Komplexverbindungen experimentell erkunden

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1 Komplexverbindungen experimentell erkunden Online-Ergänzung Experimente Zusammenhang zwishen Bau und Eigenshaften von Komplexverbindungen A 1: Forshen wie Alfred Werner - Ermittlung der molaren Leitfähigkeiten von Komplexverbindungen in Lösung Informationen: Flüssigkeiten können den elektrishen Strom leiten, wenn in ihnen gelöste elektrish geladene Teilhen (Ionen) vorhanden sind. Wird eine Spannung mit Hilfe von zwei Elektroden erzeugt, so bewegen sih die negativ geladenen Anionen zur positiv geladenen Elektrode (Anode) und die positiv geladenen Kationen zur negativ geladenen Elektrode (Kathode). Auf die Ionen muss also eine Kraft des elektrishen Feldes wirken. Diese hängt zum einen von der elektrishen Feldstärke E und zum anderen von der Ladung der Ionen z ab. (1) F = e z E Kraft mit der = = Elementarladung des Ions Ladung ein Ion beshleunigt wird Feldstärke Die Leitfähigkeit G einer Lösung wird durh den Kehrwert des elektrishen Widerstandes, den die Lösung für den Stromfluss darstellt, bestimmt. Je größer der Widerstand der Lösung ist, desto geringer ist also die Leitfähigkeit G der Lösung. (2) G = 1/ R [Ω -1 = S] Die spezifishe Leitfähigkeit κ wird als Kehrwert des spezifishen Widerstandes definiert. Sie berüksihtigt den Einfluss der Elektrodenoberflähe A und den Abstand der Elektroden voneinander. Die Widerstandskapazität C = l/a wird durh das Leitfähigkeitsmessgerät mit eingerehnet. () κ = G l/a [S m -1 ] Da die Leitfähigkeit einer Lösung von der Anzahl jeweils der Anionen und Kationen abhängt, bezieht man die Leitfähigkeit auf die Konzentration. Dies ist die molare Leitfähigkeit Λ m. 1 1 κ Ω m Λ m = in = Ω m mol mol m 1

2 In diesem Experiment sollen die molaren Leitfähigkeiten ähnlih zusammengesetzter Komplexe ermittelt werden, um Rükshlüsse auf die Gesamtzahl der Ionen pro Formeleinheit zu erhalten und somit eine Aussage zum Bau des Komplex-Ions zu gewinnen. Diese Rükshlüsse sind möglih, weil die molare Leitfähigkeit maßgeblih von der Anzahl der Ionen pro Formeleinheit beeinflusst wird. Da die molare Leitfähigkeit einer Lösung auh von anderen Faktoren wie der Größe der Ionen abhängt, müssen diese Einflüsse möglihst vermindert werden. Deshalb wurden Komplexe mit vergleihbarer molarer Masse gewählt. Die zu messenden Lösungen müssen stark verdünnt werden, da sih sonst die Ionen zu stark stören würden und somit eine geringere Leitfähigkeit als erwartet, gemessen werden würde. Geräte und Chemikalien: Leitfähigkeitsmessgerät, Leitfähigkeitsmesselektrode, Behergläser 25 ml, 2 Spatel, je 2 Messzylinder (50 ml und 10 ml), Vollpipette 1 ml, Pileusball Chrom(III)-nitratlösung mol/ l: R: -, S: - Stammlösung 0,1 mol/l: 2 g Cr(NO ) 9 H 2 O mit bidest.wasser auf 50 ml auffüllen; Verdünnen: 0,1 ml der Stammlösung auf 10 ml auffüllen, davon 1mL auf 10 ml auffüllen. Chrom(III)-hloridlösung mol/ l: Xn, R: 22, S: 24/25. Stammlösung 0,1 mol/ l - 1, g CrCl 6 H 2 O mit bidest. Wasser auf 50 ml auffüllen, Verdünnung 0,1mL der Stammlösung auf 10 ml auffüllen, davon 1mL auf 10 ml auffüllen Durhführung: Zunähst werden die spezifishen Leitfähigkeiten der verdünnten Lösungen gemessen, wobei zwishen jeder Messung mit bidestilliertem Wasser gespült wird. Die Farben der unverdünnten Lösungen sollen notiert werden. Nah fünf Tagen wird die Chrom(III)-hloridlösung ein weiteres Mal verdünnt, die Leitfähigkeit wird gemessen und die Farbe der unverdünnten Lösung notiert. Beobahtung: Elektrolytlösung Cr(NO ) - Lösung 0,0001 mol/ l, blau CrCl Lösung, frish zubereitet 0,0001 mol/ l, grün CrCl Lösung, 5 Tage alt 0,0001 mol/ l, grünblau spezifishe Leitfähigkeit κ [μs m -1 ] molare Leitfähigkeit Λ m [S m 2 mol -1 ] 40, ,7 18,5 18,5 24, 7,84 78,4 24,6 Temperatur [ C] Tabelle 1: Messwerte molare Leitfähigkeit 2

