Protokoll Tag 6 korrigiert 3 PDF

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Protokoll im WS 16/17...

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Anorganisch-chemisches Kurspraktikum für Studierende mit Chemie im Nebenfach Protokoll zum 6. Praktikumstag 20.02.2017

Versuch 6.1: Eisenthiocyanat - chemisches Gleichgewicht und MWG Durchführung: In ein Reagenzglas wurden 10 mL Kaliumthiocyanatlösung und einige Tropfen Eisen(III)chlorid gegeben. Damit wurden verschiedene Proben hergestellt: 1.) 1 mL der Fe(SCN)3-Lösung wurde mit Wasser verdünnt, bis eine Gelbfärbung entstanden ist. 2.) Je 5 mL der entstandenen gelb-braunen Lösung wurden in zwei Reagenzgläser gegeben. In eines dieser Reagenzgläser wurde eine Spatelspitze festes Kaliumthiocyanat dazugegeben. Zu der Lösung im anderen Reagenzglas wurde eine Spatelspitze Eisen(III)chlorid gegeben. 3.) Einige Milliliter der schwach rot gefärbten Lösung wurden in ein Reagenzglas gegeben und erwärmt. 4.) Zu der schwach rot gefärbten Lösung wurde eine Spatelspitze festes Natriumoxalat gegeben. Die Lösung wurde geschüttelt. Beobachtung: Die Fe(III)-Lösung war gelb-braun gefärbt. Das entstehende Eisenthiocyanat färbte sich rot.

Reaktionsgleichung 1: [Fe(H2O)6]3+ + 3 SCN- ⇌ [Fe(H2O)3(SCN)3] Durch das MWG ergab sich die Konstante K1. 1.) Die Lösung färbte sich wieder gelb-bräunlich. In diesem Versuch wurden die Konzentrationen durch die Verdünnung der Lösung verringert. Die Entropie wurde kleiner und es findet eine Gleichgewichtsverschiebung in Richtung der Edukte statt. 2.) Die Lösung mit Kaliumthiocyanat färbte sich hellrot. Die Lösung mit dem Eisen(III)chlorid färbte sich dunkelrot. In beiden Teilversuchen wurde jeweils die Konzentration eines Edukts erhöht. Die Verschiebung des Gleichgewichts folgt in Richtung der Produkte. Da Kaliumthiocyanat bereits vorher im Überschuss war, wurde die Lösung bei der Zugabe von Kaliumthiocyanat nur hellrot und bei der Zugabe von Eisen(III)-chlorid dunkelrot gefärbt. 3.) Die rote Lösung färbte sich während der Energiezuführung hellorange-gelb. Da die Hinreaktion exotherm ist, wurde durch Energiezufuhr das Gleichgewicht in Richtung der Edukte verschoben. Die endotherme Reaktion wurde also bevorzugt. 4.) Reaktionsgleichung 2: Fe3+ + 3 (C2O4)2- ⇌ [Fe(C2O4)3]3-

Es ergibt sich die Massenwirkungskonstante K2. Die rote Lösung wurde entfärbt. Es wurde nun ein neuer Komplex gebildet. Fe 3+ bildet mit dem Oxalat einen sehr stabilen Komplex, wodurch die Fe3+-Konzentration abnimmt. Entsorgung: Die Lösungen aus Eisen(III)-Chlorid und Kaliumthiocyanat wurden ihrem pH-Wert entsprechend in den Kanistern entsorgt, sodass Eisen(III)-Chlorid in den Säure- und Kaliumthiocyanat in den Basen-Kanister gegeben wurde.

Versuch 6.2: LANDOLT-Versuch Durchführung: Es wurden zwei Stammlösungen hergestellt: Stammlösung 1: 4,25 g (0,02 mol) Kaliumiodat wurden in einem halb mit dest. Wasser gefüllten 1 L -Messkolben gegeben. Dazu wurden 4 mL konzentrierte Schwefelsäure gegeben, umgeschüttelt und auf 1 L mit Wasser aufgefüllt. Stammlösung 2: 0,58 g Natriumsulfit wurden in einem halb mit dest. Wasser gefüllten 1 LMesskolben gegeben und mit 20 mL aufgekochter Stärkelösung versetzt, geschüttelt und mit Wasser aufgefüllt. Anschließend wurden aus diesen Stammlösungen und destilliertem Wasser neue Lösungen in Bechergläsern hergestellt und die folgenden Zeiten bis zum Auftreten der Blaufärbung gemessen: Beobachtung: Tab.1: Zeit bis zur Verfärbung für verschiedene Verdünnungen der Lösungen Lösung

Zeit bis zur Verfärbung

0 mL Wasser + 25 mL Lösung 1 + 50 mL Lösung 2

sofort

75 mL Wasser + 25 mL Lösung 1 + 50 mL Lösung 2

2,44 Sekunden

225 mL Wasser + 25 mL Lösung 1 + 50 mL Lösung 2

26,13 Sekunden

Erklärung:[1] Schwefelige Säure reagiert mit einem Überschuss an Iodsäure über einige Zwischenschritte zu Iod, das mit Stärke eine tiefblaue Verbindung bildet. Im ersten Schritt reagieren Schwefelige Säure und Iodsäure zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff. Reaktionsgleichung 1: 3 H2SO3 + HIO3 ⇌ 3 H2SO4 + HI Der entstehende Iodwasserstoff wird in einer etwas schnelleren Reaktion durch überschüssige Iodsäure zu Iod oxidiert.

