Che1 P / CheU P Praktikum Allgemeine und Anorganische Chemie. Qualitative Analytik. 15. September 2008

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1 15. September

2 1 Aufgabe und Lernziele Vorbereitung Einführung Grundlagen Bindungsformen Grundlegende Reaktionstypen der Anorganischen Chemie Säuren und Basen Vorproben Nachweis von Anionen Trennung und Nachweis von Kationen Ablauf von Nachweisreaktionen Einige Laborgerätschaften Umgang mit dem Laborbrenner/ Bunsenbrenner Praxis Qualitative Analysen von Kationen Nachweis von Cu Nachweis von Ni Nachweis von Fe 2+ u. Fe Nachweis von Al Nachweis von NH Nachweis von Mn Nachweis von Co Analyse einer Probe auf Cu 2+, Ni 2+, Fe 3+ und Al Qualitative Analysen von Anionen Nachweis von CO Sodaauszug Nachweis von SO Nachweis von Cl Nachweis von Br und I mittels Fällung Nachweis von Br neben I bzw. Cl neben I Nachweis von I mittels Oxidation Nachweis von NO Analyse einer Probe auf CO 2 3, SO 2 4,NO 2 3, Cl, Br, I, NH

3 1 Aufgabe und Lernziele Es solle anhand von Modellsubstanzen typischen qualitative Nachweisreaktionen von Anionen und Kationen durchgeführt werden. Zum Abschluss der Übungen wird an Probesubstanzen jeweils eine qualitative Anionenanalyse bzw. Kationenanalyse durchgeführt. Lernziele: Verständnis für und Fähigkeit im Umgang mit üblichen Laborgerätschaften Wahrnehmen/Erleben und verstehen von anorganisch chemischen Reaktionen Verständnis und Fähigkeit zur Durchführung qualitativer Analysen Erfahrungen in der Arbeitsorganisation und Teamarbeit Mit der Durchführung der nasschemischen qualitativen Analyse im anorganisch chemischen Grundpraktikum sollen wichtige Eigenschaften und Reaktionen der Elemente und Ionen vermittelt werden. 2 Vorbereitung Die folgenden Vorüberlegungen und Berechnungen sind vor Praktikumsbeginn zu erledigen. Erarbeiten Sie sich die Grundlagen zum Praktikumsversuch im nachfolgenden Einführungsteil, in den Vorlesungsunterlagen und in der angeführten Literatur. Beantworten Sie sich hierzu u.a. folgende Fragen: Welche grundlegenden Reaktionstypen gibt es? Welche chemischen Bindungsformen gibt es? Was ist der ph Wert? Was ist eine starke Säure im Gegensatz zu einer schwachen? Was unterscheidet eine qualitative Analyse von einer quantitativen Analyse? Was ist ein Sodaauszug? Wofür wird er verwendet? Welche Möglichkeiten gibt es die Analysensubstanz für den Nachweis von Kationen zu lösen? Bereiten Sie sich auf die praktische Versuchsdurchführung vor, indem Sie die Versuchsanleitung durcharbeiten. Literatur JANDER BLASIUS, Einführung in das Anorganisch Chemische Praktikum, S.Hirzel Verlag (ISBN ) 3

4 3 Einführung 3.1 Grundlagen Bindungsformen Eine chemische Bindung kann auf verschiedene Weise entstehen. Anhand der Art der Stoffe, die miteinander reagieren, lässt sich meist bestimmen, welche Art von Bindung vorliegt. In diesem Skript wird nur auf die sog. starken Bindungsformen eingegangen. Bindungsform Ionenbindung (elektrovalente Bindung, heterovalente Bindung) Metallbindung Atombindung (kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung) Komplexbindung (Koordinative Bindung, Donator Akzeptor Bindung) Bindungspartner Nichtmetalle mit Metallen Metalle mit Metallen Nichtmetalle mit Nichtmetallen Elektronenarmes Zentralatom mit elektronenreichem Ligand Eine Ionenbindung wird zwischen Metall und Nichtmetallatom dadurch ausgebildet, dass das Metallatom seine Valenzelektronen vollständig an das Nichtmetallatom abgibt. Dadurch entsteht aus dem Metallatom ein Kation und aus dem Nichtmetallatom ein Anion. Aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen diesen Ionen entsteht ein Ionengitter. Gitter bilden sich nur im festen Zustand aus. Im flüssigen Zustand bricht das Gitter zusammen, die Teilchen sind leichter gegeneinander verschiebbar, der Bindungscharakter bleibt aber erhalten. Ionische Verbindungen haben auf Grund der hohen elektrischen Anziehungskräfte zwischen ihren Teilchen salzartigen Charakter. Beispiel Kaliumjodid: Da bei einer Metallbindung alle Bindungspartner Metalle sind, geben auch alle Atome Valenzelektronen ab. Die dadurch entstandenen Metallkationen werden durch die jetzt frei beweglichen Elektronen (das sog. Elektronengas) zusammengehalten, es entsteht ein Metallgitter. Im Gegensatz zur Ionenbindung bildet sich das Gitter bei einer Metallbindung verschiedener Elemente im Allgemeinen nicht stöchiometrisch aus. Beispiel Natrium: Da bei einer Atombindung alle Bindungspartner Nichtmetalle sind, nehmen auch alle Atome Valenzelektronen auf, indem sich die beiden Reaktionspartner die Elektronen gegenseitig zur Verfügung stellen aber sie nicht vollständig abgeben. Dadurch entstehen Moleküle oder Atomgitter, die durch bindende Elektronenpaare zusammengehalten werden. Die Elektronen befinden sich in sogenannten Molekülorbitalen zwischen beiden Bindungspartnern (bindende Elektronenpaare), der so gebildete Atomverband wird Molekül genannt. Die Atombindung hält zusammen durch die Anziehung zwischen positiv geladenen Kernen und gemeinsam genutzten negativ geladenen Elektronen im Molekülorbital. Beispiel Salzsäure: 4

5 Die Komplexbindung hat in ihren Eigenschaften eine gewisse Ähnlichkeit zu Atombindungen, denn auch hier werden Elektronen nicht vollständig abgegeben. Im Gegensatz zu den Atombindungen werden die gemeinsamen Elektronenpaare aber nicht von beiden Partnern zur Verfügung gestellt, sondern nur von einem. Beispiel: Wasserfreies, weißes Kupfersulfat färbt sich bei Zugabe von Wasser (Aqua) hellblau. Es entsteht ein Aqua Komplex des Kupfers, bei dem vier Wassermoleküle als Liganden des Zentralions auftreten. Das Sulfat Anion verbindet sich mit dem Aqua Komplex zu einer blauen Ionenverbindung Grundlegende Reaktionstypen der Anorganischen Chemie 1 Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen bei denen gleichzeitig eine Reduktion (Elektronenaufnahme) und eine Oxidation (Elektronenabgabe) stattfindet; insgesamt werden ein oder mehrere Elektronen übertragen. Da in einem chemischen System keine freien Elektronen vorliegen können ist die Reduktion eines Stoffes zwangsläufig von der Oxidation eines anderen Stoffes begleitet. Gleichzeitig ändern sich die Oxidationszahlen der Reaktionspartner: Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wechselt selbst in eine höhere Oxidationsstufe (es wird somit oxidiert); das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wechselt in eine niedrigere Oxidationssstufe (es wird somit reduziert). Redox Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. Die Lage des Gleichgewichts kann durch Veränderung der Temperatur der Konzentration der teilnehmenden Stoffe und durch Änderung des ph Wertes bestimmt sein. Beispiel: Die Reaktion von metallischem Natrium mit Wasser unter Bildung von Natronlauge und Wasserstoff. 2 Na + 2 H 2 O 2Na OH + H 2 Das elementare Natriummetall liegt in der Oxidationsstufe 0 vor. Der Wasserstoff liegt im Wasser zunächst in der Oxidationsstufe +1 vor. Bei der Reaktion überträgt das Na sein Valenzelektron auf den Wasserstoff und geht von der Oxidationsstufe 0 in die Oxidationsstufe +1 über ein im Wasser gebundenes Wasserstoffatom von der Oxidationsstufe +1 in die Oxidationsstufe 0: 2 Na 2 Na e (Oxidation) 2 H 2 O + 2 e 2 OH + H 2 (Reduktion) 2 Na + 2 H 2 O 2 Na OH + H 2 Säure Base Reaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen Wasserstoff Kationen H+ (d. h. meist nur Protonen) zwischen Molekülen oder Molekül Ionen ausgetauscht werden. Weil bei diesem Reaktionstyp ein Teilchen ein Proton ablöst, das von einem anderen Teilchen aufgenommen wird, nennt man diese Reaktion auch Protolyse. Nach Brønsted wird das Teilchen, das das Proton abgibt, als Brønsted Säure oder Protonendonator bezeichnet. Das Teilchen, welches das Proton empfängt, heißt Brønsted Base oder Protonenakzeptor. Stellt man eine Brønsted Säure durch das Symbol HA dar und 1 protokolle.de/lexikon/anorganische_chemie.html, Wikipedia (Zugriff: ) 5

