Nachweis ionischer Wasserinhaltsstoffe P 1

Hochschule für Technik, Wirtschaft und Kultur Leipzig Fakultät Informatik, Mathematik und Naturwissenschaften Chemisches Praktikum Energie- und Umwelttechnik Nachweis ionischer Wasserinhaltsstoffe P 1 1 Aufgabenstellung 1.1 Durchführung der einzelnen Nachweisreaktionen für Kationen und Anionen (3.1, 3.2) Im chemischen Praktikum P 1 sollen einige wenige Ionen, die sowohl natürliche Wasserinhaltsstoffe sind als auch bei einer Reihe technischer und ökologischer Fragestellungen Bedeutung haben, nachgewiesen werden. Die Durchführung der Nachweisreaktionen erfolgt mit wasserlöslichen Salzen, die auf ihrem Arbeitsplatz zur Verfügung stehen. Insgesamt sind die folgenden Kationen und Anionen analytisch nachzuweisen: Tabelle 1: Nachweis ionischer Wasserinhaltsstoffe im Praktikum Kationen Anionen Abschnitt Name Symbol Abschnitt Name Symbol 3.1.1 Natrium Na 3.2.1 Carbonat CO 3 3.1.1 Kalium K 3.2.2 Chlorid Cl- 3.1.1, 3.1.2 Calcium Ca 2 3.2.3 Sulfat SO 4 3.1.3 Ammonium NH 4 3.2.4 Nitrat NO 3-3.1.4 Mangan Mn 2 3.2.5 Phosphat PO 4 3-3.1.1, 3.1.5 Kupfer Cu 2 3.2.6 Sulfid 1) S 3.1.6 Eisen Fe 3 3.2.7 Acetat CH 3 COO - 1.2 Analyse einer unbekannten Probe, Bestimmung der Kationen und Anionen (3.1, 3.2) Parallel zu den einzelnen Nachweisreaktionen ist ein unbekanntes Stoffgemisch zu analysieren, welches aus einer beliebigen Anzahl der aufgeführten Kationen und Anionen besteht. Sulfid-Ionen 1) sind nicht in ihrer Analysenprobe enthalten. 2 Theoretische Grundlagen Mit Hilfe der qualitativen anorganischen Analyse wird z. B. festgestellt, welche ionischen Inhaltsstoffe in Wässern vorliegen. Dabei werden Hauptinhaltsstoffe wie Na, K, Ca 2, Mg 2, HCO - 3, Cl -, SO - 4, NO 3 (> 10 mg/l), Begleitstoffe wie Fe 3 /Fe 2, Mn 2, NH 4, H 2 PO - 4 /HPO 4, H 2 S/HS - (0,1 bis 10 mg/l) und Spurenstoffe wie Cu 2 (< 0,1 mg/l) unterschieden (s. Tabelle 2). Bei der Untersuchung fester Materialien wie Legierungen, Schlacken, Mineralien oder Gesteine (auch Wasser- oder Kesselstein), deren Zusammensetzung chemisch analysiert wird, müssen die chemischen Verbindungen der Elemente erst durch Lösen in Ionen überführt werden. Häufig ist es von Bedeutung, welche Ionen die anwesenden Elemente bilden, das heißt, ob beispielsweise Schwefel als Sulfat (SO 4 ) bzw. Sulfid (S ) auftritt oder Eisen in zweiwertiger (Fe 2 ) oder dreiwertiger Form (Fe 3 ) vorliegt. Zum spezifischen Nachweis von Ionen mit anorganischen Reagenzien dienen überwiegend Fällungsreaktionen, wobei schwerlösliche Verbindungen (Niederschläge) mit kleinen Löslichkeitsprodukten gebildet werden (ausfallen). Bei anderen Ionenarten ist man auf Farbreaktionen (z. B. NO - 3, Cu 2, Fe 3 ), Gasbildungsreaktionen (z. B. CO 3 ), Geruchsidentifizierungen (z. B. CH 3 COO - ) oder auch spektroskopische Methoden (Spektralanalyse bei Alkali- und Erdalkalimetallen) angewiesen. Tabelle 2: Herkunft der im Praktikum untersuchten Wasserinhaltsstoffe in natürlichen Wässern

