Praktikum. Allgemeine und Organische Chemie für Studenten der Fachrichtung Biologie (LA) 1. Studienjahr, im Zeitraum vom bis

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1 Praktikum Allgemeine und Organische Chemie für Studenten der Fachrichtung Biologie (LA) 1. Studienjahr, im Zeitraum vom bis Das Praktikum findet im Haus 2 (August-Bebel-Strasse 6-8) statt. Die Versuche Komplexometrie, Oxidimetrie, Iodometrie und Potentiometrie werden in Gruppen zu zwei StudentInnen durchgeführt. Die Gruppen sind entweder für Vormittag oder für Nachmittag eingeteilt. Praktikumstage Montag Donnerstag sowie bis Uhr Einführungsseminar Freitag, , Uhr, HS Neugasse (letzter Seminartermin des Semesters). Die Teilnahme ist verpflichtend! Bezeichnung der Versuche K O P I Komplexometrie Oxidimetrie Potentiometrie Iodometrie Weitere Hinweise: - Das Absolvieren der Seminarvorträge ist Bedingung für die Zulassung zum Praktikum. - Jeder Student hat sich vor dem Praktikum auf den jeweiligen Versuch vorzubereiten. Die Vorbereitung umfasst insbesondere auch die Lösung der jeweiligen Aufgaben. Diese ist vor Versuchsbeginn beim jeweiligen Assistenten abzugeben. Unzureichende Vorbereitung 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 nächsten Versuchs. Das Versuchsprotokoll wird noch während des Praktikums erstellt und abgegeben, da das Praktikumsbeispiel bei grobem Fehler am selben Tag wiederholt werden muss. - Bitte Formelsammlung, Taschenrechner, Lineal und Laborkittel mitbringen. 1

2 Arbeitsschutzbelehrung - Die Studierenden dürfen nur Arbeiten durchführen, die den ihnen gegebenen Anweisungen entsprechen (keine eigenmächtigen Experimente). - Die in den Laboratorien verfügbaren Chemikalien sind ausschließlich für Forschung und Lehre bestimmt und dürfen keinesfalls außer Haus gebracht werden. - Gefahrenquellen, insbesondere Wasserlachen, Ölfilme oder verschüttete Chemikalien sind sofort zu beseitigen. - Laborkittel ist Pflicht (und muss mitgebracht werden, es werden keine Laborkittel im Praktikum zur Verfügung gestellt). - Pipettierbälle zum Füllen von Pipetten benutzen. - Chemikalienmenge so klein wie möglich halten. - Säuren und Laugen dürfen nicht in die Augen gelangen (Schutzbrille tragen). - Bei Unfällen und Verletzungen jeder Art ist sofort der Praktikumsassistent zu benachrichtigen. - Schadhaftes Material darf nicht verwendet werden. - In die Ausgüsse dürfen unter starker Verdünnung nur wasserlösliche Stoffe gegeben werden, die nach der Schadstoffverordnung nicht reizend, mindergiftig, giftig oder sehr giftig sind. Alle anderen Abfälle werden in Spezialbehältern im Laboratorium als Sondermüll gesammelt. - Am Ende jedes Praktikumsversuches säubert jeder Student/jede Studentin seinen/ihren Arbeitsplatz (inklusive der Glasgeräte). - Im Laborraum ist das Essen und Trinken verboten. - Im Institutsgebäude ist das Rauchen strengstens verboten. - Im Falle eines Brandes wird die Alarmierung der im Institut anwesenden Mitarbeiter und Studenten durch die Feurermeldeanlage bzw. durch den Ruf Feuer ausgelöst. Informieren Sie sich, wo Feuerlöschmittel platziert sind. - Durch den Praktikumsassistenten wird sichergestellt, dass im Falle einer Evakuierung alle Apparaturen abgestellt werden und über Fluchtwege alle Studenten das Institut verlassen. Der Sammelplatz befindet sich direkt vor dem Institutsgebäude. 2

3 Praktikumsprotokoll (Muster) Name, Vorname Ort, Datum Praktikumsaufgabe: 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 Lösung Aufgaben: Bewertung (durch den Assistenten): 3

