Modul1_E - Webstil.info

Protokoll: Modul 1
Protokollführer: Axel Gottwald
Seminargruppe: LBCHM-2
Assistent: DC Steffen Fejer
1.Tag: Vorversuche
Herstellen von Lösungen
Vorbereitung:
Aufgabe: Stellen Sie 100 ml einer 0.02 molaren Zinnchloridlösung (SnCl2 ) her.
Berechnung:
Es stand eine SnCl2-Lösung der Konzentration 0.25 mol/l aus, daher konnte der
Weg b) der Herstellung von Lösungen gegangen werden.
geg.:
c(alt)= 0.25 mol/l
ges.: V(neu)
c(neu)= 0.02 mol/l
V(alt)= 100 ml
Lsg.: V(neu)= V(alt)/Verhältnis(c(alt) zu c(neu))
Verhältnis:
c(alt)/Verhältnis= c(neu)
Verhältnis= 0.25/0.02 (Einheiten kürzen sich raus)
Verhältnis= 12.5
V(neu)=100 ml/12.5= 8 ml
Beobachtung:
Demnach werden 8 ml der Ausgangslösung von Zinnchlorid mit 92ml entionisiertem
Wasser gemischt.
Auswertung:
Die erste Aussage ist nicht korrekt, da durch eine Oberflächenvergrößerung mehr
Moleküle des Lösungsmittels die Teilchen des zu lösenden Stoffes angreifen können, als
bei kleinerer Oberfläche. Damit löst sich also ein Stoff umso schneller, desto mehr er
vorher zerkleinert wurde.
Die zweite Aussage ist hingegen korrekt. Denn wenn sich die Moleküle des
Lösungsmittels schneller ungeordnet bewegen, treffen auch häufiger Moleküle des
Lösungsmittels mit den Molekülen des zu lösenden Stoffes zusammen. Das bedeutet der
Lösungsvorgang läuft schneller ab als bei Zimmertemperatur. Außerdem müssen die
Bindungskräfte des Feststoffes überwunden werden. Dazu benötigt die Reaktion
Energiezufuhr, welche durch Erwärmen verbessert werden kann. Der Lösungsvorgang ist
meist ein endothermer Prozess. Das heißt nach dem Prinzip von LeChatélier läuft ein
Prozess der seine Energie aus der thermischen Umgebungsenergie bezieht bei
Temperaturerhöhung besser ab, um der Erwärmung entgegen zu wirken.
Die dritte Aussage ist wiederum falsch, da auch hier wieder eine stärkere
Teilchenbewegung des Lösungsmittels den Lösungsvorgang beschleunigt. Dies wird
besonders dann deutlich, wenn man sich einen strömungsfreien Lösungsprozess vorstellt.
Aufgrund der Brownschen Molekularbewegung gehen zwar sofort einige Teilchen des
Feststoffes in Lösung, aber das Konzentration der Lösung im näheren Umfeld des
Feststoffes würde schnell derart ansteigen, dass der „Zwang“ des Lösungsvorganges
nachlassen würde. Das bedeutet eine strömungsfreies Lösungsmittel löst einen Feststoff
langsamer als ein durch Rühren mit Strömung versetztes Lösungsmittel.
Entsorgung:
Die hergestellte Lösung wird in die dafür vorgesehene, bereitgestellte Flasche gefüllt,
damit sie in spätereren Experimenten wieder verwendet werden kann.
Handhabung des Bunsenbrenners
Vorbereitung:
Der Bunsenbrenner oder Teclu-Brenner arbeitet mit Erdgas. Grundsätzlich besteht dieses zu
über 80% aus Methangas und zu etwa 3% aus Ethangas. Weitere Bestandteile sind:
Stickstoff, Kohlendioxid, Propan, Butan und höhere Kohlenwasserstoffe. Je nach
Zusammensetzung wird das Erdgas in zwei Gruppen eingeteilt, welche sich nach dem
Methangehalt des Erdgases richten. Man unterscheidet Gase der Gruppe LL (80%
Methan, 3% Ethan, 14% Stickstoff, sowie Spuren von Kohlendioxid, Propan, Butan und
höheren Kohlenwasserstoffen) von den Gasen der Gruppe E (90% Methan, 3%Ethan, 1%
Stickstoff, sowie Spuren von Kohlendioxid, Propan, Butan und höheren
Kohlenwasserstoffen). Gase der Gruppe E sind dabei die besser verwertbaren Erdgase.
Durchführung:
a) Erzeugen Sie am Brenner eine leuchtende und eine nichtleuchtende, gegliederte
Flamme. Halten Sie in jede dieser Flammen kurz eine kalte Porzellanschale!
b) Halten Sie die Mitte eines Streichholzes etwa zwei bis drei Sekunden in den blauen
Kegel der gegliederten Flamme.
c) Stellen Sie sich pro Person aus den ausstehenden Glasstäben zwei Rührstäbe (1x 10cm,
1x20cm) her.
Beobachtung:
a) Eine leuchtende Flamme entsteht wenn dem Gas vor der Zündung kein Luftsauerstoff
zugefügt wurde. Dazu wird die Luftzufuhr des Brenners so eingestellt, dass sich möglichst
keine Luft mit dem Erdgas mischen kann bevor es entzündet wird. Eine gegliederte,
nichtleuchtende Flamme entsteht bei einer guten Durchmischung des Erdgases mit Luft,
vor der Zündquelle des Teclu-Brenners. Dazu wird die Luftzufuhr des Brenners soweit
wie möglich geöffnet. Die jetzt blaue Flamme zeigt klare Strukturen. Einen inneren,
dunklereren und einen äußereren, hellereren Flammenkegel. Die Porzelanschale die in die
leuchtende Flamme gehalten wurde war weniger heiß als die in die nichtleuchtende,
strukturierte Flamme gehaltene Porzellanschale. Außerdem war erstere stärker mit Ruß
bedeckt.
b) Vor der vollständigen Verbrennung des Streichholzes, verfärbt sich dieser zunächst an den
Randstellen der Flamme schwarz.
c) Der Glasstab wird angeritzt, während Hände und Sollbruchstelle mit einem mit einem
Stofftuch geschützt werden. Es entsteht eine durchgehende aber scharfe Bruchstelle. Diese
wird mit Hilfe des Brenners abgerundet um Verletzungen zu vermeiden. Dabei kann das
erhitzte und rotglühende Ende auch auf der Arbeitsfläche gedreht werden um die Rundungen zu verbessern. Das Anritzen stellte sich als ein wenig problematisch und riskant
heraus.
