas auf,
welches
anschließend mit einem Gummistopfen so fest wie möglich verschlossen wird.
Tauchen sie das Reagenzglas nun abwechselnd in zuvor bereitgestelltes Eiswasser
und heißes Wasser. Dabei achten sie besonders auf die Farbe des Gasgemisches!
Auswertung
Protokollieren Sie die Durchführung des Versuches und ihre Beobachtungen.
34
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
Modul 3:
Die Hauptgruppe 7 und die
Übergangsmetalle
Halogene und ihre Verbindungen,
Pseudohalogenide
H
He
Li Be
B
N
O
F
Na Mg
Al Si P
S
Cl Ar
K
Ca Sc Ti V
Rb Sr Y
C
Ne
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac
Chemie in Licht und Farbe
35
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
Motivation
Wirtschaftlich − technische Aspekte
Halogene und Halogenverbindungen spielen eine Schlüsselrolle in vielen Bereichen
des täglichen Lebens.
Verbindungen
des
Zahnpflegemitteln,
hochreaktiven
Kühlgeräten,
Elements
Fluor
finden
GORETEX−Textilien,
sich
z.B.
in
Pflanzenschutz−,
Korrosionsschutzmitteln, Medikamenten (z. B. Blutersatzstoffe), Farbstoffen und
Flüssigkristallen.
Chlor besitzt erhebliche wirtschaftliche Bedeutung bei der Produktion organischer
Materialien (PVC, Lösungsmittel) und wird meist in Form von Chlordioxid bei der
Trinkwasserdesinfektion eingesetzt. Perchlorate finden in der Raketentechnik
Anwendung (ca. 850 t Perchlorat werden für einen Space-Shuttle Start benötigt).
Demgegenüber muss das ökotoxische Potential von schwer abbaubaren chlorierten
organischen Substanzen (Dibenzodioxine z. B. „Seveso−Dioxin“) sehr kritisch
bewertet werden.
Brom
dient
hauptsächlich
zur
Herstellung
von
Flammenschutzmitteln.
Die
Verbindungen des Iods werden u.a. als Röntgenkontrastmittel und Arzneimittel
verwendet.
Biologische Aspekte
Iodid−, in geringen Konzentrationen Fluorid− und nach neuesten Untersuchungen
auch Bromidionen sind für den menschlichen Stoffwechsel essentiell. Chloridionen
spielen eine wichtige Rolle im Elektrolythaushalt.
In hohen Konzentrationen wirkt Fluorid toxisch (weshalb Trinkwasserfluoridierung in
Deutschland verboten ist), es besitzt jedoch grundlegende Bedeutung für die
Kariesprophylaxe (weiches Zahnmaterial Apatit Ca 5(PO4)3(OH) wird in härteres
Fluoridapatit Ca5(PO4)3F überführt).
36
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
Die Verbindungen der Übergangsmetalle zeichnen sich
durch eine Vielfalt unterschiedlicher Farben aus. Daher
werden sie beispielsweise als Farb− (Fe2O3, PbCrO4,
BiVO4) und Weißpigmente (TiO2) eingesetzt. Die
Farbigkeit ist auf die Anwesenheit von Elektronen
zurückzuführen, die sich in d-Orbitalen befinden.
Die
Absorption
von
Energie in
Form von
Lichtquanten kann jedoch auch zur Umwandlung
von
Molekülen
eingesetzt
werden
(Photokatalyse). So nutzt man in sonnigen
Regionen den photokatalytischen Abbau in der
Abwasserreinigung, wobei toxische organische
Verbindungen
bei
Anwesenheit
von
Luft
photokatalytisch zu CO2 oxidiert werden.
Einige Metalle (Fe, Mn, Cr, Mo) sind wichtige
Strukturwerkstoffe (Stähle und Legierungen), die
späten Übergangsmetalle (Ni, Pd, Pt) werden
häufig
als
Katalysatoren
eingesetzt,
beispielsweise bei der Ammoniaksynthese (Abb.
links: großtechnischer Ammoniak−Reaktor) und
Kraftstoffherstellung
Isomerisierungsprozesse).
(metallkatalysierte
37
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
Lehrinhalte
‒ Eigenschaften der Elemente (Elektronegativität, Oxidationsstufen der Halogene)
‒ Molekülbindung, VSEPR−Methode
‒ Darstellungsverfahren der Elemente und Verbindungen
‒ allgemeine Chemie der Halogenide, Sauerstoffsäuren der Halogene
‒ Säure/Base−Verhalten der Wasserstoffsäuren der Halogene
‒ pH−Wert, Löslichkeit
‒ Elektronenkonfiguration von Übergangsmetallen
‒ Elektronenkonfiguration der Elemente der Zinkgruppe, Oxidationsstufen und
zunehmender Edelmetallcharakter
‒ d−Orbitale
‒ Oxidation und Reduktion, Oxidationsstufen
‒ allgemeine Chemie der Metalle, Metall, Halbleiter, Isolator (Bändermodell),
Spannungsreihe
‒ leichte Komplexchemie
‒ Löslichkeitsprodukt, Komplexbildungskonstante
Literatur
‒ E. Riedel, Anorganische Chemie, 5. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin, 2002.
‒ G. Jander,
E. Blasius,
Lehrbuch
der
analytischen
und
präparativen
anorganischen Chemie, 15. Aufl., S. Hirzel, Stuttgart, 2002.
weiterführend:
‒ F. Hollemann,
N. Wiberg,
Walter de Gruyter, Berlin, 1995.
Lehrbuch
der
Anorganischen
Chemie,
38
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
Fragen zum Lehrinhalt Modul 3
1)
Welche Elektronegativität (EN) hat Fluor nach der PAULING’schen Skala? Wie
ändert sich die EN im Periodensystem von links nach rechts und von oben nach
unten?
2)
Formulieren Sie die Valenzstrichformeln (inkl. aller freien Elektronenpaare und
Formalladungen) folgender Verbindungen und schlagen Sie unter Verwendung
der VSEPR−Theorie eine Molekülstruktur vor:
‒ Cl2O, ClF3, PCl5, SF4, IF5, I3-, PCl3, SF6, ClO2, XeF2, SO3, XeF4, CS2, ClO4-
3)
Wie wird Chlorgas im Labor hergestellt? (Reaktionsgleichung)
4)
Wie wird Salzsäure industriell hergestellt? (Reaktionsgleichung)
5)
Sie brauchen für den Versuch eine Lösung von Natriumhypochlorit. Schlagen
Sie einen Syntheseweg vor. (Reaktionsgleichung)
6)
Wie wird Fluorwasserstoff hergestellt? (Reaktionsgleichung)
7)
Geben Sie die die Valenzstrichformeln und Namen für die Chlorsauerstoffsäuren
an.
8)
Geben Sie die Valenzstrichformeln und Namen für die Natriumsalze aller
Sauerstoffsäuren des Chlors an.
9)
Warum nimmt die Säurestärke der Halogensauerstoffsäuren mit steigender
Oxidationsstufe zu?
10) Welche Sauerstoffsäuren des Broms kennen Sie? Geben Sie jeweils die
Valenzstrichformel, den Namen und die Oxidationsstufe von Brom an.
11) Welche Säure ist stärker HClO4 oder HClO2?
12) Wie verändert sich die Säurestärke vom HF bis zum HI?
13) Welche Säure ist stärker HI oder HBr?
14) Welche Säure ist stärker HCl oder HF?
15) Welcher
wesentliche
Hauptgruppenelementen
Unterschied
und
den
besteht
zwischen
Nebengruppenelemente
den
in
der
Elektronenkonfiguration?
