2. Woche. Anorganische Analysenmethodik

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1 2. Woche Anorganische Analysenmethodik Die analytische Chemie befasst sich mit den Methoden zur Ermittlung der stofflichen Zusammensetzung. Durch eine qualitative Analyse wird festgestellt, welche Atome oder Atomgruppen in einem Stoff vorkommen. In den meisten Fällen wird die Analysenprobe in wässriger Lösung untersucht. Die Elemente, die am Aufbau der zu analysierenden Substanz beteiligt sind, liegen dann im Allgemeinen in Form einfacher Ionen (z.b. Na +, Ba 2+, I usw.) oder zusammengesetzter Ionen (z.b. SO 2 4, NH 4 + usw.) vor. Mit Hilfe geeigneter Nachweisreaktionen wird die Art der in der Lösung vorhandenen Ionen ermittelt. Identifizierungsreaktionen Aus den verschiedenartigen Umsetzungen, zu denen ein Ion fähig ist, muss die zur Nachweis des Ions verwendete Reaktion nach bestimmten Gesichtspunkten ausgewählt werden: 1. Die Nachweisreaktion muss gut wahrnehmbar sein. Als gut wahrnehmbar gelten die Bildung von Niederschlägen, die Auflösung von Niederschlägen, die Entwicklung von Gasen sowie auftretende Farbänderungen. (Ein charakteristischer Geruch ist weniger sicher wahrnehmbar). 2. Die Nachweisreaktion soll für das betreffende Ion spezifisch sein. Als spezifische Reaktionen werden solche bezeichnet, die unter bestimmten Versuchsbedingungen nur für eine einzige Ionart eindeutig sind. Spezifische Reaktionen sind selten. Die meisten Nachweisreagenten geben mit mehreren verschiedenen Ionenarten ähnlichen Reaktionen sog. selektive Reaktionen. Ein Reagenz wird selektiv (auswählend) bezeichnet wenn es mit einer kleinen Anzahl verschiedenartigen Ionen ein gleiches Reaktionsbild gibt. Gruppenreaktionen geben dagegen mit einer größeren Zahl verschiedener Ionen gleiche Reaktionen. 3. Die Nachweisreaktion muss eine genügende Empfindlichkeit besitzen, so dass das betreffende Ion auch beim Vorliegen in geringer Konzentration nachweisbar ist. 1

2 4. Die Ionen werden in sog. Klassen (Gruppen) eingeteilt. Die Kationen werden der Löslichkeit Ihrer Sulfide bzw. Karbonate nach in fünf Klassen geordnet: Klasse I (z.b. Cu 2+, Hg 2+ 2, Hg 2+ ) Klasse II (z.b. As 3+ ) Klasse III (z.b. Fe 2+, Fe 3+, Zn 2+ ) Klasse IV (z.b. Ca 2+, Ba 2+ ) Klase V (z.b. Na +, K +, NH + 4 ) Die Anionen werden in vier Klassen aufgeteilt: Klasse I (z.b. CO 2 3, HCO 3 ) Klasse II (z.b. SO 2 4, PO 3 4 ) Klasse III (z.b. Cl, I ) Klasse IV (z.b. NO 2, NO 3 ) NACHWEIS DER EINZELNEN IONEN Klasse I Klassenreaktion: Die Ionen der I Kationenklasse bilden sehr schwerlösliche Sulfide. Die Sulfide der I Kationenklasse können in sauren Lösungen mit Schwefelwasserstoff präzipitiert werden. Diese Sulfide lösen sich in Ammoniumsulfid Die Reaktionen werden mit ca. 2 ml Analysenlösung durchgeführt. 1. Reaktionen des Cu 2+ Ionen Die Reaktionen der Kupfer(II)-Ionen werden an einer CuSO 4 (Kupfersulfat, Kupfervitriol) Lösung untersucht NaOH (Natriumhydroxid, Natronlauge): hellblauer Niederschlag (Kupfer(II)hydroxid) entsteht: Cu OH = Cu(OH) 2 Beim Erhitzten entsteht ein schwarzer Niederschlag (Kupferoxid): Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O 2