Auswertung:
a) Die Porzellanschale, welche in der nichtleuchtenden Flamme erwärmt
wurde war
heißer und weniger mit Ruß bedeckt. Die leuchtende Flamme ist demzufolge die weniger
erhitzende der beiden Flammenarten. Sie ist außerdem unregelmäßiger und
unstrukturierter als die nichtleuchtende Flamme. Dies liegt in der vorheriger Luftzufuhr
der nichtleuchtenden Flamme begründet. Die ungegliederte Flamme entsteht aufgrund
des fehlenden Luftsauerstoffes, welcher erst nach der Zündquelle aufgenommen werden
kann. Dies führt zu einem insgesamt höheren und breitereren Flammenkegel, sowie zu
einer ständigen Änderung der oxiderenden und reduzierenden Zonen der Flamme. Nimmt
also die Reaktionszone der Flamme ein größeres Volumen ein so ist auch die Temperatur
der Flamme geringer. Bei Öffnung der Luftzufuhr ensteht eine insgesamt kleinere
Flamme, die stärker strukturiert ist. Da die Flamme und damit die Reaktionszone weniger
Raum einnimmt ist die Temperatur der nichtleuchtenden Flamme wesentlich höher als die
der leuchtenden Flamme. Dies begründet die stärkere Erhitzung der Porzellanschale.
b) Das Streichholz wird bei seiner Verbrennung oxidiert. Die Verfärbung zeigt demnach das
die Oxidationszone der gegliederten Flamme im hellereren Außenkegel zu finden ist.
Und
daraus erschließt sich, dass sich die reduzierende Zone im Innenkegel der Flamme
befindet. Warum die beiden Zonen so verteilt sind wird klar wenn man bedenkt das im
äußereren Kegel ein höherer Sauerstoffanteil und im inneren ein höherer
Kohlenmonoxidanteil vorzufinden sind. Die Temperatur des Innenkegels beträgt in etwa
500°C und die Temperatur des Außenkegels beträgt ca. 1500°C. Die heißeste Stelle der
Flamme ist kurz über dem Innenkegel postiert. Bei zu starker Luftzufuhr oder zu geringer
Gaszufuhr kann es zum „Durchschlagen“ der Flamme kommen. Darunter ist zu verstehen,
dass die Flamme im Brennerrohr, direkt über der Luftzufuhr, brennt und das Metall
erhitzt. In diesem Fall sollte das Gas sofort abgestellt werden und die Luftzufuhr neu
eingestellt werden um, nach dem Abkühlen des Brenners, mit dem normalen Betrieb des
Brenners fortzufahren.
c)Weitere Möglichkeiten zur Erzeugung hoher Temperaturen sind z.B.: Eine Kochplatte,
Tauchsieder, Mikrowellenstrahlung, Spiritusbrenner, Kohle-, Holzofen und das Erhitmit einem Gebläsebrenner.
Flammenprofil:
Arbeiten mit dem Reagenzglas
Durchführung:
ein
zen
a) Ein Reagenzglas wird etwa zur Hälfte mit Wasser gefüllt und mit Hilfe einer
Reagenzglasklammer senkrecht in die nichtleuchtende Bunsenbrennerflamme
gehalten.!VORSICHT, Spritzgefahr!
b) Ein Reagenzglas wird zu einem Viertel mit Wasser gefüllt und mit Hilfe einer
Reagenzglasklammer unter ständigem Schütteln in die nichtleuchtende
Bunsenbrennerflamme gehalten.
c) In einem Reagenzglas werden ca. 2 ml gesättigte Soda-Lösung (Na2CO3) mit zwei
Tropfen Methylrot-Indikator-Lösung versetzt. Mit Hilfe einer Pasteurpipette wird dann
verd. Salzsäure tropfenweise zugesetzt und durch Schütteln des Glases vermischt. Es
entwickelt sich ein Gas.
d) Ein Becherglas wird mit etwas Wasser gefüllt und auf einen Stativring mit Netz
erwärmt, bis das Wasser kocht. Geben Sie nun einen Siedestein hinzu (hier: ausstehende
Glasperle).
Beobachtung:
a) Im unteren Teil des Reagenzglases beginnt das Wasser sehr schnell zu sieden und der
entstehende Wasserdampf steigt mit dem darüber befindlichen liquiden Wasser auf und
führt letztendlich zum Herausspritzen des Wassers.
b) Das Wasser erhitzt sich gleichmäßiger als im vohergehenden Versuch. Auf
Herausspritzen muss trotzdem geachtet werden.
c) Nach Zugabe von Methylrot-Indikator-Lösung ist die Lösung insgesamt gelblich.
Tropft man nun die Salzsäure hinzu wird die Lösung rot.Das entstehende Gas ist nicht
brennbar und nicht brandfördernd.
d) Der Wasserdampf steigt nach Nachlassen der Wärmezufuhr nur noch an den
Siedesteinen auf, da diese die Wärme speichern. Dadurch kann ökolgischer gearbeitet
werden, da auch nach Wegnahme der Wärmequelle noch einige Zeit Wasserdampf
erzeugt werden kann.
Auswertung:
a) Die beobachtete Erscheinung wird Siedeverzug oder -verzögerung genannt. Hierbei
kommt es z.T. zu explosionsartigem Sieden, wobei die Temperatur der Flüssigkeit auf
bzw. unter den eigentlichen Siedepunkt zurückgeht.
b) Durch das Schütteln und ein weniger gefülltes Reagenzglas kann der Siedeverzug
minimiert und damit die Spritzgefahr verringert werden.
c) Bei dem entstehendem Gas handelt es sich wahrscheinlich um Kohlendioxid.
