Praktikum

PraktikumAllgemeine und Organische Chemie für Studenten der Fachrichtung Biologie (LA)1. Studienjahr, im Zeitraum vom 16. 2. bis 19. 2. 2009Das Praktikum findet im Haus 2 (August-Bebel-Strasse 6-8) statt. Die Versuche Komplexometrie,Oxidimetrie, Iodometrie und Potentiometrie werden in Gruppen zu zwei StudentInnendurchgeführt. Die Gruppen sind entweder für Vormittag oder für Nachmittag eingeteilt.PraktikumstageMontag – Donnerstag 8.00-12.00 sowie 13.00 bis 17.00 UhrEinführungsseminarFreitag, 13. 2. 2009, 15.00 Uhr, HS Neugasse 23. Die Teilnahme ist verpflichtend!Bezeichnung der VersucheKOPIKomplexometrieOxidimetriePotentiometrieIodometrieWeitere Hinweise:- Das Absolvieren der Seminarvorträge ist Bedingung für die Zulassung zum Praktikum.- Jeder Student hat sich vor dem Praktikum auf den jeweiligen Versuch vorzubereiten. DieVorbereitung umfasst insbesondere auch die Lösung der jeweiligen Aufgaben. Diese istvor Versuchsbeginn beim jeweiligen Assistenten abzugeben. UnzureichendeVorbereitung ist gleichbedeutend mit der Nichtteilnahme am Versuch.- Die Abgabe des Versuchsprotokolls hat vor Beginn des nächsten Versuchs zu erfolgen.Das richtige Versuchsprotokoll ist Voraussetzung für die Durchführung des nächstenVersuchs. Das Versuchsprotokoll wird noch während des Praktikums erstellt undabgegeben, da das Praktikumsbeispiel bei grobem Fehler am selben Tag wiederholtwerden muss.- Bitte Formelsammlung, Taschenrechner, Lineal und Laborkittel mitbringen.1

Arbeitsschutzbelehrung- Die Studierenden dürfen nur Arbeiten durchführen, die den ihnen gegebenenAnweisungen entsprechen (keine eigenmächtigen Experimente).- Die in den Laboratorien verfügbaren Chemikalien sind ausschließlich für Forschung undLehre bestimmt und dürfen keinesfalls außer Haus gebracht werden.- Gefahrenquellen, insbesondere Wasserlachen, Ölfilme oder verschüttete Chemikaliensind sofort zu beseitigen.- Laborkittel ist Pflicht (und muss mitgebracht werden, es werden keine Laborkittel imPraktikum zur Verfügung gestellt).- Pipettierbälle zum Füllen von Pipetten benutzen.- Chemikalienmenge so klein wie möglich halten.- Säuren und Laugen dürfen nicht in die Augen gelangen (Schutzbrille tragen).- Bei Unfällen und Verletzungen jeder Art ist sofort der Praktikumsassistent zubenachrichtigen.- Schadhaftes Material darf nicht verwendet werden.- In die Ausgüsse dürfen unter starker Verdünnung nur wasserlösliche Stoffe gegebenwerden, die nach der Schadstoffverordnung nicht reizend, mindergiftig, giftig oder sehrgiftig sind. Alle anderen Abfälle werden in Spezialbehältern im Laboratorium alsSondermüll gesammelt.- Am Ende jedes Praktikumsversuches säubert jeder Student/jede Studentin seinen/ihrenArbeitsplatz (inklusive der Glasgeräte).- Im Laborraum ist das Essen und Trinken verboten.- Im Institutsgebäude ist das Rauchen strengstens verboten.- Im Falle eines Brandes wird die Alarmierung der im Institut anwesenden Mitarbeiter undStudenten durch die Feurermeldeanlage bzw. durch den Ruf Feuer ausgelöst. InformierenSie sich, wo Feuerlöschmittel platziert sind.- Durch den Praktikumsassistenten wird sichergestellt, dass im Falle einer Evakuierungalle Apparaturen abgestellt werden und über Fluchtwege alle Studenten das Institutverlassen. Der Sammelplatz befindet sich direkt vor dem Institutsgebäude.2

