Praktikumsskript zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie für Biologen - 1.Auflage
←
→
Transkription von Seiteninhalten
Wenn Ihr Browser die Seite nicht korrekt rendert, bitte, lesen Sie den Inhalt der Seite unten
Praktikumsskript zur Allgemeinen und
Anorganischen Chemie für Biologen
1.Auflage
Ludwig-Maximilians-Universität
Department Chemie und Biochemie
Arbeitskreis Prof. Bein
Name _____________________
Vorname _____________________
Saal _____________________
Platz _____________________
Gedruckt auf säurefreiem Papier, das die US-ANSI-NORM über Haltbarkeit erfüllt.
© Copyright 2019 by Sebastian Häringer,AK Bein & Co., 81377 München.
Dieses Werk einschließlich aller seiner Teile ist urheberrechtlich geschützt. Jede Verwertung
außerhalb der engen Grenzen des Urheberrechtsgesetzes ist ohne Zustimmung des Autors
unzulässig. Das gilt insbesondere für Vervielfältigungen, Übersetzungen, Mikroverfilmungen
und die Einspeicherung und Verarbeitung in elektronischen Systemen. Printed in Germany.
2
Ablaufplan
Fr, 05.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Platzübernahme
Sicherheitseinweisung (Anwesenheitspflicht)
Handwerkszeug
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 1
und Säuren I (2.2)
Wochenende
Mo, 08.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Säuren II und Basen
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 1
Di, 09.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Puffersysteme und
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 1
Komplexchemie
Mi, 10.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Redoxreaktionen
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 1
Do, 11.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Ionenlotto
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 1
Platzabgabe
Fr, 12.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Platzübernahme
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 2
Handwerkszeug
und Säuren I (2.2)
Wochenende
Mo, 15.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Säuren II und Basen
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 2
Di, 16.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Puffersysteme und
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 2
Komplexchemie
Mi, 17.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Redoxreaktionen
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 2
Do, 18.04.2019 08:00-10:00 Uhr Vorlesung Gruppe 1 + 2
Ionenlotto
10:00-18:00 Uhr Praktikum Gruppe 2
Platzabgabe
3
4
Organisation
Das Praktikum „Allgemeine Chemie“ für Biologen (P 3 Modul Anorganische Chemie) ist
ein gemeinsames Praktikum der Lehrbereiche Anorganische Chemie und Physikalische
Chemie für das 1. Fachsemester im Bachelorstudiengang Biologie. Die Laborräume
befinden sich im 1. Stockwerk von Haus D.
Das Praktikum beginnt am 5. April 2019 und endet am 18. April 2019 und findet montags
bis freitags von 10:00–18:00 Uhr statt. Das praktikumsbegleitende Seminar wird von
8:00-10:00 Uhr im Liebig-Hörsaal abgehalten. Zu Beginn jedes Praktikumstages findet
eine Vorbesprechung mit den Saalassistenten statt in der die am Praktikumstag
durchzuführenden Versuche besprochen werden. Eine sinnvolle Versuchsdurchführung ist
nur mit den entsprechenden Vorkenntnissen und der dazugehörigen Vorbereitung
möglich. Der Gruppenassistent geht ca. 1 Stunde vor Praktikumsende herum und prüft
stichprobenartig, ob das praktisch Ausgeführte verstanden wurde (zum Beispiel
Reaktionsgleichungen aufstellen lassen). Es herrscht während der gesamten
Praktikumszeit Anwesenheitspflicht. Bei begründeter Abwesenheit (Attest, Nachweis) die
sich über mehr als einen Fehltag hinzieht wird das Praktikum als nicht bestanden bewertet.
Hinweis: Studierende, die bei der Vorbesprechung nicht genügend vorbereitet sind,
können durch die Saalassistenten für eine Stunde zur Nachbereitung versetzt werden.
Falls dies mehr als zwei Mal auftritt gilt das gesamte Praktikum als nicht bestanden.
Die Vorbesprechung/Einführung inklusive Sicherheitseinweisung zum Praktikum findet
am 05.04.2019 von 8-10 Uhr im Liebig-Hörsaal statt. Die Teilnahme ist verpflichtend!
Die Klausur zum Praktikum Allgemeine Chemie findet am Mittwoch, den 15.05.2019, von
13:00-15:00 im Liebig-Hörsaal statt. Die Wiederholungsklausur findet am Mittwoch, den
05.06.2019, von 13:00-15:00 im Liebig-Hörsaal statt.
Die Ergebnisse der Klausur können Sie dann die darauffolgenden Tage einer Liste auf der
Homepage des AK Beins (http://bein.cup.uni-muenchen.de/teaching/anorganisch-
chemisches-praktikum-fur-biologen/ ) entnehmen.
5
Benötigtes Arbeitswerkzeug ab dem 1. Praktikumstag
Für ein sicheres Arbeiten benötigen Sie ab dem 1. Praktikumstag ihren Laborkittel und
eine Schutzbrille. Machen Sie sich bewusst, dass Sie ohne die richtige Schutzkleidung die
Laborräume nicht betreten dürfen.
Um die Spinde der Praktikumsräume, sowie ihren Laborplatz verschließen zu können,
benötigen Sie zwei eigene Schlösser. Die Bügel sollten eine Stärke von ~5 mm haben
und nicht zu kurz sein (kein kleines Kofferschloss).
Weiterhin benötigen Sie einen Taschenrechner, einen Folienstift (zum Beschriften von
Glasgeräten) und Schreibzeug sowie einen Block für Notizen/Rechnungen. Zusätzlich
dazu benötigen Sie ein kariertes Heft als Laborjournal. Ein Periodensystem der
Elemente können Sie dem Anhang des Protokolls entnehmen.
Zusätzlicher Sicherheitshinweis: Das Tragen von Kontaktlinsen ist nicht empfehlenswert,
da im Notfall eine Augenspülung bei einer Verätzung erschwert wird. Schutzbrillen
können, abhängig vom Modell, über einer Brille getragen werden.
Begleitendes Seminar und Literatur
Seminar
Im Seminar werden die theoretischen Grundlagen und Hintergründe der verschiedenen,
bearbeiteten Themengebiete des Praktikums gelegt und vertieft. Der behandelte Stoff
wird in Teilen in der Klausur zum Praktikum Allgemeine Chemie abgefragt.
Literatur
Basiswissen der Chemie:
Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, Johannes Beck: Chemie, Thieme Verlag
Kationen- und Anionennachweise und Trennungsgänge:
Jander/Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, S.
Hirzel Verlag
Nachschlagewerk für anorganische Chemie:
Holleman/Wiberg: Lehrbuch der anorganischen Chemie, de Gruyter Verlag
6
Versuchsübersicht
Nach einer kurzen Einführung in den Gebrauch typischen Laborgeräts kommt als erster
Schwerpunkt der Umgang mit wichtigen Gefahrstoffen an die Reihe. Mit Salz-.
Schwefel- und Salpetersäure, Ammoniaklösung und Alkalilaugen werden Stoffe aus dem
Laboralltag eingeführt, die bei unsachgemäßem Umgang ein beachtliches Risikopotential
aufweisen.
Anschließend werden Puffersysteme, die auch eine wichtige Rolle im menschlichen
Organismus übernehmen, genauer betrachtet. In einer ersten titrimetrischen Analyse zeigt
sich die Auswirkung des Puffersystems auf den pH-Wert.
Als Nächstes werden verschiedene Komplexverbindungen und ihre möglichen Liganden
untersucht. Dabei zeigen sich die Gemeinsamkeiten zwischen Komplexbildungsreaktion
und Brønsted-Säure-Base-Reaktionen.
In einem weiteren Kapitel soll der direkte Elektronenübergang in Redox-Reaktionen und
die dahinterstehende Triebkraft untersucht werden. Dabei wird das richtige Aufstellen von
Reaktionsgleichungen intensiviert.
