Allgemeine und Anorganische Chemie

55 Pages·2010·0.65 MB·German

CHEMISCHES ÜBUNGSSEMINAR DER TIERÄRZTLICHEN FAKULTÄT

München

Allgemeine und Anorganische Chemie

Wintersemester 2010/2011

© Lehrstuhl für Physiologische Chemie
Inhaltsverzeichnis

Praktikumsordnung und Sicherheitsvorschriften S.3

1. Übungsaufgabe: Optische Messverfahren S.4
2. Übungsaufgabe: Chemisches Gleichgewicht und Löslichkeitsprodukt
Qualitative Analysen S.9
3. Übungsaufgabe: Gravimetrie S.14
4. Übungsaufgabe: Säure-Base Gleichgewichte 1
Neutralisationstitration S.18
5. Übungsaufgabe: Säure-Base-Gleichgewichte 2
Schwache Elektrolyte und Puffer S.23
6. Übungsaufgabe: Komplexgleichgewichte und Komplexometrie S.28

Anhang 1: Chemisches Rechnen S.34
Anhang 2: Weitere Aufgaben zu den Übungsseminaren des Wintersemesters
S.38
Anhang 3: Aufgabenlösungen S.42
Anhang 4: Sicherheitsangaben zu den verwendeten Chemikalien S.54

Hinweise:
1. Zu den jeweiligen Übungsseminaren wird in einem allgemeinen Teil in die theoretischen Grundla-
gen des jeweiligen Themas eingeführt. Diese Einführungen sind jedoch kein Lehrbuchersatz! Die
notwendige Vertiefung des jeweiligen Lehrstoffes ist mit Hilfe der empfohlenen Lehrbücher vorzu-
bereiten.
2. Die Lösungswege der einzelnen Rechenbeispiele sind als Vorschläge zu betrachten. Selbstverständ-
lich gibt es auch elegantere Lösungswege, die natürlich ebenso gültig sind. Darauf wird auch im
Ablauf der einzelnen Übungsseminare nocheinmal eingegangen.

2
Praktikumsordnung

Die Praktikumsordnung ist genau einzuhalten. Verstöße gegen diese Ordnung führen zum
Entzug des Arbeitplatzes.

Sicherheit ist das oberste Grundprinzip für das Arbeiten im chemischen Labor. Die Versu-
che sind immer so durchzuführen, dass weder Sie selbst, noch Ihre MitstudentInnen,
noch die Umwelt gefährdet oder gar geschädigt werden.

