Manuel Queißer

Manuel Queißer
Eichendorffring 97
35394 Gießen
Giessen, 26.04.02
Protokoll zum 3. Praktikumstag
Verwendete Literatur:
-
Riedel, „Anorganische Chemie“, de Gruyter-Verlag Berlin (1989)
Jander-Blasius, „Analytische und Anorganische Chemie“, S. Hinzel Verlag Stuttgart (1989)
Skript zur Vorlesung Anorganische Chemie 1 und zum Praktikumsseminar
Praktikumsanleitung
Versuch 13: Bestimmung der temporären Wasserhärte:
Theoretische Grundlagen:
Man unterscheidet zwischen der temporären und der permanenten Härte des Wassers. Die temporäre
Härte gibt an, wie viele Erdalkalianionen, dh. Kalzium - und Magnesiumionen enthalten sind. Sie heißt
auch Carbonathärte. Wichtig dabei ist die Zersetzung der Carbonate bei Erwärmung. Dabei entweicht
das Kohlendioxid und das Gleichgewicht der Reaktion verschiebt sich nach links und es fällt CaCO 3,
der Kesselstein, aus. Dies ist dann schlecht für Warmwasser- und Heizungsanlagen. Die permanente,
oder Sulfathärte wird verursacht durch z.B. CaSO4. Sie kann durch Kochen nicht beseitigt werden
(damit sich das Gleichgewicht wieder verschiebt).
Die (temp.) Härte entsteht durch Aufnahme von Ca - und Mg – Ionen aus dem Gestein der Erdkruste
in das Wasser, gelöst und in Lösung gehalten durch die Kohlensäure (H2CO3), deren Kohlendioxid
(Anhydrid) aus der Luft stammt. Andersherum fällt CaCO3 aus, wenn man die Lösung erwärmt (s.o.).
Gleichungen dazu: CO2 + H2O  H2CO3 (CO2 in Luft) , CO2 + H2O + CaCO3  Ca2+ + 2HCO3Die Wasserhärte wird angegeben in Grad Deutscher Härte, oder mmol/L.
Versuchsaufbau:
-
Erlenmeyerkolben, 300ml
Vollpipette, 100ml
Bürette, 50ml
Leitungswasser
0,1m Salzsäure (Maßlösung)
Methylrot
Stativ
Durchführung/ Folgerungen/ Fragen
Mit der Vollpipette misst man 100ml Wasser ab und gibt es in den Erlenmeyerkolben. Außerdem gibt
man einige Tripfen Methylrot dazu. Man führt anschließend eine Titration durch, indem man mit Hilfe
der Bürette die exakte Menge der Maßlösung bestimmt, die nötig ist den Indikator im Kolben
umschlagen zu lassen. Das wiederholt man drei Mal und bildet den Mittelwert.
In der Reaktionsgleichung steht das Verhältnis der zugegebenen Säurestoffmenge zu dem
Ca(HCO3)2 und Mg(HCO3)2. Nun lässt sich aus n(HCL)=n(H3O+)=c(HCL)*V(HCL) die HCL –
Stoffmenge bestimmen und über das obig besprochene Verhältnis, die Stoffmenge der Minerale im
Wasser und damit die Carbonathärte. Die Härte wird also indirekt bestimmt.
Verbrauch: 1.) 2,4ml, 2.) 2,3ml, 3.) 2.5ml
Mittelwert: V = 2,4ml
n(HCL) = cV = 0,1 mol/l * 0,0024l = 2,4 * 10-4 mol = 0,24mmol => n(Ca2+/Mg2+) = 0,12mmol
Die Stoffmenge der Ionen ist ½ der Stoffmenge der HCL, laut Reaktionsgl..
c(Ca2+/Mg2+) = 10*0,12 mmol/l (Mal 10, da sich 0,12 mmol auf 100ml Wasser bezieht, wollen ja
mmol/l)
1.) Die Wasserhärte beträgt also 1,2 mmol/l oder 6,7 °dH.
2.) Die Stoffmenge der HCO3- - Ionen beträgt das Doppelte der Kalziumionenstoffmenge (laut
Reaktionsgleichung a)), also ist die Konzentration auch das Doppelte: 2,4*10 -3 mol/l.
3.) Die Konzentration der Ionen in mmol/l ist der Härtegrad.
Reaktionsgleichungen:
a) Bildung von Ca(HCO3)2 aus CaCO3: CaCO3 + H2O + CO2  Ca2+ + 2HCO3b) Ca(HCO3)2 + 2HCl  Ca2+ + 2Cl- + 2H2O + 2CO2 bzw.
