Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 21

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1 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner Studieneinheit Lernziele Abschätzung von ph-werten mit Indikatorpapier Acidität und Basizität verschiedener Verbindungen Durchführung von Säure-Base-Titrationen mit Indikatoren Durchführung von Säure-Base-Titrationen mit ph-elektrode, ph-kurven Stichworte zur theoretischen Vorbereitung Säure-Base-Reaktionen, Säurestärke, mehrprotonige Säuren, Protolyse, ph-wert, ph-puffer, Glaselektrode (ph-elektrode), Titrationen Praktische Punkte Bestimmung des unbekannten HCl-Gehaltes einer Lösung. Weniger als 5 % Abweichung vom vorgegebenen Wert: 1 Punkt, 5 10 % Abweichung: 0.5 Punkte, mehr als 10 % Abweichung: 0 Punkte Gliederung 2.1 Messungen der ph-werte von Lösungen anorganischer Substanzen (Versuch in Zweiergruppen) 2.2 ph-werte biochemisch-medizinisch interessanter Lösungen (Versuch in Zweiergruppen) 2.3 Säure-Base-Titration mit Indikator (Versuch in Zweiergruppen) 2.4 Eichung und Benutzung der ph-meters (Vorführung) 2.5 Säure-Base-Titration mit ph-elektrode (Versuch in Achtergruppen) 2.6 Titration einer Salzsäure-Lösung unbekannter Konzentration (Versuch in Zweiergruppen)

2 22 Zweite Studieneinheit 2.1 Messungen der ph-werte von Lösungen anorganischer Substanzen Der Versuch ist in Zweiergruppen durchzuführen. Benötigte Geräte 10 Reagenzgläser im Reagenzglasständer ein Uhrglas ein Glasstab ph-indikatorpapier ( Assistenten) Spatel 2 ml Messpipette ein 150 ml Becherglas Benötigte Lsg./Reinsubstanzen Gst.-Symbole R-Sätze S-Sätze entionisiertes Wasser (H 2 O) N Salzsäure (HCl) Xi 36/37/ N Essigsäure (HOAc) C /37/ N Natronlauge (NaOH) C /37/39-45 Natriumchlorid (NaCl) Natriumacetat (NaOAc) Natriumcarbonat (Na 2 CO 3, Soda ) Xi Natriumhydrogencarbonat (NaHCO 3 ) Ammoniumchlorid (NH 4 Cl) Xn Hexaquoeisen(III)chlorid {[Fe(H 2 O) 6 ]Cl 3 } Xn Im Praktikum dienen Papierstreifentests zur halbquantitativen Bestimmung von ph-werten. Auf dem Papierstreifen ist dabei ein Reagenz aufgetragen. Wird der Papierstreifen mit der zu testenden Lösung in Kontakt gebracht, nimmt er eine für den ph-wert charakteristische Farbe an. Durch Vergleich mit einer Farbskala kann der ph-wert der Lösung einem bestimmten Bereich zugeordnet werden. Praktische Durchführung: Reißen Sie ein ca. 2 cm langes Stück des Papierstreifens von der Vorratsrolle ab und legen Sie es auf ein Uhrglas. Tauchen Sie dann einen Glasstab in die zu untersuchende Lösung und streifen Sie ihn am Papierstreifen ab. Vergleichen Sie anschließend die Farbe des Papierstreifens mit der Farbskala (Farbskalen finden sich an verschiedenen zentralen Stellen im Praktikumssaal) 1. Füllen Sie ca. 30 ml entionisiertes Wasser ins Becherglas 2. Geben Sie von jeder Substanz jeweils 10 Tropfen bzw. eine Spatelspitze in ein eigenes, mit dem Substanznamen beschriftetes Reagenzglas. Geben Sie anschließend in jedes Reagenzglas 2 ml

3 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 23 entionisiertes Wasser und homogenisieren bzw. lösen die Feststoffe durch Schütteln auf. Messen Sie dann den ph-wert mittels Indikatorpapier. 3. Vergleichen Sie die Farbe des befeuchteten Indikatorpapiers mit der Farbskala und tragen Sie den entsprechenden ph-wert in die Tabelle weiter unten ein. Spülen Sie Glasstab und Uhrglas mit entionisiertem Wasser( Ausguss) und trocknen Sie beide mit einem sauberen Tuch oder Papier. Testen Sie dann die nächste Lösung. 4. Entsorgung: Spülen Sie nach Abschluss des Versuchs alle Lösungen in den Reagenzgläsern mit reichlich Wasser in den Ausguss und reinigen Sie die Glasgeräte mit entionisiertem Wasser. Auswertung: Substanz ph-wert Substanz ph-wert H 2 O NaOAc HCl Na 2 CO 3 HOAc NaHCO 3 NaOH NH 4 Cl NaCl [Fe(H 2 O) 6 ]Cl 3 Welche Protolyse-Reaktionen laufen im Einzelnen ab? Erklären Sie die Ergebnisse mit den unten gegebenen pk S -Werten. HA pk S HA pk S HCl 7 H 2 CO H 3 O NH [Fe(H 2 O) 6 ] HCO HOAc 4.75 H 2 O Warum hat das entionisierte Wasser ggf. schwach sauer reagiert?