16) Welche Gemeinsamkeiten und welche Unterschiede bestehen zwischen den
Metallen der 1. Gruppe und der 11. Gruppe (mind. je ein Element als Bsp.
angeben, Valenzelektronenkonfigurationen, Oxidationszahlen)?
39
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
17) Welche Gemeinsamkeiten und welche Unterschiede bestehen zwischen den
Metallen der 2. Gruppe und der 12. Gruppe (mind. je ein Element als Bsp.
angeben, Valenzelektronenkonfigurationen, Oxidationszahlen)?
18) Skizzieren Sie die drei p-Orbitale und fünf d-Orbitale mit Angabe der Vorzeichen.
19) Was
verstehen
Sie
unter
Disproportionierung?
Formulieren
Sie
die
Reaktionsgleichung für die thermische Disproportionierung von KClO 3.
20) Benennen Sie die Elemente der VI. Nebengruppe (VI B oder 6. Gruppe (engl.)).
21) Benennen Sie folgende Elemente:
‒ W, Hg, Rb, Tl, Cr, Ti, Ta, Mn, Co, Hg, Nb, V, Hf, Ir, Mo.
22) Nennen Sie je 2 Verbindungen des Cadmiums und des Zinks (Summenformeln).
23) Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die technische Eisenherstellung
(Hochofenprozeß).
24) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung
für die technische Eisenherstellung
(Thermitverfahren).
25) Welches der folgenden Metalle reagiert bei Raumtemperatur am besten mit
Sauerstoff (Reaktionsgleichung):
Fe
Hg
Ag
Cu
26) Skizzieren Sie die Bändermodelle für Metall, Halbleiter und Isolator.
27) Die Löslichkeit von Silberchromat beträgt 0,024 g l−1. Bestimmen Sie das
Löslichkeitsprodukt.
28) Sie schmelzen in einem Reagenzglas ein wenig KNO 3 und lösen die Schmelze
in Wasser. Nach der Zugabe von AgNO3 fällt ein weißer Niederschlag aus.
Formulieren Sie zu dem Versuch entsprechende Reaktionsgleichungen.
29) Sie haben drei Reagenzgläser. Im ersten befindet sich NaClO, im zweiten
NaClO3 und im dritten NaClO4. Sie geben zu allen KI und Stärke-Lösung dazu.
In welchem Reagenzglas beobachten Sie eine Reaktion? Formulieren Sie die
Reaktionsgleichung.
30) Was geschieht, wenn Chlor a) in Wasser bzw. b) in NaOH eingeleitet wird?
Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen. Der Vorgang a) wird bei der
Trinkwasserdesinfektion im Wasserwerk genutzt, wobei Chlor immer mehr durch
Chlordioxid ersetzt wird (weshalb?).
31) Wieso
kann
Flusssäure
(Reaktionsgleichung)
nicht
in
Glasflaschen
aufbewahrt
werden?
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
40
_________________________________________________________________________________
32) Formulieren Sie die Gleichgewichtsreaktion zwischen Chromat und Dichromat.
Wenden Sie das Massenwirkungsgesetz an. Welche Farben haben die
Chromate von Ba2+ und Pb2+?
33) Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für Versuch 3 („Sauerstoffsäuren der
Halogene“). Welche Beobachtungen erwarten Sie?
34) Wieso wird HF im Gegensatz zu HCl nach Gefahrstoffverordnung mit einem
Totenkopfpiktogramm gekennzeichnet? Untermauern Sie bitte die Antwort mit
einer Reaktionsgleichung.
35) Erklären Sie, was bei der Wasseraufnahme aus CoCl 2 · 6 H2O durch Zeolith A
geschieht. Geben Sie die Farbe des wasserfreien und kristallwasserhaltigen
(CoCl2 bzw. CoCl2 · 6 H2O) an.
Das Reaktionsverhalten der Halogene...
41
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
Versuche (Tag 3)
1. Zeolith A – optische Verfolgung der Feuchtigkeitsaufnahme (2er Gruppen)
Das am Vortag hergestellte Produkt wird aus dem Trockenschrank genommen,
abgekühlt und über eine Fritte sorgfältig abfiltriert. Der Niederschlag wird mehrfach
mit entionisiertem Wasser gewaschen, aus der Fritte in eine Kristallisierschale (für
anschließende Ausbeuteberechnung zunächst leer wiegen!) überführt und dann bei
110°C ca. 1 h im Trockenschrank getrocknet.
Theoretische Ausbeute: 1,83 g Na2Al2Si2O8 · 4,5 H2O
Bei korrekter Einwaage der Edukte! Wie errechnet sich dieser Massenwert,
ausgehend von einer (theoretische) Ausbeute von 100%?
Führen Sie eine Ausbeuteberechnung durch.
Hinweis: Ausbeuteberechnungen  in %

mtats.
mtheor.
 100
mtats.
tatsächlich erhaltene Produktmasse
mtheor.
theoretisch zu erhaltene Produktmasse
theoretische Ausbeute:
Theoriewert ohne Verluste (100 %)
tatsächliche Ausbeute:
Realwert
Berechnung nach obiger Formel
Ein Viertel des Produktes wird in einem Reagenzglas mit 7 Tropfen 5%iger CoCl2
Lösung versetzt. Die rosa Farbe des CoCl2 · 6 H2O ist deutlich zu erkennen. Lassen
Sie das hergestellte Gemisch kurz stehen und notieren Sie Ihre Beobachtungen.
Halten Sie nun das Reagenzglas in die Brennerflamme und verdampfen Sie
vorsichtig die Lösung.
Auswertung
Notieren und erklären Sie Ihre Beobachtungen.
42
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
2. Halogene: Chlor
Achtung: Arbeiten Sie im Abzug!
Im Labor stellen Sie Chlorgas nach der folgenden Methode her:
Füllen Sie eine Mischung aus feingepulvertem Kochsalz und Mangandioxid (die
fertige Mischung ist im Labor vorhanden)
in den Gasprüfer nach SCHOLANDER.
Darauf lässt man etwas konzentrierte Schwefelsäure tropfen.
2 NaCl + 2 H2SO4 + MnO2  Cl2 + Na2SO4 + 2 H2O + MnSO4
Das entstehende Gas (evtl. ist etwas zu erwärmen) wird in ein Reagenzglas, welches
Wasser und einen Tropfen verd. NaOH−Lösung enthält, eingeleitet bis der pH−Wert
der Lösung auf ~7 sinkt (Kontrolle mittels pH−Papier!).
Die NaClO−haltige Lösung wird im nachfolgenden Versuch wiederverwendet.
3. Sauerstoffsäuren der Halogene
Die Halogene bilden Sauerstoffsäuren der allgemeinen Zusammensetzung HXO n
(X = Cl, Br, I, n = 1 bis 4). Mit steigendem Sauerstoffgehalt und von Iod über Brom zu
Chlor nimmt die Säurestärke zu. Die Anionen der Sauerstoffsäuren wirken in der
Regel nicht oxidierend, während die freien Säuren große Oxidationskraft besitzen.
Durchführung
Füllen Sie drei Reagenzgläser mit je 4−5 Tropfen KI−Lösung und je zwei Tropfen
Stärke–Lösung. Geben Sie je 3−4 Tropfen: In das erstes RG – NaClO (im Versuch 2
hergestellt), in das zweite RG – KClO3, in das dritte RG – NaClO4.
Geben Sie in das zweite und das dritte RG 1−2 Tropfen verd. H2SO4.