2Na+(aq) + CO32-(aq) + 2H3O+(aq) + 2Cl-(aq)  2Na+(aq) + CO2(g)+ 3H2O
Bei der beschriebenen Gleichgewichtsreaktion wird durch die Zugabe von Salzsäure,
welche zu H3O+ und Cl- dissoziiert, die Hinreaktion nach dem Prinzip von LeChatélier
bevorzugt, da durch den Überschuß der Edukte der Zwang der Hinreaktion erhöht wird. Die
Karbonationen wirken leicht basisch, da sie das korrespondierende Basenpaar der
Kohlensäure darstellen und einige H+ -Ionen an sich binden. Es entstehen
Hydrogenkarbonationen. Nach Zugabe der Salzsäure kann nun durch den Überschuß an
Hydroniumionen echte Kohlensäure entstehen. Bei Normaldruck zerfällt diese sehr
schnell in Wasser und Kohlendioxid, welches als Gas aufsteigt.
d) Siedesteine speichern die Ihnen zugeführte Wärme und geben Sie später nach und nach
wieder ab.
Allgemein kann zum Umgang mit Reagenzglässern und dem Bunsenbrenner gesagt
werden, dass immer darauf geachtet werden muss wohin die Öffnung des Reagenzglases
beim Erwärmen zeigt, da mit Siedeverzug gerechnet werden muss. Außerdem muss
immer eine Reagenzglasklammer zum halten des Reagenzglases benutzt werden. Es darf
beim Erwärmen kein Stopfen auf einem Reagenzglas stecken.
Abschätzen von Flüssigkeitsmengen
Durchführung:
a) Füllen Sie drei unterschiedlich große Reagenzgläser zu je 1/4 mit Wasser. Notieren Sie
jeweils die mit einem Volumenmessgefäß ermittelte Wassermenge. Versuchen Sie mit
jedem Reagenzglas dreimal hintereinander die gleiche Wassermenge einzufüllen.
Notieren Sie auch hier Ihre Werte. Ein Fehler von +10% wird toleriert.
b) Wiederholen Sie den Versuch mit halbgefüllten Reagenzgläsern.
c) Nehmen Sie mit einer Pasteurpipette mehrmals je 1 ml Wasser auf und notieren Sie die
Füllhöhe.
d) Tropfen beliebiger wässriger Lösungen normaler Viskosität (etwa wie reines Wasser) haben
etwa gleiches Volumen. Versuchen Sie, diese Aussage für zwei verschiedene, aber ökologisch
unproblematische ausstehende Lösungen (verd. Säuren und Basen) zu
bestätigen,
indem Sie die Tropfen zählen, die Sie zum Füllen eines Messzylinders bis zu
den Marken
2, 4 und 6 ml benötigen.
Beobachtung:
a) Folgende Werte wurden notiert:
Reagenzglas
1.Versuch
2.Versuch
3.Versuch
Klein
7,1 ml
6.8 ml
6,2 ml
Mittel
4,6 ml
4,8 ml
5,5 ml
Groß
1,2 ml
1,5 ml
1,4 ml
b) Folgende Werte wurden notiert:
Reagenzglas
1.Versuch
2.Versuch
3.Versuch
Klein
11,3 ml
12,2 ml
11,8 ml
Mittel
7 ml
6,4 ml
7,5 ml
Groß
2,2 ml
2,4 ml
1,8 ml
c) Folgende Werte wurden notiert:
Versuch
Pipettenfüllhöhe
1.
9,1 cm
2.
9,5 cm
3.
9,8 cm
4.
9,2 cm
5.
9,1 cm
d) Folgende Flüssigkeiten habe ich genommen: verd. NaOH und verd. CH3COOH. Dies
zu nachstehenden Messwerten:
Füllhöhe Verd. NaOH Verd. CH3COOH
2 ml
37 Tropfen
52 Tropfen
4 ml
89 Tropfen
108 Tropfen
6 ml
139 Tropfen
151 Tropfen
führte
Auswertung:
Allgemein können bei Reagenzgläsern durch Schätzen der Füllhöhe relativ gleichmäßig
ähnliche Werte erzielt werden. Dass Zählen von Tropfen zur Volumenmessung war
mir wenig erfolgreich.
sehr
bei
Trennoperationen
Durchführung:
1) Man versetze in einem Reagenzglas ca. 0.5 ml der ausstehenden, wässrigen Kaliumiodid/IodLösung (KI/I2) mit 2 ml Petrolether (100°C – 140°C), verschließe das Reagenzglas mit einem
Stopfen und schüttele kräftig. Wenn sich beide Phasen wieder getrennt haben, erkennt man, dass
ein Teil des Iods aus der wässrigen Phase in den Petrolether übergegangen ist (Woran?).
2)Man pipettiere die Petrolphase (welche ist es?) aus dem vorherigen Versuch ab und gebe die
gleiche Menge 0.1 M KI-Lösung zu. Dann schüttle man kräftig durch und beobachte die Lösung
nach Trennung der Phasen gegen einen weißen Hintergrund. Die KI-Lösung ist jetzt schwach
braunviolett gefärbt. Sollte dies nicht der Fall sein, gebe man noch eine Spatelspitze festes KI
hinzu und schüttle erneut kräftig durch.
Beobachtung:
1) Es werden zwei Phasen sichtbar: eine untere tiefbraune und eine obere rötlich-violette Phase.
Nach Schüttlen des Reagenzglases wird die violette Phase sogar noch farbintensiver.
2) Nach Zugabe von KI-Lösung und erneutem Schütteln hat sich die violette Phase wieder
hellviolett gefärbt und die untere gelblich-braun.
Auswertung:
1) Der Petrolether löst offensichtlich das charakteristische Iod aus der wässrigen Lösung,
während das Kaliumiodid in der wässrigen Lösung gelöst bleibt. Dies ist daher nachvollziehbar,
da Iod eine unpolare Molekülstruktur aufweist und sich daher in unpolaren Lösungsmitteln löst,
während Kaliumiodid eine polare Molekülstruktur aufweist und sich daher nur in polaren
Lösungsmitteln lösen kann.
2) Eigentlich löst sich das unpolare Iod sehr schlecht in polaren Lösungsmitteln wie Wasser.
Daher kann Wasser auch nicht zum Ausschütteln verwendet werden. Löst man Iod jedoch in
einer KI-Lösung auf, so bilden sich sogenannte Polyiodide:
KI(aq) +I2(s)KI3(aq)
KI3(aq) + 3I2(s) KI9(aq)
Anfangs bildet sich tiefbraunes Kaliumtriiodid, gibt man jedoch weiteres Iod hinzu so bildet sich
Kaliumnonaiodid.