6 eine Brønsted Base durch B, so lässt sich eine Säure Base Reaktion nach Brønsted wie folgt formulieren: HA + B A + HB + zum Beispiel: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Fällungsreaktionen nennt man chemische Reaktionen, bei denen die Edukte (= die Ausgangstoffe) im Lösungsmittel gelöst vorliegen und mindestens ein Produkt in diesem Lösungsmittel un oder schwerlöslich ist. Das schwerlösliche Produkt fällt aus, die Ausfällung wird allgemein Niederschlag genannt. In Reaktionsgleichungen wird das Ausfallen eines Stoffes mit einem oder einem (s) für solid hinter der Summenformel des Stoffs gekennzeichnet. Beispiel: Die Fällung von Bariumsulfat aus einer Bariumchloridlösung. SO BaCl 2 Ba SO Cl Eine Komplexbildungsreaktion ist eine chemische Reaktion (Stoffumwandlung), bei der ein Metall Kation mit Molekülen oder Ionen reagiert, die als Lewis Basen ihre freien Elektronenpaare zur Bildung einer koordinativen Bindung mit dem Kation zur Verfügung stellen (vgl. Ligand, Komplexchemie). Komplexbildungsreaktionen sind oft durch Farbumschläge gekennzeichnet. In der Summenformel sowie im Reaktionsschema wird der Komplex durch eckige Klammern angedeutet, in denen vorne das Zentralatom wie z.b. ein Kupferkation und in runden Innenklammen die Liganden stehen. Beispiel: Wasserfreies, weißes Kupfersulfat färbt sich bei Zugabe von Wasser hellblau eine Nachweisreaktion für Wasser. Es entsteht ein Aqua Komplex des Kupfers, bei dem sechs Wassermoleküle als Liganden des Zentralions auftreten. CuSO H 2 O [Ca(H 2 O) 6 ] 2+ + SO Säuren und Basen Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren) Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren) Säure/Base Reaktionen sind Protonenübertragungs Reaktionen (=Protolyse Reaktion), da bei chemischen Reaktionen keine freien Protonen auftreten, es muss also immer ein Stoff(Base) da sein, der das von der Säure abgegebene Proton aufnimmt. Protolysereaktionen sind reversibel. Folglich stellen sich Gleichgewichte ein: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Wobei das Chloridion die konjugierte Base, und das Hydroniumion die konjugierte Säure darstellt. HCl / Cl und H 2 O / H 3 O + ist also ein Säure/Base Paar. Säuren, die bei der Dissoziation in Wasser mehr als ein Proton abgeben können, heißen entsprechend der zur Abgabe zur Verfügung stehenden Protonen zweiprotonig, dreiprotonig, usw.. Bei solchen mehrprotonigen Säuren existieren mehrere Dissoziationsstufen, die nacheinander formuliert werden. 6

7 Einige wichtige Säuren und ihre Anionen: Chlorwasserstoff HCl Cl Chlorid Salpetersäure HNO 3 NO 3 Nitrat Essigsäure C 2 H 4 O 2 CH 3 COO Acetat Blausäure HCN CN Cyanid Schwefelsäure H 2 SO 4 HSO 4 2 SO 4 Hydrogensulfat Sulfat Schwefelwasserstoff H 2 S HS S 2 Hydrogensulfid Sulfid Kohlensäure H 2 CO 3 HCO 3 2 CO 3 Hydrogencarbonat Carbonat Oxalsäure C 2 H 2 O 4 COO COO Oxalat Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 PO 2 HPO 4 3 PO 4 Dihydrogenphosphat Hydrogenphosphat Phosphat Ein Spezialfall ist Wasser, das einerseits als Base, andererseits als Säure reagieren kann. Man nennt solche Stoffe amphoter, sie sind Ampholyte. Ob Wasser nun als Säure oder als Base reagiert hängt vom Reaktionspartner ab, bzw. von dessen Säuren oder Basenstärke. ph Wert Der ph Wert ist ein Maß für den Gehalt einer Lösung an Wasserstoff Ionen oder Hydroxid Ionen. In neutralen Lösungen sind die Konzentrationen [H 3 O + ] und [OH ] gleich groß. In sauren Lösungen überwiegt die H 3 O + Konzentration; in basischen die von OH. Das Produkt der Konzentrationen ist jedoch konstant. Kennt man daher eine Konzentration, so ergibt sich die andere aus der obigen Beziehung. Zur Charakterisierung von verdünnten wässrigen Lösungen hat man die H 3 O + Konzentration gewählt und verwendet als Maßzahl dafür den negativen Exponenten ihrer Zehnerpotenz. Diese Zahl wird als ph Wert bezeichnet: ph lg H O Säurestärke Die Stärke einer Säure lässt sich durch ihre Neigung zur Protonenabgabe kennzeichnen. Das Gleichgewicht wird bei einer starken Säure weiter rechts liegen als bei einer schwachen Säure. Durch Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf das Gleichgewicht und Einbeziehung der konstanten H 2 O Konzentration in die Konstante erhält man die Säurekonstante: H O A HA Analog zum ph Wert wird der Säureexponent pk s definiert: pk S log K S Bei mehrprotonigen Säuren (z.b. Phosphorsäure H 3 PO 4 ) muss für jede Dissoziationsstufe der pks Wert angegeben werden, wobei man bemerken kann, dass sich das erste Proton immer leichter löst als das zweite, und das wiederum leichter als das dritte (pk s1 < pk s2 < pk s3 ). 7

8 Starke Säuren reagieren mit Wasser praktisch vollständig zu H und der konjugierten Base. H30 + ist die eigentliche Säure in wässriger Lösung, was den Schluss zulässt, dass es keine stärkere Säure als das Hydroniumion in Wasser gibt. Analog ist OH die stärkste Base in Wasser. Die Säure mit dem kleineren pks Wert (=stärkere Säure) gibt immer Protonen an die konjugierte Base des Säure /Basenpaares mit dem größeren pks Wert ab (=schwächere Säure). Deshalb gilt folgende Regel: Die stärkere Säure verdrängt die schwächere aus ihrem Salz. Der Protonenfluss geht immer von der stärkeren Säure zum Anion der schwächeren Säure. 8