Reaktionsgleichung 2: 5 HI + HIO ⇌ 3 H2O + 3 I2 Das frei werdende Iod wird nun durch noch vorhandene Schwefelige Säure wieder zu Iodwasserstoff reduziert. Reaktionsgleichung 3: H2SO3 + I2 + H2O ⇌ H2SO4 + 2 HI Der frei werdende Iodwasserstoff wird gemäß Gleichung 2 von Iodsäure wieder zum Iod oxidiert. Iod ist in dieser Mischung also erst beständig, wenn die schwefelige Säure verbraucht ist und Iod nach Gleichung 3 nicht mehr reduziert wird. Die Anwesenheit von Iod ist dann durch die Blaufärbung der Lösung aufgrund des Stärkezusatzes erkennbar. Bei Zugabe von Stärke führt das entstehende Iod zur Blaufärbung. Dabei kommt es vor, dass unter bestimmten Bedingungen die Blaufärbung nicht sofort, sondern erst plötzlich nach einer längeren Zeitphase auftritt. [1] Die Blaufärbung entstand durch die Bildung eines Iod-Stärke-Komplexes. Die Reaktionszeit stieg mit zunehmender Verdünnung der beiden Stammlösungen an. Die Konzentrationsänderungen beeinflusste also die Reaktionsgeschwindigkeit, denn je größer die Konzentration in einem bestimmten Volumen ist, desto größer ist die Wahrscheinlichkeit der Zusammenstöße zwischen den Teilchen. Entsorgung: Iodhaltige Lösungen wurden mit Natriumthiosulfat bis zur Entfärbung versetzt und dann im Kanister für andere Säuren entsorgt.

Versuch 6.3: Die Wirkung von Katalysatoren Durchführung: a) In einem Reagenzglas befanden sich einige Milliliter 3%ige WasserstoffperoxidLösung. Dazu gab man eine Spatelspitze Braunstein. Um das entstandene Gas zu ermitteln, wurde ein glimmender Holzspan verwendet. b) In einem Reagenzglas wurden eine Spatelspitze festes Kaliumchlorat und Braunstein gegeben. Es wurde erhitzt. In das entstandene Gas wurde wieder ein glimmender Holzspan gehalten. Braunstein diente in diesen Versuchen als Katalysator. Beobachtung: In beiden Fällen flammte der Holzspan auf. Erklärung: Reaktionsgleichung 3: 2 H2O2 ⇌ 2 H2O + O2 ↑ a) Es fand eine Disproportionierung statt. Ein Teil des Sauerstoffs des Wasserstoffperoxids wurde oxidiert, der andere Teil wurde reduziert. Der Braunstein diente als Katalysator, denn ohne diesen hätte die Reaktion nur sehr langsam oder gar nicht freiwillig stattgefunden. Der Holzspan glühte auf, da bei der Reaktion Sauerstoff entstanden war. Braunstein geht außerdem unverändert aus der Reaktion hervor, da es nur die Aktivierungsenergie herabsetzt und nicht umgesetzt wird.

Reaktionsgleichung 4: 2 KClO3 ⇌ 2 KCl + 3 O2 ↑ b) Braunstein diente wieder als Katalysator, denn ohne diesen würde die Reaktion nur sehr langsam stattfinden. Auch hier glühte der Holzspan auf, da Sauerstoff bei der Reaktion frei geworden war. Entsorgung: Mangan-haltige Rückstände wurden mit verdünnter Salzsäure und Thiosulfatlösung versetzt und im Kanister für andere Säuren entsorgt.