2. Tag: Sublimation, Sole/Gele und Extraktion
Trennung von NaCl und I2 durch Sublimation
Durchführung:
Zur Sublimation verwendet man das ausstehende Gemisch aus I2 und NaCl. Eine kleine
Spatelspitze dieser Mischung 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 Wasserdampf die zu trennende Mischung auf. Die Sublimation erfolgt vom
Uhrglas aus in den Trichter, welcher am Trichterhals eventuell mit einem feuchten Filterpapier
gekühlt wird.
Beobachtung:
Sobald Wasserdampf entsteht und das Uhrglas erwärmt wird über diesem ein violettes Gas
sichtbar. Nach einer Weile ist von dem Ausgangsgemisch nur noch ein weißes Salz übrig. Nimmt
man nun das Filterpapier vom Trichter ab wird eine auskristallisierte Substanz am Trichter
sichtbar. Es handelt sich bei diesen violetten Kristallen um fetes Iod. Die auf dem Uhrglas
zurückgebliebene Substanz muss demnach Kochsalz sein.
Auswertung:
Unter Sublimation versteht man den nahezu nahtlosen Übergang eines Stoffes aus seinem festen
Aggregatzustand in seinen gasförmigen Aggregatzustand. Dies geschieht meist, dann wenn
Schmelz- und Siedetemperatur eines Stoffes sehr nah beieinander liegen, wie z.B. bei Iod. Eine
Sublimation kann jedoch nur stattfinden wenn die Siedetemperatur des Stoffes möglichst rasch
erreicht wird. Die entstandenen Kristalle am Trichterhals war durch die Abkühlung wieder
resublimiertes Iod.
Weitere Beispiele für Sublimationen sind u.a.: Trockeneis (fester Stickstoff) bei
Zimmertemperatur, festes Helium bei Temperaturen über -269°C und alle Halogene.
Berliner Blau: Sole und Gele
Durchführung:
Verwenden Sie folgende ausstehende Lösungen:
Lösung A: 0.04 M Eisen-(III)-chlorid-Lösung
Lösung B: 0.03 M Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösung
Herstellung des positiv geladenen Sols:
Unter Umschwenken gießt man 4 ml der Lösung A und 5 ml der Lösung B zusammen und
filtriert eventuell ausgefallenes Koagulat ab.
Herstellung des negativ geladenen Sols:
Man verdünnt 1,5 ml der Lösung B auf 5 ml und gibt 1 ml der Lösung A langsam unter
Umschwenken zu und filtriert eventuell ausgefallenes Koagulat ab.
Je 1 ml des Sols werden dann tropfenweise mit maximal 0,5-0,6 ml folgender ausstehender
Lösungen versetzt. Notieren Sie, ob und ab wann Koagulation eintritt.
Positiv geladenes Sol:
0.1 M K4[Fe(CN)6]
0.1 M K2Cr2O7
0.1 M KSCN
negativ geladenes Sol:
0.1 M AlCl3
0.1 M CaCl2
0.1 M NaCl
Zur Beurteilung der Flockenwirksamkeit kann nach der Reagenzzugabe sorgfältig zentrifugiert
werden. Wenn ein Bodensatz festgestellt wird, ist Koagulation eingetreten. Sole lassen sich nicht
sedimentieren.
Ein beliebiges abfiltriertes Koagulat wird mit Wasser gewaschen. 2 ml eines Sols werden
aufgekocht und anschließend zentrifugiert. Welche Vorgänge beobachten Sie?
Nach den Versuchen vereinigen Sie alle Berlinerblau enthaltenden Lösungen in einem
Becherglas, fügen ca. 100-300 mg (kleine Spatelspitze) festes FeCl3 zu und kochen auf, um die
Sole zu koagulieren. Ist nach 5 min. Sieden noch keine Koagulation eingetreten, so gibt man
noch etwas KCl zu und lässt 5 min. weiter sieden.
Beobachtung:
Die beiden hergestellten Sole sind tiefblau und hinterlassen kein Koagulat beim abfiltrieren.
Sechs Zentrifugenreagenzgläser werden mit je 1 ml Lösung gefüllt. Drei mit positiven Solen und
drei mit negativen Solen. Anschließend werden folgende Lösungen in vorgegebenem Volumen
zugegeben:
Posities Sol
Negatives Sol
Substanz
Volumen in ml
Resultat
Substanz
Volumen in ml Resultat
0.1 M
K4[Fe(CN)6]
0,5
Koagulat
0.1 M AlCl3
0,5
Koagulat
0,3
Koagulat
0.1 M CaCl2
0,6
Koagulat
0.1 M K2Cr2O7
1
Sol
0.1 M NaCl
1
Sol
0.1 M KSCN
Bis auf die Reaktion mit 0.1 M K2Cr2O7 -Lösung mussten alle Koagulate erst zentrifugiert
werden. Das von 0.1 M K4[Fe(CN)6] abfiltrierte Koagulat konnte mit entionisiertem Wasser
gewaschen werden. 2 ml eines anfänglich hergestellten positiven Sols wurden abgekocht und
anschließend zentrifugiert. Die Lösung enthielt ein Koagulat. Die im Becherglas gesammelten
Berlinerblau- Lösungen wurden nach zufügen des festen FeCl3 aufgekocht. Nachdem die
Koagulation nur in geringem Maße eingetreten war, wurde noch KCl zugegeben und abermals
aufgekocht. Dies bewirkte eine stärkere Koagulation der Sole.
Auswertung:
1. Die entstandenen tiefblauen Sole werden als Berlinerblau bezeichnet
({K[Fe(III)Fe(II)(CN)6]}).
Um ein positiv geladenes Sol herzustellen benötigt man folgendes Molverhältnis der
Ausgangsstoffe:
n(FeCl3) = V x c(FeCl3) = 0,004 l x 0,04 mol/l = 0,00016 mol
n(K4[Fe(CN)6]) = V x c(K4[Fe(CN)6]) = 0,005 l x 0,03 mol/l =0,00015 mol
n(K4[Fe(CN)6])/n(FeCl3) = 15/16  1
2. Im Versuch hat sich gezeigt, dass Kaliumdichromat das effektivste Reagenz und
Kaliumthiocyanat sowie Kochsalz die uneffektivsten Reagenzien für die Koagulation sind. Die
anderen drei Reagenzien sind etwa gleich effektiv. Ein Zusammenhang zwischen der Ladung,
des Radius der entgegengesetzten Ionen konnte nicht ermittelt werden.
