Praktikum

PraktikumAllgemeine und Organische Chemie für Studenten der Fachrichtung Biologie (LA)1. Studienjahr, im Zeitraum vom 20. 02. bis 23. 02. 2006Das Praktikum findet im Haus 2 (August-Bebel-Strasse 6-8) statt. Die VersucheKomplexometrie, Oxidimetrie und Iodometrie werden einzeln durchgeführt, der VersuchPotentiometrie in Gruppen zu zwei StudentInnen.PraktikumstageMontag – Donnerstag 9.00-13.00 UhrEinführungsseminarFreitag, 17. 02. 2006, 11.15 Uhr, HS Neugasse 23. Die Teilnahme ist verpflichtend!Bezeichnung der VersucheKOPIKomplexometrieOxidimetriePotentiometrieIodometrieWeitere Hinweise:- Das Bestehen der Klausur ist nicht Bedingung für die Zulassung zum Praktikum.- Jeder Student hat sich vor dem Praktikum auf den jeweiligen Versuch vorzubereiten. DieVorbereitung umfasst insbesondere auch die Lösung der jeweiligen Aufgaben. Diese istvor Versuchsbeginn beim jeweiligen Assistenten abzugeben. UnzureichendeVorbereitung ist gleichbedeutend mit der Nichtteilnahme am Versuch.- Die Abgabe des Versuchsprotokolls hat vor Beginn des nächsten Versuchs zu erfolgen.Das richtige Versuchsprotokoll ist Voraussetzung für die Durchführung des nächstenVersuchs.- Bitte Tafelwerk, Taschenrechner, Lineal und Laborkittel (kein Dederon) mitbringen.1

Arbeitsschutzbelehrung- Die Studierenden dürfen nur Arbeiten durchführen, die den ihnen gegebenenAnweisungen entsprechen (keine eigenmächtigen Experimente).- Die in den Laboratorien verfügbaren Chemikalien sind ausschließlich für Forschung undLehre bestimmt und dürfen keinesfalls außer Haus gebracht werden.- Gefahrenquellen, insbesondere Wasserlachen, Ölfilme oder verschüttete Chemikaliensind sofort zu beseitigen.- Laborkittel ist Pflicht (kein Dederon).- Pipettierbälle zum Füllen von Pipetten benutzen (nicht den Mund).- Chemikalienmenge so klein wie möglich halten.- Säuren und Laugen dürfen nicht in die Augen gelangen (Schutzbrille tragen).- Vorsicht beim Transport heißer Gegenstände!- Bei Unfällen und Verletzungen jeder Art ist sofort der Praktikumsassistent zubenachrichtigen.- Schadhaftes Material darf nicht verwendet werden.- In die Ausgüsse dürfen unter starker Verdünnung nur wasserlösliche Stoffe gegebenwerden, die nach der Schadstoffverordnung nicht reizend, mindergiftig, giftig oder sehrgiftig sind. Alle anderen Abfälle werden in Spezialbehältern im Laboratorium alsSondermüll gesammelt.- Am Ende jedes Praktikumsversuches säubert jeder Student/jede Studentin seinen/ihrenArbeitsplatz (inklusive der Glasgeräte).- Im Laborraum ist das Essen und Trinken verboten.- Im Institutsgebäude ist das Rauchen verboten.- Im Falle eines Brandes wird die Alarmierung der im Institut anwesenden Mitarbeiter undStudenten durch die Feurermeldeanlage bzw. durch den Ruf Feuer ausgelöst.- Durch den Praktikumsassistenten wird sichergestellt, dass im Falle einer Evakuierungalle Apparaturen abgestellt werden und über Fluchtwege alle Studenten das Institutverlassen. Der Sammelplatz befindet sich direkt vor dem Institutsgebäude.2

Praktikumsprotokoll(Muster)Name, VornameStudiengangOrt, DatumPraktikumsaufgabe:Chemische Gleichung:Kurze Versuchsbeschreibung:Verbrauch:1. ml (Titrator) mg (Titrand)2. ml (Titrator) mg (Titrand)3. ml (Titrator) mg (Titrand)_________________________________________________Ergebnis (Mittelwert)mg (Titrand) / 100 ml LösungAufgaben:Bewertung (durch den Assistenten):3

