Protokoll Versuchstag 3 PDF

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Mit sehr gut testiertes Protokoll des dritten Versuchstages des Praktikum der Chemie für Humanmediziner....

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Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer

PROTOKOLL VERSUCHSTA G3 Praktikum der Chemie für Mediziner

Gruppe Tischassistent Studenten

14 Daniel Bleher Judith Dechantsreiter Moritz Wimmer

1

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer

Versuch 1: Hallogenidfällungen Versuchsaufbau: In diesem Versuch wird anfangs zu 3-4 ml 0,1 M Silbernitratlösung tropfenweise 2 molarer Ammoniak hinzugegeben, anschließend die Lösung auf zwei Reagenzgläser verteilt und in eines der beiden Natriumchlorid getropft, in das andere Kaliumiodid. Nur zur zweiten Probe wird zusätzlich Thiosulfat und später Natriumsulfid gegeben. Die Beobachtungen

werden

im

Folgenden

geschildert

und

die

Reaktionsgleichungen formuliert. Versuchsdurchführung und Auswertung: Warum

bildet

sich

bei

geringer

Zugabe

von

Ammoniak

in

der

Silbernitratlösung ein weißlicher Niederschlag? AgNO3 + OH- ↔ AgOH↓ + NO3Bei nur geringem Vorhandensein von Ammoniak fällt Silberhydroxid aus, da es in Wasser verdünnt vorliegt, und mit den Hydroxidionen reagiert. Bei weiterer Zugabe von Ammoniak erhöht sich der Zwang, es sind genug Ammoniakmoleküle vorhanden und es bildet sich ein Diamminsilber (I) – Komplex, welcher keinen Niederschlag bildet. AgOH↓ + 2 NH3 ↔ [Ag (NH3)2]+ + OH1. Probe: Nach Zugabe der NaCl-Lösung beginnt sich die Lösung weiß zu färben, je mehr NaCl hinzugegeben wird, desto intensiver wird diese. [Ag(NH3)2]+ + NaCl ↔ AgCl + Na+ + 2NH3 Durch das im Natriumchlorid enthaltene Chlor findet eine weitere Reaktion statt, Chlor reagiert mit den freien Silberionen. Da die Reaktion zum Diamminsilber (I) – Komplex eine Gleichgewichtsreaktion ist, befinden sich auch immer freie Silberionen in der Lösung, die zusammen 2

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer mit Chlor eine Hallogenidverbindung eingehen und sich das Salz AgCl als weißlicher

Niederschlag

bildet,

sobald

das

Ionenprodukt

dieser

Verbindung das Löslichkeitsprodukt von AgCl überschreitet. Komplexbildungskostante des Diamminsilber (I) – Komplexes:

KB

NH ¿ ¿2 ¿3 ¿ ¿ +¿ ¿¿ ¿ +¿ ¿ Ag ¿ NH 3 ¿ ¿ Ag ¿ ¿ ¿ ¿

= 6  10-8 mol2/L2

Löslichkeitsprodukt von Silberchlorid: KL (AgCl)= 10-10 mol2/L2 Um erneut ein Gleichgewicht herzustellen, muss der Diamminsilber (I) – Komplex in Lösung gehen, um erneut freie Ionen zur Verfügung zu stellen. Sobald das Löslichkeitsprodukt des Silberchlorids überschritten ist, fällt dieses als Niederschlag aus. 2. Probe: Dem zweiten Reagenzglas wird Kaliumiodid hinzugefügt, es bildet sich nach nur wenigen Tropfen ein gelber Niederschlag. [Ag (NH3)2]+ + KI ↔ AgI + 2NH3 + K+ Die Reaktion beruht auf den gleichen Mechanismen wie die zwischen Chlor und Silber. Diesmal bildet sich Silberiodid, welches jedoch ein geringeres Löslichkeitsprodukt als Silberchlorid besitzt und stärker ausfällt. Löslichkeitsprodukt von Silberiodid = 810-17mol2/l2 3

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer Zugabe von Thiosulfat: Beobachtung: Die Lösung entfärbt sich. AgI + 2S2O32- ↔ [Ag(S2O3)2]3- + IThiosulfat geht nun mit dem Silber in einen Dithiosulfatoargentat (I) – Komplex über, da deren Komplexbildungskonstante größer ist als die des Silberiodids. Das Iod ist wieder elementar gelöst und die Lösung wird klar. Zugabe von Natriumsulfid: Beobachtung: Die Lösung verfärbt sich dunkelbraun. 2 Ag+ + S2- ↔ Ag2S↓

Die freien Silberionen reagieren mit den Schwefelionen zu Silbersulfid, welches eine braune Farbe hat. Wieder ist das Löslichkeitsprodukt überschritten und es fällt ein Bodenkörper aus. Das Löslichkeitsprodukt des Silbersulfids muss größer sein als die Komplexbildungskonstante des Dithiosulfatoargentat (I) – Komplexes.