3. Durch Erhitzen der Lösung bildete sich abermals Koagulat.
Das Auswaschen erzeugte hingegen ein Sol, welches wieder durch das Filterpapier
durchdringen konnte. Da sich das abfiltrierte Koagulat wieder im Wasser lösen konnte,
Extraktion von Cobalt aus einem Co2+/Ni2+-Lösungsgemisch
Durchführung:
In einem Reagenzglas werden exakt 1 ml 0.1 M CoSO4-Lösung und 1 ml NiSO4-Lösung
gemischt. Ein weiteres Reagenzglas wird mit exakt 2 ml 8 M Ammoniumrhodanidlösung
(NH4SCN) gefüllt. Man stelle sich zudem vier Reagenzgläser mit exakt 4 ml
Essigsäureethylesther (Ethylacetat) bereit, der das organische Extraktionsmittel darstellt. Zur
Bestimmung des Verteilungskoeffizienten werden zusätzlich ca. 50 ml Essigsäureethylester
benötigt. Nun gibt man die Thiocyanatlösung vollständig zu der NI2+/Co2+-Lösung und mischt.
Eines der Ionen bildet einen stark farbigen Komplex. Welchen? Dann fügt man der Miischung 4
ml Essigsäureethylesther zu, verschließt das Reagenzglas mit einem Stopfen und schüttelt gut.
Danach wartet man ca. 3 min. ab, bis sich die Phasen getrennt haben, trennt dann die
untere,wässrige Phase möglichst quantitativ ab und fügt Ihr 4 ml Ester zu. Man extrahiert erneut
und wiederholt den Vorgang noch zweimal. Hierbei wird ein Komplexsalz in die organische
Phase überführt. Welches? Am Schluss trennt man die wässrige Phase aus der vierten Extraktion
ab, womit nur noch vier organische Phasen (Extraktionen) mit annähernd gleichen Volumina
vorliegen, die das Komplexsalz in sinkenden Konzentrationen enthalten. Die wässrige Phase
sollte die typisch lindgrüne Phase von hydratisierten Ni2+ aufweisen.
Bestimmung des Verteilungskoeffizienten υ.
Man füllt exakt 1 ml (V0) der ersten organischen Phase in ein sauberes Reagenzglas. Diese
verdünnt man solange mit Essigsäureethylesther, bis die Farbe mit der Farbe der organischen
Phase der zweiten Extraktion übereinstimmt.Dies wird mit je 1 ml der zweiten und dritten
Extraktion wiederholt. Abschließend bestimmt man mit einem Messzylinder die dann erreichten
Volumina der ersten drei Extraktionen V1, V2 und V3 und notiert sie. Der Verteilungskoeffizient
ist durch υ =(V i -V0)/V0 (i = 1,2 ...n-1) gegeben. Da hier V0 =1 ml resultiert υ =Vi -1 mit i =
1,2,3, und sollte für alle Bestimmungen in etwa gleich sein (Bereich zwischen 10 und 20)
Beobachtung:
Nachdem die ersten drei Lösungen gemischt wurden, entstand eine tiefblaue Lösung. Nun wird
Essigsäureethylester hinzugegeben und kräftig durchgeschüttelt. Es entstehen zwei Phasen, eine
obere, tiefblaue Essigsäureethylestherphase und eine untere, grünliche, wässrige Phase. Im
unpolaren Essigsäureethylesther hat sich der blaue Komplex gelöst, während die grüne Phase
andeutet, dass in ihr weiterhin Ni2+ zu finden ist. D.h.: die Cobaltionen haben mit dem
Thiocyanat einen Komplex gebildet. Die eher grünliche untere Phase wird nun quantitativ
abgetrennt und wieder mit Essigsäureethylesther versetzt. Es wird weiter verfahren wie in der
Durchführung beschrieben. In jeder weiteren Extraktion können immer weniger
Komplexgruppen herrausgelöst werden, sodass sich bei der vierten Extraktion eine nur sehr
blassbläuliche Phase von der nun endgültig lindgrünen, unteren Phase absetzen kann. Es kann
davon ausgegangen werden, dass sich der Cobalt-Komplex vollständig von der
Nickelsulfatlösung (lindgrün) getrennt hat. Die vier unterschiedlichen organischen Phasen sind
mit fortschreiten der Extraktion immer weniger farbintensiv geworden. Um den
Verteilungskoeffizienten zu bestimmen wird von der jeweils vorhergehenden Phase 1 ml solange
mit Essigsäureethylesther verdünnt bis sie die Farbintensität der nachfolgenden Phase erreicht
hat und daraufhin das benötigte Volumen gemessen. Folgende Werte wurden erzielt:
V1
V2
V3
8 ml
7,3 ml 6,2 ml
Auswertung:
Co2+ + 2 SCN-  [Co(SCN)2]
2 SCN- + [Co(SCN)2] + 2H+  H2 [Co(SCN)4]
Die beiden erzeugten Komplexe wirken in polarer als auch in unpolarer Lösung blau.
Die Verteilungskoeffizienten berechnen sich wie folgt:
υ = V1 – 1= 7
υ = V2 – 1 = 6,3
υ = V3 – 1 = 5,2
Mittelwert υ = 6,2
Der Verteilungskoeffizient sollte für alle Bestimmungen etwa gleich sein. Schwierigkeiten
ergaben sich jedoch im visuellen Farbabgleich beim Verdünnen. Auch sind die einzelnen wie der
durchschnittliche Verteilungskoeffizient zu gering (10-20)
Lewis-Formel:
Das nernstsche Verteilungsgesetz beschreibt das Lösungsverhalten von Substanzen, die sich
sowohl in polaren als auch in unpolaren Lösungsmitteln gut lösen, in zwei nicht miteinander
mischbaren Flüssigkeiten, die miteinander in Kontakt stehen.