Prinzip der MaßanalyseZiel einer Titration (Maßanalyse) ist die Bestimmung der in einer Lösung des Stoffes B (dem Titrand)vorhandenen Stoffmenge n B , seiner Masse m B oder der Konzentration c B der Lösung. Dazu wird derStoff B in einer Reaktion mit einem Stoff A (dem Titrator) umgesetzt. Diese Reaktion kann einea) Säure-Base-Reaktion,b) Redox-Reaktion oderc) Komplexbildungs-Reaktionmit der allgemeinen ReaktionsgleichungaA + bB → cC + ...sein. A wird in der Regel in Form einer Lösung portionsweise zugegeben. Von dieser Lösung ist dieKonzentration c A bekannt. Ist die Reaktion abgelaufen, so kann man über den Verbrauch anzugegebenem A mit Hilfe des aus der Reaktionsgleichung abzulesenden Stoffmengenverhältnisseszwischen A und B die vorhandene Stoffmenge B bestimmen. Konkret misst man meistens die Mengedes verbrauchten Volumens der A-enthaltenden Lösung. Aus dem Volumen lässt sich mit Hilfe derbekannten Konzentration der Lösung A die Stoffmenge n A bestimmen. Durch dasStoffmengenverhältnis zwischen A und B bestimmt man n B , wodurch m B und c B zugänglich sind.Wichtig ist die eindeutige Bestimmung des Punktes an dem die Reaktion beendet ist, des sogenanntenÄquivalenzpunktes. Diese Bestimmung kann auf mehrere Art und Weisen erfolgen, beispielsweisedurch den Farbumschlag eines Indikators.Praktische Durchführung1. Analyse (Titrand) im 100 ml Maßkolben bis zur Ringmarke mit dest. Wasser auffüllen,so dass der unteren Rand des Flüssigkeitsmeniskus und die Ringmarke auf gleicherHöhe sind. Für die letzten Milliliter Tropfpipette benützen. (Anschließend: ZurDurchmischung schütteln!)TropfpipetteRingmarke →Maßkolben4

2. Bürette senkrecht befestigen und mit Lösung A spülen (Zum Befüllen Trichterverwenden). Erste Füllung verwerfen und mit Lösung A füllen. Soviel Lösungauslaufen lassen, bis der Flüssigkeitsstand im Skalenbereich der Bürette liegt.Flüssigkeitsstand notieren.3. Pipette mit der zu bestimmenden Lösung aus dem Maßkolben spülen. Lösungmit der Pipette unter Verwendung eines Pipettierballes entnehmen (keinesfallsmit dem Mund ansaugen!). Anschließend Pipette mit 20 ml der Lösung ausdem Maßkolben befüllen (Ringmarke beachten, gleiches Prinzip wie beiMaßkolben!) und diese in einen Erlenmeyer-Kolben überführen. DazuPipettenspitze an Glaswand anlegen, Lösung in den Erlenmeyer-Kolben laufen lassenund dabei auf richtigen Ausfluss achten.BürettePipettierballGrundsätzliches:- Volumenmessgeräte müssen sauber, vor allem absolut fettfrei sein!- Die Flüssigkeit muss die Glaswand gleichmäßig benetzen!- Pipette mit Titrand/Bürette mit Titrator vorher spülen!- Pipetten sind auf Ablauf justiert (Der letzte Tropfen verbleibt in derPipette)! Lösungen langsam ablaufen lassen (Faustregel: ein ml proSekunde)!- Überschüssige Titratorlösung oder Spüllösung nicht in die Vorratsgefäßezurückfüllen sondern verwerfen!5

4. Lösung im Erlenmeyer-Kolben mit dest. Wasser auf ein Volumen von ca. 100 mlauffüllen.5. Gegebenenfalls Indikator oder/und Pufferlösung zugeben.6. Maßlösung (Titrator) aus der Bürette in kleinen Mengen (in der Nähedes Äquivalenzpunktes tröpfchenweise) zugeben und Kolben dabeileicht schütteln. Den an der Ablaufspitze haftenden Tropfen an derInnenwand des Vorlagegefäßes abstreichen, er gehört zum dosiertenVolumen.7. Verbrauch an Maßlösung mit Hilfe des ASchellbach@-Streifens der Büretteablesen (Meniskus in Augenhöhe betrachten; es erscheinen zwei gleichlange, verschieden breite Keile; dort ablesen, wo sich beide Keile berühren).Flüssigkeitsstand in der Bürette notieren.← Ablaufspitze↓ Schellbach-Streifen8. Bestimmung mindestens dreimal durchführen. Anschließend Berechnungder Masse des in der Analyse enthaltenen Titranten vornehmen.6