1. Jede(r) StudentIn ist für die Ordnung und Gefahrstoff-freie Feststoffabfälle (Glas-
Sauberkeit des Arbeitsplatzes und der zu- bruch, Filterpapier etc.) werden über die
gehörigen Ausrüstung verantwortlich. Abfallkübel entsorgt.
2. Im Arbeitssaal ist ständig ein Arbeitskittel 13. Lösungen sind grundsätzlich mit der
(weißer Baumwollkittel) und eine Schutz- ausgegebenen Pipettierhilfe zu pipettieren.
brille zu tragen. Die ausgegebenen 14. Chemikalien und Lösungen nicht an Mund,
Schutzbrillen sind am Ende der jeweiligen Augen und Hände bringen. Falls doch,
Übung wieder ordnungsgemäß bei der dann sofort Hände und Mund am fließen-
Kursaufsicht abzugeben. den Wasser abspülen bzw. die Augendu-
3. Personen, die nicht zur Praktikumsgruppe schen benutzen.
gehören, dürfen den Kurssaal nicht betre- 15. Mit Chemikalien benetzte Kleidung entfer-
ten. nen, notfalls bis auf die Haut ausziehen,
4. Jede(r) Studierende hat sich vor Beginn mit Wasser und Seife, gegebenenfalls mit
des Praktikums über die Absperrung der Spülmittel reinigen.
Gaszufuhr, die Feuerlöscher, die Augendu- 16. Für die in den Übungsseminaren verwen-
schen, die Sanitätskästen und die Ganz- deten Chemikalien sind in Anhang 2 die
körperdusche zu informieren. Code-Nummern der verbindlichen Gefah-
5. In den Kurssälen besteht Ess-, Trink- und renhinweise (R-Sätze) und Sicherheits-
Rauchverbot. ratschläge (S-Sätze) angegeben. Der
6. Schwangere Studentinnen dürfen an den Wortlaut der jeweiligen R- und S-Sätze ist
praktischen Übungen nicht teilnehmen. in das Versuchsprotokoll zu übernehmen.
Eine Schwangerschaft ist dem Kursleiter Dazu liegen im Kurssaal Listen der R- und
anzuzeigen. S-Sätze auf.
7. Nur die im Praktikumsheft auf geführten 17. Verhalten bei Unfall, Brand und Gefahr:
Experimente dürfen durchgeführt werden. Personenschutz geht vor Sachschutz!
8. Chemikalien und Ausrüstungsgegenstände • Warnen Sie gefährdete Personen, und
dürfen nicht aus dem Praktikum entnom- begeben Sie sich zusammen mit die-
men oder weitergereicht werden. sen aus der Gefahrenzone. Gegebe-
9. Der Arbeitsplatz und die gemeinschaftlich nenfalls den Raum verlassen!
genutzten Plätze (Chemikalienbereitstel- • Verständigen Sie sofort den Kursassis-
lungsplätze, Abfallentsorgungsplätze, Tro- tenten oder den Kursleiter!
ckenschränke) sind während der Übungs- 18. Schwere Verstöße, mangelnde Vorberei-
stunden sauber zu halten und nach Been- tung und Sorgfalt bei der Durchführung
digung des Praktikums sauber zu verlas- der Aufgaben können zum Entzug des Ar-
sen. Alle verwendeten Geräte und Chemi- beitsplatzes führen. Jede(r) StudentIn
kalienflaschen müssen gesäubert und auf- haftet für Schäden an Personen und Sa-
geräumt werden. chen, die er durch unsachgemäßes oder
10. Flaschenstöpsel dürfen nicht vertauscht fahrlässiges Verhalten verschuldet hat.
werden. Um dies zu vermeiden wird emp-
fohlen, den Stöpsel nicht aus der Hand zu
legen.
11. Sachbeschädigungen, Brände, Verletzun-

gen und Unfälle sind sofort dem zuständi-
gen Assistenten mitzuteilen.
12. Alle nicht mehr benötigten chemischen

Substanzen sind über die bereitgestellten
Sammelbehälter zu entsorgen. Das Ein-
gießen in den Abfluss ist verboten.
3
1. Übungsaufgabe

Optische Messverfahren

Stichworte: Photometrie, Spektralphotometer, monochromatisches Licht, Spektren,
Linien- und Bandenspektrum, Wellenlängen des sichtbaren Lichtes, Extinktion, Ab-
sorption, Lambert-Beersches-Gesetz, Absorptionskurve, Röntgenstrahlen, Spuren-
elemente, Anwendung photometrischer Methoden in der klinischen Chemie, Fluores-
zenz, (Photo)lumineszenz, Atomabsorptionsspektroskopie.

A. Allgemeines

Photometrie. Farbige Substanzen lassen sich in Lösung quantitativ über die Photometrie bestimmen.
Dem Verfahren liegt das Lambert-Beersche Gesetz zugrunde. Es besagt, dass zwischen der Kon-
zentration und der Farbintensität eines Stoffes eine quantitative Beziehung besteht. Die Intensität wird
gemessen, indem man die Farblösung in eine Glasküvette bringt und einen Lichtstrahl hindurchschickt.
Die Wellenlänge wird dabei so gewählt, dass ein möglichst großer Anteil des Lichtstrahls absorbiert
wird (Absorptionsmessung). Die Wellenlänge maximaler Absorption ist für jede Verbindung charakte-
ristisch. Wieviel Licht von einer Farbstofflösung durchgelassen wird (Transmissionsgrad τ), ergibt sich
i
aus dem Quotienten:
I /I = τ
D 0 i
I = Intensität des einfallenden Lichtes, I = Intensität des austretenden Lichtes
0 D