9 3.2 Das Ziel der qualitativen Analyse ist es, die Zusammensetzung einer Probe qualitativ zu bestimmen. In der analytischen Praxis erfolgt heute die qualitative Analyse vornehmlich mit physikalischen Methoden (z. B. der Atomabsorptionsspektroskopie, Röntgenfluoreszenzspektroskopie). Die Vorteile der physikalischen Methoden liegen in der Automatisierbarkeit und in der hohen Nachweisempfindlichkeit. Die klassische qualitative Analyse beruht auf Reaktionen in Lösung, mit deren Hilfe Kationen nasschemisch zunächst voneinander getrennt und dann sowohl Kationen als auch Anionen durch Umsetzung mit bestimmten Reagenzien spezifisch nachgewiesen werden. Mit der Durchführung der nasschemischen qualitativen Analyse im anorganisch chemischen Grundpraktikum sollen wichtige Eigenschaften und Reaktionen der Elemente und Ionen vermittelt werden Vorproben Die qualitative Analyse beginnt mit den Vorproben, die schon erste Hinweise auf die Zusammensetzung der Ursubstanz geben. Vorproben sind beispielsweise: die Flammenfärbung, die Phosphorsalzoder Boraxperle, die Oxidationsschmelze, die MARSHsche Probe sowie das Verhalten der Ursubstanz gegenüber konzentrierten und verdünnten Säuren oder Laugen ("Löseversuche"). Die genannten Proben werden mit der homogenisierten Ursubstanz durchgeführt Nachweis von Anionen Es ist zweckmäßig, nach den Vorproben die Anionen nachzuweisen, da sich aus dem Vorhandensein bestimmter Anionen Rückschlüsse auf bestimmte schwerlösliche Verbindungen ziehen lassen. Im Gegensatz zu den Kationen existiert bei den Anionen kein bestimmter Trennungsgang, d. h. die Anionen werden "direkt" durch spezifische Reaktionen nachgewiesen. Da diese Reaktionen in der Regel auf Umsetzungen mit Metallkationen unter Bildung schwerlöslicher Verbindungen beruhen, werden die Anionen Nachweise durch viele Metallkationen gestört. Zur Abtrennung der störenden Metallkationen wird mit einer Probe der Ursubstanz der sog. "Sodaauszug" durchgeführt. Der Sodaauszug bewirkt zum einen die Fällung der Metallkationen als schwerlösliche Hydroxide und/oder Carbonate und zum anderen einen teilweisen Aufschluss schwerlöslicher Verbindungen, wodurch der Nachweis des entsprechenden Anions erst möglich wird. Obwohl die meisten Anionen im Sodaauszug nachgewiesen werden, gibt es auch Anionennachweise direkt aus der Ursubstanz (z.b. Carbonat) Trennung und Nachweis von Kationen Im Gegensatz zu den Anionen existieren bei den Kationen sogenannte "Trennungsgänge". Unter einem Trennungsgang versteht man eine Folge von Fällungen und Filtrationen, durch die eine Trennung der Kationen voneinander erreicht wird. Nach analytischen Gesichtspunkten werden dabei die verschiedenen Kationen bestimmten Gruppen zugeordnet. Der Name einer jeden Gruppe entspricht dem Namen der Substanz, die als Fällungsreagenz für diese Gruppe verwendet wird. Danach unterscheidet man zwischen der "Salzsäure Gruppe", der "Schwefelwasserstoff Gruppe", der "Ammoniumpolysulfid Gruppe", der "Ammoniumcarbonat Gruppe" und der Löslichen Gruppe. Die in der "Löslichen Gruppe" zusammengefassten Kationen lassen sich wie der Name schon sagt durch keines der genannten Fällungsreagenzien ausfällen. Innerhalb der genannten Gruppen erfol 9

10 gen weitere Fällungen oder Komplexierungen, so dass am Ende eines Trennungsganges nur noch Lösungen vorliegen, die ein bis maximal zwei Kationen enthalten. In diesen Lösungen werden dann die einzelnen Kationen durch spezifische Reaktionen nachgewiesen. Sofern möglich, sollte man ein Ion nicht nur durch eine einzige Umsetzung nachweisen, sondern möglichst viele verschiedenartige Identifizierungsreaktionen anwenden. Einige Kationen können mittels Spektralanalyse nachgewiesen werden. Im Praktikum wird das Vorgehen anhand des Trennungsganges nicht weiter berücksichtigt. Die Übungssubstanzen und die unbekannten Substanzgemische enthalten Verbindungen, die die diesbezüglichen Nachweisreaktionen ohne weitere Trennung ermöglichen. Lösen der Analysensubstanz Vor der Kationentrennung muss die Analysensubstanz gelöst werden. Generell wird zur Analyse möglichst wenig Substanz und wenig Lösemittel eingesetzt. Dadurch werden Wartezeiten beim Filtrieren, Ausfällen, Abrauchen und Eindampfen verkürzt. Außerdem vermeidet man nach Möglichkeit den Einsatz konzentrierter Säuren beim Lösen, weil man sonst im weiteren Analysenverlauf auf große Volumina verdünnen müsste, um zu weniger sauren Lösungen zu gelangen. Welches ist nun das richtige Lösemittel? Das kann nur durch Löseversuche ausfindig gemacht werden. In Wasser wird sich die Analysenprobe in den seltensten Fällen völlig lösen. Außerdem können durch Hydrolyse Reaktionen milchige Trübungen von ausgefällten Hydroxiden entstehen. Laugen kommen nicht in Betracht, da sie schwerlösliche Hydroxide bilden können. Außerdem würden Laugen selbst Kationen mit in den Trennungsgang bringen (z.b. Natrium Ionen im Fall von Natronlauge). Schwefelsäure ist ebenfalls nicht geeignet, da sie mit Blei Ionen und Erdalkalimetallen zu schwerlöslichen Sulfaten reagiert. Salzsäure ist für viele Substanzen ein gutes Lösemittel und sollte immer dann angewendet werden, wenn die Analysenprobe keine Silbersalze enthält (warum?). Wird bei dem Löseversuch mit Salzsäure in der Siedehitze keine klare Lösung erzielt, werden einige Tropfen Hydrogenperoxid Lösung dazugegeben und erneut gekocht. Analysesubstanzen enthalten manchmal schwerlösliche Verbindungen, die mit Lösemitteln nicht in Lösung gebracht werden. Diese müssen für die Analyse durch weitere Verfahren aufgeschlossen werden. Die im Praktikum nachzuweisenden Ionen liegen derartig vor, dass sie in Wasser oder in 2 M HCl löslich sind. 10

11 3.2.4 Ablauf von Nachweisreaktionen Das folgende Schema gibt den systematischen Ablauf von Nachweisreaktionen wieder. Ist der Befund einer spezifischen Nachweisreaktion eindeutig positiv bzw. negativ, ist damit der Nachweis des diesbezüglichen Stoffes erbracht. Ist der Befund nur schwach ausgeprägt bzw. bestehen Zweifel an seiner Richtigkeit, muss die Nachweisreaktion mit Blind und Gegenprobe durchgeführt werden. Analysensubstanz: Stoff unbekannter Zusammensetzung Stoff X: Substanz, die in der Analysenprobe nachgewiesen werden soll Reagenzien: Stoffe, die mit Stoff X zusammen eine auffällige Reaktion zeigen möglichst spezifische Reagenzien, die mit keinem Stoff außer X die gleiche Reaktion zeigen Blindprobe: Probe, die Stoff X wissentlich nicht enthält Gegenprobe: Probe, die Stoff X wissentlich enthält (Testsubstanz) Probe: Qualitative Analyse hinsichtlich Stoff X in der Analysensubstanz Nachweisreaktion für Stoff X mitanalysensubstanz + Reagenzien Reaktion eindeutig positiv Reaktion schwach positiv Reaktion eindeutig negativ X ist vorhanden X ist nicht vorhanden Blindprobe: Zweifel an positivem Befund Nachweisreaktion für Stoff X mit Gegenprobe: Zweifel an negativem Befund Nachweisreaktion für Stoff X mit Reaktion eindeutig negativ Reaktion eindeutig positiv Die Reagenzien allein geben nicht die Nachweisreaktion Stoff X ist in der Analysensubstanz vorhanden. Reagenzien und Arbeitsweise in Ordnung Stoff X ist in der Analysensubstanz nicht vorhanden, sonst hätte Reaktion erfolgen müssen. Reaktion eindeutig/schwach positiv Reaktion eindeutig/schwach negativ Schon die Reagenzien allein geben die Nachweisreaktion. Sie sind wahrscheinlich verunreinigt mit Stoff X. Die Reagenzien geben auch mit X nicht die Nachweisreaktion. Es liegt ein Arbeitsfehler vor oder Keine Aussage über das Vorhandensein von Stoff X in der Analysensubstanz möglich. Die ersten Folgerungen waren falsch! 11