4 24 Zweite Studieneinheit 2.2 ph-werte biochemisch-medizinisch interessanter Lösungen Der Versuch ist in Zweiergruppen durchzuführen. ph-indikatorpapier Benötigte Geräte ein Uhrglas Benötigte Proben Benötigte Proben Harn Wein physiologische Kochsalz-Lösung Milch Bier Magensaft Arbeitsvorschrift 1. Auf einem fahrbaren Wagen stehen sechs Bechergläser mit den oben genanten Proben deren ph- Werte Sie ermitteln sollen. In jedem Becherglas befindet sich ein Glasstab. 2. Verfahren Sie mit jeder Probe wie folgt: Legen Sie ein kurzes Stück Indikatorpapier auf ein Uhrglas, tauchen Sie den Glasstab in die Probe und streifen Sie die am Glasstab anhaftende Lösung auf dem Indikatorpapier ab. 3. Vergleichen Sie die Farbe des befeuchteten Indikatorpapiers mit der Farbskala und tragen Sie den entsprechenden ph-wert in die Tabelle weiter unten ein. 4. Stecken Sie den Glasstab in dasselbe Becherglas zurück aus dem Sie es entnommen haben. Geben Sie acht, dass Sie für den neuen Versuch den entsprechenden Glasstab der jeweiligen Probe benutzen. 5. Reinigen Sie die Glasgerät mit entionisiertem Wasser. Auswertung: Substanz ph-wert Substanz ph-wert Harn Wein phys. Kochsalz-Lösung Milch Bier Magensaft

5 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner Säure-Base-Titration mit Indikator Der Versuch ist in Zweiergruppen durchzuführen. Sie titrieren 0.1 N Schwefelsäure und 0,1 N Essigsäure gegen Bromthymolblau (Umschlagsbereich ph 6 8) als Indikator. Benötigte Geräte 3 Reagenzgläser im Reagenzglasständer Trichter 10 ml Vollpipette Peleusball 150 ml Becherglas 250 ml Becherglas 300 ml Erlenmeyerkolben Bürette Benötigte Lösungen Gst.-Symbole R-Sätze S-Sätze 0.1 N Natronlauge (NaOH) C /37/ N Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) ,1 N Essigsäure Bromthymolblau-Indikator-Lösung in Ethanol F Arbeitsvorschrift 1. Füllen Sie ca. 150 ml 0.1 N NaOH in ein trockenes 250 ml Becherglas (Arbeitsgefäß 1). Diese Menge reicht für alle Titrationen, wie sie in den Unterkapiteln beschrieben werden. 2. Stellen Sie den Erlenmeyerkolben unter den Auslauf der Bürette. 3. Füllen Sie zunächst entionisiertes Wasser in die Bürette und prüfen Sie, ob der Auslaufhahn dicht ist. Geben Sie einem Assistenten Bescheid, wenn dies nicht der Fall ist. 4. Lassen Sie das Wasser ablaufen und spülen Sie die Bürette zunächst zweimal mit 10 ml 0.1 N NaOH aus dem Arbeitsgefäß 1 und füllen Sie dann mit 0.1 N NaOH aus dem Arbeitsgefäß 1 bis zur Nullmarke auf (Trichter!). Spülen Sie dann die ausgelaufene Natronlauge mit ausreichend Wasser aus dem Titrationsgefäß in den Ausguss und reinigen Sie das Gefäß mit entionisiertem Wasser. 5. Füllen Sie ca. 30 ml 0.1 N H 2 SO 4 in ein trockenes 150 ml Becherglas (Arbeitsgefäß 2). 6. Entnehmen Sie mit einer trockenen oder zuvor mit 0.1 N H 2 SO 4 ausgespülten 10 ml Vollpipette 10 ml 0.1 N H 2 SO 4 aus dem Arbeitsgefäß 2, geben Sie diese Menge ins Titrationsgefäß und setzen Sie 10 Tropfen Bromthymolblau-Lösung zu. 7. Stellen Sie mit der Natronlauge, der Schwefelsäure und der Indikator-Lösung zwei Vergleichslösungen her, die Ihnen die Farbe des Indikators in basischer bzw. saurer Lösung zeigen.