Trägt man 1/τ = I /I gegen die Konzentration der Farblösung in ein Koordinatensystem ein, so erhält
i 0 D
man eine Exponentialkurve, die jedoch für die manuelle Auswertung ungeeignet ist. Deshalb bildet
man den logarithmierte Wert von 1/τ, der als Extinktion (E) bezeichnet wird. Mit diesem Ausdruck
i
nimmt das Lambert-Beersche Gesetz folgende Form an:
1
log• = E =ε•c•d
τi
ε = molarer Extinktionskoeffizient (Proportionalitätsfaktor), L ● mol-1 ● cm-1
c = Stoffmengenkonzentration der Farblösung, mol ● L-1
d = Dicke der Küvette, cm

Spektralanalyse bzw. Flammenfärbung. Alle Elemente senden im atomaren oder ionischen, gas-
förmigen Zustand bei hohen Temperaturen oder elektrischer Anregung Licht bestimmter Farbe aus,
das, durch ein Spektrometer betrachtet, aus bestimmten für das jeweilige Element charakteristischen
4
Spektrallinien besteht. Die Zufuhr von (thermischer) Energie führt dazu, dass kurzzeitig die äußeren
Elektronen eines Atoms entgegen der Anziehung durch die Protonen des Kernes von energieärmeren
(„Grundzustand“) auf energiereichere („angeregter Zustand“) Positionen gebracht werden. Fallen
anschließend die Elektronen wieder auf ein niedrigeres Energieniveau zurück, dann wird die Energie-
differenz als Strahlung einer bestimmten Wellenlänge abgegeben. Die Energiedifferenz und damit die
Farbe des emittierten Lichts ist eine atomspezifische Größe. Der angeregte Zustand dauert in der Re-
gel nur kurze Zeit (ca. 10-8 Sekunden).
Die inneren Elektronen werden hierbei nicht beeinflusst. Sie können erst bei Zufuhr von höherer Ener-
gie angeregt werden. Dabei entstehen die kurzwelligen Röntgenstrahlen.
Die Anregungsbedingungen sind bei den einzelnen Elementen äußerst verschieden. Wie im experi-
mentellen Teil vorgesehen, genügt für Alkali- und Erdalkalimetalle die Flamme des Bunsenbrenners,
um eine Aussage über deren Vorhandensein in einem Probengemisch zu treffen. Bei einigen anderen
Elementen muss zur Energiezufuhr die Gebläseflamme und bei den meisten ein elektrischer Lichtbo-
gen dienen. Der qualitative Nachweis von Atomen über die Flammenfärbung stellt eine sehr ungenaue
Methode dar und ist zudem nur für einige wenige Elemente brauchbar. Die Untersuchung mit Hilfe
eines Spektrometers bietet eine spezifischere Nachweismöglichkeit. Es lassen sich damit spezielle
Elektronensprünge („Quantensprünge“) anhand von Linien in einem Spektrum (Linienspektrum)
nachweisen. Damit wird die Zahl der Elemente die mit dieser Methode nachgewiesen werden können,
beträchtlich erhöht. Da die einzelnen Elektronenschalen ganz bestimmte Energieterme aufweisen,
werden aus dem kontinuierlichen Spektrum des Lichtes diskrete Wellenlängen (E = h(cid:32)ν) absorbiert.
Daraus resultiert für jedes Atom ein spezifisches Linienspektrum. Neben den Linienspektren der Atome
werden von angeregten Molekülen Spektren geliefert, in denen zahlreiche Spektrallinien in Gruppen
(Banden, Bandenspektrum) dicht beieinanderliegen.
Die spektroskopische Erfassung der Elemente kann z.B. mit Hilfe eines Atomabsorptionsspektrometers
(AAS) auch quantitativ erfolgen. Das Prinzip des AAS ist einfach: Grundlage bildet das Gesetz, dass ein
durch ein angeregtes Atom emittiertes Lichtquant von einem nicht angeregten Atom des gleichen
Elements absorbiert werden kann. Man lässt die Analysenprobe auf irgendeine Weise verdampfen und
schickt durch diesen Dampf das Licht desjenigen Elementes, das man bestimmen will. Die in der
Flamme befindlichen Atome des gleichen Elements absorbieren die Strahlung entsprechend ihrer Kon-
zentration. In der Medizin werden auf diese Weise z.B. Kationen in Körperflüssigkeiten quantitativ be-
stimmt.