3 Auswertung: Die größte molare Leitfähigkeit wird für die Chrom(III)-nitrat-Lösung und die alte Chrom(III)-hlorid-Lösung gemessen. Die molare Leitfähigkeit der frishen Chrom(III)-hlorid-Lösung beträgt etwa nur die Hälfte der anderen beiden Lösungen. Ein Vergleih mit anderen bekannten Salzlösungen (Tabelle 2) ergibt, dass die Chrom(III)-nitrat-Lösung, die alte Chrom(III)-hlorid-Lösung und eine Aluminiumhlorid-Lösung sehr ähnlihe Werte der molaren Leitfähigkeiten aufweisen. Von Aluminiumhlorid ist bekannt, dass es in Lösung in vier Ionen zerfällt. Daraus kann geshlussfolgert werden, dass Chromnitrat beim Lösen wie ebenfalls in vier Ionen zerfällt. Chromnitrat dissoziiert in drei Nitrat-Ionen und ein Chrom(III)-Ion, welhes mit sehs Teilen Wasser ein Hexaaquahrom(III)-Komplex-Ion bildet (siehe (1)). Auh in der alten Chrom(III)-hloridlösung sind demzufolge vier Ionen pro Formeleinheit dissoziiert. (1) Cr(NO ) + 6 H 2 O [Cr(H 2 O) 6 ] + + NO - Salzlösungen 1 Molare Leitfähigkeit Λ m [S m 2 mol -1 ] ( =25 C) AlCl 420 BaCl NaCl 125 Tabelle 2: Molare Leitfähigkeit von Salzlösungen Die frish zubereitete Chrom(III)-hlorid-Lösung weist eine viel niedrigere molare Leitfähigkeit auf, die zwishen der Leitfähigkeit einer Natriumhlorid-Lösung und einer Bariumhlorid-Lösung liegt. Das heißt, Chromhlorid zerfällt in Lösung in zwei oder drei Ionen. Da die Verbindung aus vier Ionen besteht, müssen also ein oder zwei Ionen innerhalb eines Komplexions gebunden sein. Folgende Reaktionen sind möglih : (2) CrCl + 5 H 2 O [CrCl(H 2 O) 5 ] Cl - CrCl + 4 H 2 O [CrCl 2 (H 2 O) 4 ] + + Cl - Die fünf Tage alte Chrom(III)-hloridlösung weiht in ihren Werten für die molare Leitfähigkeit stark von der frish zubereiteten Lösung ab. Auh die Farbe hat sih von grün nah blau-grün geändert. Sie ähnelt also in ihren Eigenshaften der Chrom(III)-nitratlösung. Das heißt, sie dissoziiert folglih in vier Ionen, in drei Chlorid-Ionen und ein Chrom(III)-Ion, welhes mit sehs Teilen Wasser ein Hexaaquahrom(III)-Komplexion bildet. Es findet also ein Ligandenaustaush zwishen Wassermolekülen und Chlorid-Ionen statt: () [CrCl 2 (H 2 O) 4 ] H 2 O + Cl - [Cr(H 2 O) 6 ] + + Cl - Entsorgung: Chrom(III)-salze gehören in den Sonderabfall. 1 Literaturwerte: aus Demuth S. 7 entnommen, ähnlihe Angaben sind auh in Behmann sowie Jäger, Shöne, Werner zu finden

4 A 2: Charakteristishe Reaktionen der Metall-Ionen bleiben aus Informationen: Alfred Werner stellte sih den Bau einer Komplexverbindung folgendermaßen vor: Eine Komplexverbindung wird durh eine innere Sphäre, in der die Ionen oder Moleküle so fest an das Zentralteilhen gebunden sind, dass sie niht mehr isoliert auftreten können, sowie durh eine äußere Sphäre, in der die Teilhen klassish ionish gebunden sind, also in Wasser dissoziieren, gebildet. Die innere Sphäre stellt eine Baugruppe bemerkenswerter Stabilität dar, welhe in Lösung niht in einzelne Ionen dissoziiert. Im Tetraamminkupfer(II)-sulfat [Cu(NH ) 4 ]SO 4 bilden die vier (=Tetra) Ammoniakmoleküle mit dem Kupfer(II)-Ion die innere Sphäre, welhe in ekige Klammern gesetzt wird [Cu(NH ) 4 ] 2+. Die äußere Sphäre besteht aus einem Sulfat-Ion SO 2-4. Eine Verbindung wie Kupfersulfat-Pentahydrat-Ammoniumsulfat (CuSO 4 5 H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 ) wird dagegen als Doppelsalz bezeihnet, denn sie dissoziiert in Wasser in alle Einzelionen. Allerdings befinden sih auh hier in der inneren Koordinationsphäre das Kupfer(II)-Ion nebst vier Ligandenmoleküle, hier 4 H 2 O. Das fünfte Wassermolekül sowie das Sulfat-Ion befinden sih in einem größeren Abstand zum Zentralion. Folglih spiegelt die Formel [Cu(H 2 O) 4 ] SO 4 H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 die Bindungsverhältnisse besser wider. Herstellung der Feststoffe: Tetraamminkupfer(II)-sulfat [Cu(NH ) 4 ] SO 4 : 2 g Kupfersulfat-Pentahydrat (CuSO 4 5 H 2 O) werden in 10 ml destilliertem Wasser gelöst. Dazu werden 2 ml konzentrierte Ammoniaklösung gegeben bis sih der Niedershlag aufgelöst hat. Diese Lösung wird mit Ethanol (φ = 50 %) etwa 1m übershihtet. Darüber wird 1 m Ethanol (φ = 50 %) geshihtet. Nah drei Tagen kann die Flüssigkeit vom auskristallisierten Niedershlag abgesaugt werden. Nah dem Washen mit Ethanol wird getroknet. Kupfersulfat- Pentahydrat-Ammoniumsulfat CuSO 4 5 H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 : 2,5 g Kupfersulfat-Pentahydrat (CuSO 4 5 H 2 O) und 1, g Ammoniumsulfat (NH 4 ) 2 SO 4 werden in möglihst wenig warmen Wasser gelöst. Dazu werden 10 ml Ethanol gegeben. Anshließend wird der hellgrüne Niedershlag abfiltriert. Nah dem Washen mit Ethanol (absolut) kann dieser getroknet werden. Geräte und Chemikalien: Mensur 20 ml, Spatel, Behergläser 25 ml, Eisennägel, Makroreagenzgläser, Pasteurpipette Tetraamminkupfer(II)-sulfat-Lösung 0,1 mol/l: 0,27 g [Cu(NH ) 4 ] SO 4 mit 12 ml destilliertem Wasser auffüllen Kupfersulfat-Pentahydrat-Ammoniumsulfat 0,1 mol/ l : Xn, N, R: 22-6/8-50/5, S: ,46 g CuSO 4 5 H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 mit 12 ml destilliertem Wasser auffüllen Kupfersulfat- Pentahydrat 0,1 mol/ l: Xn, N, R: 22-6/8-50/5, S: , g CuSO 4 5 H 2 O mit 12 ml destilliertem Wasser auffüllen Bariumhlorid-Lösung 1 mol/ l: T, R: 20-25, S: 45 1 g BaCl 2 in 5 ml destilliertem Wasser lösen 4