Versuch 6.4: Ausfällen und Umkristallisieren von KClO4 Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit Umkristallisation: Dies ist ein Reinigungsverfahren, um Substanzen durch Auflösen und anschließendes Wiederauskristallisieren in reinere Endprodukte zu überführen. Sie beruht darauf, dass die Löslichkeit der meisten Substanzen in warmen Lösungsmitteln besser ist als in kalten. Durchführung: 3,9962 g Kaliumhydroxid wurden in 100 mL Wasser gelöst. Zu der Lösung wurden 5 Tropfen Tashiro pH-Indikatorlösung gegeben. 14%ige Perchlorsäurelösung wurde zugetropft, bis die Lösung rosa wurde. Es fiel KClO4 aus nach: KOH + HClO4 ⇌ KClO4 + H2O Der entstandene Niederschlag wurde über eine Glasfritte mit Saugflasche und Wasserstrahlpumpe unter Unterdruck filtriert und mit ca. 10 mL Wasser gewaschen. Der Niederschlag wurde mit dem Spatel in ein Becherglas überführt und mit wenig Wasser versetzt. Nun wurde die Lösung auf ca. 90°C erhitzt und langsam so viel Wasser zugegeben, bis sich der Niederschlag in dem beinahe kochenden Wasser gerade löste. Dann wurde die Lösung langsam abgekühlt. Nach Erkalten wurde das ausfallende KClO4 über eine vorher gewogene Glasfritte (30,2636 g) unter Unterdruck filtriert, im Trockenschrank für ca. 15 min bei ca. 100 °C getrocknet und die Fritte mit Substanz erneut gewogen. Die Masse des entstandenen KClO4 wurde bestimmt. Beobachtung: Nach Zugabe des Indikators war die Lösung gelblich. Durch Zutropfen der Perchlorsäure färbte sich die Lösung zunächst grünlich und dann schließlich rosa, als die Lösung sauer wurde. Dies war bei einem pH-Wert von ca. 6. Außerdem entstand nach einiger Zeit ein weißer Niederschlag. Durch das Erhitzen löste sich der filtrierte Niederschlag auf. Erst nach Abkühlen der Lösung fiel erneut ein Niederschlag aus. Es wurde gewogen, sodass eine Masse an Kaliumperchlorat von 4,3824 g ermittelt wurde. Rechnung: Da der Umsatz von Kaliumhydroxid und Kaliumperchlorat im Stoffmengenverhältnis 1:1 erfolgte, ergab sich die folgende Berechnung für die prozentuale Ausbeute an Kaliumperchlorat:

m(KOH) = 3,9962 g M(KOH) = 56,1056 g/mol M(KClO4) = 138,55 g/mol mmax = (3,9962 g / 56,1056 g mol-1) * 138,55 g mol-1 = 9,8684 g relative Ausbeute: (4,3824 g / 9,8684 g) * 100% = 44,41% Der Wert ist realistisch, da er weder über 100%, noch unter 1% liegt. Fehler können dadurch aufgetreten sein, dass etwas Produkt durch die Fritte beim Filtrieren gelaufen ist. Außerdem war es nicht möglich das Kaliumperchlorat vollständig aus den Bechergläsern oder der Fritte zu entfernen. Zudem könnte es sein, dass der Niederschlag noch nicht vollständig getrocknet war, um einen genauen Wert für die Masse des Kaliumperchlorats zu bestimmen. Entsorgung: Kaliumperchlorat wurde mit Natriumthiosulfat versetzt und in Wasser gelöst und im Kanister für andere Säuren entsorgt. Die Mutterlaugen wurden ebenfalls mit Natriumthiosulfat versetzt und in den Kanister für „Andere Basen“ entsorgt. Sicherheit:[2] Braunstein -(GHS07) Gefahr -H332, H302, P221 Eisen(III)-chlorid -(GHS07), (GHS05) Gefahr -H302, H315, H318, H290, P280, P302/352, P305/351/338 Iod -(GHS07); (GHS09) Achtung -H332, H312, H400, P273, P302/352 Iodsäure -(GHS03); (GHS05) Gefahr -H272, H314, P220, P280, P305/351/338, P310 Iodwasserstoff -(GHS04); (GHS05) Gefahr -H314, P261, P280, P305/351/338, P310 Kaliumchlorat -(GHS03); (GHS07); (GHS09) Gefahr -H271, H332, H302, H411, P210, P221, P273 Kaliumhydroxid -(GHS05); (GHS07) Gefahr -H302, H314, P280, P301/330/331, P305/351/338, P309/310

Kaliumiodat -(GHS03); (GHS07) Gefahr -H272, H315, H319, H335, P220, P261, P305/351/338 Kaliumperchlorat -(GHS03); (GHS07) Gefahr -H271, H302, P220 Kaliumthiocyanat -(GHS07) Achtung -H332, H312, H302, H412, EUH032, P273, P302/352 Natriumoxalat -(GHS07) Achtung -H302, H312, P262 Perchlorsäure -(GHS03); (GHS05) Gefahr -H271, H314, P260, P280, P303/361/353, P305/351/338, P310 Sauerstoff -(GHS03); (GHS04) Gefahr -H270, H280, P244, P220, P370/376, P403 Schwefelsäure -(GHS05) Gefahr -H314, P280, P301/330/331, P309/310, P305/351/338 Schweflige Säure -(GHS07); (GHS05) Gefahr -H332, H314, P260, P301/330/331, P303/361/353, P305/351/338, P405 Wasserstoffperoxid -(GHS03); (GHS05); (GHS07) Gefahr -H271, H332, H302, H314, P220, P261, P280, P305/351/338, P310

Quellen: [1]: Skript, Grundpraktikum in Allgemeiner Chemie, Uni Hamburg, Hamburg, 2016/2017, Seite 18-21 [2]: Gestis-Stoffdatenbank, http://gestis.itrust.de/nxt/gateway.dll/gestis_de/000000.xml? f=templates&fn=default.htm&vid=gestisdeu:sdbdeu Letzter Aufruf: 21.2.2017...