Fluoreszenz. Der Begriff ist vom Mineral Fluorit (Calciumfluorid) abgeleitet und ist eine Form der
Lumineszenz (darunter versteht man ganz allgemein die Emission von Licht im sichtbaren, UV- und
IR-Spektralbereich von Gasen, Flüssigkeiten und Festkörpern nach Energiezufuhr). Innerhalb von 10-10
bis 10-7 s nach der Anregung (unter Einwirkung von sichtbarem oder UV-Licht bzw. Röntgen- oder
Elektronenstrahlen) wird die absorbierte Energie in Form von Strahlung gleicher oder längerer Wel-
lenlänge wieder abgegeben. Die Fluoreszenz wird durch sog. Singulettübergänge ohne Spinumkehr
bewirkt, eines der Elektronen mit antiparallelem Spin besetzt nach Absorption eines Photons (h ● ν )
5
ein vom Kern entfernteres Orbital. Um in den Grundzustand zurückzukehren wird ein Fluoreszenz-
Lichtquant (h ● ν´) abgegeben, das im allgemeinen energieärmer als das absorbierte Photon ist. Da-
von zu unterscheiden ist die Phosphoreszenz, der ein längerlebiger (≥ 10-3 s) Triplettzustand mit
Spinumkehr zugrunde liegt. Die Rückkehr in den Grundzustand dauert länger, was durch das sog.
„Nachleuchten“ der phosphoreszierenden Substanzen nach Abschalten der primären Strahlenquelle,
deutlich wird. Die Fähigkeit zur Fluoreszenz ist die Grundlage für eine Reihe analytischer Methoden in
Chemie, Biochemie und klinischer Medizin. Beispielsweise benutzt man fluoreszenzfähige Moleküle
(Fluorochrome) für spezifische Nachweismethoden in der Fluoreszenzanalyse und setzt sie als Fluores-
zenzsonden zur spezifischen Markierung in der Immunologie ein.

B. Experimenteller Teil

1. Herstellung der Stammlösung

500 mg CuSO (cid:32)5H O werden quantitativ in einen 250mL-Messkolben überführt. In
4 2
den Messkolben werden etwa 80 mL 0,5%iges Ammoniak(NH )wasser gegeben und
3
das Kupfersulfat unter Schütteln darin gelöst. Wenn das Kupfersulfat vollständig in
Lösung gegangen ist, wird der Messkolben mit 0,5%igem Ammoniakwasser bis zum
Eichstrich aufgefüllt. Die entstandene tiefblaue Lösung wird als Stammlösung be-
zeichnet. Die tiefblaue Farbe geht darauf zurück, dass Ammoniak (NH ) das Wasser
3
aus seiner Bindung am Kupfer verdrängt. Aus dem hellblauen [Cu(H O) ]2+ entsteht
2 4
durch NH -Zugabe das Tetraamminkupfer(II)-Ion ([Cu(NH ) ]2+), das tiefblau gefärbt
3 3 4
ist.