12 3.3. Einige Laborgerätschaften Die Reagenzglaszange verwendet man zum Anfassen heißer Reagenzgläser. Die Tiegelzange ist ein Werkzeug, das zum Fassen von Schmelztiegeln und ähnlich geformten Gegenständen benutzt wird. Die greifenden Teile an den Vorderenden sind halbkreisförmig geformt und gegeneinander gerichtet, so dass sie beim Schließen der Zange einen Kreis bilden. Mit der Bauchzange kann man Tiegel sicher umfassen und halten. Der Spatel ist ein Laborgerät zum Abkratzen, Zerkleinern und Transportieren von Chemikalien. Spatel bestehen aus verschiedenen Materialien (Eisen, Titan, Platin, Halbedelstein, Nickel, Keramik) und können verschiedene Formen haben (z. B. Flachspatel, Drigalskispatel oder Löffelspatel). Mörser sind starkwandige becherartige Gefäße z.b. aus Porzellan. Sie dienen nur in Verbindung mit einem Stößel dem Zerkleinern von Pflanzenteilen und pulveriger Substanzen. Die Innenseite des Mörsers ist im Gegensatz zu denen von Reibschalen immer glatt. Der Pistill ist ein Werkzeug, mit dem Reibegut in einer Reibschale zerkleinert wird. Bei dem Pistill zur Nutzung in einer Reibschale ist die Arbeitsfläche (das kugelförmige Ende) angeraut, um die Reibung zu vergrößern. Porzellanschale Porzellantiegel Ein Reagenzglas ist ein kleines, einseitig geöffnetes, fingerförmiges Behältnis aus Glas. Reagenzgläser werden in Laboratorien für chemische Reaktionen, Untersuchungen, zur Aufbewahrung von kleinen Flüssigkeitsmengen und vielem Weiteren verwendet. 12

13 Ein Becherglas ist ein zylindrischer Becher, der oben einen abgebogenen Rand und eine Ausguss Möglichkeit hat. Am Rand ist ein grober Maßstab aufgedruckt. Das Becherglas wird für vielfältige Aufgaben verwendet, bei denen ein einfaches Glasgefäß benötigt wird, beispielsweise zum Erhitzen oder zum Zusammengießen verschiedener Flüssigkeiten. Der Erlenmeyerkolben ist ein Glasgefäß mit einem nach oben hin enger werdenden Hals. Durch den verjüngenden Hals ist die Gefahr, dass bei Zugabe von Substanzen, beim Schwenken, Rühren oder Sieden Flüssigkeiten aus dem Kolben unkontrolliert entweichen, deutlich kleiner als bei Bechergläsern. Ein Messzylinder ist ein senkrechter, hohler Zylinder mit einem Standfuß, der mit einer Skala (Mensur) versehen ist, um Volumina abzumessen. Abmessen von Wasser: Durch hydrophile Wechselwirkung mit den Hydroxylgruppen des Glases klettert der Rand etwas an der Wand hoch, es ergibt sich eine nach unten gewölbte Oberfläche (Meniskus). Hier wird das Volumen abgelesen. Eine wesentlich genauere Ablesung als mit dem Messzylinder ist mit den Messpipetten möglich. Die üblichen Größen von 1ml bis 25ml ermöglichen eine Ablese Genauigkeit von bis zu 0,01ml. Bei den Vollpipetten kann immer nur eine bestimmte Flüssigkeitsmenge dosiert werden, dann allerdings mit sehr hoher Genauigkeit. Mess Vollpipette Messkolben werden benötigt, um genaue Konzentrationen von Messlösungen herzustellen. Sie haben keine Skalierung, sondern besitzen nur einen einzigen Eichstrich. Sie sind somit neben Pipetten für die Analyse die genausten Messgeräte im Labor. Messkolben sind auf Einlauf (oder Einguss), Pipetten auf Auslauf (oder Ausguss) kalibriert. Das Erhitzen von Messkolben kann zu Verlust an Messgenauigkeit führen. 13

14 Ein typischer Peleusball verfügt über drei Ventile für folgende Funktionen: Ventil A (Ansaugen/Ausdrücken) oben: Luft ausdrücken zum Ansaugen Ventil S (von Saugen) unten: flüssiges Medium in Pipette ansaugen Ventil E (von Entleeren) seitlich: Pipetteninhalt kontrolliert abgeben Zunächst wird der Peleusball auf die Pipette aufgesetzt. Dann öffnet man das Ventil A durch leichtes Zusammendrücken und drückt die Luft aus dem Gummiball. Jetzt steht ein Unterdruck zur Verfügung, mit dem Flüssigkeit angesaugt werden kann. Das Ansaugen erfolgt durch kontrolliertes Zusammendrücken des Ventils S, das Ablassen von Flüssigkeit durch Betätigen von E. Sollte man mit einer großen Pipette arbeiten, kann es notwendig sein, nochmals den Gummiball über das Ventil A zu entleeren. 14

15 e Umgang mit dem Laborbrenner/ Bunsenbrenner Gerätebeschreibung Der Bunsenbrenner besteht im Wesentlichen aus: einem Mischrohr einer Düse einer Scheibe zum Regeln der Luftzufuhr einer Schraube zum Regeln der Gaszufuhr. Bei Bunsenbrennern wird die Luftzufuhr durch Löcher am unteren Ende des Mischrohres geregelt. Die meisten Brenner haben einen Hahn, mit dem die Gaszufuhr gesteuert werden kann. Weiterhin gibt es Bunsenbrenner mit Sparflamme, die als Zündflamme oder zum Erhitzen oder Schmelzen kleinster Substanzmengen dient. Sie lässt sich durch eine Regulierschraube einstellen. Ist die Luftzutrittsöff nung geschlossen, so brennt eine flackernde, gelb leuchtende Flamme. Bei geöffnetem Luftzutritt mischt sich im Brennerrohr das Gas mit der eingesaugten Luft; die Flamme brennt fast farblos und rauscht. Das Rauschen ist auf kleine Explosionen des Gas Sauersto offgemischess zurückzuführen, die sich in schneller Folge vollziehen. Im Innerenn erkennt man einen grünblauen Kern, in dem keine Ver Diese brennung stattfindet. Unmittelbar über diesem Kern liegt ein Überschuss an Brenngas vor. Zone bezeichnet man als Reduktionszone, wogegen am äußeren Saum der Flamme ein Sauerstoff überschuss vorhanden ist. Diese Zone wird deshalb Oxidationszone genannt. Handlungsanweisungen Anzünden Vor dem Anzünden muss als erstes der Luftzutritt geschlossen werden. Dann wird die Gaszufuhr ge öffnet und die Flamme entzündet. Anschließend kann der Luftzutritt nach Bedarf geöffnet werden. Löschen Zuerst den Luftzutritt schließen, dann den Gashahn am Brenner abdrehen. Eine eventuelle Spar flamme brennt weiter. Anschließend wird der Gashahn an der Gasversorgung geschlossen. Wichtig!! Bei offener Luft darf das Gas nicht abgedreht werden. Zur Sicherheit Temperatur nur durch Luftzufuhr regeln. Bei zu geringer Gaszufuhr schlägt die Flamme ins Innere des Brenners und brennt unmittelbar an der Düse. Bei Flammenrückschlag (fauchendes Gas, grüne Flamme) muss der Brenner sofort gelöscht werden. Hierzu die Gasversorgung schließen. 15