2 Kationen Anionen Symbol Herkunft Symbol Herkunft Na K Ca 2 NH 4 Fe 3 Mn 2 Cu 2 Salzlagerstätten, Gesteinsverwitterung, Kaliindustrie (Werra) Salzlagerstätten, Gesteinsverwitterung, Düngemittel, nur 10 % der Na-Konzentr. Verwitterung von Gesteinen (Kalk, Gips, Granit), Mg 2 nur 15-30 % des Ca-Konz. Prim. Abbauprodukt org. Verbindungen, Reduktion von Nitraten (Denitrifikation) Verwitterung von Gesteinen/Mineralien (z. B. Pyrit), kolloidal als Fe(OH) 3 (s) Mangan als Begleitelement von Fe, Mn 2 (aq) weniger leicht oxidierbar als Fe 2 (aq) Gesteinsverwitterung, Abwässer Beizereien, Galvanisierbetriebe, Kupferrohre CO 3 Cl- SO 4 NO 3 - PO 4 3- S CH 3 COO - als HCO 3 -, Reaktion von Carbonatgestein mit gelöstem CO 2 Salzlagerstätten, Gesteinsverwitterung Lösung natürlichen Gipssteins, aerober Abbau org. S-haltiger Stoffe aerober Abbau org. Stickstoffverbindungen (Nitrifikation) als H 2 PO 4 - bzw. HPO 4, aus Abwässern, Düngemitteln als H 2 S bzw. HS -, Pyritverwitterung, anaerober Abbau org. S-haltiger org. Stoffe, natürliche Quellen aus Abwässern (Haushalte, Lebensmittelindustrie u. a. Quellen) 3 Kationen- und Anionenanalyse Herstellen einer Wasserprobe (Wp): Ein Spatel der festen Analysensubstanz wird in ein sauberes Reagenzglas gegeben. Anschließend ist das Reagenzglas bis auf ca. 2 cm unter dem Rand mit deionisiertem Wasser aufzufüllen und die Probe durch Schütteln möglichst rückstandsfrei zu lösen. Diese Lösung wird als Wasserprobe für die einzelnen Nachweisreaktionen verwendet. Kationennachweise Der Nachweis der Kationen erfolgt mit der festen Analysenprobe gemäß 3.1.1, ansonsten stets mit der Wp gemäß 3.1.2-3.1.6! Anionennachweise Der Nachweis des Chlorids, Sulfats, Nitrats, Phosphats und Sulfids erfolgt entsprechend den beschriebenen Reaktionen 3.2.2-3.2.6 mit der Wp. Carbonat und Acetat werden nach 3.2.1 und 3.2.7 mit der festen Analysenprobe nachgewiesen. ph-wert der Lösung (Ansäuern) Bei der Analyse der Kationen und Anionen ist mitunter der Zusatz von Säuren (Ansäuern) oder Basen notwendig, da für den eindeutigen Verlauf der spezifischen Nachweisreaktion ein bestimmter ph-wert erforderlich ist. Prüfen Sie den ph-wert der Lösung nach Zugabe von Säuren (Rotfärbung) oder Basen (Blaufärbung) vor ihrer Nachweisreaktion mit ph-indikatorpapier.