5 Durhführung: Zunähst wird der Tetraamminkupfer(II)-sulfat-Komplex sowie das Kupfersulfat-Pentahydrat-Ammoniumsulfat Doppelsalz hergestellt. Dann werden von den Feststoffen Lösungen hergestellt und untersuht (Lösung A, B und C). In Experiment a) wird zu 10 ml jeder Lösung ein Eisennagel gegeben, der dort etwa fünf Minuten belassen wird. In Experiment b) werden zu 2 ml jeder Lösung 10 Tropfen Bariumhlorid-Lösung gegeben. Beobahtung: A B C A B C CuSO 4 [Cu(NH ) 4 ] 2+ CuSO 4 5 H 2 O NH 4 SO 4 -Lösung -Lösung -Lösung a) Nur in der Lösung A und C entsteht ein kupferfarbener Überzug auf dem Eisennagel b) In Lösung A, B und C tritt ein weißer Niedershlag auf. Auswertung: a) Der Überzug auf dem Eisennagel in Lösung A und C besteht aus Kupfer, das durh die Reaktion von Eisen mit Kupfer(II)-Ionen gebildet wurde. Die Entladung der Kupfer(II)-Ionen zu metallishem Kupfer bleibt in Lösung B aus, weil sie im Tetraamminkupfer(II)- Komplex-Ion gebunden sind. Lösung A: Cu 2+ + SO Fe Cu + Fe SO 4 Lösung B: [Cu(NH ) 4 ] 2+ + SO Fe Lösung C: Cu SO Fe + 2 NH 4 Cu + Fe SO NH 4 b) Der weiße Niedershlag in allen drei Lösungen entsteht bei der Reaktion der frei in Lösung vorliegenden Sulfat-Ionen mit den Barium-Ionen zu shwerlöslihem, weißem Bariumsulfat. Lösung A: Cu 2+ + SO Ba 2+ + Cl - Cu 2+ + BaSO 4 + Cl - Lösung B: [Cu(NH ) 4 ] 2+ + SO Ba Cl - [Cu(NH ) 4 ] 2+ + BaSO Cl - Lösung C: Cu SO NH Ba Cl - Cu 2+ + BaSO NH SO Cl - 5

6 Entsorgung: Kupfersulfatlösung: Fällung des Kupfers als Hydroxid (ph 8); Niedershlag ist Sondermüll. Das Filtrat kann verdünnt in den Ausguss gegeben werden. A : Ermittlung der Koordinationszahl eines Nikelkomplexes Informationen: 1. Das Salz Nikel(II)-nitrat zerfällt in wässriger Lösung in zwei Nitrat-Ionen und ein Nikel(II)-Ion. Um das Nikel(II)-Ion ordnen sih sehs Wasserteilhen in oktaedrisher Form (siehe Abb. X) an. Es bildet sih ein Hexaaquanikel(II)-Komplex [Ni(H 2 O) 6 ] 2+. Das Metallion Nikel(II) wird aufgrund seiner zentralen Lage als Zentralteilhen des Komplexes bezeihnet. Jedes Sauerstoffatom der sehs Wassermoleküle baut eine hemishe Bindung zum Nikel(II)-Ion auf. Die Wassermoleküle werden als Liganden des Komplexes bezeihnet (lat. ligare = binden). Ligandenmoleküle, die wie Wasser nur mit einem ihrer Atome an das Zentralteilhen binden werden als einzähnig bezeihnet. L = 1 Ligandenmolekül = 1 Wassermolekül Z = 1 Zentralteilhen = 1 Nikel(II)-Ion Abb. X Geräte und Chemikalien: 5 Makroreagenzgläser, Reagenzglasständer, Maßkolben 10 ml, 2 Vollpipetten 2 ml, 1 Spatel, Beherglas 25 ml, Pasteurpipette Nikelnitratlösung 0,1 mol/ l: T, O, R: , S: 5-6/7/9-45 ( muss als fertige Lösung den Shülern bereitgestellt werden) 0,291 g Ni(NO ) 2 6 H 2 O mit destilliertem Wasser auf 10 ml auffüllen Ethylendiaminlösung 1 mol/l : C, R: 10-21/ /4, S: /7/9-45 0,156 g Ethylendiamin mit destilliertem Wasser auf 2 ml auffüllen. Durhführung: In fünf Makroreagenzgläser werden jeweils 2 ml Nikelnitratlösung ( = 0,1 mol/l) eingefüllt. Vier der Makroreagenzgläser werden mit steigendem Volumen (0,2 ml, 0,4 ml, 0,6 ml, 0,8 ml) Ethylendiaminlösung ( = 1 mol/l) versetzt. Es wird geshüttelt. Aus den Beobahtungen soll die Koordinationszahl für den Ethylendiaminnikel(II)-Komplex ermittelt werden. 6