Auswertung
In welchem Reagenzglas läuft die Oxidation von KI im neutralen Milieu ab? Wie
hängt das Oxidationsvermögen der Säuren von der Oxidationsstufe des Chlors und
dem pH−Wert ab?
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
43
_________________________________________________________________________________
4. Disproportionierung von Kaliumperchlorat
Erhitzen Sie vorsichtig in einem kleinen Reagenzglas zwei Spatelspitzen KClO 3 bis
eine zähflüssige Schmelze entstanden ist.
4KClO3  KCl + 3 KClO4
Lösen Sie den erkalteten Rückstand in möglichst wenig heißem Wasser. Bringen Sie
einen Tropfen der heißen Lösung auf einen Objektträger und betrachten Sie die nach
Abkühlung entstehenden KClO4−Kristalle unter dem Mikroskop.
Kristalle von Kaliumperchlorat haben eine charakteristische Form: Rhomben
(Sargdeckel).
Ein anderer Teil der Lösung wird mit verdünnter Salpetersäure angesäuert und mit
Silbernitratlösung versetzt. Es bildet sich ein weißer Niederschlag von Silberchlorid.
Cl− + Ag+  AgCl 
Eine Vergleichslösung aus KClO3 und Wasser wird analog mit Silbernitratlösung
behandelt.
Auswertung
Skizzieren Sie die beobachtete Form der KClO4−Kristalle.
44
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
_________________________________________________________________________________
5. Das Chromat−Ion und das Dichromat−Ion
Die beiden wichtigsten löslichen Cr(VI)−Ionen sind das Chromat− (CrO42-) und das
Dichromat−Ion (Cr2O72−). Beide Ionen zeigen charakteristisch gefärbte Lösungen.
Durch Änderung des pH−Wertes sind sie reversibel ineinander überführbar.
Chromate von Schwermetallen (Ag, Pb, Ba, Sr etc.) sind wesentlich weniger löslich
als Dichromate. Sie fallen aus, wenn man eine Dichromatlösung zu löslichen Salzen
dieser
Metalle
gibt.
Die
Fällung
erzwingt
eine
Verschiebung
des
Chromat−Dichromat−Gleichgewichts und führt deshalb auch zu einer Veränderung
des pH−Wertes der Lösungen.
Durchführung
a) Zwei kleine Reagenzgläser füllt man mit je 1 ml K2Cr2O7−Lösung (c = 0,1 mol l-1).
Zum ersten RG gibt man 0,5 ml verd. NaOH und zum zweiten 0,5 ml Wasser.
Danach gibt man in das erste ca. 1 ml verd. HCl und in das zweite 1 ml Wasser.
Die Färbungen und pH−Werte der Lösungen (pH−Papier) werden notiert.
b) Zu
1 ml
K2Cr2O7-Lösung
(c = 0,1 mol l-1)
gibt
man
1 ml
BaCl2-Lösung
(c = 0,2 mol l-1), schüttelt gut durch (Stopfen!), misst den pH−Wert des
Gemisches
und
vergleicht
ihn
mit
dem
pH−Wert
der
beiden
reinen
Ausgangslösungen. Geben Sie tropfenweise konz. HCl bis zur vollständigen
Auflösung des Niederschlages hinzu.
Auswertung
Erklären Sie (anhand von Reaktionsgleichungen) die Farbänderungen im Versuch a),
den pH−Effekt und die Auflösung des Niederschlages bei Versuch b).
Sammlung
Die Lösungen (je nach pH−Wert) werden in den ausstehenden Gefäßen gesammelt.
Modul 3: Hauptgruppe 7 und die Übergangsmetalle
45
_________________________________________________________________________________
6. Oxidationseigenschaften von Silber(I)−Verbindungen – „Silberspiegel“
Achtung: Vor dem Versuch muss ein Reagenzglas gründlich gereinigt werden:
zuerst Putzen, dann mit Aceton ausspülen um die Wände zu entfetten, anschließend
mit entionisiertem Wasser nachspülen.
Durchführung
In ein Reagenzglas mit 0,5 ml einer Silbernitrat−Lösung (0,1 mol l-1) gibt man einen
Tropfen konz. NaOH−Lösung. Danach fügt man tropfenweise konz. NH3−Lösung
hinzu (2−3 Tropfen). Das Reagenzglas wird während der Zugabe nach jeden Tropfen
geschüttelt bis der Niederschlag von Ag2O wieder vollständig gelöst ist (Vermeiden
Sie Ammoniak Überschuss!). Zu der entstandenen klaren Lösung wird eine 10%ige
Glucose−Lösung gegeben. Das Volumen der Glucose−Lösung soll dabei etwa dem
Gesamtvolumen von Silbernitrat und Ammoniak entsprechen. Die Lösung wird gut
durchmischt und vorsichtig im Wasserbad erhitzt. Dabei scheidet sich Silber an den
Reagenzglaswänden ab. Es entsteht ein „Silberspiegel“.
Auswertung
Geben Sie eine Valenzstrich−Formel für Glucose an. Formulieren Sie die
Reaktionsgleichung (Redoxreaktion) unter Berücksichtigung, dass Glucose zum
Anion der Gluconsäure oxidiert wird.
Sammlung
Der Silberspiegel wird nach dem Versuchsende mit ein paar Tropfen konz. HNO 3
gelöst und die Lösungen in den ausstehenden Gefäßen (mit den Buchstaben Ag
gekennzeichnet) entsorgt.
46
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Modul 4:
Qualitative Analyse
H
He
Li Be
B
N
O
F
Na Mg
Al Si P
S
Cl Ar
K
Ca Sc Ti V
Rb Sr Y
Ne
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Fr Ra Ac
C
Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
47
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Motivation
Die qualitative Analytik beschäftigt sich mit der Bestimmung der elementaren
Zusammensetzung von Substanzgemischen ohne dabei Mengenangaben zu
machen.
Durch die praktischen Arbeiten auf dem Gebiet der anorganischen analytischen
Chemie soll Ihnen zunächst ein Einblick in die qualitative analytische Methodik
vermittelt werden.
Des Weiteren vertiefen Sie Ihre Stoffkenntnisse und trainieren gleichzeitig die
wichtigsten Grundprinzipien des sicheren und sauberen Arbeitens und der
ordnungsgemäßen Wiederaufarbeitung oder Entsorgung von Chemikalienresten.
Die nasschemische Aufarbeitung und Analyse ist noch heute wichtiger Bestandteil
der Rohstoffaufarbeitung und die Grundlage für die Anwendung moderner
instrumenteller Verfahren.
Lehrinhalte
‒ Allgemeine Grundlagen des analytischen Arbeitens
‒ Nachweis der Anionen und Kationen
‒ Löslichkeitsprodukt und Löslichkeit
‒ Chemisches Gleichgewicht und Massenwirkungsgesetz
‒ Redoxreaktionen
Literatur
‒ G. Jander,
E. Blasius,
Lehrbuch
der
analytischen
anorganischen Chemie, 15. Aufl., S. Hirzel, Stuttgart, 2002.
und
präparativen
48
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Fragen zum Lehrinhalt Modul 4
1)
Bestimmen Sie die Summenformeln der Verbindungen:
– Kaliummanganat,
Kaliumpermanganat,
Kaliumdichromat,
Kaliumchromat,
Chloroform, „Berliner Blau“.
2)
In welchen 3 Oxidationsstufen tritt Mangan bevorzugt auf?
3)
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von Sulfat-Ionen.
4)
Wie können Sie Fluorid−Anion nachweisen?