Versuch 2: Kupferamminkomplex Versuchsaufbau: Zu etwa 1 ml 0,2 molarem Kupfersulfat wird erst tropfenweise, dann im Überschuss 2 molares Ammoniak gegeben. Versuchsbeobachtungen: Bei zunächst tropfenweiser Zugabe verfärbt sich die Lösung hellblau und ein weißer Niederschlag bildet sich aus.

4

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer Wird der Ammoniak im Überschuss zugegeben, löst sich der Niederschlag und die Lösung wird dunkelblau. Versuchsauswertung: Wird anfangs nur wenig Ammoniak zugegeben, sind nicht genug Bindungspartner für eine Komplexbildung vorhanden und es bilden sich in der wässrigen Lösung Kupferdihydroxidionen. CuSO4 + 2 OH- ↔ Cu(OH)2 + SO42Gibt man NH3 nun im Überschuss hinzu, kann sich der KupfertetramminKomplex bilden, in welchem der Ammoniak als Ligand fungiert. Cu(OH)2 + 4 NH3 ↔ [Cu(NH3)4]2+ + 2OHDie Komplexbildungskonstante ist groß, sodass die Verbindung stabil ist und fast keine Kupferhydroxidionen mehr als Niederschlag ausfallen, sondern der Großteil die blaue Färbung in Form des KupfertetramminKomplexes bewirken.

Versuch

3:Darstellung

des

Glycin-Kupfer-

Komplexes Versuchsdurchführung und Beobachtungen: In einem Becherglas werden 1g Kupfercarbonat (CuCO3) mit 20 ml destilliertem Wasser unter umrühren bis nahe zum Sieden erhitzt. Dann wird eine Glycin-Lösung (1 g Glycin in 10 ml Wasser gelöst) langsam der heißen

Suspension

von

CuCO3

hinzugefügt.

Dabei

ist

eine

Gasentwicklung erkennbar, es entsteht Kohlenstoffdioxid. Die Lösung wird so lange weiter erhitzt, bis kein Gas mehr entsteht. Um die tiefblaue Glycin-Kupfer-Lösung von den anderen Lösungsbestandteilen zu trennen, benutzt

man die

Saugfiltration. Damit

der

Komplex

nicht sofort

auskristallisiert, wird zunächst der Hirschtrichter und die Saugflasche 5

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer mit kochendem Wasser vorgewärmt. Dann wird die heiße Komplexlösung über den Hirschtrichter gegeben und mit Hilfe der Wasserstrahlpumpe in die Saugfalsche abfiltriert. Das Filtrat wird direkt (ergo noch heiß) in ein Becherglas umgefüllt. Dann wird der Inhalt des Becherglases in einem Eisbad gekühlt und es lässt sich beobachten, dass der Kupfer-GlycinKomplex kristallin ausfällt. Die Kristalle des Komplexes werden nun wieder

durch

Saugfiltration

abfiltriert

und

trocken

gesaugt.

Währenddessen werden die Kristalle zweimal mit Ethanol gewaschen um Wasserrückstände zu entfernen. Die getrockneten Kristalle können nun auf einem Uhrglas gewogen werden. Unsere Kristalle wogen 1,16g. = 1160mg. Versuchsauswertung: Beim dem Erhitzen der Lösung von Kupfer und Glyzin entsteht ein Komplex, folgende Reaktion läuft dabei ab: CuCO3 + 2 CH2NH2COO- +2 H2O ⇌ [Cu(CH2NH2COO-)2(H2O)2] + CO32Das entstandene Carbonat reagiert in Wasser als Base und nimmt Protonen

auf.

Dadurch

entsteht

Hydrogencarbonat

(HCO3-)

bzw.

Kohlensäure (H2CO3). Diese ist in Wasser sehr instabil und zerfällt zu CO2 (Erklärung der Gasentwicklung) und H2O. Berechnung der theoretischen Ausbeute der Masse des Komplexes aus 1 g Glycin: m(Gly) = 1g

M(Gly) = 75

n=

g mol

m M

6

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer

n(Gly) =

1g g 75 mol

= 0,0133 mol = 13,3 mmol

M (Komplex) = M(Cu2+) + 2 M(Gly) + 2 M (H2O) = (64 + 2* 74 + 2* 18) g mol

= 248

g mol

Reaktionsverhältnis (aus Reaktionsgleichung): n(Gly) = 2 n (Komplex)

n(Komplex) =

1 2

* 13,3 mmol = 6,65 mmol

m(Komplex) = n(K) * M(K)

m(Komplex) = 0,00665 mol * 248

g mol

m(Komplex) = 1,65 g = 1650 mg Theoretisch müsste man aus 1 g Glycin und 1 g Kupferkarbonat 1,65 g des

Glycin-Kupfer-Komplexes

gewinnen.