3 3.1 Nachweis der Kationen 3.1.1 Natrium, Kalium, Calcium und Kupfer a) Flammenfärbung Manche Verbindungen (vorzugsweise solche mit Elementen der ersten und zweiten Hauptgruppe) geben der entleuchteten Brennerflamme charakteristische Färbungen: Na - intensiv gelb K - violett Ca - ziegelrot Cu - grün Geringe Mengen von Natrium verdecken die Kaliumflamme. Betrachtet man sie aber durch ein blaues Cobaltglas von genügendem Absorptionsvermögen, so wird das gelbe Na-Licht absorbiert und nur das rötlich-violette Kaliumlicht strahlt hindurch. Auf einem kleinen Uhrgläschen werden die festen Proben (NaCl, KCl, CaCl 2, CuCl 2 bzw. Analysensubstanz) mit etwas verdünnter HCl angefeuchtet. Ein sauberes ausgeglühtes Magnesiastäbchen wird heiß in die Mischung eingetaucht, in die heiße Zone der nichtleuchtenden Brennerflamme gebracht und die Flammenfärbung beobachtet. Achtung: Nur wenn die Gelbfärbung längere Zeit (ca. 1 min) bestehen bleibt, sollten in der Analyse Na -Ionen angegeben werden (Grund: zahlreiche Chemikalien sind durch Natriumverbindungen verunreinigt!). b) Nachweis mittels Handspektroskop Beobachtet man die farbige Flamme mit Hilfe eines Spektralapparates (z. B. eines Handspektroskops), so erkennt man eine Anzahl scharf begrenzter farbiger Linien (Linienspektrum), die für das jeweilige Element charakteristisch sind. Die Anregungsbedingungen sind bei den Elementen äußerst verschieden. Bei Alkali-, Erdalkali- und einigen anderen Elementen genügt die Temperatur der Brennerflamme, bei den meisten Elementen benötigt man allerdings einen elektrischen Lichtbogen. Da sich die Farben der einzelnen Elemente gegenseitig überdecken können, ist die Anwendung eines Spektralapparates vorteilhaft. Elementtypische Linien (Handspektroskop): Na - breite gelbe Linie (589 nm) K - rote Linie (762 nm), schwache violette Linie (~ 400 nm) Ca - breite grüne Linie (~ 560 nm), breite rote Linie (~ 600 nm) Cu - intensive grüne Linie; erscheint rechts von Ca (~ 570 nm) 3.1.2 Calcium Ammoniumoxalat (NH 4 ) 2 C 2 O 4 gibt mit Calcium-Ionen einen weißen kristallinen Niederschlag. Ca 2 (NH 4 ) 2 C 2 O 4 CaC 2 O 4 2 NH 4 weißer Niederschlag Ca. 1 ml Calciumchloridlösung (bzw. Wp) werden mit mit 3 Tropfen Ammoniumoxalatlösung (NH 4) 2C 2O 4 versetzt. Es fällt ein reinweißer Niederschlag von Calciumoxalat CaC 2O 4 aus. Achtung: Mn 2 -Ionen ergeben ebenfalls eine Fällung von hautfarbenen Mangan(II)-oxalat Mn(C 2O 4). Mit Cu 2 - Ionen wird blass hellblaues Kupfer(II)-oxalat Cu(C 2O 4) gebildet. Ziehen Sie im Zweifelsfall die Flammenfärbung ihrer Probe (s. 3.1.1) zur Bewertung heran! 3.1.3 Ammonium Starke Basen sind in der Lage, aus Ammoniumverbindungen NH 3 freizusetzen. Das entstehende Gas ist an seinem stechenden Geruch erkennbar und mit ph-indikatorpapier leicht nachweisbar. NH 4 OH - NH 3 H 2 O (2) stechender Geruch Eine Spatelspitze Ammoniumchlorid NH 4Cl (bzw. feste Analysensubstanz) wird auf einem kleinen Uhrglas mit einigen Tropfen Natronlauge versetzt. Anschließend deckt man schnell über das kleine ein größeres Uhrglas, das auf der Ober- und der Unterseite mit je einem angefeuchteten Streifen ph-indikatorpapier beklebt ist. Der der Substanz zugewandte Papierstreifen färbt sich blau (der obere Streifen dient dem Vergleich!). Achten Sie darauf, dass der untere Lackmusstreifen nicht mit der Reaktionsmischung auf dem unteren Uhrglas in Berührung kommt (warum?). (1)