4 Prinzip der Maßanalyse Ziel 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 der Stoff B in einer Reaktion mit einem Stoff A (dem Titrator) umgesetzt. Diese Reaktion kann eine a) Säure-Base-Reaktion, b) Redox-Reaktion oder c) Komplexbildungs-Reaktion mit der allgemeinen Reaktionsgleichung aa + bb cc +... sein. A wird in der Regel in Form einer Lösung portionsweise zugegeben. Von dieser Lösung ist die Konzentration c A bekannt. Ist die Reaktion abgelaufen, so kann man über den Verbrauch an zugegebenem A mit Hilfe des aus der Reaktionsgleichung abzulesenden Stoffmengenverhältnisses zwischen A und B die vorhandene Stoffmenge B bestimmen. Konkret misst man meistens die Menge des verbrauchten Volumens der A-enthaltenden Lösung. Aus dem Volumen lässt sich mit Hilfe der bekannten Konzentration der Lösung A die Stoffmenge n A bestimmen. Durch das Stoffmengenverhältnis 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 sogenannten Äquivalenzpunktes. Diese Bestimmung kann auf mehrere Art und Weisen erfolgen, beispielsweise durch den Farbumschlag eines Indikators. Praktische Durchführung 1. Analyse (Titrand) im 100 ml Maßkolben bis zur Ringmarke mit deionisiertem Wasser auffüllen, so dass der unteren Rand des Flüssigkeitsmeniskus und die Ringmarke auf gleicher Höhe sind. Für die letzten Milliliter Tropfpipette benützen. (Anschließend: Zur Durchmischung schütteln!) Tropfpipette Ringmarke Maßkolben 4

5 2. Bürette senkrecht befestigen und mit Lösung A spülen (Zum Befüllen Trichter verwenden). Erste Füllung verwerfen und mit Lösung A füllen. Soviel Lösung auslaufen lassen, bis der Flüssigkeitsstand im Skalenbereich der Bürette liegt. Flüssigkeitsstand notieren. 3. Pipette mit der zu bestimmenden Lösung aus dem Maßkolben spülen. Lösung mit der Pipette unter Verwendung eines Pipettierballes entnehmen (keinesfalls mit dem Mund ansaugen!). Anschließend Pipette mit 20 ml der Lösung aus dem Maßkolben befüllen (Ringmarke beachten, gleiches Prinzip wie bei Maßkolben!) und diese in einen Erlenmeyer-Kolben überführen. Dazu Pipettenspitze an Glaswand anlegen, Lösung in den Erlenmeyer-Kolben laufen lassen und dabei auf richtigen Ausfluss achten. Bürette Pipettierball Grundsätzliches: - 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 der Pipette)! Lösungen langsam ablaufen lassen (Faustregel: ein ml pro Sekunde)! - Überschüssige Titratorlösung oder Spüllösung nicht in die Vorratsgefäße zurückfüllen sondern verwerfen! 5

6 4. Lösung im Erlenmeyer-Kolben mit dest. Wasser auf ein Volumen von ca. 100 ml auffüllen. 5. Gegebenenfalls Indikator oder/und Pufferlösung zugeben. 6. Maßlösung (Titrator) aus der Bürette in kleinen Mengen (in der Nähe des Äquivalenzpunktes tröpfchenweise) zugeben und Kolben dabei leicht schütteln. Den an der Ablaufspitze haftenden Tropfen an der Innenwand des Vorlagegefäßes abstreichen, er gehört zum dosierten Volumen. 7. Verbrauch an Maßlösung mit Hilfe des Schellbach-Streifens der Bürette ablesen (Meniskus in Augenhöhe betrachten; es erscheinen zwei gleich lange, verschieden breite Keile; dort ablesen, wo sich beide Keile berühren). Flüssigkeitsstand in der Bürette notieren. Ablaufspitze Schellbach- Streifen 8. Bestimmung mindestens dreimal durchführen. Anschließend Berechnung der Masse des in der Analyse enthaltenen Titranten vornehmen. 6

7 Stöchiometrie Allgemeine Reaktionsgleichung: aa + bb cc + dd B- quantitativ zu bestimmender Stoff (Titrand) A- Maßlösung (Titrator) bekannter Konzentration c A C und D- Reaktionsprodukte a, b, c, d- Stöchiometriezahlen Äquivalenzpunkt: 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 x m x - Masse des Stoffes x M x - molare Masse des Stoffes x Zu 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) 7