Formel:
K = c1/c2
wobei:
K - Nernst'sche Verteilungskoeffizient
c1 - Konzentration in der lipophilen Phase
c2 - Konzentration in der hydrophilen Phase
Aufgestellt wurde dieser Zusammenhang 1891 von Walther Hermann Nernst, nach dem das
Gesetz auch benannt wurde.
3. Tag: Säuren, Basen und pH-Wert
pH-Wert und Umschlagsintervalle von Indikatoren
Durchführung:
In den Chemikalienregalen stehen 10 Lösungen aus, nummeriert von pH 2 – pH 11. Bestimmen
Sie die Umschlagsintervalle von Bromkresolgrün, Methylrot und Phenolphtalein. Dazu füllt man
3 x 10 Reagenzgläser mit je 1 ml der 10 Lösungen in pH – Wert steigender Reihenfolge sowie
jeweils einem Indikator (2 Tropfen) je Serie und mischt gut. Der pH – Bereich, in dem der
Farbumschlag stattfindet, ist das Umschlagsintervall. Des weiteren wird der pH – Wert von
entionisiertem Wasser und Leitungswasser bestimmt.
Beobachtung:
Die Indikatoren haben bei folgenden Werten umgeschlagen:
Indikatoren
Beobachtete Umschläge
Farbänderung
Bromkresolgrün bei pH 5 – pH 6
grün (pH – Werte kleiner 5) zu blau
Methylrot
bei pH 6
gelb (pH – Werte kleiner 6) zu rot
Phenolphtalein
bei pH 8 – pH 9
weiß/farblos (pH – Werte kleiner 8) zu dunkelrot
Für entionisiertes Wasser wurde ein pH – Wert von 7 festgestellt.
Für Leitungswasser wurrde ein pH – Wert von 6 festgestellt.
Auswertung:
+
Der pH – Wert gibt die Konzentration der H3O -Ionen in einer Lösung auf einer logarithmischen
+
Skala an, nach der Formel pH = -log[c(H3O )]. Ist der pH – Wert kleiner als sechs spricht man
von sauren Lösungen und ist der pH – Wert größer als acht spricht man von alkalischen
Lösungen. Ein pH - Wert von sieben gilt als neutral. In der Regel kann davon ausgegangen
werden, dass sich der pH – Wert von Lösungen zwischen null und vierzehn befindet. Weiterhin
kann der pH – Wert auch über die Konzentration der OH- Ionen Auskunft geben.
Autoprotolyse beschreibt eine Reaktion von Wassermolekülen untereinander die als Grundlage
für die Existenz von Säuren und Basen gesehen werden kann. Diese Reaktion läuft nach
folgender Gleichung:
+
H2O + H2O  H3O + OHDabei handelt es sich um eine Gleichgewichtsreaktion bei der die Konzentration von
Hydroniumionen und Hydroxidionen stets gleich groß ist, und bei neutralem Wasser in etwa bei
10-7mol/l liegt. Daher ergibt sich hierfür immer der pH – Wert 7.
Säure-Basen-Indikatoren sind in der Regel schwache Säurren,welche sich farblich distinkt von
ihren Salzen unterscheiden. Liegen sie in einer Lösung vor, reagieren sie abhängig des sauren
beziehungsweise basischen Charakters der Lösung, und geben durch deren Farbe an ob sie
jeweils als Salz (alkalische Lösung) oder Säure (saure Lösung) vorliegen. Ihr Umschlagswert
liegt mit etwas Toleranz am pKs- Wert des Indikators.
In der Literatur finden sich für die im Versuch verwendeten Indikatoren folgende
Umschlagsbereiche:
–
Bromkresolgrün: pH: 3,8-5,4;
–
Methylrot:
pH: 4,4 -6,2; pKs:5,1;
–
Phenolphtalein:
pH: 8,3-10,0; pKs:9,6;
pKs:4,7;
Der Existenzbereich des NH4+-Ions
Durchführeung:
Referenzlösungen: In drei Reagenzgläsern gebe man je 5 ml der Lösungen mit pH-Wert 8,9 und
10 und versetze sie mit je drei Tropfen Universalindikator. Nun werden je 5 ml 2 M NH4ClLösung und drei Tropfen Universalindikator in 5 Reagenzgläser gefüllt und gemischt. Im zweiten
Reagenzglas stellt man durch tropfenweise Zugabe von verd. NaOH und Vergleich zu den
Referenzlösungen den pH-Wert 8, im dritten 9 und im vierten 10 ein. Das erste lässt man
unverändert, und in das letzte gibt man 8 Pätzchen festes NaOH und löst kurz unter Rühren mit
dem Glasstab. Die NH3-entwicklung erkennt man an der Färbung eines sofort nach der NaOHZugabe in den Dampf gehaltenen, angefeuchteten pH-Papiers und am Geruch.
Beobachtung:
Es wurden folgende Messwerte aufgenommen:
Glas1
Glas2
Glas3
Glas4
Glas5
Glas1
Glas2
Menge NaOH 0
2 Tropfen
Tropfen
pH-Werte
8
5
Beobachtung
keine
(Unitest)
-
Glas3
Glas4
Glas5
4 Tropfen 16 Tropfen
8 Plätzchen
9
10
13
Geruch/ Unitest
wurde blau
Geruch und Gasentwicklung /Unitest - blau
leicht
Farbänderun bläulich
g
Auswertung:
Das Reaktionsgleichgewicht lautet wie folgt:
NH4+ + OH-  NH3 + H2O
Gibt man nun Na OH zur Lösung verschiebt sich das Reaktionsgleichgewicht nach LeChatélier,
sodass die Hinreaktion verstärkt wird.
Titrationskurve:
Das Chromat-Ion und das Dichromat-Ion
Durchführung:
a) Zwei kleine Reagenzgläser füllt man je etwa 1 cm hoch mit 0.5 M K2Cr2O7-Lösung. Zum
ersten Reagenzglas gibt man 1 cm verd. NaOH unjd zu zweiten gleichviel Wasser. Danach gibt
man in das erste etwa 1,5 cm verd. HCl und in das zweite gleichviel Wasser. Färbungen und pH –
Werte der Lösungen werden notiert.
b) Zu 1 ml 0,5 M K2Cr2O7-Lösung gibt man 1 ml 0,5 M BaCl2, schüttelt gut durch, misst den pHWert des Gemisches und vergleicht ihn mit dem pH-Wert der beiden reinen Ausgangslösungen.