4 3.1.4 Mangan Bei dieser Reaktion dient die intensive Violettfärbung der gebildeten MnO 4 - - Ionen (Permanganat-Ionen) zur Identifizierung von Mangan. Als Oxidationsmittel wird Brom in alkalischer Lösung eingesetzt. 2 Mn 2 5 Br 2 16 OH - - 2 MnO 4 10 Br - 8 H 2 O (3) blassrosa intensiv violett 2 Tropfen der Mangan(II)-chloridlösung (bzw. Wp) werden mit einer Pipettenfüllung verdünnter CuSO 4-Lösung (Cu 2 -Ionen wirken als Katalysator) und 2 Pipettenfüllungen der alkalischen Bromlösung in einem Reagenzglas versetzt und geschüttelt. Nach dem Absitzen des entstehenden Niederschlages ist bei Anwesenheit von Mn 2 in der überstehenden Flüssigkeit die violette Farbe des gebildeten MnO 4 - gut gegen einen weißen Hintergrund sichtbar. 3.1.5 Kupfer Kupfer(II)-Ionen liegen in wässriger Lösung stets als hellblauer Aquakomplex vor. Beim Versetzen mit verdünntem Ammoniak NH 3 bildet sich schrittweise der tiefblaue Tetramminkupfer(II)-Komplex. [Cu(H 2 O) 6 ] 2 4 NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ] 2 6 H 2 O (4) hellblau tiefblau Ca. 1 ml verdünnte Kupfersulfatlösung CuSO 4 (bzw. Wp) wird mit einigen Tropfen verdünntem Ammoniak versetzt. Zunächst ausfallendes hellblaues Kupfer(II)-hydroxid Cu(OH) 2 geht im Überschuss von Ammoniak wieder in Lösung. Es entsteht die tiefblaue Farbe des Tetraammindiaquakupfer(II)-komplexes. Achtung: Mn 2 -Ionen ergeben nach NH 3-Zugabe eine Fällung von weiß bis hellbraun gefärbten Manganverbindungen. Mit Fe 3 -Ionen wird ein rotbrauner Niederschlag von Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 gebildet! 3.1.6 Eisen Eisen(III)-salzlösungen geben sowohl mit Thiocyanat-Ionen SCN - (auch: Rhodanid-Ionen) als auch mit Lösungen von Kaliumhexacyanidoferrat(II) K 4 [Fe(CN) 6 ] ("gelbes Blutlaugensalz") charakteristische Farbreaktionen: [Fe(H 2 O) 6 ] 3 SCN - [Fe(H 2 O) 5 (SCN)] 2 H 2 O (5) tiefrot 4 Fe 3 3 [Fe(CN) 6 ] 4- Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 (6) Berliner Blau 3 Tropfen Eisen(III)-chloridlösung (bzw. Wp) werden mit ca. 2 ml deionisiertem Wasser verdünnt und anschließend a) mit einigen Tropfen Kaliumrhodanidlösung (KSCN) versetzt. Es entsteht eine intensive Rotfärbung, die bei zu hoher Konzentration fast schwarz erscheint. b) mit einigen Tropfen Kaliumhexacyanidoferrat(II)-lösung versetzt. Es fällt ein tiefblauer Niederschlag aus. Zum besseren Erkennen der Farbe ist evtl. ein weiteres Verdünnen notwendig. 3.2 Nachweis der Anionen 3.2.1 Carbonat Carbonate reagieren beim Übergießen mit Säure unter Entwicklung von Kohlendioxid (die Substanz schäumt auf). Letzteres kann mit Barytwasser (Bariumhydroxidlösung Ba(OH) 2 ) nachgewiesen werden. CO 3 2 H CO 2 H 2 O (7) CO 2 Ba(OH) 2 BaCO 3 H 2 O (8) weißer Niederschlag Zu einer Spatelspitze Natriumcarbonat (bzw. fester Analysensubstanz), die sich auf einem Uhrglas befindet, gibt man vorsichtig einige Tropfen verd. Salzsäure. Die stattfindende Zersetzungsreaktion ist am Aufschäumen erkennbar. In diesem Falle deckt man sofort ein zweites Uhrglas als Deckel darüber, auf das unmittelbar vorher ein Tropfen Ba(OH) 2 gebracht wurde, so wird dieser Tropfen durch das sich bildende BaCO 3 getrübt. Achtung: Haben Sie in Ihrer Analyse Carbonat gefunden, so ist im Weiteren unbedingt darauf zu achten, dass durch genügend starkes Ansäuern mit den entsprechenden verdünnten Säuren die gebildeten Carbonate zersetzt werden (s. Abschnitt 3).