8 Beispiel: Reaktionsgleichung: AgNO 3 + NaCl AgCl (NSG) + NaNO 3 Titrator Titrand Konzentration Titrator: c AgNO3 = 0.01M = 0.01 mol/l Abgelesener Verbrauch an Titrator: v AgNO3 = 6.3 ml Abpipettiertes Volumen an Titrand: v NaCl = 20 ml Molare Masse von NaCl: M NaCl = g/mol g/mol = g/mol Berechnung: Stoffmenge im abpipettierten Volumen: n NaCl = (c AgNO3 v AgNO3 1) : 1 = 0.01 mol/l 6.3 ml = mol Stoffmenge im 100ml Maßkolben: n NaCl = v Kolben :v Probe n Probe = 100ml : 20ml mol = mol Masse Titrand Maßkolben: m NaCl = n NaCl M NaCl = mol g/mol = 18.4 mg 8

9 - Versuch K - Quantitative Bestimmung von Mg 2+ -Ionen durch komplexometrische Titration Dieses Experiment kann als Modellversuch zur Bestimmung der Wasserhärte (Deutscher Härtegrad: 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 roter Farbe. Anschließend titriert man die Lösung mit einer Komplexon-Lösung (Dinatriumethylendiamintetraacetat) bekannter Konzentration entsprechend der Reaktionsgleichung: Mg-Indikator-Komplex + Komplexon Mg-Komplexon + Indikator (rot) (farblos) (farblos) (blau) bis zum Äquivalenzpunkt, an dem ein Farbumschlag von rot nach blau erfolgt. Versuchsdurchführung Die 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. Wasser verdünnt. Danach gibt man zu der Lösung im Erlenmeyer-Kolben etwa 5 ml Pufferlösung und eine Spatelspitze Erio-T. Mit der Komplexon-Lösung wird bis zum Farbumschlag von rot nach blau titriert. Die Bestimmung wird dreimal durchgeführt. Es ist die Masse des überführten Magnesiums und daraus durch Mittelwertbildung die Masse an Mg 2+, die in dem 100 ml Maßkolben vorgelegen hat zu berechnen. Aufgaben: Zeichnen Sie den Mg-EDTA-Komplex. Was ist eine Komplex-Bindung und wie groß ist die Koordinationszahl im Mg-EDTA-Komplex? Wie bezeichnet man Komplexbildner mit KZ > 1 und was ist für diese Komplexe charakteristisch hinsichtlich ihrer Stabilität? 9

10 -Versuch O - Quantitative Bestimmung von Eisen (II) durch manganometrische Titration Natürliche Wässer enthalten Stoffe, die durch Oxidationsmittel (z.b. durch KMnO 4 oder K 2 Cr 2 O 7 ) oxidiert werden. Die dafür erforderliche äquivalente Menge an molekularem Sauerstoff in mg/l Wasser ("Chemischer Sauerstoffbedarf") kann man durch eine permanganometrische 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 Äquivalenzpunktes gemäß der Gleichung: Fe MnO 8H O Mn 5Fe 12H O ( violett) ( farblos) in eine nahezu farblose Mn 2+ -Salzlösung umsetzt. Erst am Äquivalenzpunkt färbt ein geringer KMnO 4 -Überschuß die Lösung deutlich rosa bis violett. Versuchsdurchführung Die Bürette wird mit KMnO 4 -Lösung gefüllt. Mit einer Pipette werden 20 ml Fe 2+ -Lösung in einen Erlenmeyer-Kolben überführt und mit dest. Wasser auf etwa 100 ml verdünnt und titriert. Die Titration ist beendet (Äquivalenzpunkt!), wenn 1-2 Tropfen der KMnO 4 -Lösung eine bleibende Rosafärbung bewirken. Die Titration ist dreimal durchzuführen. Es ist die Masse des überführten Fe 2+ und daraus durch Mittelwertbildung die Masse an Mohr schem Salz, die in dem 100 ml Maßkolben vorgelegen hat, zu berechnen. Aufgaben: Wie lautet der Zusammenhang zwischen Molarität m und Normalität n? Wie groß ist daher die Molarität einer 0.1 n KMnO 4 -Lösung im Sauren bzw. im Basischen? 20 ml einer Natriumoxalat-Lösung werden mit einer 0.03 m KMnO 4 -Lösung titriert. Der Verbrauch beträgt 8.4 ml. Stellen Sie die Reaktionsgleichung (inklusive Teilgleichungen für die Oxidation und Reduktion) auf. Berechnen Sie die Molarität und die Normalität der Natriumoxalat-Lösung! 10