16 4 Praxis 4.1 Qualitative Analysen von Kationen Nachweis von Cu 2+ Übung 1. Lösen Sie eine Spatelspitze Kupfer(II) sulfat (einige Körnchen) im Reagenzglas in ca. 3 ml demineralisiertem Wasser (vollentsalztes Wasser) auf. 2. In einem anderen Reagenzglas bereiten Sie sich eine Lösung (Lsg.) von stark verdünntem Ammoniakwasser. Hierzu verdünnen Sie das Ammoniakwasser c (NH 3 ) = 2 mol/l im Verhältnis etwa 1:4. (>>> Bewahren Sie diese Lösung für den Nachweis von Ni 2+ auf!) 3. Nun geben Sie einige Tropfen Ihrer Ammoniaklsg. zu der Kupfersulfatlsg. (Schütteln nach jeder Zugabe). Es kommt jetzt zu einer Ausfällung eines schwach hellblau gefärbten Niederschlags. 4. Geben Sie nun zu Ihrer Fällung einige Tropfen Ammoniaklsg. mit c (NH 3 ) = 2 mol/l, der Niederschlag beginnt sich aufzulösen. Im Überschuss von Ammoniak bildet sich der tiefblaue Tetramminkupfer(II) komplex mit der Koordinationszahl 4 (klare Lösung). Reaktionen Schritt 1: CuSO H 2 O [Cu(H 2 O) 4 ] SO 4 Anlagerungskomplex (Aquakomplex) Schritt 2: Schritt 3: NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) Ammoniakwasser ist schwach basisch (Gleichgewicht weit links) Cu 2+ (aq) + 2 OH (aq) Cu(OH) 2 (s) Schritt 4: Cu(OH) 2 (s) + 4 NH 3 (aq) [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ (aq) + 2OH Hinweise Cu(OH) 2 ist amphoter, es löst sich in Säuren und Laugen: Alkalische Lösung: Cu(OH) 2 (s) + 4 OH [Cu(OH) 4 ] 2 Saure Lösung: Cu(OH) 2 (s) + 2 H + Cu H 2 O Beobachtungen/Notizen 16

17 4.1.2 Nachweis von Ni 2+ Übung 1 1. Lösen Sie eine Spatelspitze Nickel(II) sulfat (einige Körnchen) im Reagenzglas in ca. 3 ml dem. Wasser auf. 2. In einem anderen Reagenzglas bereiten Sie sich eine Lösung (Lsg.) von stark verdünntem Ammoniakwasser. Hierzu verdünnen Sie das Ammoniakwasser c (NH 3 ) = 2 mol/l im Verhältnis etwa 1:4. 3. Nun geben Sie einige Tropfen Ihrer Ammoniaklsg. zu der Nickelsulfatlsg. (Schütteln nach jeder Zugabe). Es kommt jetzt zu einer Ausfällung eines schwach hellgrün gefärbten Niederschlags. 4. Geben Sie nun zu Ihrer Fällung einige Tropfen Ammoniaklsg. mit c (NH 3 ) = 2 mol/l, der Niederschlag beginnt sich aufzulösen. Im Überschuss von Ammoniak bildet sich eine hellblaue Lösung. Übung 2: Abgrenzung von Cu 2+ Da Kupfer in kleinen Mengen auch eine hellblau gefärbte Lsg. ergibt, muss zur Unterscheidung der Elemente ein Spezialreagenz eingesetzt werden. 1. Verdünnen Sie die tiefblaue Tetramminkupfer(II) komplex Lösung soweit, bis diese etwa die gleiche Färbung aufweist, wie die im Überschuss mit Ammoniak versetzte Ni Lsg. 2. Nehmen Sie Ihre im Überschuss mit Ammoniak versetzte Ni Lsg. und geben Sie etwas Dimethylglyoxim (Trivialname: Diacetyldioxim) zu der Lsg. Es bildet sich ein hellroter Niederschlag (innerer Komplex). 3. Zum Vergleich versetzen Sie bitte Ihre verdünnte Kupferlsg. mit dem Dimethylglyoxim Die Lösung färbt sich grün/braun. Gefahrenhinweis Ni(II) hat die Einstufung K3 Erläuterungen Störend können sich bei diesen Reaktionen Ionen bemerkbar machen, die mit Ammoniak einen schwerlöslichen Hydroxid Niederschlag bilden, wie z.b. die von Fe, Mn und Co. Diese müssen nach dem Versetzen mit Ammoniaklösung c (NH 3 ) = 2 mol/l abfiltriert werden. Reaktionen Ü1 Schritt3 Ü1 Schritt4 Ni 2+ (aq) + 2 OH (aq) Ni(OH) 2 (s) Ni(OH) NH 3 (aq) [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ (aq) + 2 OH (aq) Ü2 Schritt 2 [Ni(NH 3 ) 6 ] ++ (aq) + 2 OH (aq) + 2 Dimeth.H(aq) [Ni(Dimeth.) 2 ] (s) + 6 NH 3 (aq) + 2 H 2 O 17

18 e Hinweisee In ammoniakalischenn Lösungen bilden sich folgende Färbungen/Niederschläge: Nickel: himbeerrot Kupfer: braunrot Eisen(III): rot Cobalt: braunrot Blei: weiß (voluminös, fein verteilt) Dimethylglyoxim Beobachtungen/Notizen 18

19 4.1.3 Nachweis von Fe 2+ u. Fe 3+ Übung 1 1. Lösen Sie eine Spatelspitze Eisen(II) sulfat (FeSO 4 7 H 2 O) in etwas H 2 O (etwa 3 ml). 2. Geben Sie nun NH 3 Lsg. (c = 2 mol l 1 ) hinzu. Es bildet sich ein hell bis dunkelgrüner, flockiger, voluminöser Niederschlag 2, der sich nicht im Überschuss von Ammoniaklsg. auflöst (keine Bildung von Aminkomplexen). Auch im Überschuss von NaOH ist der Niederschlag nicht löslich (nicht amphoter) Geben Sie nun die Hälfte der Suspension in eine Porzellanschale. Nach einiger Zeit verfärbt sich die Lösung vom Rand her bräunlich. Der Grund ist die Oxidation des Fe(OH) 2 durch den Luftsauerstoff zu Fe(OH) Die andere Hälfte im Reagenzglas versetzen Sie mit einigen Tropfen H 2 O 2 Lsg. (w = 3%). Oxidation zu Fe(OH) 3. Übung 2: Nachweis mit Ammoniumthiocyanat und Kaliumhexacyanoferrat(II) 1. Stellen Sie für die folgenden Reaktionen eine Eisen(III) sulfat Lsg. (Fe 2 (SO 4 ) 3 ) her. 2. Säuern Sie die Lösung mit verd. HCl an. 3. Geben Sie einige Tropfen H 2 O 2 Lsg. (w = 3%) dazu. 4. Teilen Sie die Lösung in 2 Teile 5. Geben Sie zum einen Teil Ihrer Lsg. einige Tropfen Ammoniumthiocyanat Lsg. Die Lösung färbt sich blutrot. Bildung von Fe(SCN) Versetzen Sie bitte einen weiteren Teil Ihrer sauren Lsg. mit Kaliumhexacyanoferrat(II) Lsg. K 4 [Fe(CN) 6 ]. Es bildet sich eine tiefblaue Lsg. ( Berliner Blau ). Reaktionen Ü1 Schritt 4 2 Fe(OH) 2 (s) + H 2 O 2 (aq) 2 Fe(OH) 3 (s) Ü2 Schritt 4 Fe 2+ Fe 3+ + e 2 Oxidation H 2 O H 3 O e 4 H 2 O Reduktion 2 Fe + 2 (aq) + 2 H 3 O + (aq) + H 2 O 2 (aq) 2 Fe 3 + (aq) + 4 H 2 O(I) Ü2 Schritt 5 Fe SCN Fe(SCN) 3 Ü2 Schritt 6 4 Fe Cl + 12 K + + 3[Fe(CN) 6 )] 4 Fe[Fe(CN) 6 ] K Cl +III +III Oxidationsstufen: Fe[Fe(CN) 6 ] 3 Oder Fe 2 [Fe(CN) 6 ] K Cl +II +II Oxidationsstufen: Fe[Fe(CN) 6 ] 3 2 Der Niederschlag wäre ohne Spuren von Fe 3+ rein weiß 3 Wie es etwa bei Al(OH) 3 oder Pb(OH) 2 der Fall ist (Siehe Kap. 2.5, 2.7) 4 Evtl. kann man die schwarze Zwischenstufe EisenII Eisen III Oxid Hydrat beobachten 19