StöchiometrieAllgemeine Reaktionsgleichung:aA + bB → cC + dDB- quantitativ zu bestimmender Stoff (Titrand)A- Maßlösung (Titrator) bekannter Konzentration c AC und D- Reaktionsproduktea, b, c, d- StöchiometriezahlenÄquivalenzpunkt:Am Äquivalenzpunkt gilt: n A : n B = a : b (1)n x - Stoffmenge des jeweiligen Stoffes, wobei: n x = c x ≅ v x (2)bzw.: n x = m x : M x (3)v x - Volumen des Stoffes xm x - Masse des Stoffes xM x - molare Masse des Stoffes xZu berechnende Größen:Stoffmenge Titrand (aus (1)): n B = (n A ≅ b) : a (4)mit (2): n B = (c A ≅ v A ≅ b) : a (5)Masse Titrand (aus (3) und (5)): m B = n B ≅ M B (6)Konzentration Titrand (aus (2) und (5)): c B = n B : v B (7)Beispiel:Reaktionsgleichung: AgNO 3 + NaCl → AgCl (NSG) + NaNO 3Titrator TitrandKonzentration Titrator:c AgNO3 = 0.01M = 0.01 mol/lAbgelesener Verbrauch an Titrator: v AgNO3 = 6.3 mlAbpipettiertes Volumen an Titrand: v NaCl = 20 mlMolare Masse von NaCl:M NaCl = 22.99 g/mol + 35.45 g/mol = 58.44 g/mol7

Berechnung:Stoffmenge im abpipettierten Volumen:n NaCl = (c AgNO3 ≅v AgNO3 ≅1) : 1 = 0.01 mol/l ≅6.3 ml = 6.3≅10 -5 molStoffmenge im 100ml Maßkolben:n NaCl = v Kolben :v Probe ≅n Probe = 100ml : 20ml ≅ 6.3≅10 -5 mol = 3.15≅10 -4 molMasse Titrand Maßkolben:m NaCl = n NaCl ≅ M NaCl = 3.15≅10 -4 mol ≅ 58.44 g/mol = 18.4 mg8

- Versuch K -Quantitative Bestimmung von Mg 2+ -Ionen durch komplexometrische TitrationDieses Experiment kann als Modellversuch zur Bestimmung der Wasserhärte (DeutscherHärtegrad: 1 d = 10 mg CaO/l = 7.19 mg MgO/l) angesehen werden.Die Mg 2+ -Ionen haltige wässrige Lösung versetzt man bei pH = 10 mit dem Indikator Erio-T.Der blaue Indikator bildet mit den Mg 2+ -Ionen der Lösung eine Komplexverbindung mit roterFarbe. Anschließend titriert man die Lösung mit einer Komplexon-Lösung(Dinatriumethylendiamintetraacetat) bekannter Konzentration entsprechend derReaktionsgleichung:Mg-Indikator-Komplex + Komplexon → Mg-Komplexon + Indikator(rot) (farblos) (farblos) (blau)bis zum Äquivalenzpunkt, an dem ein Farbumschlag von rot nach blau erfolgt.VersuchsdurchführungDie Bürette wird mit Komplexon-Lösung gefüllt. Mit einer Pipette werden 20 ml Mg-Salzlösung in einen Erlenmeyer-Kolben überführt und auf etwa 100 ml mit dest. Wasserverdünnt. Danach gibt man zu der Lösung im Erlenmeyer-Kolben etwa 5 ml Pufferlösungund eine Spatelspitze Erio-T. Mit der Komplexon-Lösung wird bis zum Farbumschlag vonrot nach blau titriert. Die Bestimmung wird dreimal durchgeführt. Es ist die Masse desüberführten Magnesiums und daraus durch Mittelwertbildung die Masse an Mg 2+ , die in dem100 ml Maßkolben vorgelegen hat zu berechnen.Aufgaben: Zeichnen Sie den Mg-EDTA-Komplex. Was ist eine Komplex-Bindung und wiegroß ist die Koordinationszahl im Mg-EDTA-Komplex? Wie bezeichnet manKomplexbildner mit KZ > 1 und was ist für diese Komplexe charakteristisch hinsichtlichihrer Stabilität?9