11 - Versuch P - Neutralisationstitration zur Bestimmung von Phosphorsäure (Potentiometrische Titration) Mit dem Wasser kommen in allen biologischen und zahlreichen chemischen Systemen auf Grund des Dissoziationsgleichgewichtes auch einfach positiv geladene Wasserstoffionen (Protonen) vor. Die Wasserstoffionen treten in wässriger Lösung nicht frei auf, sondern sind hydratisiert und werden deshalb häufig als Hydroniumionen H 3 O + bezeichnet. Ausgehend vom System Wasser definierten Lowry und Brønsted den Säure-Basen-Begriff wie folgt: Säuren sind Verbindungen, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren) und Basen sind Verbindungen, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Brønsted-Säuren sind zum Beispiel HCl, NH 4 +, HCO 3 ; Beispiele für Brønsted-Basen sind NH 3, H 2 N-NH 3 +, ClO 4 -, sie können also neutral, anionisch, oder kationisch sein. In wässrigen Systemen dissoziieren starke Säuren und Basen vollständig zu H 3 O + und OH -. Zur Angabe ob eine Lösung sauer, basisch oder neutral ist, verwendet man die als ph-wert bezeichnete Maßzahl, welche definiert ist als der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität (auch Wasserstoffionenkonzentration) der Lösung. Wenn Säuren mit Basen reagieren spricht man von einer Neutralisationsreaktion. Bei dieser Reaktion gehen Protonen von einem Reaktionspartner an den anderen über, wobei sich die Konzentration der Wasserstoffionen und somit auch der ph-wert der Lösung ändert. Ein maßanalytisches Verfahren zur exakten Bestimmung einer Säurekonzentration ist die Neutralisationstitration. Hier wird langsam portionsweise eine genau eingestellte Base, z.b. Natronlauge zu einer Säurelösung unbekannter Konzentration gegeben. Während der dann stattfindenden Neutralisationsreaktion ändert sich der ph-wert der Lösung bis hin zum Neutralpunkt. Das erreichen des Neutralpunktes und somit des Endpunktes der Titration kann z.b. durch Farbänderung eines zugegebenen Indikatorfarbstoffes angezeigt werden. Ein anderes Verfahren, die potentiometrische Methode zur Bestimmung des ph-wertes, beruht auf der Messung der Spannung galvanischer Zellen mit Elektroden (z.b. Glaselektrode), deren Galvani-Spannung von der Wasserstoffionenaktivität abhängt. Das elektrochemische Potential der hierbei zu messenden Ionen ist eine Funktion der Konzentration. Am Neutralpunkt ändert sich die Konzentration der Ionen sprunghaft, gleichzeitig tritt ein Potentialsprung auf, der den Endpunkt der Titration anzeigt. Aus der bis zum Neutralpunkt zugegebenen Menge an Base läßt sich die Konzentration der vorliegenden Säure zurückrechnen. Im Praktikumsbeispiel soll durch potentiometrische Titration mit einer 0.1 molaren Natronlauge die Masse einer Phosphorsäure entsprechend der Reaktionen: Versuchsdurchführung: NaOH + H 3 PO 4 NaH 2 PO 4 + H 2 O 2 NaOH + H 3 PO 4 Na 2 HPO H 2 O Mit einer Pipette sind 20 ml Phosphorsäure aus dem Maßkolben in ein Becherglas zu übertragen und mit 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 nicht verändern!). Es ist portionsweise Natronlauge (ca. 0.2 ml) aus der Bürette zur Phosphorsäure zuzugeben. Dabei wird sowohl das Volumen der zugefügten Natronlauge als auch der ph-wert notiert. Die Zugabe der Natronlauge wird erst dann beendet, wenn der ph > 11 ist. Die Titration wird mind. zweimal wiederholt. Die Tabellenwerte sind in ein Diagramm auf Millimeterpapier zu übertragen und die Äquivalenzpunkte sind zu bestimmen. Die Masse an Phosphorsäure, die in dem 100 ml Maßkolben vorgelegen hat, ist anzugeben. Aufgaben: 1. Informieren Sie sich zu den Begriffen Dissoziation, Säure-Base-Theorien, Neutralisation, Neutralpunkt und Äquivalenzpunkt! 2. Geben Sie die Reaktionsgleichung für die Reaktion von HCl mit NaOH an! Skizzieren Sie den möglichen Diagrammverlauf, welche Bedeutung hat der Wendepunkt im Diagramm? 3. In der praktischen Übung wird die potentiometrische Titration von Phosphorsäure (H 3 PO 4 ) durchgeführt. Wie viele Äquivalenzpunkte sind in diesem Fall zu erwarten? 11