6 26 Zweite Studieneinheit 8. Beginnen Sie mit der Titration. Schwenken Sie den Erlenmeyerkolben vorsichtig und lassen die durch Öffnen des Bürettenhahns langsam die 0.1 N Natronlauge ins Titrationsgefäß tropfen. 9. Bis zu einem Verbrauch von 7.0 ml 0.1 N NaOH können Sie zügig titrieren, achten Sie aber darauf, dass bei Ablaufen keine Maßlösung an der Innenwand der Bürette haften bleibt. Geben Sie danach die NaOH nur mit einer maximalen Rate von 1 Tropfen pro Sekunde zu, um den Äquivalenzpunkt exakt zu erfassen. 10. Die Titration ist beendet, sobald die Farbe des Indikators umschlägt. Notieren Sie die verbrauchte Menge an 0.1 N NaOH bis zum Umschlagspunkt des Indikators. 11. Wiederholen Sie die Punkte 5 10 mit Essigsäure 12. Nach Abschluss der Titration spülen Sie beide Bechergläser und die Reagenzgläser gut aus. Auswertung Verbrauch 0.1 N NaOH (in ml) bis zum Umschlagspunkt 0.1 N H 2 SO N CH 3 COOH Wie lautet die Reaktionsgleichung, die obiger Titration zugrunde liegt? Wie berechnen Sie aus dem bis zum Äquivalenzpunkt verbrauchten Volumen an 0.1 N Natronlauge die Massen der in der Lösung vorliegenden Schwefelsäure?

7 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner Nachweis von CO 2 in der Atemluft Kohlensäure ist die saure Form des gelösten Kohlendioxid, CO 2 (aq), wobei in wässriger Lösung nur ungefähr 0.2 % des gelösten CO 2 als H 2 CO 3 vorliegt. Insgesamt ist die Kohlensäure eine schwache zweiwertige Säure (Pk S1 = 6.35, pk S2 = 10.3). Benötigte Geräte 2 Reagenzgläser im Reagenzglasständer Tropfpipette Strohhalm Benötigte Lösungen Gst.-Symbole R-Sätze S-Sätze Entionisiertes Wasser (H 2 O)) M Ammoniaklösung (NH 3 ) C 36/37/38 1/ /37/39-45 Phenolphtalein-Lösung F Arbeitsvorschrift 1. Geben Sie etwa 10 ml entionisiertes Wasser in ein Reagenzglas, geben Sie 1-2 Tropfen Phenolphtalein-Lösung hinzu und fügen Sie einen Tropfen 2 M Ammoniak-Lösung hinzu. 2. Von dieser Stammlösung nehmen Sie etwa 1 ml und verdünnen ihn in dem zweiten Reagenzglas mit entionisiertem Wasser auf etwa 10 ml Lösung (Verdünnung etwa 1 zu 10) 3. Pusten Sie mit dem Strohhalm mehrere Male vorsichtig in das Reagenzglas, schütteln Sie es und beobachten Sie. Auswertung Erklären Sie Ihre Beobachtungen und geben Sie die Reaktionsgleichung an.

8 28 Zweite Studieneinheit 2.5 Säure-Base-Titration mit ph-elektrode Der Versuch ist in Achtergruppen durchzuführen und umfasst insgesamt zwei Titrationen. Sie titrieren einmal 0.1 N Phosphorsäure und einmal die 0.1 N Glycinhydrochlorid-Lösung. Benötigte Geräte zwei Reagenzgläser im Reagenzglasständer zwei 150 ml Becherglas 25 ml Vollpipette mit Peleusball 300 ml Erlenmeyerkolben ph-meter mit Glaselektrode Bürette Magnetrührer Magnetrührstab Benötigte Lösungen Gst.-Symbole R-Sätze S-Sätze 0.1 N Natronlauge (NaOH) C /37/ N Phosphorsäure (H 3 PO 4 ) N Glycinhydrochlorid-Lösung ([H 3 NCH 2 COOH]Cl) Apparatur zur Aufnahme einer ph-kurve.