-Versuch O -Quantitative Bestimmung von Eisen (II) durch manganometrische TitrationNatürliche Wässer enthalten Stoffe, die durch Oxidationsmittel (z.B. durch KMnO 4 oderK 2 Cr 2 O 7 ) oxidiert werden. Die dafür erforderliche äquivalente Menge an molekularemSauerstoff in mg/l Wasser ("Chemischer Sauerstoffbedarf") kann man durch einepermanganometrische Titration bestimmen. Im gegebenen Fall dient in Wasser gelöstes Fe 2+als Reduktionsmittel.Bei einer manganometrischen Titration ist das Hinzufügen eines Indikators nicht erforderlich,da sich die violette Kaliumpermanganat-Lösung bis zum Erreichen des Äquivalenzpunktesgemäß der Gleichung:2+ −+ 2+ 3++4+3⎯⎯→ + +25Fe MnO 8H O Mn 5Fe 12H O( violett) ( farblos)in eine nahezu farblose Mn 2+ -Salzlösung umsetzt. Erst am Äquivalenzpunkt färbt ein geringerKMnO 4 -Überschuß die Lösung deutlich rosa bis violett.VersuchsdurchführungDie Bürette wird mit KMnO 4 -Lösung gefüllt. Mit einer Pipette werden 20 ml Fe 2+ -Lösung ineinen Erlenmeyer-Kolben überführt und mit dest. Wasser auf etwa 100 ml verdünnt undtitriert.Die Titration ist beendet (Äquivalenzpunkt!), wenn 1-2 Tropfen der KMnO 4 -Lösung einebleibende Rosafärbung bewirken. Die Titration ist dreimal durchzuführen. Es ist die Massedes überführten Fe 2+ und daraus durch Mittelwertbildung die Masse an Mohr’schem Salz, diein dem 100 ml Maßkolben vorgelegen hat, zu berechnen.Aufgaben: Wie lautet der Zusammenhang zwischen Molarität m und Normalität n? Wie großist daher die Molarität einer 0.1 n KMnO 4 -Lösung im Sauren bzw. im Basischen? 20 ml einerNatriumoxalat-Lösung werden mit einer 0.03 m KMnO 4 -Lösung titriert. Der Verbrauchbeträgt 8.4 ml. Stellen Sie die Reaktionsgleichung (inklusive Teilgleichungen für dieOxidation und Reduktion) auf. Berechnen Sie die Molarität und die Normalität derNatriumoxalat-Lösung!10

- Versuch P -Alkalimetrische Bestimmung von Phosphorsäure(Potentiometrische Titration)Mit dem Wasser kommen in allen biologischen und zahllosen chemischen Systemen auf Grund desDissoziationsgleichgewichts auch Wasserstoffionen vor. Diese können als Reaktionspartner oder alsKatalysatoren wirken. Die Wasserstoffionenkonzentration c(H 3 O + ) bzw. die Wasserstoffionenaktivitäta(H 3 O + ) kann über viele Zehnerpotenzen variieren. Um bequem rechnen zu können, hatte Sörensen1912 den negativen dekadischen Logarithmus von c(H 3 O + ) als pH-Wert definiert.Die potentiometrische Methode zur Bestimmung des pH-Wertes beruht auf der Messung derSpannung galvanischer Zellen mit Elektroden, deren Galvani-Spannung von derWasserstoffionenaktivität abhängt. Die größte Bedeutung unter den Sensoren für potentiometrischepH-Bestimmungen hat die Glaselektrode. Sie besteht aus zwei über eine Glasmembran miteinanderelektrisch verbundenen Ionenelektroden, die für Messungen mit Ableitelektroden, z.B. symmetrischmit Elektroden 2.Art, in Serie geschaltet werden.Für die praktische Messkettenfunktion einer Glaselektrode gilt:U = (k⋅2.3⋅R⋅T/F) ⋅ (pH i - pH a ) + U' aspH i : bekannter pH-Wert der Pufferlösung innerhalb des Glaskölbchens der GlaselektrodepH a : pH-Wert, der sich außen befindlichen zu messenden Lösung.Das additive Glied U' as enthält alle Asymmetriespannungen und die Diffusionsspannungen. DieKorrekturglieder k ("Steilheit") und U' as ("Asymmetrie") müssen für jede Messkette durch Eichungmit mindestens zwei Pufferlösungen bekannter pH-Werte ermittelt werden.Durch potentiometrische Titration soll mit einer 0.1 molaren Natronlauge die Masse einerPhosphorsäure entsprechend der Reaktionen:NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O2 NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2 H 2 Obestimmt werden.VersuchsdurchführungMit einer Pipette sind 20 ml Phosphorsäure aus dem Maßkolben in ein Becherglas zu übertragen undmit etwa 50 ml dest. Wasser zu verdünnen. Zur pH-Messung dient eine Glaselektrodenmesskette(Glaselektrode, äußere Ableitelektrode, Kleinrührer) in Verbindung mit einem pH-Meßverstärker(Meßeinrichtung ist vorher mit Hilfe von Bezugspuffern kalibriert worden ⇒ Einstellung nichtverändern!).Es ist portionsweise Natronlauge (ca. 0.2 ml) aus der Bürette zur Phosphorsäure zuzugeben. Dabeiwird sowohl das Volumen der zugefügten Natronlauge als auch der pH-Wert notiert. Die Zugabe derNatronlauge wird erst dann beendet, wenn der pH > 11 ist. Die Titration wird mind. zweimalwiederholt. Die Tabellenwerte sind in ein Diagramm auf Millimeterpapier zu übertragen und dieÄquivalenzpunkte sind zu bestimmen. Die Masse an Phosphorsäure, die in dem 100 ml Maßkolbenvorgelegen hat, ist anzugeben.Aufgaben: Berechnen Sie für die Titration von 100 ml einer 0.1 n HCl mit 20 ml einer 1 n NaOH fürverschiedene Zugabevolumina (sinnvolle Verteilung der Punkte!) von NaOH den pH-Wert unterVernachlässigung des Verdünnungseffektes. Tragen Sie diese Werte in ein Diagramm ein undvervollständigen Sie die Kurve. Bezeichnen Sie den Äquivalenzpunkt und den Neutralpunkt!11