12 - Versuch I - Iodometrische Bestimmung von Traubenzucker (D-Glucose) Traubenzucker oder D-Glucose ist eine Aldohexose und besitzt in der offenkettigen Form eine Aldehydgruppe R C(O)H. Unter geeigneten Bedingungen reagiert Traubenzucker als Reduktionsmittel, wobei die Aldehydgruppe in eine Carboxylgruppe bzw. in ein Carboxylat-Anion überführt wird: R C(O)H 3 OH R C(O)O 2e 2H2O Diese partielle Oxidation des Traubenzuckers erfolgt bei der Traubenzucker-Bestimmung nach KOLTHOFF durch Iod in alkalischer Lösung: I2 2e 2I Die Gesamtgleichung für die Redox-Reaktion lautet demzufolge: R C(O)H I2 3OH R C(O)O 2I 2H2O Die Traubenzucker-Analysenlösung wird mit einem Iod-Überschuß versetzt, dessen Stoffmenge bekannt ist. Nach einiger Zeit wird die für die partielle Oxidation des Traubenzuckers nicht verbrauchte Iodmenge, der Iod-Rest (v(thio-rest)), durch Titration mit einer Natriumthiosulfat- Maßlösung bestimmt: 2 2 I2 2SO 2 3 2I SO 4 6 In 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 der vorgegebenen Analysenlösung berechnet werden. Versuchsdurchführung Aus dem Maßkolben werden 20 ml der hergestellten Glucose-Lösung in einen Erlenmeyerkolben mit Schliff überführt und mit 30 ml Iod-Lösung (Bürette) sowie mit 40 ml Natronlauge (Messzylinder) versetzt. Der Erlenmeyerkolben wird mit einem Stopfen verschlossen, geschüttelt und 5 Minuten stehen gelassen. Anschließend fügt man der Lösung im Erlenmeyerkolben 15 ml Salzsäure (Messzylinder) zu und titriert den Iod-Rest mit der Natriumthiosulfat-Lösung (Bürette). Vor Erreichen des Äquivalenzpunktes, die Lösung ist noch schwach braungelb gefärbt, fügt man einige Tropfen Stärke- Lösung (Indikator) zu und titriert bis zur völligen Entfärbung. Für den Blindversuch gibt man in einen Titrierkolben anstelle der Lösung 20 ml Wasser. Der weitere Versuchsablauf analog. Zu berechnen ist die Masse des Traubenzuckers in der vorgegebenen Analyselösung. Aufgaben: 1.) Erklären Sie kurz folgende Begriffe: - Oxidation, - Reduktion, - Redoxreaktion, Geben Sie jeweils ein Beispiel an! 2.) Bei der Oxidation von D-Glucose entsteht die entsprechende D-Gluconsäure. Zeichen Sie sowohl D-Glucose als auch D-Gluconsäure in der Fischer-Projektion und kennzeichnen Sie die Aldehyd- und die Carboxylfunktion! 3.) Warum gibt man gegen Ende der Titration einige Tropfen einer Stärke-Lösung zu? Erklären Sie was passiert! 12