Nach Einübung der Grundkonzepte der anorganischen Chemie versuchen Sie sich an der
qualitativen Analyse von anorganischen Kat- und Anionen. Mit unterschiedlichen
Nachweisen werden Sie probieren Ihre unbekannte Probe zu entschlüsseln.
Versuchsvorbereitung für spätere Analysen
Am dritten Tag des Praktikums werden Sie die Konzentration einer Essigsäure-Lösung
durch Titration bestimmen. Dafür muss bereits am ersten Praktikumstag ein beschrifteter
250 mL Maßkolben mit Deckel abgegeben werden, in dem sich dann die später zu
titrierenden Lösungen befinden. Die Beschriftung der Kolben erfolgt nach folgendem
Schema:
Ebenso sollen Sie eine quantitative Analyse von Calcium und Magnesium in Ihrem
normalen Trinkwasser durchführen. Bringen Sie bitte mindestens 100 mL davon am
entsprechenden Tag mit. Sollten Sie Leitungswasser verwenden wollen, so lassen Sie den
Hahn vor der Probennahme etwa 1 Minute laufen um Fehler zu vermeiden.
7
Analysen und Laborjournal
Über alle Versuche wird ein Laborjournal geführt, das von den Assistenten und Tutoren
korrigiert wird und während der gesamten Praktikumszeit im Labor bleiben muss. Darin
protokollieren Sie die durchgeführten Versuche anhand der verwendeten Chemikalien,
der Reaktionsgleichung, der Versuchsdurchführung und Beobachtung und einem
Ergebnisteil. Für jeden Versuch müssen die Fragen aus dem Skript schriftlich beantwortet
und eventuelle Analysen / Ergebnisse angegeben werden. Die dem jeweiligen Kapitel
angeschlossenen Übungen helfen Ihnen als Vorbereitung auf die anstehende
Praktikumsklausur.
Laborsicherheit
Betriebsanweisungen bilden den sicherheitstechnischen Rahmen des Praktikums. Diese
beginnen für die Arbeit im Rahmen dieses Praktikums mit einer übergeordneten
Anweisung.
Diese Allgemeine Betriebsanweisung fasst die Sicherheitsregeln des Praktikums
allgemein und knapp zusammen. Sie basiert auf zwei Dokumenten, die zu Beginn der
Anweisung als Quellen genannt sind: der GUV-R 120 Laboratorien und der
Laboratoriumsordnung des Departments.
Als anschauliche Einführung liegt eine Broschüre der Gesetzlichen Unfallversicherung vor,
der unter der Bestellnummer GUV-I 8553 herausgegebenen Einführung für Studierende
mit dem Titel Sicheres Arbeiten in chemischen Laboratorien.
Die dort angegebenen Regeln sind für Sie bindend.
8
Laborgeräte
9
10
1 Handwerkszeug für die Laborarbeit
1.1 Sicherheitshinweise
Neben der Allgemeinen Betriebsanweisung sollten Sie den Anweisungen der
Assistenten stets Folge leisten, um Ihre Sicherheit gewährt zu wissen. An dieser Stelle
sollen ausschließlich die drei wichtigsten Regeln festgehalten werden:
• Das Betreten chemischer Laboratorien ist nur mit Schutzbrille und geschlossenem
Laborkittel erlaubt.
• Essen, Trinken und Rauchen ist im Labor strikt untersagt. Eine Resorption gewisser
Chemikalien von Nahrungsmitteln kann nicht ausgeschlossen werden.
• Achten Sie darauf geeignete Kleidung (geschlossene Schuhe, lange Hose etc.) zu
tragen, um eine Schädigung ihrer Haut zu minimieren.
Die weiteren Sicherheitseinweisungen im jeweiligen Labor werden Sie von Ihrem
Assistenten am ersten Tag erhalten.
1.2 Geräte
Sie erhalten eine umfassende Ausrüstung an Glas- und Laborgeräten. Behandeln Sie
diese in Ihrem eigenen Interesse pfleglich, da Sie für die entstehenden Kosten bei
Beschädigung aufkommen müssen. Die Ausrüstung wird im Praktikum vom Assistenten
gezeigt und erklärt.
1.3 Arbeiten am Abzug
Das Arbeiten mit gefährlichen Stoffen, vor allem mit giftigen oder brennbaren Gasen
und Dämpfen, ist nur in einem gut ziehenden Abzug erlaubt. Die Abzugsleistung ist im
Wesentlichen davon abhängig, wie weit der Frontschieber des Abzugs geöffnet ist. Bei
weit geöffnetem Frontschieber verringert sich die Wirksamkeit des Abzuges erheblich.
Gehen Personen am geöffneten Abzug vorbei, kann es zu Verwirbelungen und in deren
Folge zum Ausbruch von Stoffen aus dem Abzug kommen. Halten Sie daher die
Frontscheibe immer so weit wie möglich geschlossen und benutzen Sie zum Arbeiten
nach Möglichkeit die seitlich verschiebbaren Arbeitsfenster. Neben dem Abführen von
11Gasen und Dämpfen dient der Abzug auch als Schutz vor verspritzenden Substanzen
und als Splitterschutz. Trotzdem haben Sie, wie bei allen Arbeiten im Labor, auch beim
Arbeiten am Abzug eine Schutzbrille zu tragen. Wird am Abzug nicht gearbeitet, sind
sowohl der Frontschieber als auch die Arbeitsfenster immer geschlossen zu halten! Der
Abzug darf nicht als Lagerplatz verwendet werden.
1.4 Bunsenbrenner
Zum Erhitzen wird im Labor gewöhnlich der Bunsenbrenner benutzt. Im unteren Teil
enthält er eine Düse, aus der Erdgas (Methan) ausströmt, und eine Vorrichtung, um Luft
in verschiedenen Mengen in das Brennerrohr einzulassen. Ohne Luftzufuhr erhält man
eine leuchtende Flamme. Ein Teil des Methans wird zunächst nur zu Kohlenstoff und
Wasser oxidiert; die gebildeten festen Kohlenstoff-(Ruß-)Teilchen sind für das Leuchten
der Flamme verantworlich. Leicht Sauerstoff abgebende Substanzen werden in der
leuchtenden Flamme reduziert. Bei Luftzutritt verbrennt Erdgas vollständig zu
Kohlendioxid und Wasser. Bei der entstehenden „nichtleuchtenden“ Flamme lässt sich
ein innerer, blau leuchtender Kegel erkennen, in dem reduzierende Bedingungen
herrschen. Um diesen Kegel herum liegen oxidierende Bedingungen vor. An der Spitze
des blauen Kegels ist die heißeste Stelle der Flamme:
Ist die Luftzufuhr zu groß oder der Gasdruck zu klein, so schlägt der Brenner durch, das
heißt, das Gas brennt im Innern des Brennrohres an der Gasaustrittsdüse. In diesem Fall
muss die Gaszufuhr sofort abgestellt werden. Nach dem Erkalten des Brenners stellt man
dann die Luftzufuhr etwas kleiner oder vergrößert die Gaszufuhr.
121.5 Analytische Waage
Waagen müssen stets sauber gehalten und schonend behandelt werden. Zunächst wird
ein Wägegefäß auf die Waage gestellt (niemals Substanzen direkt auf die Waage
geben!), dann wird „Tara“ gedrückt, um das Gefäß nicht mitzuwiegen. Nach dem
Tarieren wird die zu wägende Substanz abgewogen. Als Wägegefäß für Feststoffe dient
ein Uhrglas, Wägeschiffchen oder ein anderes leichtes(!) Gefäß. Im Falle einer
hygroskopischen, flüssigen oder leicht flüchtigen Substanz ist ein Gefäß mit
eingeschliffenem Deckel zu verwenden. Informieren Sie sich vor Beginn der Wägung
anhand der Anleitung über die Bedienung der Waage.
1.6 Reinigen von Laborgerät
Viele analytische Nachweisreaktionen sind sehr empfindlich, sie sprechen auf kleinste
Substanzmengen an. Das bringt es mit sich, dass nachlässig gereinigtes Laborgerät zur
Fehlinterpretation von Versuchen führt. Der folgende Versuch regt Sie dazu an, einen
Spülvorgang als mehrfaches Verdünnen um einen charakteristischen Faktor zu
begreifen.