5)
Wie können Sie Br− und I− voneinander unterscheiden?
6)
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von Carbonat−Ionen.
7)
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von CO 2.
8)
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von NO 3− mit der
Ringprobe (inkl. Oxidations- und Reduktionsteilgleichungen).
9)
KNO2-Lösung wird mit KI versetzt. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.
10) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von CO 32− und SO42−
mit Ba(OH)2. Wodurch lassen sich die beiden Niederschläge unterscheiden
(Reaktionsgleichung)?
11) Formulieren
Sie
die
Reaktionsgleichung
für
den
Nachweis
von
Ammonium−Ionen (Vorgehensweise, Reaktionsgleichung).
12) Welchem
Nachweis
dient
die
Blaukreuzprobe?
Formulieren
Sie
die
Reaktionsgleichung.
13) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von Ca 2+ und Ba2+ mit
Sulfat.
Wodurch
lassen
sich
die
beiden
Niederschläge
unterscheiden
(Reaktionsgleichung)?
14) Wie werden Blei(II)−Ionen nachgewiesen (Reaktionsgleichung)?
15) Wie werden Nickel(II)−Ionen nachgewiesen (Reaktionsgleichung)?
16) Wie werden Eisen(III)−Ionen nachgewiesen (Reaktionsgleichung)?
17) Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für den Nachweis von Fe 3+ mit KSCN.
18) Wie werden Kupfer(II)−Ionen nachgewiesen (Reaktionsgleichung)?
19) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Kupfer(II)sulfat mit
Ammoniak. Was beobachten Sie? Benennen Sie das Produkt.
20) In ihrem Reagenzglas befindet sich eine saure Lösung, die folgende Kationen
und Cl− enthält:
49
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
1)
Ni2+
Sr2+
Fe3+
Ca2+
oder
2)
Mn2+ Ba2+ Ag+
Na+
Cu2+
oder
3)
Zn2+
Pb2+ Ca2+ Fe3+
Welche der oben genannten Ionen färben die wässrige Lösung?
21) Formulieren Sie alle beteiligten Reaktionsgleichungen zur Oxidationsschmelze
des Mangan (Oxidations− und Reduktionsteilreaktionen mit Oxidationsstufen
aller beteiligten Elemente) und notieren Sie die Farben der jeweiligen
Mn−Verbindungen.
22) Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichung für den Nachweis von ManganIonen
Mn2+ + NO3− + CO32− 
23) In 4 Reagenzgläsern befinden sich 4 Pulver: Kupfer(II)oxid, Eisen(III)oxid, Silber
und Eisen. Mit welchem der folgenden Reagenzien lassen sich die genannten
Substanzen eindeutig identifizieren. a) NaOH; b) HCl; c) H2O; Wählen Sie die
richtige Antwort. Begründen Sie gegebenenfalls mit Reaktionsgleichungen.
24) Aufgrund welcher Eigenschaft kann man Aluminiumionen von Eisenionen
trennen (Reaktionsgleichungen!)?
25) Formulieren Sie die Redoxgleichung für die Reaktion von Zink mit Kupfersulfat
(Zwischengleichungen). Bestimmen Sie Oxidations− und Reduktionsmittel.
50
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Versuche (Tag 4)
Im Laufe des Versuchstages sollen verschiedene Vorversuche zum Nachweis von
Kationen und Anionen durchgeführt werden. Am Ende des Versuchstages erhält
jeder Student eine Einzelsubstanz (bestehend aus einem Kation und einem Anion)
zur Analyse.
Nachweis der Anionen
1. Nachweis von Sulfat als BaSO4
Sulfat bildet mit Barium-Ionen einen weißen, feinkristallinen, auch in starken Säuren
schwerlöslichen Niederschlag.
Ba2+ + SO42−  BaSO4 
Durchführung
Einige Tropfen der sulfathaltigen Probelösung werden mit 2 ml konz. HCl versetzt
und mit einigen Tropfen BaCl 2-Lösung versetzt. Tritt kein Niederschlag auf, kann die
Fällung durch Kratzen an der Innenwand des Reagenzglases mit einem Glasstab
beschleunigt werden.
2. Nachweis von Carbonat
Carbonat wird von verdünnten Säuren protoniert. Dabei entsteht Kohlensäure, die
sich sofort zu Wasser und CO2 zersetzt. Letzteres bildet in alkalischer Lösung erneut
Carbonat, das mit Bariumionen einen weißen Niederschlag von BaCO 3 bildet.
CO32− + 2 H+  CO2  + H2O
CO2 + Ba2+ + 2OH−  BaCO3  + H2O
Durchführung
Geben Sie zu etwas festem Na2CO3 einige Tropfen verd. HCl
und leiten Sie das entstehende Gas in eine gesättigte
Ba(OH)2–Lösung ein.
51
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
3. Den Nachweis von NO3− als Fe(II)–Nitrosyl–Komplex (Ringprobe)
Nitrat wird in stark saurer Lösung von Fe 2+ zu NO reduziert. Dieses bildet mit
weiteren
Fe2+–Ionen
einen
braunen
Komplex
der
Zusammensetzung
[Fe(H2O)5(NO)]2+. Da Nitrat ein schwächeres Oxidationsmittel ist als Nitrit, findet hier
die Reaktion erst mit konz. Schwefelsäure statt.
Durchführung
Zu einer mit verd. H2SO4 angesäuerten KNO3–Lösung wird
FeSO4
im
Überschuss
gegeben.
Anschließend
unterschichtet man vorsichtig mit konz. H2SO4. Dazu hält
man das Reagenzglas schräg und lässt die Schwefelsäure
an der inneren Wandung herunterfließen.
4. Nachweis von Nitrat und Nitrit mit LUNGES–Reagenz:
Nitrit (NO2−) bildet aus Sulfanilsäure und –Naphthylamin (LUNGES–Reagenz A und
B) einen roten Azofarbstoff. Nitrat kann ebenfalls auf diese Weise nachgewiesen
werden, wenn es zuvor mit Zinkstaub zu Nitrit reduziert wurde.
Durchführung
Eine sehr kleine Spatelspitze der Probesubstanz oder ein Tropfen der Probelösung
wird auf der Tüpfelplatte mit 1-2 Tropfen Eisessig angesäuert und mit je einem
Tropfen LUNGES–Reagenz A und B versetzt.
5. Nachweis von Halogenid–Anionen als AgCl
Cl−, Br− und I− geben mit Silbernitrat Niederschläge, die sich in HNO 3 nicht lösen.
Carbonat und Hydrogenphosphat geben ebenfalls Niederschläge mit AgNO 3, die sich
aber in HNO3 lösen lassen.
Schwach gelber AgBr Niederschlag löst sich in konz. Ammoniak. Gelber AgI
Niederschlag dagegen ist in Ammoniak nicht löslich.
Modul 4: Qualitative Analyse
52
_________________________________________________________________________________
Durchführung
a) Die Lösungen von NaCl, NaI und NaBr werden mit AgNO3 Lösung versetzt.
Anschließend wird konz. HNO3 zugegeben.
b) Die Lösungen von NaCl, NaI und NaBr werden mit AgNO 3 Lösung versetzt.
Anschließend wird konz. Ammoniak zugegeben.
Nachweis der Kationen
Im Verlauf dieses Moduls werden Sie die Kationen von Ba, Ca, Pb, Fe, Cu, Ni und
Mn qualitativ nachweisen. Durch unterschiedliche Löslichkeit der Salze lassen sich
die Kationen identifizieren.