9 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 29 Arbeitsvorschrift 1. Benutzen Sie für die folgende Titration eine vom Assistenten geeichte ph-elektrode. 2. Stellen Sie einen Magnetrührer mit 150 ml Becherglas (Titriergefäß) unter den Auslauf der Bürette. 3. Füllen Sie ca. 60 ml 0.1 N Phosphorsäure in ein 150 ml Becherglas (Arbeitsgefäß). Spülen Sie die 25 ml Vollpipette zunächst mit der 0.1 N Phosphorsäure aus ( Ausguss). 4. Entnehmen Sie daraus mit der 25 ml Vollpipette 25 ml 0.1 N Phosphorsäure und geben Sie diese Menge ins Titrationsgefäß. 5. Geben Sie den Rührfisch ins Titrationsgefäß und schalten Sie das Rührwerk ein. Tauchen Sie dann die zuvor mit entionisiertem Wasser gespülte Glaselektrode ein, so dass sie nicht mit dem Rührfisch kollidiert und sich knapp über dem Boden befindet. Geben Sie entionisiertes Wasser ins Titrationsgefäß, bis die Glaskugel am Ende der Glaselektrode vollständig mit Lösung bedeckt ist (siehe Abbildung Apparatur zur Aufnahme einer ph-kurve oben). 6. Tragen Sie den angezeigten Wert, sobald dieser konstant bleibt, in die unten gegebene Tabelle ein. 7. Geben Sie die Natronlauge in Portionen von ca ml zu. Warten Sie jeweils, bis der angezeigte ph-wert mindestens fünf Sekunden lang konstant ist und tragen sie ihn zusammen mit den zugegebenen Volumen in die Tabelle ein. Die Titration ist beendet, wenn 30.0 ml der Natronlauge zugesetzt wurden. Sie sollten dazu nicht länger als 30 min benötigen. 8. Füllen Sie die Bürette wieder bis zur Nullmarke auf, spülen Sie das Titrationsgefäß und die ph- Elektrode gut mit entionisiertem Wasser und wiederholen Sie die Titration (ab Punkt 3.) mit der 0.1 N Glycinhydrochlorid-Lösung statt mit 0.1 N Phosphorsäure. 9. Nach Abschluss des Versuchs spülen Sie beide Bechergläser und die Reagenzgläser gut aus. 10. Nach der Titration wird die Elektrode mit entionisiertem Wasser gespült. Anschließend wird die Glaskugel mit einer mit entionisiertem Wasser gefüllten Kappe verschlossen (ph-elektroden dürfen niemals trocken aufbewahrt werden!). 11. Füllen Sie die Bürette bis zur Nullmarke mit 0.1 N Natronlauge.

10 30 Zweite Studieneinheit Daten der Titration von 0.1 N H 3 PO 4 bzw. 0.1 N Glycinhydrochlorid-Lösung mit 0.1 N NaOH 0.1 N H 3 PO N Glycinhydrochlorid-Lösung V (NaOH) / ml ph V (NaOH) / ml ph V (NaOH) / ml ph V (NaOH) / ml ph

11 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 31 Titrationskurve von 0.1 N H 3 PO 4 mit 0.1 N NaOH ph-wert V(0.1 N NaOH) / ml

12 32 Zweite Studieneinheit Titrationskurve von 0.1 N Glycinhydrochlorid-Lösung mit 0.1 N NaOH ph-wert V(0.1 N NaOH) / ml

13 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 33 Auswertung Wandeln Sie unter Benutzung der oben gegebenen Vordrucke die Daten der beiden Titrationen in die entsprechenden Titrationskurven um. Bestimmen Sie aus den Titrationsdaten die pk S -Werte der einzelnen Dissoziationsstufen von Phosphorsäure und Glycin und vergleichen Sie Ihre Ergebnisse mit den Literaturwerten: pk S (H 3 PO 4 ) = 1.96 pk S (H 3 N + CH 2 COOH) = 2.35 pk S (H 2 PO 4 ) = 7.12 pk S (H 3 N + CH 2 COO ) = 9.78 pk S (HPO 2 4 ) = Bestimmen Sie zusätzlich den isoelektrischen Punkt von Glycin. Zusatzinformation: Phosphorsäure (dreiprotonig) und Glycinhydrochlorid (zweiprotonig) sind mehrprotonige Säuren, deren einzelne Dissoziationsstufen ausreichend unterschiedliche pk S -Werte haben, um sie in einer Säure- Base-Titration getrennt zu erfassen. Der pk S -Wert einer Dissoziationsstufe läßt sich aus dem ph-wert am entsprechenden Halbäquivalenzpunkt (ph-optimum des Puffers) entnehmen, da dort c(ha) = c(a ) und damit gemäß der Henderson-Hasselbalch-Gleichung ph = pk S ist. Die Halbäquivalenzpunkte der einzelnen Dissoziationsstufen findet man durch Aufsuchen der Wendepunkte mit minimaler Steigung bzw. durch Bestimmung des halben Abstands zwischen zwei aufeinander folgenden Äquivalenzpunkten. Die Äquivalenzpunkte (ÄP) der einzelnen Dissoziationsstufen findet man durch Aufsuchen der Wendepunkte mit maximaler Steigung. Bei Titration der Phosphorsäure liegt am ersten ÄP H 2 PO 4, am zweiten ÄP HPO 2 4 und am dritten ÄP PO 3 4 vor. Der dritte ÄP der Phosphorsäure ist nur mit großer Unsicherheit zu bestimmen, da sich pk S (HPO 2 4 ) und pk S (H 2 O) nicht mehr ausreichend voneinander unterscheiden. Bei Titration von Glycinhydrochlorid liegt am ersten ÄP (isoelektrischer Punkt) das zwitterionische H 3 N + CH 2 COO und am zweiten ÄP H 2 N CH 2 COO vor.