3 (Vorsicht: die Reaktion ist exotherm, die Lösung kann bis Sieden gewärmt werden!) 1.2. NH 3 (Ammoniak Lösung) : Zuerst hellblauer Niederschlag, Cu OH = Cu(OH) 2 Im Überschuss von Ammoniak bildet sich ein tiefblaues Komplex-Kation: Cu(OH) NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ] OH Tetramminkupfer(II)-Ion In wässrigen Lösungen besteht folgendes Gleichgewicht: NH 3 + H 2 O (NH 4 OH) NH OH ). Alte Bezeichnung der Ammoniak Lösungen war Ammoniumhydroxid Lösung H 2 S (Schwefelwasserstoff) : Aus mäßig saurer Lösung braun-schwarzer Niederschlag. Cu 2+ + H 2 S = CuS + 2 H + Im Überschuss (NH 4 ) 2 S (Ammoniumsulfid) Lösung löst sich der Niederschlag 1.4. KI (Kaliumjodid): Weißer Niederschlag + braunes Jod. (Jod deckt die Farbe des Niederschlags.) ( Redoxschritt : 2 Cu I = 2 Cu + + I 2 ) ( Fällungschritt Cu + + I = CuI) 2 Cu I = 2 CuI + I 2 Die Farbe des CuI erkennt man nach Reduktion des I 2 durch Thiosulfat I S 2 O 3 2 = 2 I + S 4 O Fe: Kupferverbindungen sind mit Eisen leicht zu reduzieren. Cu 2+ + Fe = Cu + Fe 2+ Kupfer ist edler als das Metall Eisen. 3

4 2. Reaktionen des Hg 2+ 2 Ionen (Die Quecksilber(I)-Ionen kommen nur in Bindung vor.) Verbindungen mit einer Hg Hg Die Reaktionen der Quecksilber(I)-Ionen werden an einer Hg 2 (NO 3 ) 2 (Quecksilber(I)nitrat) Lösung untersucht HCl (Salzsäure) aus HNO 3 -saurer (Salpetersäure) Lösung weißer Niederschlag ( Kalomel ) Hg Cl = Hg 2 Cl 2 Beim übergießen mit NH 3 entsteht ein schwarzer Niederschlag (Hg: schwarz; Quecksilber(II)amidochlorid: weiß) Cl Hg 2 Cl 2 + NH OH = Hg + Hg + Cl + 2 H 2 O NH NaOH schwarzer Niederschlag (Quecksilberoxid) (Disproportionierung: Reaktion, bei der eine Substanz gleichzeitig zum Teil oxidiert, zum Teil reduziert wird.): Hg OH = Hg + HgO + H 2 O 2.3. NH 3, schwarzer Niederschlag (Disproportionierung): NO 3 2 Hg NO 3 + NH OH = HgO x Hg + 2 Hg + 2 H 2 O NH 2 Basisches Quecksilber(II)-amidonitrat 2.4. H 2 S In saurer Lösung schwarzer Niederschlag (Disproportionierung, Quecksilber + Quecksilbersulfid) : Hg H 2 S = Hg + HgS + 2 H + Im Überschuss von (NH 4 ) 2 S (Ammoniumsulfid) löst sich der Niederschlag 3. Reaktionen des Hg 2+ Ionen Die Reaktionen der Quecksilber(II)-Ionen werden an einer HgCl 2 (Quecksilber(II)chlorid, Sublimat) Lösung untersucht NaOH: gelber Niederschlag: Hg OH = HgO + H 2 O 4

5 3.2. NH 3 : weißer Niederschlag: Hg 2+ + Cl + 2 NH 3 = Hg(NH 2 )Cl + NH H 2 S: In saurer Lösung schwarzer Niederschlag: Hg 2+ + H 2 S = HgS + 2 H + Im Überschuss von (NH 4 ) 2 S (Ammoniumsulfid) löst sich der Niederschlag 3.4. KI (Kaliumjodid): roter Niederschlag (Quecksilberjodid): Hg I = HgI 2 Der Niederschlag löst sich im Überschuss von KI bei der Bildung von Tetraiodo-Merkurat Ion: HgI I = [HgI 4 ] Cu: Quecksilber ist edler als das Metall Kupfer. Hg 2+ + Cu = Hg + Cu 2+ Aus Quecksilberhaltigen Lösungen (Hg 2+ 2 oder Hg 2+ ) kann Hg an einem Kupferblech als grauer Beschlag abgeschieden werden, der beim Polieren silberglänzend wird (Amalgambildung). 5

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