Durchführung
1. Geben Sie zu den wässrigen Lösungen der Salze:
BaCl2, CaCl2, Pb(NO3)2, FeCl3, Ni(NO3)2, CuSO4, MnSO4
a) verd. HCl
b) verd. H2SO4
c) gesättigte K2Cr2O7 –Lösung
(Zugabe von etwas Essigsäure und einer Spatelspitze Natriumacetat)
d) verd. NH3
53
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
1. Nachweis von Blei als PbCl2–Nadeln
Pb2+ bildet mit Chloridionen einen weißen Niederschlag von PbCl 2. Dieser ist in der
Hitze löslich und kristallisiert beim Abkühlen in Form dünner Nadeln aus, die oft
schon mit bloßem Auge sichtbar sind.
Durchführung
Die Probelösung wird mit HCl versetzt. Der Niederschlag wird durch Aufkochen
gelöst. Ein Tropfen der heißen Lösung wird auf einen Objektträger gegeben und die
entstehenden Kristalle unter dem Mikroskop betrachtet.
2. Nachweis von Eisen mit Thiocyanat
Fe3+–Ionen bilden mit Thiocyanat einen intensiv rot gefärbten Komplex der
Zusammensetzung Fe(SCN)3, welcher mit Ether extrahiert werden kann.
Fe3+ + 3 SCN−  Fe(SCN)3
Durchführung
Zu 1–2 Tropfen der verd. FeCl3–Lösung wird ein Tropfen Thiocyanatlösung (KSCN)
gegeben.
3. Nachweis von Nickel als Diacetyldioxim–Komplex
Ni2+ bildet mit Diacetyldioxim (DADO) den intensiv himbeerroten schwerlöslichen
Komplex Ni(DADO)2.
Durchführung
Ein Tropfen der neutralen, ammoniakalischen oder essigsauren Probelösung wird
auf der Tüpfelplatte mit einem Tropfen Diacetyldioxim–Lösung versetzt. Tritt kein
Niederschlag auf, so wird mit einem Tropfen konz. Ammoniak nachgetüpfelt.
54
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
4. Nachweis von Kupfer als Amminkomplex
Bei Zugabe von Ammoniaklösung zu einer Kupfer(II)–Lösung bildet sich zunächst ein
hellblauer Hydroxidniederschlag, der sich im Überschuss von Ammoniak als
tiefblauer Tetramminkomplex löst.
Durchführung
Zu wenigen Tropfen der kupferhaltigen Probelösung wird tropfenweise Ammoniak
gegeben.
5. Mangan–Nachweis: Oxidationsschmelze
Geschmolzenes Kaliumnitrat ist ein sehr starkes Oxidationsmittel. Bei der Oxidation
von Manganverbindungen entstehen dabei Salze mit charakteristischer Farbe,
sodass die Oxidationsschmelze gleichzeitig als Aufschluss von Manganoxiden und
als Nachweis von Mangan verwendet werden kann. Soda dient dabei als basisches
Flussmittel und hilft somit beim Aufschluss des Oxids und der Bildung von
Oxometallaten.
Mangan
wird
zu
grünem
Manganat
(MnO42−).
Manganat
disproportioniert in Eisessig zu Braunstein (MnO 2) und Permanganat (MnO4−), das
durch seine intensiv violette Farbe identifiziert werden kann.
Durchführung
Zwei Spatelspitzen einer Manganverbindung werden mit der drei- bis sechsfachen
Menge einer Mischung aus gleichen Teilen Na2CO3 und KNO3 (ausstehendes
Gemisch) feinst verrieben. Diese Mischung wird in einer Magnesiarinne solange
unter Rotglut erhitzt, bis die Gasentwicklung aufhört. Die erkaltete Schmelze löst
man auf einem Uhrglas in wenig Wasser und säuert an, indem man 1 Tropfen
Eisessig vom Rand her in die Lösung einfließen lässt.
55
Modul 4: Qualitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Analyse eines unbekannten Salzes (Einzelsubstanzanalyse)
Anhand der bekannten Vorversuche soll ein unbekanntes Salz auf seine
Zusammensetzung hin untersucht werden.
Mögliche Kationen:
Ba2+, Ca2+, Pb2+/4+, Fe2+/3+, Cu2+, Ni2+, Mn2+
Mögliche Anionen:
Cl−, Br −, I−, CO32−, NO3−, SO42−, NO2−
Das Ergebnis der Analyse ist dem betreuenden Assistenten in schriftlicher Form
einzureichen.
56
Modul 5: Quantitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Modul 5:
Quantitative Analyse
H
He
Li Be
B
N
O
F
Na Mg
Al Si P
S
Cl Ar
K
Ca Sc Ti V
Rb Sr Y
Ne
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Fr Ra Ac
C
Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
57
Modul 5: Quantitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Motivation
Die Bestimmung der quantitativen Zusammensetzung von Substanzen ist eine der
wichtigsten
Aufgaben
bei
zahlreichen
Untersuchungen
im
Bereich
der
Zusammensetzung
der
Naturwissenschaften.
Unter
der
Voraussetzung,
dass
die
elementare
Substanzgemische bereits aufgeklärt ist, können verschiedene Methoden zur
Bestimmung genauer Konzentrationen oder prozentualer Anteile der beteiligten
Komponenten angewandt werden.
Die wichtigsten Verfahren der klassischen quantitativen Analytik sind die Gravimetrie
(Gewichtsanalyse) und die Titrimetrie (Maßanalyse).
Bei der Titrimetrie wird eine Reagenzlösung bekannter Konzentration (Maßlösung)
solange zugefügt, bis eine bestimmte chemische Umsetzung erfolgt. Hierbei können
verschiedene chemische Reaktionen zur Bestimmung eines Äquivalenzpunktes
ausgenutzt werden. Die häufigsten Methoden sind die Säure−Base−Titration, die
Fällungstitration, komplexometrische Titration und die Redoxtitration.
Die praktische Durchführung von Titrationen soll Ihnen einen Einblick in die Methodik
der Titrimetrie vermitteln.
Für das Gelingen einer quantitativen Analyse ist sauberes Arbeiten und das
Einhalten genau definierter Bedingungen eine wichtige Voraussetzung.
Weiterhin wird beim quantitativen Arbeiten der Umgang mit Konzentrationsangaben
und stöchiometrischem Rechnen erlernt und vertieft.
58
Modul 5: Quantitative Analyse
_________________________________________________________________________________
Lehrinhalte
‒ Allgemeine Grundlagen des analytischen Arbeitens
‒ Säuren und Basen: Definition nach BRØNSTED und LEWIS
‒ Chemisches Gleichgewicht und Massenwirkungsgesetz
‒ pH−Wert und pKS−Wert starker und schwacher Säuren
‒ pH−Wert von Salzlösungen
‒ Pufferlösung/ Puffersysteme
‒ Wirkungsweise von Farbindikatoren
‒ Titrationskurven
Literatur
‒ G. Jander,
E. Blasius,
Lehrbuch
der
analytischen
und
präparativen
anorganischen Chemie, 15. Aufl., S. Hirzel, Stuttgart, 2002.
‒ G. Jander, E. Blasius, Einführung in das anorganisch−chemische Praktikum,
15. Aufl., S. Hirzel, Stuttgart, 2005.
‒ E. Riedel, Anorganische Chemie, 5. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin, 2002.
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Modul 5: Quantitative Analyse
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Fragen zum Lehrinhalt Modul 5
1) Definieren Sie den Begriff „Säure“ nach BRØNSTED und nach LEWIS.