Geben Sie tropfenweise konz. HCl bis zur vollständigen Auflösung des Niederschlags hinzu.
Beobachtung:
a) Die anfänglich orangene K2Cr2O7-Lösung verfärbt sich unter Zugabe von verd. NaOH gelb
und unter darauffolgende Zugabe von verd. HCl wieder orange. Der pH – Wert ist anfänglich bei
5 steigt nach NaOH-Zugabe auf 8 und sinkt bei HCl-Zugabe wieder auf 1,5. Bei Zugabe der
selben Menge Wasser wird die Lösung nur heller, die Farbe bleibt aber orange und der pH-Wert
bleibt bei 5.
b) Bei BaCl2-Zugabe fällt ein gelblicher Niederschlag aus und der pH-Wert sinkt auf 3 ab. Dies
ist nicht aus dem pH-Wert von BaCl2 von 6 zu erschließen. Es muss also eine Reaktion
stattfinden. Nach Zugabe von 7 Tropfen konz. HCl löst sich der Niederschlag wieder auf.
Auswertung:
a) Das Chromat- und das Dichromat-Ionen stehen in wässrigen Lösungen zueinander im
Gleichgewicht, abhängig vom pH-Wert, gemäß der folgenden Reaktionsgleichung:
2CrO42- + 2H3O+  HCrO4- +H2O
2HCrO4- Cr2O72- +H2O
Über einem pH-Wert von 8 liegen hauptsächlich Chromationen vor. Zwischen pH=6 und pH=7
liegen in sehr verdünnten Lösungen lediglich Hydrogenchromat-Ionen vor, in stärker sauren auch
Dihydrogenchromat-Ionen vor. In weniger stark verdünnten Lösungen kondensieren
Hydrogenchromat-Ionen zu Dichromat-Ionen. Verdünnt man also im Versuch (a) die
Dichromatlösung mit NaOH, sodass der pH-Wert über acht steigt so verfärbt sich die Lösung
gelb, der charakterisitischen Farbe von Chromatlösung. Verdünnt man anschliessend weiter mit
Salzsäure um den pH unter 6 zu senken, schlägt die Lösung wieder ins orangefarbene um. Die
Verdünnung mit Wasser soll einerseits zeigen, dass das Aufhellen der Lösung bei NaOH-Zugabe
nicht mit der Konzentrationssenkung in Zusammenhang steht, sowie, dass sich die Farbe der
Lösung trotz größerer Verdünnung, kaum merklich ändert.
Versuch (b) zeigt, dass das oben beschriebene Gleichgewicht durch Fällungen gestört werden
kann. „Entreißt“ man der Lösung durch Zugabe von BaCl2–Lösung und der damit verbundenen
Fällung, die CrO42—Ionen, gemäß der Reaktionsgleichung:
CrO42-(aq) + Ba2+(aq)  BaCrO4(s)
Dies bedeutet, dass das Gleichgewicht zwanghaft auf Seite der Dichromat-Ionen verschoben
wird, was zu einem Überschuss an H3O+-Ionen führt, um das Gleichgewicht zu halten. Der pHWert sinkt auf 3. Gibt man nun H+-Ionen im Überschuss zu, zum Beispiel in Form von HCl, wird
die Reaktion mit Dichromat-Ionen und Wasser als Produkten erzwungen, und die an das Barium
gebundenen Chromat-Ionen müssen wieder in Lösung gehen.
4.Tag: Reduktion und Oxidation
Beispiel aus der Chemie des Eisens
Durchführung:
Von 30 ml einer frisch hergestellten 5%igen FeSO4-Lösung wird 1 ml zu Vergleichszwecken in
ein Reagenzglas gefüllt und 10 ml in ein Becherglas gefüllt,mit verd. NaOH versetzt bis ein
blaugrüner Fe(OH)2-Niederschlag entsteht. 1 ml dieser Suspension wird wieder zu
Vergleichszwecken in einem Reagenzglas gefüllt und dieses mit einem Stopfen verschlossen. Die
restlichen 9 ml werden mit 3 ml H2O2 versetzt und unter Rühren aufgekocht. Der Niederschlag
wird ein brauner Fe(OH)3- Niederschlag. Der Rest der Eisensulfatstammlsg. wird mit 5 ml H2O2
versetzt, wobei die Farbe, aufgrund der oxidierenden Wirkung von H2O2, von blasgrün nach gelb
umschlägt. Die gelbe Farbe ist typisch für dreiwertige Eisenionen in Lsg. . Es wir wiederum 1 ml
zu Vergleichszwecken in ein Reagenzglas aufgehoben. Zu der übrigen Lsg. wird unter Rühren
NaOH getropft, bis sich braunes Eisen(III)hydroxid niederschlägt.
Die beiden
Fe(OH)3 -Niederschläge werden gemeinsam abfiltriert und mehrfach mit kleinen Portionen
Wasser gewaschen. Das Filtrat wird in den Ausguss gegossen. Der feuchte Niederschlag wird mit
einem Spatel auf drei Bechergläser verteilt und mit je 5 ml Wasser aufgeschlämmt. Zum ersten
Teil wird verd. HCl getropft, bis eine klare Lösung entstanden ist. Falls eine Trübung verbleibt,
wird diese abfiltriert. Unter dem Abzug wird bis zur beginnenden Kristallisation eingedampft.
Beim Abkühlen fallen gelbbraune Kristalle FeCl3 aus. Der zweite Teil wird analog mit verd.
HNO3 behandelt, um Eisen(III)-nitrat zu gewinnen. Der dritte Teil wird mit verd.H2SO4 versetzt.
Es wird wieder 1 ml zu Vergleichszwecken entnommen. Der Rest wird mit 10 ml schwefliger
Säure (SO2-Wasser) behandelt und im Abzug aufgekocht. Es resultiert eine blassgrüne FeSO4Lösung.
Beobachtung:
Sowohl Eisen(III)chlorid- als auch Eisen(III)nitratkristalle wurden sichtbar. Ersteres ist
orangefarben und das Zweite eher rötlich. Auch die blassgrüne FeSO4-Lösung konnte erzeugt
werden.