Praktisch

wurden

1,32

g

gewonnen.

Ausbeute in %:x% =

x% = =

1,32 g 1,65 g

m ( praktisch) m(theoretisch )

* 100%

* 100 % = 80%

Die Ausbeute des Komplexes beträgt 80%. Kommentar: Die Ausbeute von 80% lässt sich vermutlich mit zwei Umständen erklären: Zum einen können beim Abkühlen nicht alle Komplexe

7

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer vollständig auskristallisiert sein und zum anderen können beim Umfüllen Reste (mit dem Komplex) aus dem Hirschtrichter verloren gegangen sein.

Versuch 4: Kolorimetrische Bestimmung von Cu2+-Ionen Durch die Herstellung einer Eichreihe soll der C2+-Ionengehalt einer Analyselösung bestimmt werden. Dazu werden verschiedene Proben vorbereitet. Versuchsdurchführung: Für die Eichreihe werden in fünf Reagenzgläser unterschiedliche Mengen (1 bis 5 ml) an CuSO4-Lösung (2 mg Cu2+-Ionen pro ml) gegeben. Die Lösungen werden mit destilliertem Wasser auf ein Volumen von 10 ml aufgefüllt. Zusätzlich wird eine Referenzprobe mit 10 ml destilliertem Wasser erstellt.In alle sechs Reagenzgläser gibt man nun 5ml der 10%igen Ammoniaklösung. Die zu analysierende Probe wird in einen 100 ml fassenden Messkolben quantitativ überführt (mehrmals mit destilliertem Wasser nachgespült). Dann wird der Messkolben auf 100 ml mit destilliertem Wasser aufgefüllt und gut durchmischt. Von dieser Lösung gibt man 10 ml in ein Reagenzglas. Auch in dieses Reagenzglas werden nun 5 ml der 10%igen Ammoniaklösung durchsichtigen

gegeben.

Lösung

Es

einer

lässt

sich

bläulichen

ein

Farbumschlag

Färbung

beobachten.

der Die

Färbung lässt sich dadurch erklären, dass eine Reaktion von den Kuper 2+Ionen

und

der

Ammoniaklösung

zu

Tetraamminkupfer(II)-sulfat

stattgefunden hat. Nach der Ligandenfeldtheorie werden die durch die Komplexreaktion besetzten d-Orbitale des Kupferatoms durch Licht angeregt und springen in ein höheres Orbital, dabei wird Energie einer bestimmten Wellenlänge absorbiert. Das durchtretende weiße Licht erscheint nach dem Durchgang in der Komplementärfarbe.

8

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer

Tabelle 1: Zusammensetzung der einzelnen Proben Probe

V (Cu2+) in ml

V (H20) V in ml (NH3) in ml

m (CU2+) in mg

1

1

9

5

2

2

2

8

5

4

3

3

7

5

6

4

4

6

5

8

5

5

5

5

10

6 (Refere nz)

0

10

5

0

7 (Analys e)

unbekannt

5

unbeka nnt

Die

Reagenzgläser

werden

mit

Parafilm

verschlossen

und

gut

durchmischt. Mit Hilfe des Photometers werden die Extinktion der Proben bestimmt. Dabei wird mit der Referenzprobe das Photometer genullt, also der Wert der Extinktion E auf null gesetzt. Aus den Proben der Eichreihe (1.-5. Probe) kann nun eine Eichgerade (die durch den Ursprung geht) erstellt werden, indem man die Extinktion gegen die Konzentration der Cu2+Ionen aufträgt. Tabelle 2: Tabelle mit den am Photometer abgelesenen Werten für die Extinktion E Probe

1

2

3

4

5

6 (Refere nz)

7 (Analys e)

E

0,125

0,139

0,245

0,470

0,538

0

0,297

c (Cu2+) in

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

0

?