13Spülen als Verdünnungsreihe
Dieser Versuch zeigt sehr schön, dass ein Laborgefäß nach dem Ausspülen „sauber“
aussieht, es aber nicht immer ist.
Versuch 1.1
In drei Reagenzgläser werden je 2 mL einer Eisen(III)-chloridlösung (ca. 0,1 mol L−1)
gegeben. Nach dem Ausgießen der Lösung spült man das erste Glas mit 1 mL
Wasser aus. Das zweite Glas wird zweimal mit je 1 mL Wasser ausgespült. Das dritte
Glas wird unter Verwendung von Reagenzglasbürste und Spülmittel/Wasser
gründlich gereinigt und anschließend mehrmals mit destilliertem Wasser
ausgespült. Durch Zusatz von Ammoniumthiocyanat-Lösung (ca. 0,1 mol L−1) lassen
sich noch vorhandene Eisen(III)-Ionen durch eine Rotfärbung nachweisen. Dies
sollte bei den ersten beiden Reagenzgläsern der Fall sein, jedoch nicht bei dem
sorgfältig gereinigten Glas.
Gehen Sie davon aus, dass beim Ausgießen immer 1 Tropfen im Glas zurückbleibt. Das
Volumen eines Wassertropfens ist ungefähr 0,05 ml. Berechnen Sie die Eisen(III)-
Konzentration in mol L-1 nach dem ersten und nach dem zweiten Wiederauffüllen mit je
1 mL Wasser.
Erhitzen im Reagenzglas
Einmal richtig und einmal falsch. Wenn Sie beides gesehen haben, werden Sie es nicht
mehr falsch machen. Ziel ist, dass Sie einen Siedeverzug kennenlernen und eine
Möglichkeit, diesen zu vermeiden.
Versuch 1.2
Ein Reagenzglas wird etwa zur Hälfte mit Wasser gefüllt und mit Hilfe einer
Reagenzglasklammer senkrecht in die nichtleuchtende Bunsenbrennerflamme
gehalten. Innerhalb kurzer Zeit erreicht das Wasser Siedetemperatur. Es kommt in
der Regel zu einem Siedeverzug, der den Inhalt des Reagenzglases herausschießen
lässt; Reagenzglas nicht auf den Nachbarn richten!
14Versuch 1.3
Ein zweiter Versuch zeigt, wie ein solch unerwünschter Siedeverzug vermieden wird.
Das Reagenzglas wird nur etwa zu 1 4 mit Wasser gefüllt. Dann wird es schräg mit
einer Reagenzglasklammer in die nichtleuchtende Bunsenbrennerflamme gehalten
und dabei geschüttelt. Das Wasser sollte nun gleichmäßig sieden und nicht wie
vorher herausspritzen, da eine lokale Erhitzung vermieden wird.
Beschreiben Sie, wie es zu einem Siedeverzug kommen kann.
Mischen im Reagenzglas
Es geht um Fingerfertigkeit. Wenn Sie Mühe haben, kleine Substanzmengen so sicher zu
dosieren, dass nichts überschäumt, wiederholen Sie den Versuch mehrmals.
Versuch 1.4
In einem Reagenzglas wird ca. 1 mL gesättigte Natriumcarbonat-Lösung mit 2
Tropfen Methylrot-Indikatorlösung versetzt. Nun wird tropfenweise verdünnte
Salzsäure hinzugegeben und durch Schütteln des Reagenzglases gemischt. Es wird
weitere Säure zugegeben, bis der Indikator umschlägt.
Welches Gas entwickelt sich bei der Säurezugabe? Formulieren Sie eine
Reaktionsgleichung.
1.7 Lösungen
Besonders wichtig: die üblichen Konzentrationsmaße. Die Stoffmengenkonzentration
oder Molarität (c) wird definiert als Stoffmenge (n) pro Volumen (V), Einheit: mol L-1,
abgekürzt M.
Der meist in Prozent angegebene Massenanteil („Massenprozent“) ist definiert als
Masse pro Gesamtmasse des Gemisches, Einheit: 1 oder Prozent. 30%ige Salzsäure
enthält daher 30 g HCl in 100 g Salzsäure.
Die Dichte von 30%iger Salzsäure ist 1,15 kg L-1. Wieviel mL dieser Säure müssen
abgemessen werden, wenn 36,5 g HCl benötigt werden?
151.8 Übungen zu „Handwerkszeug für die Laborarbeit“
Alle physikalischen Größen können durch sieben Basiseinheiten mit entsprechenden
Basisgrößen ausgedrückt werden. Diese sind im Internationalen Einheitssystem
zusammengefasst und werden als SI-Einheiten bezeichnet. Neben der Masse m der
Einwaage nimmt die Stoffmenge n als Maß der an einer Reaktion teilnehmenden
Einzelteilchen eine besonders wichtige Rolle ein. So lassen sich über die Stoffmenge n
verschiedene weitere Größen wie Masse m, Volumen V und Teilchenzahl N berechnen.
Berechnen Sie die Größen Masse m, Volumen V, Stoffmenge n und Teilchenzahl N für
folgende Stoffportionen:
• 1 Liter Wasser bei 20 °C (Dichte ρ = 0,9982 g/cm3)
• 0,3 mol Kaliumsulfat bei 20 °C (Dichte ρ = 2,66 g/cm3)
• 17 g Chlorgas (Vm = 22,4 mol/L)
Gegeben ist folgende Reaktionsgleichung:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
Wie viel Gramm AgCl werden durch 1 g NaCl und 116 g AgNO3 produziert?
Für die grafische Darstellung von Molekülen gibt es, je nach Anforderung, verschiedene
Modelle. Das wahrscheinlich wichtigste Modell stellt dabei das VSEPR-Modell dar. Dieses
führt die räumliche Gestalt eines Moleküls auf die abstoßenden Kräfte zwischen
Elektronenpaaren und der Valenzschale zurück. Wiederholen Sie die daraus abgeleiteten
Regeln in folgender Übung unter Beachtung der Oktettregel.
Zeichnen Sie die Strukturformeln der folgenden Moleküle und geben Sie die räumliche
Anordnung der Atome und Elektronen nach dem VSEPR-Modell an.
H2SO4, HNO3, H3PO4, O2, O3, HNO2, NO, CO2, CO, H2S2O7 und H2S2O8
162 Gefahrstoffe - Mineralsäuren
Die Arbeit mit Gefahrstoffen ist in einem chemischen Laboratorium Alltag. In diesem
Kapitel steht daher ein Lernziel im Vordergrund: der sichere Umgang mit Gefahrstoffen.
Die vom Gesetzgeber geforderte praktische Hilfe hierzu sind die Betriebsanweisungen.
Die ersten Betriebsanweisungen hatten Sie oben bereits kennengelernt, nämlich die
Allgemeine Betriebsanweisung, die den Rahmen für das sichere Arbeiten im Praktikum
bildet und die gerätebezogene Betriebsanweisung für den Umgang mit Laborabzügen.
In den stoffbezogenen Betriebsanweisungen dieses Kapitels sind oft Gefahren genannt,
ohne dass jedoch deren chemischer Hintergrund immer beleuchtet wird. Es bleibt also
die Aufgabe zu verstehen, was bei einer Reaktion geschieht und worin die Gefahr
besteht. Sie werden daher solche gefährlichen Reaktionen untersuchen, den Stoffumsatz
durch eine Reaktionsgleichung ausdrücken und die Ursache der Gefahr erkennen.
2.1 Salzsäure, HCl
Salzsäure, auch Chlorwasserstoffsäure, gehört zu den wichtigsten Grundchemikalien des
Labors. Im menschlichen Organismus kommt sie als „Magensäure“ in einer
Maximalkonzentration von ca. 0,1 mol L-1 vor. Eine ihrer Hauptaufgaben besteht in der
Abtötung von Mirkoorganismen, die mit Nahrung in den Magen-Darm-Trakt gelangen.