7 Beobahtung: (1) (2) () (4) (5) Von Reagenzglas (1) bis (4) ist eine Intensivierung der Violettfärbung zu beobahten. In Reagenzglas (4) und (5), die mit 0,6 / 0,8 ml Ethylendiaminlösung versetzt wurden, wird die gleihe Violettfärbung beobahtet. Auswertung: Trotz weiterer Zugabe von Ethylendiaminlösung verändert sih die Färbung der Lösung shließlih niht mehr. Das bedeutet, dass der stufenweise Austaush zwishen den Wasserteilhen im Aquanikelkomplex und den zugesetzen Ethylendiaminteilhen vollständig abgelaufen ist. Der stabilere Ethylendiaminkomplex hat sih gebildet. Für die vollständige Bildung des Ethylendiaminkomplexes wurde, ausgehend von der Stoffmenge der Nikel-Ionen, die dreifahe Stoffmenge benötigt. Ein Ethylendiaminkomplexion enthält demzufolge ein Nikel- Ion und drei Ethylendiaminmoleküle. Da Ethylendiamin ein zweizähniger Ligand ist, ergibt sih eine Koordinationszahl, also die Anzahl der an das Zentralion gebundenen Ligandenatome, von sehs. Reagenzglas (1): Ni(NO ) H 2 O [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ Reagenzglas (2): [Ni(H 2 O) 6 ] en [Ni(H 2 O) 4 (en)] H 2 O Reagenzglas (): [Ni(H 2 O) 6 ] en [Ni(H 2 O) 2 (en) 2 ] H 2 O Reagenzglas (4): [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ + en [Ni(en) ] H 2 O Reagenzglas (5): [Ni(H 2 O) 6 ] en [Ni(en) ] H 2 O + en Entsorgung: Nikelsalze als Hydroxid bei ph 8 fällen, Niedershlag im Sondermüll entsorgen, Ethylendiaminlösung ist organisher Sondermüll 7

8 A 4 Variante 1: Änderung des Ionenwanderungssinn durh Komplexbildung als Demonstrationsversuh mit U-Rohr Informationen: Flüssigkeiten können den elektrishen Strom leiten, wenn in ihnen gelöste elektrish geladene Teilhen (Ionen) vorhanden sind. Wird eine Spannung mit Hilfe von zwei Elektroden erzeugt, so bewegen sih die negativ geladenen Anionen zur positiv geladenen Elektrode (Anode) und die positiv geladenen Kationen zur negativ geladenen Elektrode (Kathode). Geräte und Chemikalien: U-Rohr nah Nernst, 2 Kohleelektroden (Platin ist ebenfalls möglih), 2 Stromkabel, Stromversorgungsgerät, 2 Pasteurpipetten, Meßzylinder (50 ml), Makroreagenzglas, Ableitungsrohr Eisen(III)-hlorid-Lösung 0,1 mol l: Xn, R: , S: ,5 g FeCl 6 H 2 O mit dest. Wasser auf 50 ml auffüllen, Erhöhung der Dihte durh Zusatz von 4,5 g Harnstoff. Kaliumhexayanoferrat(II)-Lösung 0,1 mol/l: R: -, S: - 1,65 g K 4 [Fe(CN) 6 ] mit dest. Wasser auf 50 ml auffüllen, Erhöhung der Dihte durh Zusatz von 4,5 g Harnstoff. Kaliumsulfat-Lösung 0,5 mol/ l: 0,87 g K 2 SO 4 mit dest.wasser auf 50 ml auffüllen. Natriumhydroxidlösung 1 mol/l: C, R: 4, S: 26-7/9-45 0,4 g NaOH mit dest. Wasser auf 10 ml auffüllen Salzsäure konzentrier : C, R: 4-7, S: Experimentieranordnung: a)eisen(iii)-hloridlösung 0,1 mol/ l + - b)/kaliumhexayanoferrat(ii)-lösung 0,1 mol/ l Kaliumsulfatlösung 0,5 mol/ l Natronlauge 1 mol/ l Durhführung: Im Experiment a) wird der Trihter des Nernstshen U-Rohrs bei geshlossenem Hahn mit der Eisen(III)- hlorid-lösung befüllt. In die U-Rohr-Shenkel wird die Kaliumsulfat-Lösung (40 ml) gefüllt. Die Kaliumsulfatlösung wird nun sehr vorsihtig mit der Eisen(III)-hlorid-Lösung durh Öffnen des Hahns untershihtet, bis die Shenkel des U-Rohres fast bis zum Rand gefüllt sind. Da die Eisen(III)-hlorid-Lösung 8