9

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer mg ml Versuchsauswertung: Die Konzentration der Kupfer-Ionen ergibt sich aus dem Volumen und der Masse:

c=

m V

V = 10 ml Das Volumen der Ammoniaklösung wird nicht mit einberechnet, da die Konzentration

der

Lösungen

vor

dem

hinzufügen

von

Ammoniak

berechnet werden soll. Beispielhafte Rechnung für die dritte Probe:

C (Probe 3) =

6 mg 10 ml

mg ml

= 0,6

Eichgerade Extinktion E

0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

Konzentration c (mg/ml)

Abbildung 1: Eichgerade nach Lambert-Beer mit den Werten aus Tabelle 2

10

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer Die

Steigung

der

Eichgerade

beträgt

0,54x

und

entsprich

dem

Extinktionskoeffizienten ε = 0,54 ml/ (mg*cm)). Kommentar zu der Eichgerade: Die gemessene Extinktion der zweiten, dritten und vierten Probe weicht von der Ausgleichsgeraden ab. Zum einen kann ungenau pipettiert worden sein. Beispielsweise bei Probe 2 und 3 zu viel Wasser bzw. zu wenig Cu2+-Ionen, oder bei Probe 4 zu wenig Wasser, oder zu viel Cu 2+. Zum anderen kann der Inhalt der Reagenzgläser nicht gut durchmischt worden sein, sodass die Konzentration der Cu 2+-Ionen in der Küvette nicht repräsentativ für ihre Konzentration im gesamten Reagenzglas war. Die Konzentration der Cu2+-Ionen lässt sich mit dem Lambert-BeerGesetzes ausrechnen:

E = ε * d *c

d (Dicke der Küvette) = 1 cm E (Extinktion) = 0,297 Umgeformt nach c ergibt sich die Gleichung:

c=

E ε∗ d

c=

0,297 mg ∗1 cm 0,54 ml∗ cm

c = 0,55 mg/ml Demnach waren in dem Reagenzglas (V=10ml) 5,55 mg Cu 2+-Ionen. Dem folgend in der gesamten Analyse, die wir an der Ausgabe bekommen hatten (V=100ml), 55,5 mg Cu2+. Vergleich mit den gegebenen Werten

11

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer Laut den Daten von Tischassistent Daniel waren in unserer Probe 62,0 mg Cu2+. Der Unterschied zwischen diesem und dem von uns gemessen Wert lässt sich durch ungenaues pipettieren der Probe, oder durch eine fehlerhafte Eichgerade und damit fehlerhaften Extinktionskoeffizienten erklären.

Übungsaufgaben: 1. Das Löslichkeitsprodukt von AgCl beträgt 2 * 10 -10

mol2 . l2

Berechnen Sie die molare Konzentration von Ag+-Ionen in einer gesättigten Lösung.

c=

n V

n = molare Löslichkeit * V

c=

molare Lösilchkeit ∗V V

molare Löslichkeit =

= molare Löslichkeit

√ Löslichkeitsprodukt

[AgCl] = [Ag+] = [Cl-] =

√ L(AgCl)

2

KL = 10-10

mol 2 l

c([Ag+]) =

[Ag+] = 10-5

√ 2

10−10

= c([Ag+])2

mol 2 l2

mol l

Die molare Konzentration von Ag+-Ionen in einer gesättigten Lösung beträgt 10-5

mol . l 12

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer 2. Das Löslichkeitsprodukt von CaCO3 beträgt 4,9 * 10-9

mol2 . Wie l2

groß ist die molare Löslichkeit von CaCO 3? Wie viel mg CaCO3 lösen sich in 100 ml Wasser?

L (CaCO3) = [Ca2+] * [CO32-] = 4,9 * 10-9

molare Löslichkeit =

√ Lö slic h keitsprodukt

[CaCO3] = [Ca2+] = [CO32-] =

[CaCO3] = 7 * 10-5

mol2 2 l

√

√ L(CaCO3)= 4,9∗10

−9

mol l2

2

mol l

Die molare Löslichkeit von CaCO3 beträgt 7 * 10-5

mol . l

m=n*M

M = M (Ca) + M (C) + 3 * M (O) = 40 = 100

g mol

+ 12

g mol

+ 3 * 16

g mol

g mol

m = (7 * 10-5

mol l

* 0,1 l) * 100

g mol

m = 7 * 10-4 g = 0,7 mg In 100 ml Wasser lösen sich 0,7 mg Calciumcarbonat. 3. Geben Sie die Koordinationszahl und die Ladung des Zentralatoms folgender Komplexe: a. [Co(H2O)6]

2+

Koordinationszahl d. Zentralatoms:

13

6

Judith DechantsreiterPraktikumsassistent: Daniel Bleher Moritz Wimmer Ladung des Zentralatoms: b. [Cu(NH3)4(H2O)2]

2+

Koordinationszahl d. Zentralatoms:

Ladung des Zentralatoms:

c. [Ag(CN)2]

-

+2

+2

Koordinationszahl d. Zentralatoms: Ladung des Zentralatoms:

14

6

+1

2...