20 Hinweise Der Nachweis ist sehr empfindlich Der Nachweis mit Ammoniumthiocyanat wird durch Co und Mn gestört: Deshalb ist der zusätzliche Nachweis mit Kaliumhexacyanoferrat durchzuführen. Berliner Blau Tetrathiocyanoferrat(III) Komplex Beobachtungen/Notizen 20

21 4.1.4 Nachweis von Al 3+ Übung 1. Lösen Sie eine Spatelspitze Kaliumaluminiumsulfat KAl(SO 4 ) 2 12 H 2 O in etwas dem. Wasser. 2. Versetzen Sie die Lsg. nun vorsichtig tropfenweise aus einer Pasteurpipette mit verd. NaOH 5. Es bildet sich ein weißer, schleimiger, voluminöser Niederschlag von Aluminiumhydroxid Geben Sie weiter NaOH zu. Der Niederschlag geht als Tetrahydroxoaluminat(III) komplex wieder in Lösung. 4. Geben Sie nun zu Ihrer klaren Lsg. (Filtrat) ca. 1 g NH 4 Cl (Ammoniumchlorid), das ist etwa ein Pulverlöffel voll. Dann erwärmen Sie die Lsg. Durch die Pufferung der Lsg. (schwach sauer) mit dem Ammoniumchlorid fällt das Aluminiumhydroxid wieder aus In das Reagenzglas geben Sie nun einige Tropfen Alizarin S Lsg. Der weiße Niederschlag färbt sich rot. 6. Filtrieren Sie die Suspension und waschen Sie den Rückstand mit dest. Wasser Deutliche waschbeständige Rotfärbung des Rückstandes Erläuterungen Schritt 3: Wenn andere Metallionen wie die von Cu, Ni, Fe, Mn in der Lösung vorhanden wären, würden deren Hydroxide im Überschuss von NaOH nicht in Lösung gehen. Um das Mn u. Fe vollständig aus der Lösung zu entfernen, ist es sinnvoll, die Lösung mit einigen Tropfen H 2 O 2 zu versetzen, dann zu erhitzen und filtrieren. Es kann so vom Al abgetrennt werden, weil Fe und Mn als Fe(OH) 3 bzw. MnO 2 (Braunstein) ausfallen. 8 Reaktionen Schritt 2 Schritt 3 Schritt 4 Al 3+ (aq) + 3 OH (aq) Al (OH) 3 (s) Al(OH) 3 (s) + OH (aq) [Al(OH) 4 ] (aq) [Al(OH) 4 ] (aq) + NH 4 + Al(OH) 3 (s) + NH 3 + H 2 O Beobachtungen/Notizen Alizarin S 5 Für eine möglichst geringe Zugabe von Lauge, die vorhandene NaOH (c = 2 mol l 1 ) evtl. vorher 1:4 verdünnen. 6 Wasserstoffbrückenbildung der Hydroxide. 7 Das ausgefallene Aluminiumhydroxid ist nicht immer deutlich voluminös. Zum Nachweis von Al 3+ wird trotzdem weiter gearbeitet. 8 Sorgen Sie dafür, dass die Lösung stark basisch ist (Test mittels ph Papier), bevor Sie abfiltrieren, damit möglichst das gesamte Al 3+ in Lösung geht. 21

22 4.1.5 Nachweis von NH 4 + Übung 1. Eine Spatelspitze Ammoniumchlorid wird in einen Porzellantiegel gegeben. 2. Nun versehen Sie ein Uhrglas mit zwei angefeuchteten Indikatorpapierstreifen, indem Sie einen Streifen je an die Ober und Unterseite heften. 3. Jetzt geben Sie etwas NaOH Lsg. in den Porzellantiegel und decken die Schale sofort mit dem Uhrglas ab. Das untere Indikatorpapier färbt sich blau durch das entstehende NH 3 Gas. Reaktionsgleichung Schritt 3 NH Cl + Na + + OH Na + + Cl + NH 3 + H 2 O Hinweise Ammoniumsalze werden durch Basen wie NaOH oder Ba(OH) 2 zersetzt, wobei Ammoniak ausgetrieben wird. Die stärkere Base (OH ) verdrängt die schwächere (NH 3 ) aus ihren Salzen. ( Verdrängungsreaktion) Beobachtungen/Notizen 22

23 4.1.6 Nachweis von Mn 2+ Übung Oxidationsschmelze 1. In einer Porzellanschale wird eine Mischung aus Na 2 CO 3 (Soda) und KNO 3 (Salpeter) im Verhältnis 1:1 angemischt und mit einem Mörser verrieben. 2. Diese Mischung wird auf das 1. Drittel einer Magnesiarinne gegeben. 3. Zu dieser Mischung geben Sie nun einige Körnchen Mangan sulfat MnSO Überschichten Sie die MnSO 4 Körnchen mit etwas von der Salzmischung. 5. Die Probe wird nun unter dem Abzug mit einem Bunsenbrenner erhitzt. Die Probe auf der Magnesiarinne beginnt nach einiger Zeit zu schäumen. 6. Es wird weiter erhitzt, bis die Probe nicht mehr schäumt. 7. Dann wird die Magnesiarinne aus der Bunsenbrennerflamme entfernt. Nach dem Erkalten wird eine intensive Grünfärbung (türkis) sichtbar, häufig als erstarrter Tropfen an der Unterseite der Rinne. Aus dem Mn 2+ Ion ist durch Oxidation das Manganat Anion MnO 4 2 mit sechswertigem Mangan entstanden. Praktischer Hinweis Magnesiarinnen nur mit der Tiegelzange greifen, niemals mit der hölzernen Reagenzglasklammer! Reaktionsgleichungen Schritt 4 Mn CO 3 MnO e + 4 CO 2 Oxidation NO e 2 + CO 2 NO 2 + CO 3 Reduktion Mn CO NO 3 MnO CO NO 2 Beobachtungen/Notizen 23

24 4.1.7 Nachweis von Co 2+ Übung Nachweis mittels Phosphorsalzperle 1. Eine Spatelspitze Natriumammoniumhydrogenphosphat NaNH 4 HPO 4 wird in einen Porzellantiegel gegeben. 2. Dann erhitzt man ein Magnesiastäbchen in der Bunsenbrennerflamme (Abzug!) bis zur Rotglut und taucht die glühende Spitze unter Drehen des Stäbchens in das Salz. 3. Das dabei am Stäbchen haftende Salz wird erneut vorsichtig in der Flamme geschmolzen. 4. Diesen Vorgang wiederholt man so oft, bis ein großer Tropfen der klaren Schmelze am Magnesiastäbchen hängt. 5. Mit dem noch heißen Tropfen werden von einem Spatel 1 2 Körnchen Kobaltchlorid aufgenommen und erneut in der Flamme ausreichend lange geschmolzen. Es entsteht eine tiefblaue Schmelze. Gefahrenhinweis Co(II) hat die Einstufung K2. Erläuterungen Durch Schmelzen von Natriumammoniumhydrogenphosphat an einem Magnesiastäbchen bilden sich durch Kondensation (Abspaltung von Wasser und Ammoniak) Meta bzw. Polyphosphate der allgemeinen Form (NaPO 3 ) x (x = 3, 4 und ): x Na(NH 4 )HPO 4 (NaPO 3 ) x + x NH 3 + x H 2 O Diese Meta bzw. Polyphosphate sind in der Lage, Schwermetalloxide oder sulfate zu lösen und in charakteristisch gefärbte Metaphosphate umzusetzen. Abbildung: Natriumtrimetaphosphat (NaPO 3 ) 3 Die Kobalt Schmelze ist chemisch verwandt mit Kobaltsilikat, dem Farbstoff des Kobaltglases und der blauen Keramik, den Delfter Kacheln. Reaktionsgleichungen Schritt 5: CoCl 2 + NaNH 4 HPO 4 NaCoPO 4 + NH HCl Beobachtungen/Notizen 24