2)
Was gibt der pKS−Wert einer Säure an? Wann spricht man von einer starken
bzw. einer schwachen Säure?
3)
Wodurch unterscheiden sich starke Säuren (Basen) von schwachen Säuren
(Basen)?
4)
Informieren Sie sich über die pKS−Werte für Salzsäure und Essigsäure.
5)
Was versteht man unter dem Äquivalenzpunkt?
6)
Was sind Säure−Base−Indikatoren und wie wirken sie?
7)
Woraus besteht der Tashiro−Mischindikator?
8)
Skizzieren Sie die Titrationskurven jeweils für eine Titration von einer starken
bzw. einer schwachen Säure mit NaOH.
9)
Berechnen Sie den theoretischen Verbrauch an Natronlauge für die Titration von
10 ml
HCl,
CH3COOH
(je
c = 0,1 mol l−1)
mit
einer
NaOH−Lösung
−1
(c = 0,1 mol l ).
10) Wie
müssen
Sie
eine
32,5%ige
Salzsäurelösung
(Dichte
1,160 kg l−1)
verdünnen, um 2 Liter einer HCl−Lösung mit einer Stoffmengenkonzentration
von 0,1mol l−1 zu erhalten?
11) Der HCl−Gehalt einer Analyse beträgt 130 mg. Berechnen Sie den pH−Wert,
wenn die Analysenlösung auf 250 ml aufgefüllt wurde.
12) Wie viel Milliliter NaOH−Lösung (c = 1 mol l−1) können mit 50 g einer 29,1%igen
Salzsäurelösung (Dichte 1,15 g ml−1) neutralisiert werden? (M(H) = 1 g mol−1;
M(Cl) = 35,5 g mo−1).
13) Wie viel Milliliter Salzsäure (c = 0,2 mol l−1) sind zur Neutralisation von 20 ml
CalciumhydroxidLösung (c = 0,01 mol l−1) notwendig?
14) Der pKS−Wert der Kationensäure NH4+ ist angenähert 9. Welchen pH−Wert hat
ein Puffer aus 10 ml einer NH4Cl−Lösung (c = 1 mol l−1) und 10 ml einer Lösung
seiner korrespondierenden Base (c = 1 mol l−1).
15) Um den pH-Wert von Salzlösungen zu berechnen, muss man sich zunächst
klarmachen ob das Salz in Lösung sauer, neutral oder basisch reagiert. Welche
Reaktion erwarten Sie in den Lösungen der folgenden Salze:
NaCl
Na2CO3
(NH4)CH3COO
FeCl3
NH4Cl
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Modul 5: Quantitative Analyse
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16) Sie titrieren eine schwache Säure mit einer starken Base und haben 3
Indikatoren zur Verfügung. Wie entscheiden Sie welcher am besten zur
Erkennung des Äquivalenzpunktes geeignet ist?
17) Welche der folgenden Teilchen sind keine Säuren im Sinne der BRØNSTEDschen
Definition:
HSO4−
NH4+
H2O
HNO3
Cl−
H2PO4−
PO43−
H2S
CN−
HCOOH
CaH2
HCl
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Modul 5: Quantitative Analyse
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Versuche (Tag 5)
Auswertung
Versuch 9 (Tag 1) „Wasseraufnahme beim Abbinden von Zement“:
Berechnen Sie die theoretische Massenzunahme beim Abbinden von Zement in
Prozent und vergleichen Sie diese mit der praktisch ermittelten Masse.
Säure−Base−Titration
Umschlagbereiche der Indikatoren
Indikator
Umschlagbereich
Farbe
Methylorange
pH 3,0 bis 4,4
rot−orange
Tashiro-Mischindikator
pH 4,4 bis 6,2
violett−neutralgrau−grün
Phenolphthalein
pH 8,2 bis 10,0
farblos−rot
Ablesen des Flüssigkeitsstands
Aufgabenstellung
1)
Untersuchen Sie die drei Farbindikatoren Methylorange, Tashiro−Mischindikator
und Phenolphthalein auf ihre Eignung für die Titration von Salzsäure und
Essigsäure.
2)
Ermitteln Sie die Menge an Salzsäure im Analysen−Maßkolben durch
Säure−Base−Titration mit Natronlauge.
Modul 5: Quantitative Analyse
62
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Durchführung Teil 1
Für die erste Aufgabe werden ihnen die drei Farbindikatoren Methylorange,
Tashiro−Mischindikator und Phenolphthalein, NaOH, HCl und CH3COOH (jeweils
c = 0,1 mol l−1) bereitgestellt.
Füllen Sie Ihre Bürette mit der Natronlauge. Beachten Sie dabei, dass sich keine
Luftblasen mehr in der Bürette befinden. Sollte Ihre Bürette vor dem Füllen noch
nass sein, so müssen Sie diese zuerst mit etwas Natronlauge spülen.
Geben Sie 70−80 ml der jeweiligen Säure aus der Vorratsflasche in ein sauberes und
trockenes Becherglas. Aus dem Becherglas entnehmen Sie sich mit einer Vollpipette
Proben zu jeweils 10 ml und überführen diese in einen Erlenmeyerkolben. Sollte die
Pipette nass sein, so müssen Sie diese vorher mit der Säure spülen. Beachten Sie,
dass die Pipetten auf Auslauf geeicht sind (nicht ausblasen!).
Säuren niemals mit der Pipette aus der Vorratsflasche entnehmen!
Geben Sie 2−3 Tropfen des Indikators in den Erlenmeyerkolben und verdünnen Sie
den Inhalt mit destilliertem Wasser auf ca. 100 ml. Titrieren Sie mit der Natronlauge
aus der Bürette bis zum Farbumschlag des Indikators. Notieren Sie sich den
Verbrauch an Natronlauge und vergleichen Sie diesen mit dem theoretischen
Verbrauch.
Auswertung
Diskutieren Sie die gefundenen Unterschiede im NaOH−Verbrauch bei der
Verwendung der verschiedenen Indikatoren im ersten Versuchsteil. Skizzieren Sie
dazu eine Titrationskurve, in die Sie die Umschlagsbereiche der Indikatoren
einzeichnen.
Modul 5: Quantitative Analyse
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Durchführung Teil 2
Für den zweiten Teil des Praktikumsversuchs bekommen Sie einen 100 ml
Maßkolben mit einer unbekannten Menge an Salzsäure. Füllen Sie diesen mit
destilliertem Wasser so auf, dass der Meniskus der Flüssigkeit auf der
Eichmarkierung steht. Verschließen Sie den Maßkolben mit dem Stopfen und
schütteln Sie mehrfach gut um, so dass die Konzentration der Lösung im gesamten
Kolben gleich ist.
Titration der Säure
Entnehmen Sie mit der 10 ml Vollpipette mehrere Proben aus dem Maßkolben und
überführen Sie diese in jeweils einen Erlenmeyerkolben. Nutzen Sie für diese
Titration den Indikator, der den passenden Umschlagspunkt für den Äquivalenzpunkt
der Säure besitzt (siehe Seite 62 Aufgabe 1). Geben Sie 2−3 Tropfen des Indikators
hinzu, verdünnen Sie die Proben auf das zwei- bis dreifache Volumen und titrieren
Sie mit der Natronlauge aus der Bürette bis zum Farbumschlag des Indikators.
Notieren Sie sich den Verbrauch an Natronlauge. Wiederholen Sie den Versuch bis
Sie zwei oder drei ähnliche Werte haben. Bilden Sie den Mittelwert aus diesen
Werten und berechnen Sie die Masse der Säure pro Maßkolben.