Bei Refluxerkrankungen („Sodbrennen“) reicht die vom Körper erzeugte Salzsäure-
Konzentration bereits aus, um die Speiseröhre zu verätzen. Die im Labor verwendete
Salzsäure ist bis zu 100-mal höher konzentriert.
Eigenschaften
Konzentrierte Salzsäure ist eine ca. 35%ige Lösung des farblosen und stechend
riechenden Gases Chlorwasserstoff (HCl) in Wasser, verdünnte Salzsäure ist eine ca.
7%ige Lösung. Wird konzentrierte Salzsäure erhitzt, so verdampft hauptsächlich
Chlorwasserstoff und wenig Wasser bis die Konzentration der Lösung auf 20% gesunken
ist. Erhitzt man umgekehrt verdünnte Salzsäure, entweicht hauptsächlich Wasser, bis die
Säure wieder 20%ig ist. Salzsäure reagiert mit hinreichend starken Reduktionsmitteln
heftig unter Wasserstoffentwicklung, während starke Oxidationsmittel Chlor freisetzen.
Neben der großen Exothermie der Reaktionen ergeben sich besondere Gefahren aus der
Brennbarkeit von Wasserstoff und der Aggressivität von Chlorgas.
17Reaktion von Aluminium mit Salzsäure
Die Betriebsanweisung zur konzentrierten Salzsäure führt deren Umsetzung mit
Aluminium als besondere Gefahr auf. Der Versuch soll aufzeigen wieso.
Versuch 2.1
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
Führen Sie die Versuche, bei denen eine Gasentwicklungsapparatur benötigt wird,
in Zweiergruppen aus.
Geben Sie ca. 250 mg Aluminium-Grieß in den 100-mL-Einhalsrundkolben, der
Ihnen für diesen Versuch zur Verfügung gestellten Gasentwicklungsapparatur.
Füllen Sie die beigegebene Kristallisierschale (hier als pneumatische Wanne zu
verwenden) mit ausreichend Wasser. Legen Sie darin unter Wasser einen passenden
Gummistopfen für ein Reagenzglas bereit, in dem das bei der Reaktion freigesetzte
Gas gesammelt werden soll, und tauchen Sie das vollständig mit Wasser gefüllte
Reagenzglas in das Wasser der pneumatischen Wanne ein. Versetzen Sie nun im
Reaktionskolben das Aluminium mit ca. 10 mL verdünnter Salzsäure. Verschließen
Sie rasch den Kolben mit dem Gasüberleitungsrohr, das in einem durchbohrten
Stopfen steckt, und tauchen Sie dessen Ende unter die Wasseroberfläche der
pneumatischen Wanne. Es setzt langsam Gasentwicklung ein, die nach kurzer Zeit
heftiger wird. Beginnen Sie mit dem Auffangen des Gases erst nach ca. 2 Minuten,
so dass zunächst die Luft aus dem Reaktionskolben verdrängt wird. Halten Sie dann
das Ende des Gaseinleitungsrohres direkt unter das senkrecht aufgerichtete
Reagenzglas. Wenn das Wasser im Reagenzglas vollständig verdrängt ist, wird es
unter Wasser mit dem Gummistopfen fest verschlossen. Nehmen Sie nun das
verschlossene Glas aus dem Wasser. Ziehen Sie dann den Stopfen ab und halten Sie
die Öffnung des Reagenzglases sofort in die Flamme des Bunsenbrenners (Öffnung
stets nach unten weisen lassen).
Um welches Gas handelt es sich (Reaktionsgleichung)? Warum führt die
Betriebsanweisung die Reaktion mit Aluminium als Gefahr auf?
Reaktion von Kaliumpermanganat mit Salzsäure
Die Betriebsanweisung zur konzentrierten Salzsäure führt unter anderem die Umsetzung
mit Kaliumpermanganat als besondere Gefahr auf. Der Versuch soll aufzeigen wieso.
18Versuch 2.2
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
Geben Sie ca. 800 mg gepulvertes Kaliumpermanganat in angehäufter Form auf ein
Uhrglas. Tropfen Sie anschließend mittels einer Pasteurpipette langsam
konzentrierte Salzsäure zu. Dabei entsteht ein Gas. Die Farbe des Gases können Sie
deutlicher wahrnehmen, indem Sie das Experiment vor einem weißen Hintergrund
(zum Beispiel einem Bogen weißen Papiers) durchführen.
Um welches Gas handelt es sich (Reaktionsgleichung)? Warum führt die
Betriebsanweisung die Reaktion mit Kaliumpermanganat als Gefahr auf?
2.2 Schwefelsäure, H2SO4
Schwefelsäure ist eine der wichtigsten Grundchemikalien. Die Schwefelsäureproduktion
gehört zu den Kennzahlen, die in die Bewertung der Wirtschaftsleistung einer
Volkswirtschaft eingehen. Im Gegensatz zu der aus zwei Dritteln Wasser bestehenden
konzentrierten Salzsäure ist konzentrierte Schwefelsäure fast wasserfrei.
Eigenschaften
Konzentrierte Schwefelsäure, eine ölige Flüssigkeit, ist 96%ig. Die chemischen
Eigenschaften sind durch zwei Charakteristika geprägt: Schwefelsäure ist (1)
außerordentlich wasseranziehend und (2) stark oxidierend. „Wasseranziehend“ bezieht
sich dabei unmittelbar auf den Stoff Wasser selbst, darüberhinausgehend aber auch auf
komplexe chemische Reaktionen, in deren Verlauf das Reaktionsprodukt Wasser
entsteht. Achten Sie hier besonders auf den Versuch mit Ameisensäure. Starke
Reduktionsmittel wie Zink reagieren mit heißer konzentrierter Schwefelsäure unter sehr
weit gehender Reduktion der Säure zu elementarem Schwefel und in geringem Umfang
sogar zu Hydrogensulfid, H2S. Beachten Sie bei den Versuchen den Einfluss der
Reaktivität des Metalls und der Konzentration der Säure.
Handhabung
Der Umgang mit Schwefelsäure (ab 5%) wird durch eine Betriebsanweisung geregelt.
Bei der Herstellung von verdünnter Schwefelsäure wird stets die konzentrierte Säure
langsam und unter guter Durchmischung in das Wasser gegossen – nicht umgekehrt:
19„Erst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure“! Heiße konzentrierte
Schwefelsäure darf keinesfalls verdünnt oder gar in den Ausguss gegossen werden.
Verdünnen von konzentrierter Schwefelsäure
Nochmal, auf die Reihenfolge kommt es an: „Erst das Wasser, …“
Versuch 2.3
Zu 3 mL Wasser gieße man aus einem zweiten Reagenzglas etwa das gleiche
Volumen konzentrierter Schwefelsäure. Die Mischung erwärmt sich stark.
Jetzt, wo Sie die freiwerdende Wärmemenge gespürt haben: Was ist denn das
„Ungeheure“? Was genau kann passieren, wenn Wasser in konzentrierte Schwefelsäure
gegossen wird?
Reaktion mit Ameisensäure
Das Verkohlen organischen Materials bei Schwefelsäurezusatz ist formal ein Entzug der
Elemente des Wassers. Ein Beispiel ist das Verkohlen von Traubenzucker:
C6H12O6 → 6 C + 6 H2O
Ameisensäure ist einer der seltenen Fälle, bei denen bei der Umsetzung mit
konzentrierter Schwefelsäure anstelle eines undefinierbaren Teers ein wohldefiniertes
Reaktionsprodukt entsteht.
Versuch 2.4
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
Versetzen Sie in einem Reagenzglas ca. 2 mL konzentrierte Ameisensäure mit ca.
1 mL konzentrierter Schwefelsäure. Sollte es bei Raumtemperatur noch nicht zu
einer Gasentwicklung kommen, erwärmen Sie ein wenig.