5 3.2.2 Chlorid Chlorid-Ionen bilden mit Silber-Ionen einen schwerlöslichen käsig-weißen Niederschlag von Silberchlorid AgCl, der in Salpetersäure (HNO 3 ) unlöslich ist. Ag Cl - AgCl (9) weißer Niederschlag Silberchlorid löst sich in Ammoniak unter Komplexbildung. AgCl 2 NH 3 [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl (10) Jeweils 3 Tropfen KCl-Lösung (bzw. Wp ) werden in einem Reagenzglas mit etwa 1 ml deionisiertem Wasser verdünnt, mit verdünnter Salpetersäure bis zur deutlich sauren Reaktion angesäuert (gut durchschütteln) und mit einigen Tropfen Silbernitratlösung versetzt. Durch tropfenweise Zugabe von konzentriertem Ammoniak wird der AgCl-Niederschlag infolge Komplexbildung wieder gelöst (kräftiges Schütteln für gute Durchmischung!). 3.2.3 Sulfat Barium-Ionen bilden in salzsaurer Lösung mit Sulfat-Ionen einen schwerlöslichen weißen, feinkristallinen Niederschlag aus Bariumsulfat. Ba 2 SO 4 BaSO 4 (11) weißer Niederschlag 3 Tropfen Natriumsulfatlösung (bzw. Wp) verdünnt man mit ca. 2 ml deionisiertem WAsser, säuert mit verdünnter Salzsäure (intensiv schütteln!) an und versetzt anschließend mit einigen Tropfen Bariumchloridlösung BaCl 2. Es entsteht ein weißer feinkristalliner Niederschlag von BaSO 4. Vergleichen Sie diesen Niederschlag mit der Fällung von AgCl! 3.2.4 Nitrat a) Nachweis mit Lunges Reagenz (Entscheidung wird anhand dieses Nachweises getroffen!) Lunges Reagenz ist ein Nachweismittel für Nitrit (NO - 2 ). Reduziert man eingesetztes Nitrat zum Nitrit (mit Wasserstoff aus Zn-Staub/Säure), so kann dieses Reagenz auch sehr spezifisch für den Nachweis von - NO 3 eingesetzt werden. Die salpetrige Säure (Nitrit-Ionen) reagiert bei dieser Nachweisreaktion mit einem aromatischen Amin (Sulfanilsäure) unter Bildung eines Diazoniumsalzes, das sich in saurer Lösung mit einem weiteren Amin (α-naphthylamin) zu einem intensiv farbigen Azofarbstoff umsetzen kann (Kupplung). Sulfanilsäure NH 2 HO 3 S NH 2 HNO 2 α-naphthylamin (12) H - 2 H 2 O HO 3 S N N NH 2 roter Azofarbstoff Auf zwei übereinandergelegte Rundfilter werden nacheinander folgende Chemikalien aufgebracht: 1 Spatelspitze Zn-Staub, 5 Tropfen Kaliumnitratlösung (bzw. Wp), 1 Tropfpipette Sulfanilsäure und 1 Tropfpipette α-naphthyl-amin. Eine augenblicklich auftretende Rotfärbung (Azofarbstoff) zeigt Nitrat an. b) Ringprobe Nitrat-Ionen reagieren mit Eisen(II)-Ionen bei Anwesenheit von konzentrierter Schwefelsäure (Unterschichtung!) zu Nitrosyleisen(II)-sulfat (brauner Ring). 3 Fe 2 NO 3 4 H 3 Fe 3 NO 2 H 2 O (13) [Fe(H 2 O) 6 ] 2 NO [Fe(H 2 O) 5 NO] 2 H 2 O (14) brauner bis violetter Ring

6 Zu etwa 2 ml gesättigter Eisen(II)-sulfatlösung, die zuvor mit einigen Tropfen verdünnter Schwefelsäure angesäuert wurde, fügt man 3-4 Tropfen Kaliumnitratlösung (bzw. Wp) zu. Diese Mischung wird vorsichtig mit ca. 1 ml konz. Schwefelsäure unterschichtet, indem man diese aus einer Pipette an der Wand des leicht schräg gehaltenen Reagenzglases herunterlaufen lässt. An der Berührungszone wässrige Schicht / konzentrierte Schwefelsäure bildet sich ein braunvioletter Ring, der auf die Anwesenheit von Nitrat hindeutet. Nach Beendigung des Versuchs ist das Reagenzglas mit der konz. Schwefelsäure vorsichtig zu reinigen, indem man den Inhalt langsam in eine größere Wassermenge gießt. 