Praktikumsprotokoll(Muster)Name, VornameOrt, DatumPraktikumsaufgabe:Chemische Gleichung:Kurze Versuchsbeschreibung:Verbrauch:1. ml (Titrator) mg (Titrand)2. ml (Titrator) mg (Titrand)3. ml (Titrator) mg (Titrand)_________________________________________________Ergebnis (Mittelwert)mg (Titrand) / 100 ml LösungAufgaben:Bewertung (durch den Assistenten):3

Prinzip der MaßanalyseZiel einer Titration (Maßanalyse) ist die Bestimmung der in einer Lösung des Stoffes B (dem Titrand)vorhandenen Stoffmenge n B , seiner Masse m B oder der Konzentration c B der Lösung. Dazu wird derStoff B in einer Reaktion mit einem Stoff A (dem Titrator) umgesetzt. Diese Reaktion kann einea) Säure-Base-Reaktion,b) Redox-Reaktion oderc) Komplexbildungs-Reaktionmit der allgemeinen ReaktionsgleichungaA + bB → cC + ...sein. A wird in der Regel in Form einer Lösung portionsweise zugegeben. Von dieser Lösung ist dieKonzentration c A bekannt. Ist die Reaktion abgelaufen, so kann man über den Verbrauch anzugegebenem A mit Hilfe des aus der Reaktionsgleichung abzulesenden Stoffmengenverhältnisseszwischen A und B die vorhandene Stoffmenge B bestimmen. Konkret misst man meistens die Mengedes verbrauchten Volumens der A-enthaltenden Lösung. Aus dem Volumen lässt sich mit Hilfe derbekannten Konzentration der Lösung A die Stoffmenge n A bestimmen. Durch dasStoffmengenverhältnis zwischen A und B bestimmt man n B , wodurch m B und c B zugänglich sind.Wichtig ist die eindeutige Bestimmung des Punktes an dem die Reaktion beendet ist, des sogenanntenÄquivalenzpunktes. Diese Bestimmung kann auf mehrere Art und Weisen erfolgen, beispielsweisedurch den Farbumschlag eines Indikators.Praktische Durchführung1. Analyse (Titrand) im 100 ml Maßkolben bis zur Ringmarke mit deionisiertem Wasserauffüllen, so dass der unteren Rand des Flüssigkeitsmeniskus und die Ringmarke aufgleicher Höhe sind. Für die letzten Milliliter Tropfpipette benützen. (Anschließend:Zur Durchmischung schütteln!)TropfpipetteRingmarke →Maßkolben4

2. Bürette senkrecht befestigen und mit Lösung A spülen (Zum Befüllen Trichterverwenden). Erste Füllung verwerfen und mit Lösung A füllen. Soviel Lösungauslaufen lassen, bis der Flüssigkeitsstand im Skalenbereich der Bürette liegt.Flüssigkeitsstand notieren.3. Pipette mit der zu bestimmenden Lösung aus dem Maßkolben spülen. Lösungmit der Pipette unter Verwendung eines Pipettierballes entnehmen (keinesfallsmit dem Mund ansaugen!). Anschließend Pipette mit 20 ml der Lösung ausdem Maßkolben befüllen (Ringmarke beachten, gleiches Prinzip wie beiMaßkolben!) und diese in einen Erlenmeyer-Kolben überführen. DazuPipettenspitze an Glaswand anlegen, Lösung in den Erlenmeyer-Kolben laufenlassen und dabei auf richtigen Ausfluss achten.BürettePipettierballGrundsätzliches:- Volumenmessgeräte müssen sauber, vor allem absolut fettfrei sein!- Die Flüssigkeit muss die Glaswand gleichmäßig benetzen!- Pipette mit Titrand/Bürette mit Titrator vorher spülen!- Pipetten sind auf Ablauf justiert (Der letzte Tropfen verbleibt in derPipette)! Lösungen langsam ablaufen lassen (Faustregel: ein ml proSekunde)!- Überschüssige Titratorlösung oder Spüllösung nicht in die Vorratsgefäßezurückfüllen sondern verwerfen!5