Welches Gas entsteht bei der Reaktion? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Geben
Sie Lewisformeln von Ameisensäure und des entstehenden Gases an.
20Reaktion von Zink mit verdünnter Schwefelsäure
Verdünnte Schwefelsäure löst viele Metalle wie Eisen, Aluminium und Zink unter
Wasserstoffentwicklung zu Sulfaten auf.
Versuch 2.5
Man übergieße in einem Reagenzglas Zinkgranalien mit verdünnter Schwefelsäure,
die zuvor mit einigen Tropfen konzentrierter Schwefelsäure versetzt wurde. Das Zink
wird aufgelöst und Wasserstoff entsteht.
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Welche Gefahr geht von dieser Reaktion aus?
Reaktion von Zink mit konzentrierter Schwefelsäure
Einen unmittelbaren Nachweis für das Vorhandensein von Schwefel in der Schwefelsäure
zeigt folgender Versuch: im oberen Teil des Reagenzglases bildet sich ein gelber
Beschlag von festem Schwefel und gelbe Schwefeltröpfchen scheiden sich ab.
Entweichendes Schwefeldioxid, und manchmal auch Hydrogensulfid, sind am Geruch zu
erkennen.
Versuch 2.6
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
Geben Sie eine Zinkgranalie in ein trockenes Reagenzglas (keine Späne oder gar
Pulver verwenden – beides reagiert zu heftig!). Geben Sie ca. 3 mL konzentrierte
Schwefelsäure hinzu und erwärmen Sie die Mischung, bis eine merkliche Umsetzung
unter Gasentwicklung einsetzt. Im oberen Teil des Reagenzglases bildet sich ein
gelber Beschlag und gelbe Tröpfchen scheiden sich ab.
Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen, jeweils eine für jedes entstehende Produkt.
Welche Gefahr geht von dieser Reaktion aus?
Warum ist es unkorrekt alle beteiligten Reaktionspartner Schwefel, H2S und SO2 in einer
Reaktionsgleichung zusammenzufassen (z.B.: 8 Zn + 3 H2SO4 + 16 H+ → 8 Zn2+ + S + H2S
+ SO2 + 10 H2O)?
212.3 Salpetersäure, HNO3
Konzentrierte Salpetersäure ist ähnlich aggressiv wie konzentrierte Schwefelsäure. In
sehr verdünnter Form ist sie dagegen ein natürlich vorkommender Stoff: in Blitzen
reagieren die Luftbestandteile Stickstoff und Sauerstoff zu „Stickoxiden“. Zusammen mit
Regenwasser bildet sich dann Salpetersäure.
Eigenschaften
Salpetersäure ist in mehreren Konzentrationen laborüblich. Rauchende Salpetersäure
ist ca. 95%ig. Sie ist durch Stickstoffdioxid gelb bis rotbraun gefärbt und gibt an der Luft
Stickstoffdioxid-Dämpfe ab (daher auch „rote rauchende Salpetersäure“ genannt).
Konzentrierte Salpetersäure ist ca. 69%ig, verdünnte Salpetersäure etwa 12%ig.
Salpetersäure ist ein kräftiges Oxidationsmittel. Besonders die konzentrierten Lösungen
sind sehr aggressiv. Ähnlich wie bei Schwefelsäure hängt auch das Verhalten von
Salpetersäure gegenüber Metallen erheblich von der Säurekonzentration ab.
Handhabung
Der Umgang mit Schwefelsäure (ab 5%) wird durch eine Betriebsanweisung geregelt.
Reaktion von Zink mit konzentrierte Salpetersäure
Achten Sie beim Fortschreiten dieser Reaktion besonders auf deren schnell zunehmende
Geschwindigkeit – ein wesentlicher Aspekt, wenn entgegen der Betriebsanweisung
einmal viel größere Mengen der Reaktionspartner zusammenfinden.
Versuch 2.7
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
In ein Reagenzglas gebe man zu 1–2 mL konzentrierter Salpetersäure 1–2
Zinkgranalien (keine Späne oder gar Pulver verwenden – beides reagiert zu heftig!).
Es tritt heftige Entwicklung von rotbraunem Stickstoffdioxid-Gas auf. Nachdem man
dies beobachtet hat, wird die Reaktion durch Verdünnen mit viel Wasser beendet.
Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf. Worin besteht die Gefahr? Warum wird die
Reaktion immer heftiger? Wieviel Kilogramm Zinknitrat-Dihydrat lassen sich aus 1 kg Zink
durch die Reaktion mit konzentrierter Salpetersäure herstellen?
22Reaktion von Zink mit halbkonzentrierter Salpetersäure
Eine der Reaktionen, bei denen reichlich farbbloses NO gebildet wird, sodass Sie dessen
spontane Oxidation zu braunem NO2 beim Kontakt mit Luft sehr schön beobachten
können.
Versuch 2.8
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
Man bereite in einem Reagenzglas durch Versetzen von etwas konzentrierter
Salpetersäure mit etwas mehr als dem gleichen Volumen Wasser halbkonzentrierte
Salpetersäure, gebe einige Zinkgranalien zu und erwärme. Anders als bei der
Reaktion mit konzentrierter Säure entwickelt sich ein nur schwach braunes Gas: es
entsteht ein Gemisch von viel farblosem Stickstoffmonoxid mit etwas braunem
Stickstoffdioxid.
Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Bildung von NO auf. Worin besteht die Gefahr?
Zur Wiederholung noch einmal: Warum wäre eine Reaktionsgleichung nicht korrekt, bei
der auf der Seite der Produkte so etwas wie NO + NO2 stünde? Es entsteht doch wirklich
nicht nur NO!
Viele Gase wie Wasserstoff, Methan oder Schwefeldioxid (aber auch feste und flüssige
Substanzen), die mit Sauerstoff ein stabiles Reaktionsprodukt bilden, tun dies nicht bei
Raumtemperatur. Es muss gezündet werden. Im Gegensatz dazu reagiert NO bei
Raumtemperatur ungehemmt. Geben Sie eine Begründung dafür an.
Reaktion von Zink mit verdünnter Salpetersäure
Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure: jede dieser Säuren hat eine eigene Chemie –
solange sie nicht verdünnt vorliegen. Vergleichen Sei selbst.
Versuch 2.9
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
In einem Reagenzglas verdünne man etwas verdünnte Salpetersäure auf das
doppelte Volumen, setzte einige Zinkgranalien zu und erwärme. Es entwickelt sich
ein farbloses Gas, das sich auch bei Luftzutritt an der Mündung des Reagenzglases
nicht braun färbt: mit der verdünnten Säure entsteht Wasserstoff.
Warum verlieren Säuren beim Verdünnen ihre Individualität?
233 Gefahrstoffe – Basen und H2O2
Im vorangegangenen Kapitel haben Sie bereits erste Bekanntschaft mit den chemischen
Eigenschaften von Säuren gemacht. Generell wird eine Lösung als sauer bezeichnet,
deren Konzentration an Oxonium-Ionen größer als die Konzentration der Hydroxid-
Ionen ist. Für den umgekehrten Fall wird die Lösung als basisch bezeichnet. Der pH-Wert
wird als Maß für den sauren oder basischen Charakter verwendet. Er ist als negativ,
dekadischer Logarithmus der Konzentration der Oxonium-Ionen definiert.
Die bisher kennengelernten Säuren sind typische Brönsted-Säuren, d.h. es handelt sich
um Moleküle, die Protonen abgeben können. Sie werden deshalb auch als
Protonendonatoren bezeichnet. Brönsted-Basen hingegen sind Stoffe, die Protonen
aufnehmen können und werden als Protonenakzeptoren bezeichnet.
Das Lewis-Säure-Base-Konzept läuft unabhängig von Protonen ab. Lewis-Säuren sind
hier Elektronenpaar-Akzeptoren, die zur Bildung einer neuen Elektronenpaarbindung
Anlass geben. Sie sind also elektrophile Teilchen. Lewis-Basen hingegen sind
Elektronenpaar-Donatoren. Sie sind nucleophile Teilchen. Eine Reaktion zweier Teilchen
findet immer durch ein für eine koordinative Bindung zur Verfügung gestelltes
Elektronenpaar statt.