9 durh den Harnstoffzusatz beshwert wurde, entsteht zwishen den beiden Lösungen eine Grenzshiht. Zum Kathodenshenkel (- Pol) werden 8 Tropfen konzentrierte Salzsäure gegeben, um die Löslihkeit des durh die Wasserhydrolyse ausfallenden Eisenhydroxids zu erhöhen. Um an der Anode (+Pol) entstehendes Chlorgas aufzufangen, wird ein Ableitungsrohr in ein Reagenzglas mit Natronlauge (1 mol/l) geführt. Jetzt werden die Kohleelektroden eingetauht. Bei einer Gleihstromspannung von 20 V wird eine Stunde elektrolysiert. In beiden Shenkeln soll der ph-wert überprüft werden. Der Nahweis von Chlorgas wird indirekt (Cl 2 + H 2 O HCl + HClO) mit Lakmuspapier durhgeführt. In Experiment b) werden der Trihter des Nernst U-Rohrs mit der beshwerten Kaliumhexayanoferrat(II)- Lösung und die U-Rohr Shenkel mit der Kaliumsulfat-Lösung (40 ml) befüllt. Nah dem Eintauhen der Kohleelektroden wird 15 Minuten bei 20 V Gleihstrom elektrolysiert. Nah Ausshalten des Stromes wird in beiden Shenkeln der ph-wert überprüft und danah werden pro Shenkel 5 Tropfen Eisen(III)-hloridlösung (0,1 mol/ l) hinzugefügt. Beobahtung: a) Ionenwanderung einer b) Ionenwanderung einer Eisen(III)-hlorid-Lösung Kaliumhexayanoferrat(II)-Lösung a) Nah einstündiger Elektrolyse ist im rehten U-Rohrshenkel ein brauner Niedershlag sihtbar. Im linken U- Rohrshenkel nimmt die Farbintensität der gelb-braunen Eisen(III)-hlorid-Lösung an der Phasengrenze ab, es fällt kein Niedershlag aus, sondern die Lösung ist farblos. Der ph-wert liegt an der Anode im sauren und an der Kathode im basishen Bereih. b) Nah 15 Minuten Elektrolyse und Zugabe von Eisen(III)-hloridlösung ist im linken U-Rohrshenkel (+ Pol) ein blauer Niedershlag zu beobahten. Im rehten U-Rohrshenkel (- Pol) bleibt die Lösung unverändert farblos. Der ph-wert liegt an der Anode im sauren und an der Kathode im basishen Bereih. Auswertung: a) Der an der Kathode ausgefallene Niedershlag entsteht durh die Reaktion von Eisen(III)-Ionen mit Hydroxid-Ionen zu shwerlöslihem Eisen(III)-hydroxid. Die für die Reaktion benötigten Hydroxid-Ionen entstehen durh die Hydrolyse von Wasser, wobei an der Kathode hydratisierte Protonen zu Wasserstoff entladen werden und Hydroxid-Ionen als Spaltprodukt zurükbleiben. Die dreifah positiv geladenen Eisen- 9

10 Ionen wandern unter dem Einfluss der angelegten Gleihspannung zur Kathode (- Pol). Der saure ph-wert an der Anode lässt sih ebenfalls durh die Wasserhydrolyse erklären. An der Anode werden Hydroxid-Ionen zu Sauerstoff entladen, wodurh sih die Konzentration der hydratisierten Protonen erhöht. b) Der blaue Niedershlag an der Anode entsteht durh die Reaktion von Hexayanoferrat(II)-Ion [Fe(CN) 6 ] 4- mit Eisen(III)-Ionen zu shwerlöslihem Berliner Blau (Fe 4 [FeCN 6 ]). Die Eisen(II)-Ionen, die im komplexen Hexayanoferrat(II)-Ion [Fe(CN) 6 ] 4- gebunden sind, wandern aufgrund der negativen Gesamtladung des Komplexions zum Pluspol (Anode). Die untershiedlihen ph-werte an Anode und Kathode lassen sih wiederum durh die Hydrolyse des Wassers erklären. Reaktionen: (1) [Fe(CN) 6 ] Fe + Fe 4 [FeCN 6 ] Entsorgung: Lösung neutralisieren und in den Ausguss geben B1: Die Stabilität von Komplexverbindungen wird für Nahweisreaktionen genutzt Information: Für den Nahweis von Ionen in einer Probelösung werden harakteristishe Reaktionen dieser Ionen genutzt. So reagieren Eisen(III)- und Cobalt(II)-Ionen mit Thioyanat-Ionen in wässriger Lösung zu intensiv gefärbten Thioyanatokomplexverbindungen. Geräte und Chemikalien: Makroreagenzgläser, Spatel, Mensur 10 ml, 2 Maßkolben (25mL) Eisen(III)-hlorid-Lösung 0,1 mol/l: Xn, R: , S: ,676 g FeCl 6 H2O mit dest. Wasser auf 25 ml auffüllen Cobalt(II)-hlorid-Lösung 0,1 mol/l : T, N, R: /4-50/5, S: (muss als fertige Lösung für die Shüler bereitgestellt werden) 0,7 g CoCl 2 6 H 2 O mit dest. Wasser auf 25 ml auffüllen Ammoniumthioyanat: Xn, R: 20/21/22-2, S: 1 Natriumfluoridlösung gesättigt: Xn, R: /8, S: ,45 g NaF + 10 ml Wasser Durhführung: Drei Makroreagenzgläser werden folgendermaßen befüllt: A: 1 ml Eisen(III)-hloridlösung + 1 ml destilliertes Wasser B: 1 ml Cobalt(II)-hloridlösung + 1 ml destilliertes Wasser C: 1 ml Cobalt(II)-hloridlösung + 1 ml Eisen(III)-hlorid-Lösung 10