25 4.1.8 Analyse einer Probe auf Cu 2+, Ni 2+, Fe 3+ und Al 3+ Lassen Sie sich von der/dem Assistentin/en eine Analysensubstanz aushändigen. Die ausgegebene Probe enthält 1, 2, 3 oder 4 der genannten Kationen. Sie sollen diese Substanz auf die o.g. Ionen prüfen. Vorgehensweise: Suspendieren Sie die Substanz in ca. 5 ml 2M HCl und etwas H 2 O 2 Erhitzen Sie die Suspension Filtrieren Sie die Suspension Prüfen Sie das Filtrat, wie vorher geübt, auf Cu 2+, Ni 2+, Fe 3+ u. Al 3+ Beobachtungen/Notizen 25

26 4.2 Qualitative Analysen von Anionen Nachweis von CO 3 2 Übung 1. Geben Sie etwas Natriumcarbonat in ein Reagenzglas und übergießen das Pulver mit ca. 1ml HCl (c = 2 mol/l). Die Lösung schäumt auf. 2. Nehmen Sie einen Glasstab, den Sie vorher in eine Bariumhydroxid Lsg. getaucht haben, so dass er mit der Flüssigkeit benetzt ist. Führen Sie den Glasstab bis kurz über den Flüssigkeitsspiegel in das Reagenzglas ein (die Flüssigkeit darf jedoch nicht berührt werden!). Der Tropfen trübt sich nun durch die Bildung von BaCO 3. Variante Leiten Sie das entstehende Gas durch ein Rohr in eine Ba(OH) 2 Lösung. Reaktionen 2 CO HCl CO 2 + H 2 O + 2Cl CO 2 + Ba(OH) 2 BaCO 3 + H 2 O Beobachtungen/Notizen 26

27 4.2.2 Sodaauszug Übung 1. Geben Sie in einen Erlenmeyerkolben (100 ml) eine Spatelspitze Eisen(II) sulfat (bzw. später Ihre Probe). 2. Fügen Sie bitte die 3 fache Menge Natriumcarbonat, ca. 20 ml dem. Wasser und 2 3 Siedesteine hinzu. 3. Lassen diese Mischung ca. 10 Min. leicht kochen (Kolben von Zeit zu Zeit schwenken). Bei starkem Kochen muss der Wasserverlust durch Zugabe von dem. Wasser ausgeglichen werden. 4. Nach dem Kochen des Sodaauszuges filtrieren Sie die Lösung. 5. In dem Filtrat können nun die Anionen nach Ansäuern mit der entsprechenden Säure nachgewiesen werden. Vorsicht, schäumt beim Ansäuern stark auf! ph Wert unbedingt überprüfen! Erläuterungen Der Sodaauszug wird durchgeführt, wenn die zu untersuchende Substanz außer Alkali und Ammoniumionen noch andere Kationen enthält, die den Nachweis der Anionen stören können. Die störenden Kationen werden als Hydroxide oder Carbonate ausgefällt. Gleichzeitig werden schwerlösliche Salze wie PbSO 4 oder AgCl teilweise gelöst, da die im Gleichgewicht entstehenden Carbonate auch schwerlöslich sind und können so ggf. nachgewiesen werden. Im Rahmen dieser Übung wird der Sodaauszug als Vorbereitung für den Nachweis von Sulfat durchgeführt (siehe nächste Übung). Die dann folgenden Übungen zu Anionennachweisen erfolgen mit Salzen, die keine störenden Kationen enthalten, so dass kein Sodaauszug nötig ist. Die zum Abschluss durchgeführten Anionennachweise in einem unbekannten Substanzgemisch werden dagegen (mit Ausnahme des Carbonat Nachweises) im Sodaauszug durchgeführt. Reaktionen Bildung von Carbonaten Na 2 CO 3 + PbSO 4 PbCO 3 + Na 2 SO 4 Na 2 CO AgCl Ag 2 CO NaCl Na 2 CO 3 + CaBr 2 CaCO NaBr Bildung von Hydroxiden Na 2 CO H 2 O 2 NaOH + H 2 CO 3 (Hydrolyse von Natriumcarbonat vereinfacht) Fe(NO 3 ) NaOH Fe(OH) NaNO 3 Al 2 (SO 4 ) NaOH 2 Al(OH) Na 2 SO 4 Es können auch Mischformen, basische Carbonate, ausfallen. 27

28 4.2.3 Nachweis von SO 4 2 Übung 1. Nehmen Sie einen Teil Ihres Sodaauszuges ca. 2ml und säuern mit verd. HCl an. 2. Zu der angesäuerten Lsg. geben Sie einige Tropfen Bariumchlorid Lsg. BaCl 2. Es entsteht ein feinkörnig weißer Niederschlag. Erläuterungen Bariumsulfat ist unlöslich in verdünnten Mineralsäuren und in konz. Salzsäure. Dagegen löst es sich in heißer, konzentrierter Schwefelsäure unter Bildung einer Komplexverbindung; aus dieser Lösung fällt es durch Wasserzusatz wieder aus. Hierdurch ist die Unterscheidung von anderen Niederschlägen möglich. Beobachtungen/Notizen 28

29 4.2.4 Nachweis von Cl Übung 1. Geben Sie einige Körnchen NaCl in ein Reagenzglas und lösen es in etwas dem. Wasser auf. 2. Säuern Sie diese Lsg. mit einigen Tropfen Salpetersäure an. 3. Zu der Lsg. geben Sie nun tropfenweise AgNO 3 : Es entsteht ein weißer, flockiger, "käsiger" Niederschlag. 4. Geben Sie die Hälfte der Lösung in ein weiteres Reagenzglas: Der Niederschlag wird durch Lichteinwirkung nach einigen Minuten grau. 5. Die andere Hälfte der Lsg. wird mit verdünnter Ammoniak Lsg. (2 mol/l). basisch gemacht: Der Niederschlag löst sich auf. 6. Geben Sie Salpetersäure hinzu: Durch Ansäuern erscheint der Niederschlag wieder. Sicherheitshinweis Ammoniakalische Silberabfälle stets ansäuern, sonst kann sich explosives Knallsilber (Ag 3 N) bilden! Reaktionen Schritt 3: Cl + Ag + AgCl bzw. NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 Schritt 5: NH + 4 NH 3 + H + AgCl (s) + 2 NH 3 (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) + Cl (aq) Störungen Br, I Fällungen von hellgelbem AgBr bzw. gelbem AgI, Unterscheidung ist anhand der Löslichkeiten in NH 3 möglich: AgCl löst sich gut, AgBr wenig und AgI nahezu nicht. Färbung im Sonnenlicht Cl + h ν ½ Cl 2 + e Ag + + e Ag h ν + AgCl Ag + ½ Cl 2 Beobachtungen/Notizen 29