4. Lösung im Erlenmeyer-Kolben mit dest. Wasser auf ein Volumen von ca. 100 mlauffüllen.5. Gegebenenfalls Indikator oder/und Pufferlösung zugeben.6. Maßlösung (Titrator) aus der Bürette in kleinen Mengen (in der Nähedes Äquivalenzpunktes tröpfchenweise) zugeben und Kolben dabeileicht schütteln. Den an der Ablaufspitze haftenden Tropfen an derInnenwand des Vorlagegefäßes abstreichen, er gehört zum dosiertenVolumen.7. Verbrauch an Maßlösung mit Hilfe des Schellbach-Streifens der Büretteablesen (Meniskus in Augenhöhe betrachten; es erscheinen zwei gleichlange, verschieden breite Keile; dort ablesen, wo sich beide Keile berühren).Flüssigkeitsstand in der Bürette notieren.← Ablaufspitze↓ Schellbach-Streifen8. Bestimmung mindestens dreimal durchführen. Anschließend Berechnungder Masse des in der Analyse enthaltenen Titranten vornehmen.6

StöchiometrieAllgemeine Reaktionsgleichung:aA + bB → cC + dDB- quantitativ zu bestimmender Stoff (Titrand)A- Maßlösung (Titrator) bekannter Konzentration c AC und D- Reaktionsproduktea, b, c, d- StöchiometriezahlenÄquivalenzpunkt:Am Äquivalenzpunkt gilt: n A : n B = a : b (1)n x - Stoffmenge des jeweiligen Stoffes, wobei: n x = c x ≅ v x (2)bzw.: n x = m x : M x (3)v x - Volumen des Stoffes xm x - Masse des Stoffes xM x - molare Masse des Stoffes xZu berechnende Größen:Stoffmenge Titrand (aus (1)): n B = (n A ≅ b) : a (4)mit (2): n B = (c A ≅ v A ≅ b) : a (5)Masse Titrand (aus (3) und (5)): m B = n B ≅ M B (6)Konzentration Titrand (aus (2) und (5)): c B = n B : v B (7)7

- Versuch K -Quantitative Bestimmung von Mg 2+ -Ionen durch komplexometrische TitrationDieses Experiment kann als Modellversuch zur Bestimmung der Wasserhärte (DeutscherHärtegrad: 1 d = 10 mg CaO/l = 7.19 mg MgO/l) angesehen werden.Die Mg 2+ -Ionen haltige wässrige Lösung versetzt man bei pH = 10 mit dem Indikator Erio-T.Der blaue Indikator bildet mit den Mg 2+ -Ionen der Lösung eine Komplexverbindung mit roterFarbe. Anschließend titriert man die Lösung mit einer Komplexon-Lösung(Dinatriumethylendiamintetraacetat) bekannter Konzentration entsprechend derReaktionsgleichung:Mg-Indikator-Komplex + Komplexon → Mg-Komplexon + Indikator(rot) (farblos) (farblos) (blau)bis zum Äquivalenzpunkt, an dem ein Farbumschlag von rot nach blau erfolgt.VersuchsdurchführungDie Bürette wird mit Komplexon-Lösung gefüllt. Mit einer Pipette werden 20 ml Mg-Salzlösung in einen Erlenmeyer-Kolben überführt und auf etwa 100 ml mit dest. Wasserverdünnt. Danach gibt man zu der Lösung im Erlenmeyer-Kolben etwa 5 ml Pufferlösungund eine Spatelspitze Erio-T. Mit der Komplexon-Lösung wird bis zum Farbumschlag vonrot nach blau titriert. Die Bestimmung wird dreimal durchgeführt. Es ist die Masse desüberführten Magnesiums und daraus durch Mittelwertbildung die Masse an Mg 2+ , die in dem100 ml Maßkolben vorgelegen hat zu berechnen.Aufgaben: Zeichnen Sie den Mg-EDTA-Komplex. Was ist eine Komplex-Bindung und wiegroß ist die Koordinationszahl im Mg-EDTA-Komplex? Wie bezeichnet manKomplexbildner mit KZ > 1 und was ist für diese Komplexe charakteristisch hinsichtlichihrer Stabilität?9