Mg(HCO3)2 + 2HCl  Mg2+ + 2Cl- + 2H2O + 2CO2
Versuch 14: Ammin und Hydroxokomplexe, Hydroxide und Oxidhydrate:
Theoretische Grundlagen:
Komplexverbindungen bestehen aus dem Zentralatom oder-Ion (meist metallisch) und den sich darum
koordinierenden Liganden. Häufige Koordinationszahlen sind 2,4,6. Dabei ordnen sich die Liganden
(meist Anionen) nach ihrem jeweils größten Abständen an (Lewis), z.B. linear (KZ=2) oder tetraedisch
(KZ=4). Komplexe sind schwer wasserlöslich, diejenigen die nur sehr gering dissoziieren, nennt man
starke Komlexe, mit einer hohenBeständigkeitskonstante (errechnet sich wie Konzentrationskonst.
Nach MWG). Löst man in dem Versuch Schwermetalle in Wasser, so komlexieren diese mit den
Wassermolekülen zu Aquakomplexen. Man beobachtet, je nach Komplex, charakteristisch Färbungen
mit den Ausfällungen der Komlexe (Ausnahme: Zn+, farblos). Ursache ist die Bildung der
Komplexionen. Gibt man danach Ammoniaklösung dazu, gehen die OH- - Ionen der Ammoniaklösung
Koordinationsverbindungen mit den Metallkationen ein, indem sie die Wassermoleküle abtrennen
(siehe Bsp. Zn, Gl. a)). Bei weiterer Zugabe von Ammoniaklösung, bilden sich Amminkomplexe,
wasserlöslich, daher verschwindet der NS.
Ammoniak ist ein guter Komplexbildner. Fast alle Metallionen komplexifizieren dann zu
Amminkomplexen. Z.B. oxidiert der Ammonkomplex von Kobalt bald zum CO 3+-Komplex. Nickelionen
bilden Chelatkomplexe mit NH3. Sie sind äußerst stabil und dementspr. schlecht wasserlöslich (siehe
Gl. b)). Durch Zugabe von Natriumhydroxid in großer Menge, bilden sich wieder Hydroxokomplexe.
Edlere Metallionen (von: Cu, Ag) bilden instabile Hydroxokomplexe, die bald zerfallen (siehe Gl. c)).
Dabei werden die Ammoniakliganden frei. Auch charakteristisch für Komlexe ist die sog. Maskierung
der Metallionen, d.h. die gewöhnlichen Reaktionen bleiben aus. Ein Beispiel ist das Ag-Ion. Es
reagiert mit Cl-Ionen zu AgCl (Niederschlag). Durch Zugabe von Ammoniak bilden sich AmminkomlexIonen und die Fällung wird unterbunden. So ist es auch bei der Reaktion von Ag+ mit HCl und (viel,
wenig, Komlex, kein Komlex) der Fall. Statt der Fällung kommt es zur Färbung.
Versuchsaufbau:
- 8 Reagenzgläser
- Glasstab
- Wasser, dest.
- Pipette
- Lösungen von: ZnCl2, CuSO4, NiSO4, CoSO4, AgNO3, KCr(SO4)2, Pb(NO3), FeCl3
- verd. Ammoniaklösung
- NaOH-Plätzchen
- Bunsenbrenner
Durchführung/ Beobachtungen:
Zuerst werden die Reagenzgläser mit den Namen der Zentralatome beschriftet. Danach gibt man je
1ml Wasser in die RG, sowie jeweils 5 Tropfen der Salzlösungen, deren Metallionen, dann
koplexieren. Die Lösungen mussten teilweise noch hergestellt werden. Zu beobachten sind die versch.
Färbungen der Komplexe. Anschließend gibt man mit der Pipette tröpchenweise Ammoniaklösung
hinzu und rühre gut um. Es sind farbige Niederschläge zu sehen. Bei weiterer
Ammoniaklösungzugabe verschwinden die NS. Bei Pb und Fe sind jedoch NS zu beobachten.
Danach gibt man festes NaOH hinzu (Plätzchen) und erwärmt die Lösungen unter dem Abzug.
Hier konnte man teilweise NS beobachten.