Auswertung
Berechnen Sie aus den Titrationsergebnissen im zweiten Versuchsteil den Gehalt an
Salzsäure in mg pro Kolben.
Molare Masse: HCl 36,5 g mol−1.
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Allgemeine Praktikumsordnung
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Allgemeine Praktikumsordnung
Das „Anorganische Grundpraktikum“ findet als 5-tägiges Blockpraktikum statt.
Zeit
9:00 – 13:30 Uhr
Ort
Neubau Chemische Institute
Anorganische Chemie
Praktikumssaal 299 (2. Etage)
Jeder Studierende muss 5 Module absolvieren, die nicht aufeinander aufbauen.
Voraussetzung zur Teilnahme am Praktikum
Vor Beginn des Praktikums muss an einer Sicherheitsbelehrung teilgenommen
werden. Den Termin entnehmen Sie unserer Internetseite (http://www.chm.tudresden.de/ac1). Ohne die unterzeichnete Teilnahmebescheinigung darf das
Praktikum nicht angetreten werden.
Laboratoriumsordnung und Betriebsanweisung
Sie erhalten vor Beginn des Praktikums einen Garderobenschrank, wo Mäntel,
Taschen und weitere Utensilien (keine Chemikalien!) aufbewahrt werden können.
Dafür benötigen Sie zwei Schlösser, die Sie bitte am ersten Praktikumstag
mitbringen.
Das Labor darf nur mit Kittel (100 % Baumwolle, langärmlich) und Schutzbrille (gilt
auch für Brillenträger) betreten werden. Die Schutzbrille wird gestellt. Bei bestimmten
Versuchen ist das Tragen von Schutzhandschuhen Pflicht. Diese werden ebenfalls
gestellt.
Sie bekommen einen Laborplatz zugewiesen, der eine Gerätegrundausstattung
beinhaltet. Der Laborplatz wird vor Praktikumsbeginn von Ihnen übernommen und
Sie sind bis Praktikumsende für dessen Inhalt verantwortlich. Beschädigungen an
65
Allgemeine Praktikumsordnung
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Geräten sind dem Assistenten mitzuteilen. Am Ende des Praktikums geben Sie Ihren
Laborplatz wieder ab. Fehlende oder defekte Geräte sind zu ersetzen.
Grundsätzlich gilt: In einem Labor ist so zu arbeiten, dass niemand geschädigt,
gefährdet oder mehr als nötig belästigt wird.
Des Weiteren hat sich jeder Praktikumsteilnehmer nach der aushängenden
Betriebsanweisung (roter Hefter am Eingang des Praktikumssaales) zu richten,
deren Inhalt Teil der Sicherheitsbelehrung ist, und welche gut zu studieren ist.
Verstöße
gegen
die
Betriebsanweisung
oder
weitergehende,
bei
der
Sicherheitsbelehrung explizit erwähnte oder in dieser Laboratoriumsordnung
beschriebene Anweisungen und Verhaltensrichtlinien werden mit Laborausschluss
geahndet. Dies kann bei schweren und/oder häufigen Verstößen zur Aberkennung
der bis dahin erbrachten praktischen Leistungen führen und den Ausschluss aus
dem Praktikum nach sich ziehen. Dies gilt auch für das mutwillige, grob fahrlässige
Unterlaufen des Chemikaliensammelsystems.
Chemikalien
Es dürfen nur die ausstehenden Chemikalien verwenden werden. Die für einen
Versuchstag benötigten Chemikalien und Gerätschaften finden Sie auf den Tischen
an der Fensterfront bzw. im Abzug. Bitte stellen Sie die Chemikalien nach Gebrauch
sofort wieder an ihren Platz zurück, Sie ersparen Ihren Kollegen unnötiges Suchen.
Die Lagerung von Chemikalien in den Laborplätzen oder den Garderobeschränken
ist nicht erlaubt. Es ist verboten, Chemikalien aus dem Laborbereich heraus
mitzunehmen.
Vor jedem Versuch sind Sie verpflichtet, mögliche Gefahrenpotenziale der
eingesetzten Chemikalien bzw. der während der Reaktion entstehenden Chemikalien
zu kennen, Ihre Arbeitsweise danach zu richten und ggf. in einem Abzug zu arbeiten.
Bei Arbeiten im Abzug ist der Frontschieber geschlossen zu halten.
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Allgemeine Praktikumsordnung
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Zur Gewährleistung gesetzlicher Vorschriften sowie zu Ihrer eigenen Sicherheit
müssen vor der Durchführung der Versuche eines Moduls die in diesem Modul bei
jedem
Versuch
neu
hinzukommenden
Chemikalien
hinsichtlich
ihres
Gefahrstoffpotenzials und der gültigen H− und P−Sätze überprüft werden. Dazu
füllen Sie nach dem Muster im Praktikumsskript (Seite 7) Betriebsanweisungen für
die angegeben Chemikalien aus und legen die von Ihnen unterschriebene
allgemeine Betriebsanweisung vor Beginn der Versuche des jeweiligen Moduls
dem betreuenden Assistenten vor. Mit Ihrer Unterschrift dokumentieren Sie die
Kenntnis der von den Chemikalien ausgehenden Gefahr für Sie, Ihre Kommilitonen
und die Umwelt sowie die sachgemäße Handhabung der aufgeführten Chemikalien.
Gefahrstoffe, die in mehreren Versuchen in verschiedenen Kapiteln vorkommen, z.B.
konzentrierte Säuren und Basen, werden nur einmal in einer Betriebsanweisung
aufgeführt. Die Kenntnis des Gefahrenpotenzials wird dann in den weiteren
Versuchen anderer Module vorausgesetzt.
Der Assistent muss die Betriebsanweisung gegenzeichnen, bevor Sie mit den
Versuchen beginnen dürfen. Bei den von Ihnen durchgeführten Versuchen muss die
Betriebsanweisung am Arbeitsplatz vorliegen.
Chemikaliensammelsystem
Bei
vielen
Versuchen
werden
im
Praktikum
Chemikaliensammelbehälter
bereitgestellt. Für die Entsorgung von Lösungen stehen verschiedene Behälter zur
Verfügung: Wässrige Lösungen werden entsprechend ihres pH−Wertes (sauer oder
basisch), lösungsmittelhaltige entsprechend ihres Halogengehalts (halogenhaltig
oder halogenfrei), silberhaltige Lösungen werden separat entsorgt. Feststoffabfälle
werden in den bereitstehenden Behälter gegeben. Kontaminierte Papierfilter werden
in dem Behälter „kontaminierte Restabfälle“ entsorgt. Glasabfälle kommen in den
Behälter „kontaminiertes Glas“.
In den Ausguss gelangen nur Chemikalien, die ökologisch und ökonomisch
unbedenklich sind. Der Erfolg dieses Systems hängt natürlich in erster Linie von
Ihnen, den Studierenden, ab. Treten hinsichtlich der richtigen Sammlung nach
Versuchsende Fragen auf, ist der betreuende Assistent zu konsultieren.
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Allgemeine Praktikumsordnung
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Vorgaben zum sauberen Arbeiten im Labor
Damit bei den durchgeführten Versuchen “korrekte” Beobachtungen gemacht werden
können, die richtige Schlüsse auf die zugrunde liegenden chemischen Vorgänge
erlauben, müssen die eingesetzten Chemikalien hinreichend rein sein. Um dies zu
gewährleisten,
müssen
sich
alle
Praktikanten
einen
sauberen
Arbeitsstil
angewöhnen:
‒ Damit Stopfen bzw. Schraubdeckel oder Pipetten der Chemikalienvorratsflaschen
nicht vertauscht werden, müssen sie sofort nach Entnahme wieder auf ihre
Flasche aufgesetzt werden.