11 Jedes Makroreagenzglas wird mit einer kleinen Spatelspitze Ammoniumthioyanat versetzt. Nah dem Shütteln werden die Beobahtungen notiert. Danah werden zu jeder Lösung 2 ml gesättigte Natriumfluorid-Lösung dazugegeben und es wird wiederum geshüttelt. Beobahtung: Nah der Zugabe von Ammoniumthioyanat zu Makroreagenzglas A und zu Makroreagenzglas C fällt ein roter Niedershlag aus. In Makroreagenzglas B fällt nah der Zugabe von Ammoniumthioyanat ein pinkfarbener Niedershlag aus. Nah Zugabe der Natriumfluorid-Lösung löst sih der rote Niedershlag in Makroreagenzglas A auf und die Lösung wird farblos. Im Reagenzglas B bleibt der pinkfarbene Niedershlag erhalten. Im Reagenzglas C löst sih der rote Niedershlag auf und die Lösung wird pinkfarben. Auswertung: Reaktionsgleihungen: A: FeCl + 6 H 2 O [Fe(H 2 O) 6 ] + + Cl - [Fe(H 2 O) 6 ] + + SCN - Fe(SCN) + 6 H 2 O gelblih rot Fe(SCN) + 6 F - [FeF 6 ] - + SCN - rot farblos B: CoCl H 2 O [Co(H 2 O) 6 ] Cl - [Co(H 2 O) 6 ] SCN - Co(SCN) H 2 O shwah rosa pink Co(SCN) F - pink C: [Fe(H 2 O) 6 ] + + [Co(H 2 O) 6 ] SCN - Fe(SCN) + Co(SCN) 2 orange rot Fe(SCN) + Co(SCN) F - [FeF 6 ] - + SCN - + Co(SCN) 2 rot farblos pink Im Reagenzglas C liegen sowohl Eisen(III)-Ionen als auh Cobalt(II)-Ionen im Analysengemish vor. Ein eindeutiger Nahweis beider Ionen ist nur möglih, indem die Eisen(III)-Ionen durh Komplexbildung maskiert werden. Für die Maskierung der Eisen(III)-Ionen spielt die Stabilitätskonstante eine wihtige Rolle. Der Hexaflouroferrat(III)-Komplex ist stabil genug, um die Fällung von Eisen(III)-Ionen mit Thioyanat-Ionen zu verhindern. Entsorgung: Lösungen in Sonderabfall entsorgen oder Cobalt-Ionen als Hydroxid fällen und Niedershlag zum Sonderabfall geben. 11

12 B2: Eine Reaktionsfolge aufgrund untershiedliher Stabilität von Komplexverbindungen Information: Die Stabilität von Komplexverbindungen kann die Löslihkeit shwerlösliher Salze beeinflussen. Im folgenden Experiment bilden sih zwei Komplexverbindungen, die aus dem gleihen Zentralteilhen (Silber(I)-Ionen), aber untershiedlihen Liganden aufgebaut sind. Geräte und Chemikalien: 7 Makroreagenzgläser, Magnetrührer mit Rührfish, Vollpipette (2 ml) Natriumhlorid-Lösung ω = 1 %: R: -, S: - 0,02 g NaCl in 2 ml dest.wasser lösen Silbernitratlösung ω = 1 %: Xi, R: 4-50/5, S: (Silbernitrat fest: C, N) 0,01 g AgNO in 1 ml dest. Wasser lösen Ammoniaklösung ω = 1 %: Xi, R: 6/7/8, S: 26-6/7/ ,08 g 25%ige NH in 2 ml Wasser lösen Kaliumbromidlösung ω = 1 %: R: -, S: - 0,01 g KBr in 1 ml dest. Wasser lösen Natriumthiosulfatlösung ω = 1 %: R: -, S: - 0,02 g Na 2 S 2 O in 2 ml dest. Wasser lösen Kaliumiodidlösung ω = 10%: R: -, S: - 0,01 g KI in 1 ml dest. Wasser lösen Durhführung: In ein Makroreagenzglas mit 2 ml Natriumhloridlösung und Rührfish wird unter ständigem Rühren (Magnetrührer) zuerst Silbernitratlösung (1 ml) gegeben. Dann werden naheinander Ammoniak-, Kaliumbromid-, Natriumthiosulfat- und Kaliumiodid-Lösung gegeben, wobei eine Zugabe von 1 ml der Halogenid-Lösungen ausreihend ist. Von der Ammoniak- und Natriumthiosulfat-Lösung werden jeweils 2 ml benötigt. Beobahtung: a) NaCl b) AgCl ) [Ag(NH ) 2 ] + d) AgBr e) [Ag(S 2 O ) 2 ] - f) AgI 12