2. Erstellen der Eichkurve und quantitative Bestimmung von Cu2+

Zur Aufstellung der Eichkurve werden von der Stammlösung fünf Verdünnungen
nach dem unten aufgezeigten Schema hergestellt. Die Extinktionen der verdünnten
Lösungen werden am Photometer (Wellenlänge: 600nm) gemessen. Die gemessenen
Extinktionen werden gegen die CuSO (cid:32)5H O-Konzentrationen in ein Koordinatensy-
4 2
stem eingetragen (Abszisse: CuSO (cid:32)5H O-Konzentration in mg/mL; Ordinate: Extink-
4 2
tion E).

6
Schema zur Verdünnung der Stammlösung:

Reagenzglas Stammlösung Verdünnungslösung
1 2 mL 8 mL
2 4 mL 6 mL
3 5 mL 5 mL
4 6 mL 4 mL
5 8 mL 2 mL

Anschließend kann die Extinktion einer CuSO i5H O-Lösung unbekannter Kon-
4 2
zentration gemessen und ihre Konzentration mit Hilfe der Eichgerade bestimmt wer-
den. Dazu steht eine Lösung unbekannter Konzentration auf jedem Arbeitsplatz.

3. Durchführung der Flammenfärbung

In einem Porzellantiegel befeuchtet man einige mg der Analysensubstanz mit einem
Tropfen konzentrierter Salzsäure. Ein Magnesiastäbchen wird in die mit Salzsäure
angefeuchtete Substanz getaucht und in die heiße Zone der Bunsenbrennerflamme
gebracht. Es können folgende Flammenfärbungen auftreten:

Na: gelb, lang anhaltend, Li: karminrot, K: blassviolett, Ca: orange, Ba: grün

4. Fluoreszenz am Beispiel des Nachweises von Al3+

Al(OH) wird in verdünnter Essigsäure gelöst und mit einigen Tropfen einer methano-
3
lischen Morinlösung versetzt. Grüne Fluoreszenz, die besonders im UV-Licht deutlich
wird, zeigt Aluminium an. Diese durch Al3+ verursachte Fluoreszenz wird durch einige
Körnchen Fluorid gelöscht.

7
5. Stöchiometrische Rechnungen

a) Berechnen Sie den prozentualen Anteil von CuSO (cid:32)5 H O in der Stammlösung!
4 2
(g Substanz pro 100 mL Lösungsmittel)
b) Berechnen Sie den prozentualen Anteil von CuSO (cid:32)5 H O in den fünf verdünnten
4 2
Lösungen!
c) Wieviel mg Kupfer enthält die Stammlösung?
(molare Massen: CuSO (cid:32)5 H O = 249,7 g/mol, Cu = 63,5 g/mol).
4 2
d) Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration (Molarität) der [Cu(NH ) ]2+-Ionen in
3 4
der Stammlösung.

8
2. Übungsaufgabe

Chemisches Gleichgewicht und Löslichkeitsprodukt
Qualitative Analysen

Stichworte: Chemisches Gleichgewicht, Massenwirkungsgesetz (MWG), Prinzip von
Le Chatelier, Löslichkeitsprodukt, Ableitung des Löslichkeitsprodukts vom Massenwir-
kungsgesetz.

A. Allgemeines

Chemisches Gleichgewicht. Werden Substanzen, die eine reversible chemische Reaktion miteinan-
der eingehen, vermischt, so stellt sich ein dynamischer Gleichgewichtszustand ein. Die Lage des
Gleichgewichts ist dabei vom Konzentrationsverhältnis der Reaktionspartner, von der Temperatur und
bei Gasen vom Druck abhängig. So reagieren H und J mit einer bestimmten Geschwindigkeit, die
2 2
abhängig ist von der Anzahl der Zusammenstöße der H -Moleküle mit J -Molekülen und diese wie-
2 2
derum von der in der Volumeneinheit befindlichen Anzahl der H - und J -Moleküle. Ist der Gleichge-
2 2
wichtszustand erreicht, dann entspricht die Geschwindigkeit der Hinreaktion (v ) der Geschwindigkeit
1
der Rückreaktion (v ).
2
H + J 2HJ
2 2
2
Hinreaktion: v1=k1•c(H2)•c(J2) Rückreaktion: v2 =k2•c (HJ)
Im Gleichgewicht: v = v
1 2
2
k1•c(H2)•c(J2)=k2•c (HJ)
oder
k1 c2(HJ)
K= =
k2 c(H2)•c(J2)
(K = Gleichgewichtskonstante, k ,k = Geschwindigkeitskonstanten, c = Stoffmengenkonzentration)
1 2