3.1 Ammoniak, NH3
Die Grundchemikalie Ammoniak wird großtechnisch aus den Elementen über das Haber-
Bosch-Verfahren gewonnen. In Form von Harnstoff und Ammoniumsalzen findet
Ammoniak ausgedehnte Verwendung als Dünger. Als Ausgangsstoff für die
Salpetersäureherstellung (Ostwald-Verfahren) erschließt Ammoniak den Einstieg in die
technische Stickstoffchemie.
Eigenschaften
Die verdünnte Ammoniaklösung des Labors ist ca. 10%ig, konzentrierte
Ammoniaklösung ist ca. 25%ig; die konzentrierte Lösung hat eine Dichte von
0,91 g cm−3. Eine aufgrund der hohen Entweichungstendenz von Ammoniakgas kaum
handhabbare gesättigte Lösung in Wasser ist mehr als 30%ig (Raumtemperatur).
Wie viel molar ist 25%ige Ammoniaklösung?
24Ammoniak ist ein Lehrbuchbeispiel für ein Molekül, dessen Reaktionen durch die
Anwesenheit eines freien Elektronenpaars am Stickstoffatom bestimmt sind, es ist also
eine Lewis-Base.
Versuch 3.1
Versetzen Sie etwa 2 mL destilliertes Wasser mit 2 Tropfen des Indikators
Phenolphthalein. Geben Sie nun 1–2 Tropfen 6 M Ammoniaklösung zu. Versetzen
Sie die jetzt rote Lösung mit einigen mL einer konzentrierten NH4Cl-Lösung, bis die
rote Farbe wieder verschwindet.
Erklären Sie Ihre Beobachtung.
Versuch 3.2
Stellen Sie eine Kupfersulfatlösung her, indem Sie ca. 2 Spatelspitzen Kupfer(II)-
sulfat in etwa 2 mL destilliertem Wasser lösen. Tropfen Sie nun langsam 6 M
Ammoniaklösung zu. Es bildet sich zunächst ein Niederschlag, der sich bei weiterer
Zugabe von Ammoniaklösung allmählich wieder auflöst und eine tiefblaue Lösung
entsteht.
Deuten Sie Ihre Beobachtungen durch Reaktionsgleichungen. Woher kommt die hellblaue
Farbe der reinen Kupfersulfatlösung?
3.2 Natronlauge und Kalilauge, NaOH und KOH
„Natronlauge“ ist kein systematischer Name, sondern eine althergebrachte Bezeichnung
für eine wässrige Lösung von Natriumhydroxid, NaOH. Dasselbe gilt für Kalilauge. Vor
allem die konzentrierten Laugen sind deutlich gefährlicher als etwa eine
gleichkonzentrierte Salzsäure, da sie viel hartnäckiger an der Haut haften als eine HCl-
Lösung und nur schwer durch Wasser abgespült werden. Entsprechend gefährlich ist das
heute vor allem auf historischen Jahrmärkten wieder in Mode gekommene
„Seifensieden“ in offenen Bottichen: Mit den seit langem verfügbaren Chemikalien
Branntkalk (Calciumoxid) oder Löschkalk (Calciumhydroxid) wird „Sodalösung“
(Natriumcarbonatlösung) „kaustifiziert“ (von lat. causticus ätzend, beizend),
anschließend wird die entstandene Lauge mit Fett umgesetzt, wobei dieses in Glycerin
und Seife übergeht. Eine weitere Anwendung von Natronlauge im Alltag: 3–5%ige Lauge
wird bei der Herstellung von Laugenbrezen verwendet.
25Eigenschaften
Verdünnte Natronlauge ist 7–8%ig (2 M), konzentrierte Natronlauge enthält 40%
Natriumhydroxid.
Handhabung
Der Umgang mit Alkalilaugen wird durch eine Betriebsanweisung geregelt.
Reaktion von Aluminium mit Natronlauge (BA!)
Die Betriebsanweisung zu Alkalilaugen führt deren Umsetzung mit Metallen als
besondere Gefahr auf. Der Versuch soll aufzeigen, wieso.
Versuch 3.3
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
Geben Sie eine Spatelspitze Aluminium-Grieß in ein Reagenzglas und stellen Sie
dieses (vorsichtshalber) in ein hohes Becherglas. Geben Sie nun ein paar Tropfen
verdünnte Natronlauge hinzu. Die Reaktion benötigt einen kurzen Augenblick bis
sie in Gang kommt, verläuft dann aber äußert heftig (Aufschäumen des
Reaktionsgemisches). Fangen Sie das entstehende Gas mit einem zweiten
Reagenzglas auf und führen Sie eine Knallgasprobe durch.
Um welches Gas handelt es sich? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Warum ist die
Umsetzung mit Aluminium eine Gefahr?
Reaktion von Zink mit festem Natriumhydroxid
Die Betriebsanweisungen zu Alkalilaugen und festen Alkahlihydrociden führt deren
Umsetzung mit unedlen Metallen als besondere Gefahr auf. Der Versuch soll aufzeigen,
wieso.
Versuch 3.4
Arbeiten Sie unbedingt unter einem gut ziehenden Abzug!
In einem Reagenzglas werden 2 NaOH-Plätzchen mit zwei Spatelspitzen Zinkpulver
gemischt. Das Reagenzglas wird mit einem durchbohrten Gummistopfen
verschlossen, in dessen Öffnung sich eine eingesteckte Pasteur-Pipette befindet. Die
Mischung wird nun unter ständigem Bewegen des Reagenzglases über dem
Bunsenbrenner erhitzt. Wenn eine deutliche Gasentwicklung zu erkennen ist, wird
das an der Pipetten-Öffnung austretende Gas mit dem Bunsenbrenner entzündet.
26Um welches Gas handelt es sich? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Warum ist die
Umsetzung mit Zink eine Gefahr?
3.3 Wasserstoffperoxid, H2O2
Eigenschaften
Wasserstoffperoxid-Lösung ist eine farblose Flüssigkeit, in der die gegen Zerfall in
Wasser und Sauerstoff metastabile, blassblaue Flüssigkeit Wasserstoffperoxid in
verdünnter Form vorliegt. Wasserstoffperoxid ist eine schwache Säure und gegenüber
den meisten Stoffen ein starkes Oxidationsmittel, worauf die Verwendung als Bleich-
und Desinfektionsmittel beruht. In hochkonzentrierter Form ist es sowohl als Einzel- als
auch als Komponentenraketentreibstoff einsetzbar. Lösungen in Wasser sind in
mehreren Konzentrationen handelsüblich. Im Labor wird meist eine 30%ige Lösung
verwendet, während im Alltag ca. 10%ige Lösungen (zum Blondieren von Haaren) oder
ca. 3%ige Lösungen („Wasserstoffsuperoxid“, zur Desinfektion) eingesetzt werden.
Handhabung
Der Umgang mit Wasserstoffperoxid-Lösung wird durch eine Betriebsanweisung
geregelt.
Oxidierende Eigenschaft von Wasserstoffperoxid
Versuch 3.5
Bringen Sie ca. 2 mL der 3%igen Wasserstoffperoxid-Lösung mit Natronlauge auf
einen stark basischen pH-Wert und geben Sie einige Tropfen einer MnSO4-Lösung
zu.
Was können Sie beobachten?
27Sauerstoff aus Wasserstoffperoxid
Wasserstoffperoxid kann als Quelle zur Synthese kleiner Mengen reinen Sauerstoffs
genutzt werden.
Versuch 3.6
Geben Sie eine Spatelspitze MnO2, in ein Reagenzglas und tropfen Sie vorsichtig ca.