13 Nah der Zugabe von Silbernitratlösung fällt zunähst ein weißer Niedershlag aus (b), der durh Ammoniakzugabe wieder aufgelöst wird (). Nah Zugabe von Kaliumbromid entsteht ein shwah gelbliher Niedershlag (d), der durh die Natriumthiosulfatzugabe wiederum gelöst wird e). Die Kaliumiodidzugabe shließlih führt zur Bildung eines gelben Niedershlags (f). Auswertung: Reaktionsgleihungen: b) NaCl (aq) + AgNO (aq) AgCl + NaNO (aq) farblos weiß ) AgCl + 2 NH (aq) [Ag(NH ) 2 ]Cl (aq) weiß farblos d) [Ag(NH ) 2 ]Cl (aq) + KBr (aq) AgBr + KCl (aq) + 2 NH (aq) farblos gelblih e) AgBr + 2 Na 2 S 2 O (aq) Na [Ag(S 2 O ) 2 ] (aq) + NaBr (aq) gelblih farblos f) Na [Ag(S 2 O ) 2 ] (aq) + KI AgI + Na 2 S 2 O (aq) + KNaS 2 O (aq) farblos gelb Durh Zugabe von Komplexbildnern wie zum Beispiel Ammoniak oder Natriumthiosulfat kann die Löslihkeit einer shwerlöslihen Verbindung erhöht werden. Beispielrehnung zur Bestimmung der Löslihkeit des Silberhlorid nah Zugabe des Komplexbildners Ammoniak: 4 2 Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl MWG : K L = = 2 10 mol l Ag Cl Ag + (aq) + 2 NH (aq) [Ag(NH ) 2 ] + + ([ Ag( NH ) 2 ] ) : 10 7,2 MWG K mol 2 l 2 B = = 2 + ( Ag ) ( NH ) Die Konzentration des gebildeten Diamminsilber(I)-Komplexes ( (Ag(NH)2) ) entspriht der sih neu einstellenden erhöhten Gleihgewihtskonzentration der Chlorid-Ionen ( (Cl-) ) und kann mit der neu zu berehnenden Löslihkeit ( (AgCl) ) gleihgesetzt werden. Da ml der Silberhloridlösung 2 ml Ammoniaklösung ( = 0,5 mol/ l 1%ig) zugefügt wurden, ist für die Konzentration der Ammoniaklösung 0,2 mol/ l einzusetzen. AgCl = = ] + [ Ag( NH ) 2 Cl 1

14 (1) Cl K = Ag L + (2) Ag + = K + ) 2 ] [ Ag( NH 2 B NH (2) in (1) Cl = K L K B [ Ag ( NH ) ] 2 NH + 2 = K L K B Cl 2 NH 2 Cl Cl AgCl AgCl = K = NH L K K B = 0,2 mol l = 1,12 10 L 2 K 2 NH 1 B ,2 AgCl = 1, mol l 1 AgCl ( in reinem Wasser) = 1, mol l 1 Ein Vergleih der Löslihkeit von Silberhlorid in reinem Wasser mit der erwarteten Löslihkeit nah der Zugabe des Komplexbildners Ammoniak ergibt eine deutlih erhöhte Löslihkeit für Silberhlorid. Entsorgung: Festes Silbernitrat und die Lösung niht in die Kanalisation gelangen lassen, Silber aus der Lösung mit unedlerem Metall (z. B. Eisen) als Metall absheiden, Ammoniaklösung neutralisieren und in den Ausguss geben B: Unordnung ist stabil Der Chelateffekt Information: In diesem Experiment sollen die Stabilitäten von zwei Komplexverbindungen, die aus dem gleihen Zentralteilhen aber untershiedlihen Liganden aufgebaut sind verglihen werden. Geräte und Chemikalien: Makroreagenzglas, Pasteurpipetten, Vollpipette 2 ml Nikel(II)-nitrat-Lösung a. 0,01 mol/ l: T, O, R: , S: 5-6/7/9-45 ( muss als fertige Lösung für die Shüler bereitstehen) 0,005 g Ni(NO ) 2 6 H 2 O in 2 ml Wasser lösen Ammoniaklösung a. 0,06 mol/ l : Xi, R: 6/7/8, S: 26-6/7/ ,016 g Ammoniaklösung (φ = 50 %) in 4 ml Wasser lösen 1,2-Diaminoethan (Ethylendiamin)-Lösung a. 0,0 mol/ l : C, R: 10-21/ /4, S: /7/9-45 0,005 g Ethylendiamin in 2 ml dest. Wasser lösen 14