30 4.2.5 Nachweis von Br und I mittels Fällung Übung 1 Nachweis von Bromid 1. Geben Sie einige Körnchen KBr in ein Reagenzglas und lösen es in etwas dem. Wasser auf. 2. Säuern Sie diese Lsg. mit einigen Tropfen Salpetersäure an. 3. Zu der Lsg. geben Sie nun tropfenweise AgNO 3 : Es entsteht ein schwach gelblich gefärbter Niederschlag von AgBr. 4. Geben Sie verdünnte NH 3 Lsg. zur Suspension Der Niederschlag löst sich nicht 5. Versetzen Sie die Suspension mit konz. NH 3 Lsg. Der Niederschlag löst sich auf Übung 2 Nachweis von Iodid 1. Geben Sie einige Körnchen KI in ein Reagenzglas und lösen es in etwas dem. Wasser auf. 2. Säuern Sie diese Lsg. mit einigen Tropfen Salpetersäure an. 3. Zu der Lsg. geben Sie nun tropfenweise AgNO 3. Es entsteht ein deutlich gelb gefärbter Niederschlag von AgI. 4. Geben Sie zunächst verdünnte Ammoniaklösung dazu: Der Niederschlag löst sich nicht wieder 5. Versetzen Sie die Suspension mit konz. NH 3 Lsg. Der Niederschlag löst sich nicht auf 6. Geben Sie etwas Natriumthiosulfat hinzu: Der Niederschlag löst sich. Erläuterungen Zu Übung 2 Schritt 6: Natriumthiosulfat (Na 2 S 2 O 3, das Fixiersalz des Fotografen) reagiert mit dem Silber aus dem schwerlöslichen Silberiodidniederschlag. Der Grund hierfür ist die besonders kleine Dissoziationskonstante des Thiosulfatosilber Komplexes [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3. Reaktionen Ü1 Schritt 3: Br + Ag + AgBr bzw. KBr + AgNO 3 AgBr + KNO 3 Ü1 Schritt 5: NH + 4 NH 3 + H + AgBr (s) + 2 NH 3 (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) + Br (aq) Ü2 Schritt 3: I + Ag + AgI bzw. KI + AgNO 3 AgI + KNO 3 Ü2 Schritt 6: 2 Na 2 S 2 O 3 + AgI [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3 + I + 4 Na + Beobachtungen/Notizen 30

31 4.2.6 Nachweis von Br neben I bzw. Cl neben I Übung 1: Cl neben I 1. Zu einer mit verd. HNO 3 angesäuerten Lösung die Cl und I Ionen enthält, wird tropfenweise AgNO 3 zugesetzt: Es entsteht ein gelber und dann ein weißer Niederschlag 2. Anschließend wird die Lösung mit Ammoniak Lsg. basisch gemacht (prüfen) und ca. 1min. geschüttelt. 3. Dann wird die Lösung filtriert. 4. Nun wird das Filtrat wieder mit verd. HNO 3 angesäuert: Es entsteht ein weißer Niederschlag Übung 2: Br neben I 1. Zu einer mit verd. HNO 3 angesäuerten Lösung die Br und I Ionen enthält, wird solange AgNO 3 zugesetzt bis sämtliches Br und I gefällt wurde: Es entsteht ein gelber und dann ein blassgelblicher Niederschlag 2. Anschließend wird die Lösung mit Ammoniak Lsg. basisch gemacht (prüfen) und ca. 1min. geschüttelt. 3. Dann wird die Lösung filtriert. 4. Nun wird das Filtrat wieder mit verd. HNO 3 angesäuert, Es entsteht ein blassgelblicher Niederschlag 5. Versetzen Sie die Suspension mit konz. NH 3 Lsg. Der Niederschlag löst sich auf Erläuterungen Ü1, Ü2 Schritt 1 Es werden infolge der unterschiedlichen Löslichkeiten nacheinander das schwerlösliche Iodid und das weniger schwer lösliche Chlorid bzw. Bromid gefällt. Ü1, Ü2 Schritt 2 Komplexextraktion: das Ag aus dem AgCl bzw. AgBr wird als [Ag(NH 3 ) 2 ] + Komplex gebunden, das Cl bzw. Br ist wieder in Lösung Ü1, Ü2 Schritt 3 Abtrennung von AgI Ü1, Ü2 Schritt 4 Nachweis von Chlorid bzw. Bromid an der Farbe des Niederschlages Löslichkeitsprodukte AgI 1, mol 2 L 2 AgBr 5, mol 2 L 2 AgCl 1, mol 2 L 2 Beobachtungen/Notizen 31

32 4.2.7 Nachweis von I mittels Oxidation Übung 2: Nachweis von Jodid 1. In ein trockenes Reagenzglas werden einige Körnchen KI gegeben 2. Unter dem Abzug werden diese mit konz. Schwefelsäure versetzt (ca. 2ml). 3. Dann wird die Lösung erhitzt. Es entsteht ein violettes Gas. Gefahrenhinweis Verwenden Sie unbedingt ein trockenes Reagenzglas, um exotherme Reaktionen nach Zugabe von Konz. Schwefelsäure zu vermeiden. Bei Anwesenheit von NO 3 kann ein braunes Gas entstehen (NO 2 ). Entsorgung Die Reagenzgläser verbleiben unter dem Abzug, und der Inhalt wird nach dem Erkalten mit viel Wasser verdünnt und entsorgt. Hierzu wird die Lösung in ein mit reichlich Wasser gefülltes Becherglas gegeben. Beobachtungen/Notizen 32

33 4.2.8 Nachweis von NO 3 Übung (Ringprobe) 1. Lösen Sie einige Körnchen NaNO 3 in dem. H 2 O bzw. nehmen Sie einen Teil Ihres Sodaauszuges und säuern mit verd. Schwefelsäure an. 2. Schütteln Sie die Lösung so lange, bis kein CO 2 (Blasen) mehr aufsteigt. Prüfen Sie den ph Wert mittels ph Papier. 3. In einem anderen Reagenzglas bereiten Sie sich eine gesättigte Eisen(II) sulfat Lsg. 4. Geben Sie nun beide Lösungen zusammen Geben Sie etwas konz. H 2 SO 4 in ein trockenes Reagenzglas. 6. Unterschichten Sie diese Probe mit konz. Schwefelsäure, indem Sie die Schwefelsäure langsam ohne Unterbrechung an der Wandung des Reagenzglases in die Lösung laufen lassen. Die Zugabe von 1 2ml reicht aus. Die Säure hat eine nahezu doppelt so hohe Dichte wie die nitrathaltige Lösung und läuft an den Boden des Reagenzglases. An der Berührungsfläche bildet sich ein violetter bis braunschwarzer Ring. Gefahrenhinweis Verwenden Sie unbedingt ein trockenes Reagenzglas, um exotherme Reaktionen nach Zugabe von Konz. Schwefelsäure zu vermeiden. Arbeiten Sie mit konzentrierter Säure nur unter dem Abzug. Entsorgung Die Reagenzgläser verbleiben unter dem Abzug, und der Inhalt wird mit viel Wasser verdünnt und entsorgt. Hierzu wird die Lösung und die restliche konz. Säure in ein mit reichlich Wasser gefülltes Becherglas gegeben. Die Reagenzgläser werden mit dem. Wasser unter dem Abzug nachgespült. Störungen des Nachweises Br bildet ebenfalls einen braunen Ring. Erläuterungen zum Nachweis Schritt 6: An der Berührungsfläche bildet sich je nach Nitratkonzentration ein violetter bis braunschwarzer Ring von [Fe(H 2 O) 5 NO]SO 4 Pentaquanitrosoeisen(II) sulfat. Hinweis Werden Nitrate mit konz. H 2 SO 4 erhitzt, bildet sich wasserfreie HNO 3, die sich unter Bildung von braunem NO 2 Gas zersetzt: 2 HNO 3 H 2 O + 2 NO 2 + ½ O 2 Beobachtungen/Notizen 9 Sie können anstelle der hochkonzentrierten Eisen(II)lösung auch direkt einige Spatelspitzen FeSO4 in die nitrathaltige Lösung geben. 33

34 4.2.9 Analyse einer Probe auf CO 3 2, SO 4 2,NO 3 2, Cl, Br, I, NH 4 + Lassen Sie sich von der/dem Assistentin/en eine Analysensubstanz aushändigen. Die ausgegebene Probe enthält 2 der genannten Kationen und evtl. NH 4 +. Sie sollen diese Substanz auf die o.g. Ionen prüfen. Einschränkungen: - Ist Bromid enthalten, fehlt Chlorid (und umgekehrt) - Ist Bromid enthalten, fehlt Nitrat (und umgekehrt) Beobachtungen/Notizen 34