Metall/Kation
Zn+
Cu2+
Ni2+
Co2+
Ag+
Cr3+
Pb2+
Fe3+
In H2O
[Zn(H2O)6]2+
farblos
[Cu(H20)6]2+
hellblau
[Ni(H2O)6]2+
grün
[Ca(H2O)6]2+
rot
Ag+ aq
rosa
[Cr(H2O)6]3+
violett
Pb2+ aq
farblos
+ verd. NH3
Zn(OH)2
farbloser NS
Cu(OH)2
blauer NS
Ni(OH)2
hellgrüner NS
Co(OH)2
blauer NS
Ag2O
brauner NS
Cr(OH)3
graugrüner NS
Pb(OH)2
weißer NS
++ verd. NH3
[Zn(NH3)4}2+
farblos
[Cu(NH3)4]2+
tiefblau
[Ni(NH3)6)2+
blau
[Ni(NH3)6]2+
tiefrosa
[Ag(NH3)2]+
farblos
[Cr(NH3)6]3+
weinrot/ violett
Pb(OH)2
weißer NS
+ NaOH
[Zn(OH)4]2farblos
CuO
Schwarzer NS
Ni(OH)2
hellgrüner NS
Ca(OH)2
blauer NS
Ag2O
brauner NS
[Cr(OH3)]blassgrün
[Pb(OH)3]-,
[Pb(OH)4]2farblos
[Fe(H2O)6]3+
rosaviolett (gelb)
Fe(OH)3
brauner NS
Fe(OH)3
brauner NS
Fe(OH)3
brauner NS
Reaktionsgleichungen:
a) [Zn(H2O)6]2+ + 4NH3  [Zn(NH3)4]2+ + 6H2O
b) Ni2+ + 6NH3  [Ni(NH3)6]2+
c) Cu(OH)2  CuO + H2O
Versuch 15: Halogeno-Komplexe und schwerlösliche Halogenide:
Theoretische Grundlagen:
Hier geht es wieder um die Bildung von Komplexen, diesmal auch um Halogenokomplexe, also solche
mit Halogenen als Liganden. Ein Beispiel ist der Chlorokomplex, der bei Zugabe von HCl zu den
Aquakomplexen entsteht. Silber hat die Besonderheit, dass es meist mit zwei Liganden komplexiert.
Auch hier gilt, bei farblosen Lösungen, dass es zu keiner Komplexbildung gekommen ist.
Versuchsaufbau:
-
6 Reagenzgläser
Lösungen von: CuSO4, CoSO4, AgNO3, Pb(NO3)2
Glasstab
Wasser, dest.
Pipette
verd. und konz. Salzsäure
Kaliumioditlösung
Durchführung:
Wie schon im vorherigen Versuch, werden die RG beschriftet und es werden 1ml Wasser
dazugegeben. Je ein RG wird mit CuSO4 und CoSO4, je zwei mit AgNO3 und Pb(NO3)2 befüllt.
Das ganze wird gründlich geschüttelt oder gerührt. Die Farbbeobachtungen werden wieder notiert.
Anschließend gibt man die HCl- Säure tropfenweise dazu. Es kommt zu Niederschlägen und
Färbungen in den Lösungen. Danach kommt in mehreren Schritten, je 1ml konz. Salzsäure dazu,
während die Lösung gut geschüttelt wird. Es kommt zu Färbungen der Lösungen. Nun werden die RG
mit Wasser aufgefüllt und zwar mit je 1-3ml. Zu volle RG werden teilentleert. Es kommt zur Ausfällung
von Silberchlorid bei dem RG mit Ag-Ionen. Ansonsten treten Färbungen ein. Die übrigen Lösungen
mit Pb-und Ag-Ionen werden dann mit 1ml KJ-Lösung versetzt, wieder unter schütteln. Auch hier wird
nun die Menge an KI-Lösung bis zur Koplexierung erhöht, bis höchstens + 5ml (Bei uns waren je ca.
1,5ml nötig). Danach kommt Wasser hinzu, so dass das RG zu 2/3 gefüllt ist. Dann wurde wieder
geschüttelt. Es kommt jeweils zur Bildung von gelben Niedersschlägen in den Lösungen.
Metall-Kation
Co2+
Cu2+
Ag+
Pb+
In Wasser
[Cu(H2O)]2+
rosa
[Cu(H2O)6]2+
farblos
Ag+aq
farblos
Pb+ aq
farblos
Verd. HCl
[Cu(H2O)]Cl
blassrosa
[Cu(H2O)4]Cl
grün
AgCl aq
weißer NS
PbCl2
farblos
Konz. HCl
[CoCl4(H20)2]2blau
[CuCl4]2farblos
[AgCl2]farblos
[PbCl3]-/ [PbCl4]2farblos
Verdünnen
[Co(H2O)4]Cl2
blassrosa
[Cu(H2O)4]Cl2
weißer NS
AgCl aq
weißer NS
Pb2+ aq
farblos
Metall-Kation
Ag+
Pb+
In Wasser
Ag+ aq
farblos
Pb2+ aq
farblos
Verd. KJ-Lösung
AgJ
gelber NS
PbJ2
gelb
Viel KI-Lösung
[Ag2]2hellgelb
[Pb4]2gelb
Verdünnen
AgJ
gelber NS
PbJ2
gelber NS