15 Durhführung: Zu 2 ml einer Nikel(II)-nitratlösung (Makroreagenzglas) werden 2 ml Ammoniaklösung gegeben und geshüttelt. Danah werden 2 ml Ethylendiaminlösung hinzu gegeben und wieder geshüttelt. Shließlih wird die Probe noh einmal mit 2 ml Ammoniaklösung versetzt und wieder geshüttelt. Bei Verwendung konzentrierter Ethylendiaminlösung / Ammoniaklösung genügt es, fünf Tropfen dazuzugeben. Beobahtung: Nah Zugabe von Ammoniak-Lösung zur blaugrünen Nikel(II)-nitrat-Lösung ist eine blaue Farbe zu beobahten. Eine violette Farbe ist nah Zugabe von Ethylendiaminlösung zu sehen. Nah weiterer Zugabe von Ammoniaklösung ist keine Farbänderung zu beobahten. Auswertung: Reaktionsgleihungen: (1) [Ni(H 2 O) 6 ] NH [Ni(NH ) 6 ] H 2 O (2) [Ni(NH ) 6 ] 2+ + en [Ni(en) ] NH Nah Ammoniakzugabe bildet sih der blaue Hexaamminnikel(II)-Komplex. Nah Zugabe von Ethylendiaminlösung wird der einzähnige Ligand Ammoniak durh den zweizähnigen Ligand Ethylendiamin ausgetausht. Die violette Farbe bleibt trotz weiterer Ammoniakzugabe bestehen. Daraus kann geshlussfolgert werden, dass der in Gleihgewihtsreaktion (2) gebildete Triethylendiaminnikel(II)-Komplex sehr stabil ist (vgl. Komplexbildungskonstanten (1) und (2) ). Ethylendiamin ist ein zweizähniger Ligand, der sih krebssherenartig um das Zentralteilhen anlagert und deshalb auh als Chelatligand bezeihnet wird. Die Stabilität eines Chelatkomplexes verglihen mit einem Komplex des gleihen Zentralions mit einzähnigen Liganden ist in der Regel größer. (1) MWG : K B = ([ Ni( NH ) ] ( Ni 2+ ) 2+ 6 ) 6 ( NH ) = 10 9 mol 6 l 6 (2) MWG : K B = ([ Ni( en) ] ( Ni 2+ ) 2+ ) ( en) mol l 4 Dieser Chelateffekt lässt sih auf einen Entropiegewinn zurükführen. Entsorgung: Nikelnitrat-Lösung: Fällung des Nikel als Hydroxid (ph 8), Niedershlag ist Sondermüll.Ethylendiaminlösung ist organisher Sondermüll 15

16 B 4: Temperatur- und Konzentrationsabhängigkeit von Komplexgleihgewihten Informationen: Ligandenaustaushreaktionen sind Gleihgewihtsreaktionen. Im Experiment wird die Beeinflussung dieses Gleihgewihts untersuht. Geräte und Chemikalien: Makroreagenzgläser, Bunsenbrenner, Pipette, Reagenzglashalter Kupfer(II)-hlorid-Lösung ω = 5 % : Xn, R: 22-6/7/8, S: 26 0, g CuCl 2 2 H 2 O in 6 ml dest. Wasser lösen konzentrierte Salzsäure: C, R: 4-7, S: Durhführung: Makroreagenzglas A wird mit 2 ml Kupfer(II)-hloridlösung gefüllt, es dient als Vergleihslösung. In Makroreagenzglas B werden zu 4 ml Kupfer(II)-hloridlösung 16 Tropfen konzentrierte Salzsäure gegeben. Anshließend werden 2 ml der Lösung B in ein weiteres Makroreagenzglas C gefüllt und mit 2 ml destilliertem Wasser verdünnt. Diese Lösung wird dann vorsihtig mit einem Bunsenbrenner erhitzt und danah unter einem Wasserstrahl oder im Eisbad wieder abgekühlt. Beobahtung: a) [Cu(H 2 O) 6 ] 2+ b) [CuCl 4 ] 2- Nah Zugabe von Salzsäure entsteht aus der blauen Kupfersulfatlösung eine grüne Lösung, deren Ursprungsfarbe durh Wasserzugabe wieder ersheint. Wird die Lösung erhitzt, entsteht aus der blauen eine grüne Lösung. Nah dem Abkühlen ist wieder eine blaue Lösung entstanden. Auswertung: Nah Erhöhung der Chlorid-Ionen Konzentration bildet sih der grüne Tetrahlorokupfer(II)-Komplex durh vollständigen Austaush der Wassermoleküle des Tetraaquakupfer(II)-Komplexes gegen Chlorid-Ionen. Die 16

17 Konzentrationserhöhung bewirkt eine Gleihgewihtsvershiebung in Rihtung der Bildung des Tetrahlorokupfer(II)-Komplexes. [Cu(H 2 O) 4 ] Cl - [CuCl 4 ] H 2 O ΔH > 0 blau grün Durh Verdünnung der Lösung bildet sih wieder der Tetraaquakupfer(II)-Komplex. Das Gleihgewiht der Reaktion wird zur linken Seite vershoben. Die Steigerung der Temperatur bewirkt eine Vershiebung nah rehts, da es sih um eine endotherme Reaktion handelt. Aus den Beobahtungen lässt sih ableiten, dass der Tetraaquakupfer(II)-Komplex thermodynamish stabiler als der Tetrahlorokupfer(II)-Komplex ist. [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ + Cl - [CuCl(H 2 O) ] + + H 2 O; ΔH < 0 Die Ligandenaustaushreaktionen erfolgen stufenweise. Entsorgung: Kupfer(II)-hlorid-Lösung: Fällung des Kupfers als Hydroxid (ph 8), Niedershlag ist Sondermüll, Filtrat neutralisieren und in den Ausguss geben. 17