0,5 mL der 3%igen Wasserstoffperoxid-Lösung hinzu. Es kommt zu einer
Gasentwicklung. Führen Sie eine Glimmspannprobe durch, um einen Hinweis auf
die Identität des Gases zu bekommen.
Welches Gas haben Sie nachgewiesen? Welche Funktion hat MnO2 bei dieser Reaktion?
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.
3.4 Starke und schwache Säuren – pKs- und pH- Wert
Die „Säurestärke“ (pKs-Wert) einer wässrigen Lösungen hängt von der Oxonium-
ionenkonzentration ab. So bezeichnet man Säuren, die in Wasser vollständig dissooziiert
vorliegen als starke Säuren. Salzsäure (HCl) ist beispielweise eine starke Säure. Stellt man
eine 1 molare Salzsäure-Lösung her, so enthält ein Liter dieser Lösung 1 Mol
Chloridionen und 1 Mol Protonen. Die in der Natur häufig vorkommende Essigsäure
(CH3COOH) ist dagegen eine schwache Säure. D.h., die Mehrzahl der Essigsäuremoleküle
gibt in einer 1 molaren Lösung ihr Proton nicht ab. Eine 1 MEssigsäurelösung enthält
einen winzigen Teil H+-Ionen und einen gleich großen Teil Acetat-Ionen. Der Großteil
der Essigsäuremoleküle liegt jedoch undissoziiert vor.
Versuch 3.7
Bestimmen Sie mit Hilfe von Universalindikatorpapier den pH-Wert von Ammoniak-
Lösung (6 M), Ammoniak-Lösung (1 M), Natronlauge (1 M), Natronlauge (0,1 M),
Salzsäure (0,01 M) und Essigsäure (0,01 M).
283.5 Berechnungen zu „Säuren und Basen“
Perchlorsäure (HClO4) ist eine sehr starke Säure. Berechnen Sie den pH-Wert einer
wässrigen Lösung mit c0(HClO4) = 0,3 mol/L.
Berechnen Sie den pH-Wert einer Lösung von Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser mit
c0(NaOH) = 0,5 mol/L.
100 mL Speiseessig enthalten 5 g Essigsäure (M = 60 g/mol, pKs = 4,76). Berechnen Sie
den pH-Wert von Speiseessig.
Formulieren Sie für die angegebenen Teilchen jeweils eine Säure-Base-Reaktion in
wässriger Lösung. Darüber hinaus formulieren Sie für alle angegebenen Teilchen das
korrespondierende Säure-Base-Paar:
H3PO4 + NH3
CH3COOH + NH3
H2SO4 + OH-
H2S + CH3COO-
294 Puffersysteme
Puffergemische sind Substanzgemische, deren pH-Wert („Pufferniveau“) in wässerigen
Lösungen recht unempfindlich gegen Säure- oder Basenzusatz ist. Mit dieser Eigenschaft
übernehmen Puffersysteme im menschlichen Körper eine wichtige Rolle. Der
Bicarbonat-Puffer (HCO3-/CO2) schützt zum Beispiel das Magenephitel als letzte Barriere
unter einer Schleimschicht vor der Selbstverdauung durch die Magensäure. Der
Phosphat-Puffer findet seine Bedeutung primär bei der physiologischen Pufferung im
intrazellulären Raum und trägt dort zu einem ausgewogenen pH-Wert zwischen pH 6,8
und pH 7,2 bei.
Puffer bestehen aus einer Mischung des Salzers einer schwachen Säure und der
schwachen Säure oder aus dem Salz einer schwachen Base und der schwachen Base
selbst. Häufig verwendete Puffersysteme sind der im Sauren puffernde Acetatpuffer
(CH3COOH/CH3COO-), oder der im Basischen puffernde Ammoniakpuffer (NH3/NH4+).
Die Beziehung zwischen der Säurestärke, dem Konzentrationsverhältnis an Säure und
Base und dem pH-Wert wird in der Henderson-Hasselbalch-Gleichung beschrieben.
4.1 Pufferwirkung
Pufferlösungen werden hergestellt indem eine Säure und ihr Salz in einem bestimmten
Verhältnis mischt. Am Pufferpunkt liegen gleiche Mengen an Säure und konjugierter
Base vor. Die Wirkung von Puffern zeigt sich in folgendem Versuch.
Versuch 4.1
Befüllen Sie vier große Reagenzgläser jeweils bis zur Hälfte mit:
1. Wasser und 4 Tropfen Methylorange-Lösung
2. Wasser und 4 Tropfen Phenolphtalein-Lösung
3. Einem 2:1 Gemisch aus 1 M Essigsäure und 1 M Natronlauge und 4 Tropfen
Methylorange-Lösung
4. Einem 2:1 Gemisch aus 1 M Essigsäure und 1 M Natronlauge und 4 Tropfen
Phenolphtalein-Lösung
Versetzen Sie nun Lösung 1 und 3 tropfenweise unter ständigem Schütteln mit
verdünnter Schwefelsäure (H2SO4), die Lösungen 2 und 4 mit 1 M Natronlauge bis
zum Farbumschlag. Notieren Sie sich das geschätzte Volumenverhältnis bzw.
Natronlauge.
30Erklären Sie Ihre Beobachtung. Formulieren Sie die entsprechenden
Reaktionsgleichungen.
4.2 Maßanalyse: Essigsäure
Die Maßanalyse beruht auf der präzisen Bestimmung von Flüssigkeitsvolumina. Die
hierbei verwendeten Volumenmessgeräte sind Messzylinder, Messkolben, Pipetten und
Büretten. Der Inhalt der Messgefäße wird in mL angegeben und ist auf eine Temperatur
von 20 °C geeicht. Messkolben und Messzylinder sind auf Einguss (Kennzeichnung „In“)
geeicht, das heißt, dass sie bei der entsprechenden Eichtemperatur das angegebene
Volumen fassen. Büretten und Pipetten sind dagegen in der Regel auf Auslauf
(Kennzeichnung „Ex“) geeicht, das heißt, dass beim Entleeren der auf dem Messgefäß
angegebene Inhalt abgegeben wird. Geeichte Messgefäße werden (nach der Deutschen
Eichordnung) in Geräte der Klassen A und B unterteilt, wobei die Geräte der Klasse B
eine doppelt so große Fehlergrenze besitzen. Um welche Klasse es sich handelt,
erkennen Sie an der Kennzeichnung „A“ bzw. „B“ auf dem jeweiligen Messgefäß.
Versuch 4.2
Titrieren sie die ausgegebene Essigsäure-Lösung (CH3COOH) unbekannter
Konzentration mit einer 0,1 M Natronlauge-Maßlösung (NaOH). Hierzu muß der
ausgegebene Messkolben bis zum Eichstrich mit dest. Wasser aufgefüllt werden
(Meniskus beachten!) und danach gut geschüttelt werden. Entnehmen Sie mit einer
Vollpipette 25 mL der Essigsäure und überführen Sie diese in einen
Erlenmeyerkolben. Füllen Sie den Erlenmeyerkolben auf ca. 100 mL mit dest. Wasser
auf. Geben sie je 1 mL Maßlösung aus der Bürette hinzu und bestimmen sie nach
jeder Zugabe den pH-Wert der Lösung mit Hilfe von Universalindikatorpapier.
Zeichnen Sie die Titrationskurve und bestimmen Sie den Äquivalenzpunkt. Markieren Sie
auch die Pufferzone, den Pufferpunkt sowie Anfangs- und Endpunkt. Berechnen Sie die
Masse an Essigsäure, welche zu Beginn in Ihrem Messkolben war. Bestimmen Sie den pKs-
Wert der Essigsäure.
314.3 Übungen zur „Pufferwirkung“
Um das praktisch erworbene Wissen zu vertiefen können Sie hier Ihre theoretischen
Kenntnisse anwenden.
Eine Pufferlösung enthält die Pufferkomponenten des Acetat-Puffers im
Stoffmengenverhältnis 1:1. Durch Basenzusatz soll die Stoffmenge n der Puffersäure um
10% verringert werden [pKs(CH3OOH) = 4,75]. Berechnen Sie den ursprünglichen und den
neuen pH-Wert.