- Versuch I -Iodometrische Bestimmung von Traubenzucker (D-Glucose)Traubenzucker oder D-Glucose ist eine Aldohexose und besitzt in der offenkettigen Formeine Aldehydgruppe R – C(O)H. Unter geeigneten Bedingungen reagiert Traubenzucker alsReduktionsmittel, wobei die Aldehydgruppe in eine Carboxylgruppe bzw. in ein Carboxylat-Anion überführt wird:− − −R − C(O)H + 3 OH →R − C(O)O + 2e + 2H2ODiese partielle Oxidation des Traubenzuckers erfolgt bei der Traubenzucker-Bestimmungnach KOLTHOFF durch Iod in alkalischer Lösung:− −I2+ 2e → 2IDie Gesamtgleichung für die Redox-Reaktion lautet demzufolge:R− C(O)H+ I + 3OH →R− C(O)O + 2I + 2H O− − −2 2Die Traubenzucker-Analysenlösung wird mit einem Iod-Überschuß versetzt, dessenStoffmenge bekannt ist. Nach einiger Zeit wird die für die partielle Oxidation desTraubenzuckers nicht verbrauchte Iodmenge, der Iod-Rest (v(Thio-Rest)), durch Titration miteiner Natriumthiosulfat-Maßlösung bestimmt:2− − 2−I2 + 2S2O3 → 2I + S4O6In einem Blindversuch ohne Traubenzucker wird der eingesetzte Iod-Überschuß (v(Thio-Üb.)) durch Titration mit Thiosulfat-Maßlösung ermittelt.Aus v(Thio-Üb.) und v(Thio-Rest) kann dann die Masse des Traubenzuckers in dervorgegebenen Analysenlösung berechnet werden.VersuchsdurchführungAus dem Maßkolben werden 20 ml in einen Erlenmeyerkolben mit Schliff überführt und mit30 ml Iod-Lösung (Bürette) sowie mit 40 ml Natronlauge (Messzylinder) versetzt. DerErlenmeyerkolben wird mit einem Stopfen verschlossen, geschüttelt und 5 Minuten stehengelassen.Anschließend fügt man der Lösung im Erlenmeyerkolben 15 ml Salzsäure (Messzylinder) zuund titriert den Iod-Rest mit der Natriumthiosulfat-Lösung (Bürette). Vor Erreichen desÄquivalenzpunktes, die Lösung ist noch schwach braungelb gefärbt, fügt man einige TropfenStärke-Lösung (Indikator) zu und titriert bis zur völligen Entfärbung.Für den Blindversuch gibt man in einen Titrierkolben anstelle der Lösung 20 ml Wasser. Derweitere Versuchsablauf analog. Zu berechnen ist die Masse des Traubenzuckers in dervorgegebenen Analyselösung.Aufgabe:Geben Sie in den vier obigen Gleichungen für alle Atome die jeweiligen Oxidationszahlenan!12