-Versuch O -Quantitative Bestimmung von Eisen (II) durch manganometrische TitrationNatürliche Wässer enthalten Stoffe, die durch Oxidationsmittel (z.B. durch KMnO 4 oderK 2 Cr 2 O 7 ) oxidiert werden. Die dafür erforderliche äquivalente Menge an molekularemSauerstoff in mg/l Wasser ("Chemischer Sauerstoffbedarf") kann man durch einepermanganometrische Titration bestimmen. Im gegebenen Fall dient in Wasser gelöstes Fe 2+als Reduktionsmittel.Bei einer manganometrischen Titration ist das Hinzufügen eines Indikators nicht erforderlich,da sich die violette Kaliumpermanganat-Lösung bis zum Erreichen des Äquivalenzpunktesgemäß der Gleichung:2+ −+ 2+ 3++4+3⎯⎯→ + +25Fe MnO 8H O Mn 5Fe 12H O( violett) ( farblos)in eine nahezu farblose Mn 2+ -Salzlösung umsetzt. Erst am Äquivalenzpunkt färbt ein geringerKMnO 4 -Überschuß die Lösung deutlich rosa bis violett.VersuchsdurchführungDie Bürette wird mit KMnO 4 -Lösung gefüllt. Mit einer Pipette werden 20 ml Fe 2+ -Lösung ineinen Erlenmeyer-Kolben überführt und mit dest. Wasser auf etwa 100 ml verdünnt undtitriert.Die Titration ist beendet (Äquivalenzpunkt!), wenn 1-2 Tropfen der KMnO 4 -Lösung einebleibende Rosafärbung bewirken. Die Titration ist dreimal durchzuführen. Es ist die Massedes überführten Fe 2+ und daraus durch Mittelwertbildung die Masse an Mohr’schem Salz, diein dem 100 ml Maßkolben vorgelegen hat, zu berechnen.Aufgaben: Wie lautet der Zusammenhang zwischen Molarität m und Normalität n? Wie großist daher die Molarität einer 0.1 n KMnO 4 -Lösung im Sauren bzw. im Basischen? 20 ml einerNatriumoxalat-Lösung werden mit einer 0.03 m KMnO 4 -Lösung titriert. Der Verbrauchbeträgt 8.4 ml. Stellen Sie die Reaktionsgleichung (inklusive Teilgleichungen für dieOxidation und Reduktion) auf. Berechnen Sie die Molarität und die Normalität derNatriumoxalat-Lösung!10