Regen zeigt einen pH-Wert von 5,6. In einigen Gegenden Deutschlands wurde ein pH-
Wert von bis zu 3,6 („saurer Regen“) gemessen. Begründen Sie kurz, weshalb auch
unbelasteter Regen einen pH-Wert kleiner als 7 zeigt. Berechnen Sie außerdem, um
welchen Faktor die Oxoniumionenkonzentration beim sauren Regen gegenüber dem
„normalen“ Regen zugenommen hat.
Zeichnen Sie die Titrationskurve für eine Titration von 25 mL Salzsäure (1 M) mit
verdünnter Natronlauge (0,1 M). Wo erwarten Sie den Äquivalenzpunkt und wo den
Neutralpunkt?
Welchen pH-Wert erwarten Sie nach der Zugabe von a) 25 mL und b) 65 mL Natronlauge?
325 Komplexchemie
Komplexverbindungen sind Lewis-Säure-Base Addukte – mit deutlichen Auswirkungen
auf die Lewis-Base. Dabei ist ein Zentralatom von einem oder mehreren Molekülen oder
Ionen, den Liganden, umgeben. Dabei werden keine Atombindungen sondern dative
(koordinative) Bindungen ausgebildet. Die Anzahl der gebundenen Liganden in einem
Komplex stellt eine charakteristische Zahl dar, die Koordinationszahl genannt wird und
Werte von 2 - 9 annehmen kann. Besonders häufig sind die Koordinationszahlen 4 und
6 (Tetraeder, tetragonale Pyramide und Oktaeder). Komplexe sind in Lösung, im festen
Zustand und auch bei Menschen weit verbreitet. So liegen viele einfache Metallionen in
wässriger Lösung als Aquakomplexe vor, wie z. B. das blaue Kupfersulfat [Cu(H2O)4]2+.
Wasserfreies Kupfersulfat (CuSO4) hingegen ist farblos.
Auffallend große Beständigkeit weisen sogenannte Chelatkomplexe auf. Allgemein
werden Komplexe, in denen ein Molekül oder Metallion an zwei oder mehr
Koordinationsstellen mit einem mehrzähnigen Liganden koordiniert ist, als
Chelatkomplexe bezeichnet. Als Beispiele für Chelatliganden lassen sich Ethylendiamin,
Diacetyldioxim oder Glycin anführen.
Komplexierte Metallkationen sind essentielle Moleküle für die Photosynthese
(Chlorophyll: Mg), die menschliche Atmung (Hämoglobin: Fe) und den Vitaminhaushalt
(Vitamin B12 : Co). Auch in vielen Enzymen sind Kationen wie Eisen, Mangan oder Kupfer
zu finden. Häufig dienen Sie als Redoxzentren (Manganperoxidase) oder als Cofaktoren.
5.1 Bildung und Beständigkeit von Komplexen
Komplexe mit dem Zentralatom Kupfer sind aufgrund ihrer unterschiedlichen Farbe gut
unterscheidbar. Die unterschiedliche Stabilität dieser Kupferkomplexe kann in
folgendem Versuch beobachtet werden.
33Versuch 5.1
Stellen Sie durch vorsichtiges Erhitzen von 1 g CuSO4 5 ∙ H2O im Reagenzglas
wasserfreies Kupfersulfat (CuSO4) her. Sie erkennen den Verlauf der Reaktion am
Farbumschlag von blau nach weiß. Je eine Spatelspitze wasserfreies CuSO4 bringt
man anschließend:
1. In Wasser
2. In verdünnten Ammoniak
3. In 5 mL Wasser, in welchem vorher 10 Plätzchen NaOH gelöst wurden
In allen Fällen tritt eine Komplexbildung auf. Überlegen Sie, welche Komplexe
entstanden sind. Säuern Sie die Lösung aus Versuch (2) mit verdünnter Salzsäure
(HCl) bis zu einer merklichen Farbänderung an.
Notieren Sie ihre Beobachtungen und erklären Sie diese anhand von
Reaktionsgleichungen.
5.2 Maßanalyse: Wasserhärte
Ethylendiamintetraacetat (EDTA) ist ein sechszähniger Komplexbilder und bildet
besonders stabile 1:1-Chelatkomplexe mit Kationen mit einer Ladungszahl von
mindestens 2+. Es findet deshalb als wichtigster Komplexbilder in der Industrie große
Anwendung. Neben der Verwendung in vielen Wasch- und Reinigungsmitteln zur
Bindung von Ca2+ und Mg2+-Ionen (Enthärtung), wird es ebenso in der Papierindustrie
zur Komplexierung von Fe3+ und Mn2+-Ionen oder auch in Konservierungsmitteln zur
Verhinderung von Bakterienwachstum eingesetzt.
Bestimmung der Gesamthärte
Die „Härtebildner“ Magnesium und Calcium kommen als Hydrogencarbonat und Sulfat
im Trinkwasser vor und bestimmen dessen Verwendbarkeit: so ist ein hoher Härtegrad
für die Ernährung erwünscht, führt aber zu technischen Problemen durch die
unerwünschte Bildung unlöslicher Calciumverbindungen (Kalk, „Kalkseife“, Calciumsalze
von Säuren in Nahrungsmitteln, zum Beispiel bei Tee). Der Gehalt an Härtebildnern ist
daher eine wichtige Kennzahl, die von Wasserwerken publiziert wird.
34Zur Bestimmung der Gesamthärte wird zunächst eine 0,01 M EDTA-Lösung hergestellt.
Mit dieser wird anschließend die Probelösung titriert.
Versuch 5.2
Zur Herstellung einer 0,01 M EDTA-Maßlösung wird eine bereitgestellte 0,1 M edta-
Lösung (wässrige Lösung von Dinatrium-ethylendiammoniumtetraacetat,
Na2H2EDTA) verdünnt.
Eine 25 mL Probe des zu untersuchenden Trinkwassers wird auf 100 mL verdünnt
und etwa 2 mL 25%iger Ammoniaklösung zugesetzt. Nach Zugabe einer
Indikatorpuffertablette wird mit 0,01 M EDTA-Lösung bis zum Farbumschlag von rot
über grau nach grün titriert.
Trotz europäischer Harmonisierungsbeschlüsse ist die Angabe der Wasserhärte in Grad
Deutscher Härte (°dH) immer noch üblich. 1 °dH entspricht dabei der Summe der
Magnesium- und Calcium-Ionen in 100 mL Wasser, ausgedrückt als mg Calciumoxid. In
der Praxis: multiplizieren Sie die Millimolzahl Magnesium und Calcium in 100 mL Wasser
mit der Molmasse von Calciumoxid (M = 56 g/mol), um die Gesamthärte Ihrer
Analysenlösung in °dH anzugeben.
Berechnen Sie die den Gehalt an Calcium und Magnesium Ihrer Probe. Gehen Sie zur
Berechnung davon aus, dass Calcium und Magnesium-Ionen und EDTA im gleichen
Molverhältnis miteinander reagieren. Vergleichen Sie Ihre erhaltenen Werte mit den
Angaben auf der Flaschenrückseite und führen Sie Gründe für eine Abweichung auf.
Bestimmen Sie aus Ihren Ergebnissen die Gesamthärte in °dH.
355.3 Übungen zur „Komplexchemie“
Die Nomenklatur von Komplexen stellt eine wichtige Basis zur richtigen Kommunikation
in der Chemie dar. Hier können Sie diese nochmals üben.
Geben Sie einen Namen für folgende Komplexe an:
• K4[Fe(CN)6]
• K3[Cu(Cl)5]
• [Ni(CO)4]
Welche Strukturen besitzen Komplexe mit den Koordinationszahlen 4, 5, und 6
typischerweise?
Zeichnen Sie EDTA.
Benennen Sie die gezeigten Komplexe nach der IUPAC-Nomenklatur.
36Sie können auch lesen