14 34 Zweite Studieneinheit 2.6 Titration einer Salzsäure-Lösung unbekannter Konzentration Der Versuch ist in Zweiergruppen durchzuführen. Sie titrieren zwei Proben à 25 ml aus einer Salzsäure-Lösung unbekannter Konzentration gegen Bromthymolblau als Indikator. Benötigte Geräte 100 ml Messkolben weißes Blatt Papier ( selbst organisieren) 25 ml Vollpipette mit Peleusball Bürette zwei 150 ml Bechergläser 300 ml Erlenmeyerkolben Benötigte Lösungen Gst.-Symbole R-Sätze S-Sätze 0.1 N Natronlauge (NaOH) C /37/39-45 Bromthymolblau-Indikator-Lösung in Ethanol Umschlagsbereich ph 6 8 F Arbeitsvorschrift 1. Geben Sie einen sauberen und unbeschrifteten 100 ml Messkolben mit Stopfen bei den Assistenten ab und nennen Sie ihre Platznummer. Sie erhalten dann die HCl-Lösung unbekannter Konzentration in einem 100 ml Messkolben (Gesamtprobe) und einen Ergebniszettel. 2. Füllen Sie den Messkolben mit entionisiertem Wasser exakt auf 100 ml (bis zum Markierungsring) auf und homogenisieren Sie den Inhalt durch Umschwenken. 3. Entnehmen Sie mit der Vollpipette 25 ml dieser Lösung und geben Sie sie in das 300 ml Erlenmeyerkolben. 4. Geben Sie 3-4 Tropfen Bromthymolblau-Lösung zu und titrieren Sie die Salzsäure nach dem in Unterkapitel 2.3 beschriebenen Verfahren mit der 0.1 N NaOH bis zum Farbumschlag des Indikators. Da Sie die Menge an HCl nicht kennen, müssen Sie die Natronlauge auf jeden Fall langsam zutropfen lassen (ca. 1 Tropfen pro Sekunde). Sobald sie eine Farbänderung der Lösung beobachten, die beim Umschwenken wieder verschwindet, vermindern Sie die Zutropfgeschwindigkeit, so dass Sie in der Lage sind, nach dem endgültigen Farbumschlag sofort die Zugabe zu stoppen. Notieren Sie den Verbrauch an 0.1 N NaOH bis zum Umschlagspunkt (ÄP). 5. Wiederholen Sie die Titration, setzen Sie dabei erneut 25 ml der Salzsäure-Lösung ein. Wenn sich die bis zum ÄP verbrauchten Volumina zwischen der ersten und zweiten Titration um mehr als 0.5 ml unterscheiden, führen Sie eine dritte Titration durch und verwerfen Sie den Wert, der von den anderen beiden abweicht.

15 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner Bilden Sie aus den bis zum ÄP verbrauchten Volumina den arithmetischen Mittelwert. Berechnen Sie daraus a) die im Mittel pro Titration umgesetzte Stoffmenge an NaOH b) die mittlere Stoffmenge an HCl pro Titration c) die gesamte Stoffmenge an HCl in der Probe (100 ml Messkolben), n(hcl) d) die gesamte Masse an HCl in der Probe, m(hcl). M(HCl) = g mol 1. Den unter d) berechneten Wert tragen Sie auf dem Ergebniszettel ein und geben ihn bei den Assistenten ab.

16 36 Zweite Studieneinheit

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