‒ Werkzeuge zur Entnahme von Feststoffen (Spatel, Löffel) oder Flüssigkeiten
(Einweg−
oder
Glastropfer)
dürfen
niemals
ohne
Zwischenreinigung
nacheinander zur Entnahme verschiedener Chemikalien dienen.
‒ Niemals mit Pipetten direkt in Vorratsflaschen! Das ungefähr benötigte Volumen
wird in ein Becherglas gegeben, aus dem dann mittels einer Pipette die genaue
Menge entnommen wird. Reste niemals zurück in die Vorratsflasche!
‒ Beim Umfüllen von Feststoffen oder Lösungen müssen das Vorratsgefäß und das
Gefäß, in welches abgefüllt werden soll direkt nebeneinander stehen (kein
“Eierlauf” mit gefüllter Pipette durchs Labor!).
Versuchsdurchführung
Es ist unabdingbar, dass Sie vor Beginn des Praktikumstages das Skript zu den
jeweiligen Versuchen durcharbeiten. Das Praktikumsskript enthält die Vorschriften
und Anleitungen für die Versuche. Zusätzliche Versuche dürfen nur nach Absprache
mit dem betreuenden Assistenten durchgeführt werden.
Vor der Versuchsdurchführung müssen die theoretischen und praktischen Aspekte
eines jeden Versuches bekannt und verstanden sein. Diese werden jeweils vor
Beginn des Praktikumstages in Form eines schriftlichen Kurztestates und während
der
Versuche
durch
Versuchsdurchführung
Platztestate
im Platztestat
abgefragt.
kann
Ungenügende
zum Ausschluss
Kenntnis
am
der
jeweiligen
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Allgemeine Praktikumsordnung
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Praktikumstag führen. Der Versuch muss dann zu einem späteren Termin wiederholt
werden. Es wird nur ein Nachholtermin angeboten.
Nach Abschluss eines Praktikumstages ist der Arbeitsplatz in ordentlichem Zustand
zu verlassen, d. h. saubere Geräte in Schubladen bzw. Unterschrank, sowie
Reinigung der Arbeitsflächen und Abzüge.
Schriftliches Kurztestat
Jeweils
zu
Beginn
der
einzelnen
Module
werden
schriftliche
Kurztestate
durchgeführt. Dazu erhalten Sie von Ihrem betreuenden Assistenten einen
Testatbogen mit fünf Fragen, wovon Sie innerhalb von 15 Minuten mindestens zwei
richtig beantworten müssen. Nur nach bestandenem Kurztestat dürfen die Versuche
begonnen werden. Andernfalls gibt es die Möglichkeit, das entsprechende Modul mit
Antestat am darauffolgenden Praktikumstag nachzuholen. Bei Nichtbestehen von
mehr als 2 Kurztestaten kann das Praktikum nicht weitergeführt werden.
Benotung des schriftlichen Kurztestats:
Note
Fehler
Punkte
Sehr gut
0
5
Gut
1
4
Befriedigend
2
3
Ausreichend
3
2
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Allgemeine Praktikumsordnung
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Laborjournal
Das Praktikum ist unterteilt in fünf Module.
Während des Moduls führen Sie ein Verlaufsprotokoll zu den durchzuführenden
Versuchen. Folgende Angaben zu einem Versuch sollte das Verlaufsprotokoll
beinhalten:
‒ Bezeichnung des Versuchs, Datum der Durchführung, ggf. Name des Partners,
Aufgabenstellung
‒ kurze Versuchsbeschreibung, ggf. mit Skizze einer aufgebauten Apparatur
‒ verwendete Chemikalien
‒ Beobachtungen
bei
der
Versuchsdurchführung
und/oder
Messwerte,
Reaktionsgleichungen zu den durchgeführten Versuchen
‒ Auswertung und Diskussion: hierzu gehört die unter Auswertung geforderte
Beantwortung der Fragestellungen
‒ ggf. Hinweise zur Entsorgung bzw. Weiterverwendung der Edukte und Produkte.
Das Verlaufsprotokoll wird am Folgetag nach Beendung des Moduls bei dem
betreuenden Assistenten zur Bewertung abgegeben. In diese Kontrolle fließen das
Verhalten am Arbeitsplatz und im Labor, die Sauberkeit des Arbeitsplatzes sowie die
Ausbeuten und Reinheit der Präparate mit ein. Gegebenenfalls kann vom
betreuenden Assistenten eine Wiederholung einzelner Versuche gefordert werden.
Qualitative Analyse
Im Verlauf des Moduls 4 (Qualitative Analyse) wird eine Einzelsubstanz auf deren
Inhaltsstoffe qualitativ geprüft.
Nach Durchführung der Vorversuche und Vorproben an diesem Tag bekommen Sie
eine Einzelsubstanzanalyse von Ihrem betreuenden Assistenten. Sie haben bis eine
viertel Stunde bevor der Praktikumstag endet Zeit herauszufinden, um welche
Substanz es sich dabei handelt.
Allgemeine Praktikumsordnung
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Das Ergebnis der Analyse (ein Kation und ein Anion) ist dem betreuenden
Assistenten in schriftlicher Form einzureichen (schriftliche Ansage). Dies geschieht
nach schriftlicher Dokumentation der Einzelnachweise. Der betreuende Assistent
zeichnet das Ergebnis gegen.
Die Analyse der Einzelsubstanz wird bei richtiger Ansage mit 5 Punkten bewertet,
bei falscher Ansage mit 0 Punkten, eine wiederholte Ansage ist nicht möglich.
Quantitative Analyse
Im Verlauf des Moduls 5 (Quantitative Analyse) wird von jedem Studenten eine
Säure–Base–Titration durchgeführt.
Zum Erhalt der Analysensubstanz stellen Sie am Montag vor Beginn des Moduls
einen sauberen und trockenen Maßkolben bereit. Am Analysentag bekommen Sie
die Analysensubstanz von Ihrem betreuenden Assistenten.
Am Ende des Praktikumstages muss das berechnete Analysenergebnis beim
betreuenden Assistenten angesagt werden. Bei korrekter Ansage wird die Analyse
mit 5 Punkten bewertet.
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Allgemeine Praktikumsordnung
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Bewertungsschema Praktikum
Die Maximalpunktzahl der Module 1–3 setzt sich aus den Punkten für das
Verlaufsprotokoll und das schriftliche Kurztestat zusammen. Für die Module 4 und 5
wird sie aus den Punkten der Analyse und des schriftlichen Kurztestates berechnet.
Maximal
Modul 1
10
Modul 2
10
Modul 3
10
Modul 4
10
Modul 5
10
Gesamt
50
Gesamtnote Praktikum
Das Praktikum gilt als abgeschlossen, wenn alle Teilbereiche (experimenteller Teil,
Protokolle, Analysen) vollständig absolviert sind. Nur dann wird ihre erbrachte
Leistung durch eine Gesamtnote bewertet. Diese resultiert aus der Addition der
erzielten Punkte, die wie folgt in eine Note umgerechnet werden:
50−
48−
44−
40−
36−
32−
29−
25−
21−
17−
15−
49
45
41
37
33
30
26
22
18
16
0
1,0
1,3
1,7
2,0
2,3
2,7
3,0
3,3
3,7
4
5
Punkte
Note