Auswertung:
Skizze:
Reaktionsgleichungen:
1)
FeSO4 + 2NaOH ➔2 Na+ + SO42- + Fe(OH)2
Redoxreaktion
2)
Fe(OH)2 + H2O2 +2H2O ➔ Fe(OH)3 + 2 H2O + OH-
Redoxreaktion
3)
Fe2+ + H2O2 +2H2O ➔ Fe3+ + 2H2O + 2OH-
Redoxreaktion
4)
Fe3+
5)
3 Cl- +Fe3+ ➔ FeCl3
Fällung
6)
3 NO3- + Fe3+ ➔Fe(NO3)3
Fällung
7)
2 SO32- + 4Fe3+ ➔2SO2 +O2 +4Fe2+
Redoxreaktion
+
3OH- ➔ Fe(OH)3
Fällung
Löslichkeit und Fällung
Durchführung:
a) Fällung aus der Kälte:
1 Tropfen Sr(NO3)2-Lösung wird auf einem Objektträger eingedampft. Nach dem Erkalten wird
letzterer angehaucht, sodass etwas Feuchtigkeit kondensiert. 1 Tropfen 10% K2CrO4-Lösung
wird zugegeben. Es bildet sich ein kristalliner Niederschlag.
b) Fällung aus der Siedehitze:
5 Tropfen 0.2M Pb(NO3)2-Lösung werden auf einem Objektträger über dem Bunsenbrenner bis
zum Sieden erhitzt. Daraufhin wird als Fällungsmittel langsam 0.1M KI-Lösung zugetropft und
gegebenenfalls nach jedem Tropfen vermischt.
c)Veränderung eines Niederschlags in der Hitze:
Je 1ml 0.1M CaCl2-Lösung und 0.1M Na2CO3-Lösung werden in einem Reagenzglas gemischt.
Es bildet sich ein Niederschlag, welcher vorsichtig erwärmt wird.
d) Gebrauch einer Mikrogaskammer:
Auf einen Objektträger wird ein Glasring gestellt, und in diesem 1mg NH4Cl mit 1 Tropfen
halbkonzentrierter NaOH versetzt. Die Mikrogaskammer wird mit einem weiteren Objektträger
an welchem ein Trofen 10% HIO3-Lösung hängt verschlossen und ein paar Minuten stehen
gelassen.
Beobachtung:
a) Nachdem das Strontiumnitrat eingedampft ist bleibt ein weißer Feststoff auf dem Objektträger
zurück. Der erkaltete Objektträger wird angehaucht, damit sich Kondenswasser bildet. Gibt man
nun einen Tropfen der orangegelben K2CrO4-Lösung auf den Objektträger, fallen in der
Flüssigkeit sofort kleine zitronengelbe Kristalle aus. Betrachtet man diese unter dem Mikroskop,
so lassen sich man sehr feine, nadelförmige Strukturen erkennen.
b) Die beiden farblosen Lösungen, ergeben, schon nach dem ersten Tropfen KI-Lösung eine
orangegelbe Fällung, dunkler gefärbt als in Versuch (a). Unter dem Mikroskop betrachtet erkennt
man größere, amorphe Kristallagglomerate.
c) Nach dem Vermischen der beiden Ausgangslösungen fällt ein flockiger weißer Niederschlag
aus. Erwärmt man nun das Reagenzglas, so erhällt man einen feinere Partikel, welche jedoch
nicht in Lösung gehen. Betrachtet man letzteren Niederschlag im Mikroskop, erkennt man
durchsichtige nadelförmige Kristalle, vergleichbar mit dem Produkt aus Versuch a).
d) Nach Zugabe von Natronlauge zu dem festen Ammoniumchlorid entstehen Gasblasen in der
Flüssigkeit. Lässt man die Mikrogaskammer stehen, so bildet sich schon nach 3 Minuten
ausreichend Niederschlag. Unter dem Mikroskop erkennt man größere, weiße, viereckige
Kristalle.
Auswertung:
a) Sr(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq)  SrCrO4(s) + 2K+(aq) + 2NO3-(aq)
Es entstehen schwerlösliche SrCrO4-Kristalle. Kaalium- und Nitrat-Ionen sind in der Lösung
remanent. Grundsätzlich sind die beobachteten Strontiumchromatkristalle mit den
Kristallaufnahmen im Jander/Blasius identisch, doch fällt bei der in der Literatur betrachteten
Abbildung auf, dass die feinen, nadelförmigen Kristalle jeweils von einem Zentrum ausgehen
b) Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq)  PbI2(s) + 2K+(aq) + 2NO3-(aq)
Es entsteht kristallines PbI2. Kalium- und Nitrationen bleiben gelöst. Vergleicht man die
Aufnahmen in der Literatur wiederum mit den eigenen Beobachtungen, so stößt man bei diesem
Versuch auf größere Differenzen: Während es sich den Abbildungen gemäß um gelbe, glänzende
Blättchen handeln sollte erkennt man beim Mikroskopieren vielmehr größere gelbe, amorphe
Kristallagglomerate.
Wahrscheinlich hängt die Kristallform in diesem Fall stärker von der Diffusionsgeschwindigkeit
des Fällungsmittels, sowie dessen Konzentration ab.
c) CaCl2(aq) + Na2CO3(aq)  CaCO3(s) + Na+(aq) + 2Cl-(aq)
Es fällt schwerlösliches Calciumcarbonat aus. Natrium und Chlorid-Ionen bleiben ohne zu
reagieren in Lösung. Durch das Erwärmen wird die Flockung zerstört, und der Niederschlag zu
einem Kristallinen. Die Calciumcarbonat Kristalle sind im Jander/Blasius nicht abgebildet.
d) Versetzt man Ammoniumchlorid mit Natronlauge, entsteht gasförmiger Ammoniak während
Kochsalz in Lösung geht:
NH4Cl(s) + NaOH(aq)  NH3(g) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Der gasförmiger Ammoniak ist bei Raumtemperatur sehr gut in Wasser löslich, weshalb er in der
Mikrogaskammer in den Tropfen des gelösten HIO3 eindiffundiert. Hierbei entstehen
schwerlösliche NH4IO3-Kristalle
Die beobachteten Kristalle besitzen in diesem Fall verblüffende Ähnlichkeit mit den
Abbildungen in der Literatur.