3.2.5 Phosphat Ammoniummolybdatlösung fällt aus einer phosphathaltigen salpetersauren Probelösung das gelbe Ammoniumsalz der Dodecamolybdatophosphorsäure H 3[PMo 12O 40], einer sogenannten Heteropolysäure. Auf 12 Atome Mo entfällt nur 1 Atom P, deshalb Überschuss an Reagenzlösung verwenden!. HPO 4 23 H 3 NH 4 12 MoO 4 (NH 4 ) 3 [PMo 12 O 40 ] 12 H 2 O (15) gelber Niederschlag Zu einigen Tropfen der mit verdünnter Salpetersäure angesäuerten Phosphatlösung (bzw. Wp) gibt man 1 ml Ammoniummolybdatlösung und anschließend konzentrierte Salpetersäure. Allmählich fällt ein feinkristalliner, charakteristischer gelber Niederschlag aus, unter Umständen erst nach leichtem Erwärmen. Eine lediglich gelbe Lösung stellt noch keinen Nachweis dar. 3.2.6 Sulfid a) Nachweis mit Silbernitrat Bei Zugabe von Silbernitratlösung AgNO 3 zur Lösung von Sulfid-Ionen oder Schwefelwasserstoff H 2 S bildet sich ein schwarzer Niederschlag von Silbersulfid Ag 2 S. S 2 Ag Ag 2 S (16) schwarzer Niederschlag Dieser Niederschlag ist im Gegensatz zu weißem Silberchlorid AgCl (s. 3.2.2) in konzentrierter Salpetersäure löslich. Ag 2 S 2 H 2 Ag H 2 S (17) Zu einem Tropfen einer Na 2S-Lösung (bzw. Wp) gibt man wenige Tropfen Wasser und einen Tropfen Silbernitratlösung AgNO 3. Es bildet sich ein schwarzer Niederschlag von Silbersulfid Ag 2S. Dieser löst sich nach Zugabe einiger Tropfen konzentrierter Salpetersäure, gegebenenfalls unter schwachem Erwärmen, wieder auf. b) Nachweis mit Bleiacetatpapier Säuren bilden mit Sulfiden intensiv nach faulen Eiern riechenden, giftigen Schwefelwasserstoff H 2 S (Geruchsprobe), der auch durch Braun- bis Schwarzfärbung eines feuchten, mit Bleiacetatlösung getränkten Indikatorpapiers identifiziert werden kann. S 2 H H 2 S H 2 S (CH 3 COO) 2 Pb PbS 2 CH 3 COOH (18) brauner bis schwarzer Niederschlag Ein Tropfen einer Na 2S-Lösung (bzw. Wp) wird mit wenigen Tropfen verdünnter Salzsäure angesäuert. Anschließend wird rasch ein angefeuchteter Streifen Bleiacetat-Papier in das Reagenzglas geschoben und gegebenenfalls schwach erwärmt. Dabei darf die Lösung nicht in Berührung mit dem Indikator-Papier kommen. Eine braune bis schwarze Färbung zeigt die Anwesenheit von Sulfid an. 3.2.7 Acetat Beim Verreiben eines Acetats (Salz der Essigsäure) mit Kaliumhydrogensulfat KHSO 4 entsteht freie Essigsäure, die am typisch stechenden Geruch erkennbar ist. CH 3 COONa KHSO 4 NaKSO 4 CH 3 COOH (19) Geruch nach Essigsäure Ein Spatel Natriumacetat (bzw. feste Analysensubstanz) wird mit etwa der gleichen Menge an Kaliumhydrogensulfat in einem Mörser intensiv miteinander verrieben. Es tritt der typisch säuerliche Geruch nach Essigsäure auf. Achtung: Beim Verreiben fester Chloride mit KHSO 4 kann HCl-Gas freigesetzt werden, welches im Gegensatz zu Essigsäure scharf-stechend riecht. Vergleichen Sie den unterschiedlichen Geruch von gasförmiger HCl und Essigsäure, indem Sie parallel festes Natriumchlorid mit KHSO 4 verreiben.