Das Massenwirkungsgesetz (MWG) gibt uns sofort die Änderung der Konzentrationen an, wenn wir die
Konzentration einer Komponente verändern. Erhöhen wir im obigen Beispiel die Wasserstoffkon-
zentration, so muss sich diejenige des Jods so weit vermindern und damit die des Jodwasserstoffs so
stark erhöhen, bis die Konstante wieder erreicht ist. Eine Temperaturerhöhung begünstigt die endo-
therme Reaktion (Änderung der Gleichgewichtskonstanten) und bei Gasreaktionen bewirkt eine
Druckerhöhung eine Begünstigung der Reaktion, bei der die Teilchenzahl vermindert wird. Die ge-
nannten Tatsachen sind Beispiele für das Prinzip von Le Chatelier, wonach die Verschiebung der
Gleichgewichte nach der Seite des „kleinsten Zwanges“ vor sich geht.
9
Löslichkeitsprodukt. Lösungen über einem festen Bodenkörper des gelösten Salzes werden als
gesättigt bezeichnet. Die Stoffmengenkonzentrationen gesättigter Lösungen zeigen große Unter-
schiede, so dass eine Einteilung in leicht lösliche (> 1 mol/L), mäßig lösliche (0,1 – 1 mol/L) und
schwer lösliche (< 1 mol/L) Verbindungen zweckmäßig ist. Die Löslichkeit wird durch die Temperatur,
durch die Art des Lösungsmittels und durch die Teilchengröße des Bodenkörpers beeinflusst. Bei ei-
nem schwerlöslichen Salz wie z.B. AgCl (AgCl → Ag+ + Cl-) kann vorausgesetzt werden, dass der ge-
löste Salzanteil über einem entsprechenden Bodenkörper nahezu vollständig dissoziiert ist. Für AgCl
gilt das MWG in der Form:
+ -
c(Ag )•c(Cl )
=K
c(AgCl)

In einer gesättigten Lösung ist die Gesamtkonzentration C bei einer bestimmten Temperatur konstant.
Bei vollständiger Dissoziation folgt dann:

c(Ag+) = c(Cl-) = C

Die Konzentration des gelösten undissoziierten Anteils ist klein und bei Gegenwart des Bodenkörpers
konstant und kann in eine Konstante einbezogen werden. So erhält man:

c(Ag+)•c(Cl )=K•c(AgCl)=KL =C2,
K (auch Lp) nennt man das Löslichkeitsprodukt
L

Wird das Löslichkeitsprodukt überschritten, indem zu einer gesättigten Lösung von AgCl weitere Ag+-
oder Cl--Ionen hinzugegeben werden, so dass c(Ag+) oder c(Cl-) erhöht wird, dann treten so viele Ag+
und Cl--Ionen zu undissoziierten Molekülen zusammen bis das Produkt der Ionenkonzentrationen wie-
der auf den Wert K gesunken ist. Da nun jedoch in gesättigten Lösungen die Konzentration des un-
L
dissoziierten Anteils konstant ist und nicht überschritten werden kann, muss das gebildete undisso-
ziierte AgCl auskristallisieren.

B. Experimenteller Teil

1. Hydrolyse von SbCl (Antimon(III)-chlorid)
3

Salze von Sb3+ bilden in der Hydrolyse Verbindungen mit dem Antimonoxid-Ion
SbO+, so dass sich bei der Hydrolyse von SbCl folgende Reaktionsgleichung ergibt:
3

10