7 4 Kontrollfragen 4.1 Erläutern Sie den theoretischen Hintergrund für das Zustandekommen der Linienspektren der Atome! (Antwort in zwei Sätzen möglich!) 4.2 Berechnen Sie den Massenanteil des Metalls im Ammoniummolybdat-Tetrahydrat (Formel: (NH 4 ) 2 MoO 4. 4 H 2 O) in Prozent! 4.3 Begründen Sie den Verlauf der Reaktion im Anionennachweis 3.2.7 über die pks-werte! 4.4 Geben Sie für die folgenden Komplexe die gesuchten Namen und Größen an: Formel Name Koordinationszahl Ladung OZ Zentralatom [Mn(H 2 O) 6 ] 2 [Al(OH) 4 ] - OZ - Oxidationzahl 4.5 Formulieren Sie die Fällungsreaktion von Chlorid-Ionen mit Silbernitratlösung und die anschließende Auflösung des Niederschlags mit Ammoniaklösung! Begründen Sie, warum viele schwerlösliche Ionenverbindungen durch die Bildung von Komplexen wieder in Lösung gebracht werden können? 4.6 Mn 2 -Ionen können aus Rohwässern durch Zugabe von OH - -Ionen als schwerlösliches weißes Mn(OH) 2 ausgefällt und abgetrennt werden! Bei welchem ph-wert wird der Grenzwert von 0,02 mg Mn 2 / L Trinkwasser erreicht? Schreiben Sie zunächst das Dissoziationsgleichgewicht für Mn(OH) 2 auf und formulieren Sie das Löslichkeitsprodukt dieser Verbindung! K L (Mn(OH) 2 ) = 2. 10-13 mol 3 / L 3 4.7 Ermitteln Sie die Stöchiometriekoeffizienten für die Umsetzung von Mangan(II)-Ionen mit Brom in basischer Lösung (Gleichung 3) und Eisen(II)-Ionen mit Nitrat-Ionen in saurer Lösung (Gleichung 13) durch systematisches Vorgehen, indem Sie zunächst die Elektronenbilanz, danach die Ladungsbilanz und zuletzt die Stoffbilanz dieser Redoxreaktion berücksichtigen! 5 Arbeitsschutz im chemischen Praktikum Für die in diesem Versuchskomplex durchzuführenden Laborarbeiten, insbesondere den Umgang mit Gefahrstoffen, gelten die folgenden, in der Arbeitschutzunterweisung erläuterten, Betriebsanweisungen (BA) nach 20 Gefahrstoffverordnung: 1) Arbeitsplatzbezogene BA (Allgemeine Laborordnung des Praktikumslabors) 2) Stoffbezogene BA für die laut Praktikumsvorschrift verwendeten Stoffe und Zubereitungen Die Betriebsanweisungen sind Bestandteil der Versuchsvorschrift und hängen im Labor aus! Erste Hilfe bei Unfällen wird durch das Lehrpersonal organisiert. Ersthelferin ist Frau Dipl.-Chem. U. Greif.

8 6 Literatur 6.1 E. Schweda, Jander/Blasius, Anorganische Chemie I, Einführung & Qualitative Analyse, 17. völlig neu bearb. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 2011 6.2 E. Gerdes, 2. korr. und überarb. Auflage, Qualitative Anorganische Analyse, Springer, 2000 6.3 J. Hoinkis, E. Lindner, 14. Auflage, Chemie für Ingenieure, Wiley-VCH, 2015 6.3 R. Pfestorf, H. Kadner; Chemie - ein Lehrbuch für Fachhochschulen, 8. Auflage, Verlag Harri Deutsch, Thun und Frankfurt am Main, 2006 03/2016