- Versuch P -Neutralisationstitration zur Bestimmung von Phosphorsäure(Potentiometrische Titration)Mit dem Wasser kommen in allen biologischen und zahlreichen chemischen Systemen auf Grund desDissoziationsgleichgewichtes auch einfach positiv geladene Wasserstoffionen (Protonen) vor. DieWasserstoffionen treten in wässriger Lösung nicht frei auf, sondern sind hydratisiert und werden deshalb häufigals Hydroniumionen H 3 O + bezeichnet.Ausgehend vom System Wasser definierten Lowry und Brønsted den Säure-Basen-Begriff wie folgt: Säurensind Verbindungen, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren) und Basen sind Verbindungen,die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Brønsted-Säuren sind zum Beispiel HCl, NH 4 + ,HCO 3 ; Beispiele für Brønsted-Basen sind NH 3 , H 2 N-NH 3 + , ClO 4 - , sie können also neutral, anionisch, oderkationisch sein. In wässrigen Systemen dissoziieren starke Säuren und Basen vollständig zu H 3 O + und OH - .Zur Angabe ob eine Lösung sauer, basisch oder neutral ist, verwendet man die als pH-Wert bezeichneteMaßzahl, welche definiert ist als der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität (auchWasserstoffionenkonzentration) der Lösung. Wenn Säuren mit Basen reagieren spricht man von einerNeutralisationsreaktion. Bei dieser Reaktion gehen Protonen von einem Reaktionspartner an den anderen über,wobei sich die Konzentration der Wasserstoffionen und somit auch der pH-Wert der Lösung ändert.Ein maßanalytisches Verfahren zur exakten Bestimmung einer Säurekonzentration ist dieNeutralisationstitration. Hier wird langsam portionsweise eine genau eingestellte Base, z.B. Natronlauge zueiner Säurelösung unbekannter Konzentration gegeben. Während der dann stattfindendenNeutralisationsreaktion ändert sich der pH-Wert der Lösung bis hin zum Neutralpunkt. Das erreichen desNeutralpunktes und somit des Endpunktes der Titration kann z.B. durch Farbänderung eines zugegebenenIndikatorfarbstoffes angezeigt werden. Ein anderes Verfahren, die potentiometrische Methode zur Bestimmungdes pH-Wertes, beruht auf der Messung der Spannung galvanischer Zellen mit Elektroden (z.B. Glaselektrode),deren Galvani-Spannung von der Wasserstoffionenaktivität abhängt. Das elektrochemische Potential der hierbeizu messenden Ionen ist eine Funktion der Konzentration. Am Neutralpunkt ändert sich die Konzentration derIonen sprunghaft, gleichzeitig tritt ein Potentialsprung auf, der den Endpunkt der Titration anzeigt. Aus der biszum Neutralpunkt zugegebenen Menge an Base läßt sich die Konzentration der vorliegenden Säurezurückrechnen.Im Praktikumsbeispiel soll durch potentiometrische Titration mit einer 0.1 molaren Natronlauge die Masse einerPhosphorsäure entsprechend der Reaktionen:Versuchsdurchführung:NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O2 NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2 H 2 OMit einer Pipette sind 20 ml Phosphorsäure aus dem Maßkolben in ein Becherglas zu übertragen und mit etwa50 ml dest. Wasser zu verdünnen. Zur pH-Messung dient eine Glaselektrodenmesskette (Glaselektrode, äußereAbleitelektrode, Kleinrührer) in Verbindung mit einem pH-Meßverstärker (Meßeinrichtung ist vorher mit Hilfevon Bezugspuffern kalibriert worden ⇒ Einstellung nicht verändern!).Es ist portionsweise Natronlauge (ca. 0.2 ml) aus der Bürette zur Phosphorsäure zuzugeben. Dabei wird sowohldas Volumen der zugefügten Natronlauge als auch der pH-Wert notiert. Die Zugabe der Natronlauge wird erstdann beendet, wenn der pH > 11 ist. Die Titration wird mind. zweimal wiederholt. Die Tabellenwerte sind in einDiagramm auf Millimeterpapier zu übertragen und die Äquivalenzpunkte sind zu bestimmen. Die Masse anPhosphorsäure, die in dem 100 ml Maßkolben vorgelegen hat, ist anzugeben.Aufgaben:1. Informieren Sie sich zu den Begriffen Dissoziation, Säure-Base-Theorien, Neutralisation, Neutralpunkt undÄquivalenzpunkt!2. Geben Sie die Reaktionsgleichung für die Reaktion von HCl mit NaOH an! Skizzieren Sie den möglichenDiagrammverlauf, welche Bedeutung hat der Wendepunkt im Diagramm?3. In der praktischen Übung wird die potentiometrische Titration von Phosphorsäure (H 3 PO 4 ) durchgeführt. Wieviele Äquivalenzpunkte sind in diesem Fall zu erwarten?11

- Versuch I -Iodometrische Bestimmung von Traubenzucker (D-Glucose)Traubenzucker oder D-Glucose ist eine Aldohexose und besitzt in der offenkettigen Form eineAldehydgruppe R – C(O)H. Unter geeigneten Bedingungen reagiert Traubenzucker alsReduktionsmittel, wobei die Aldehydgruppe in eine Carboxylgruppe bzw. in ein Carboxylat-Anionüberführt wird:− − −R− C(O)H + 3 OH →R− C(O)O + 2e + 2H2ODiese partielle Oxidation des Traubenzuckers erfolgt bei der Traubenzucker-Bestimmung nachKOLTHOFF durch Iod in alkalischer Lösung:I22e − −+ → 2IDie Gesamtgleichung für die Redox-Reaktion lautet demzufolge:− − −R − C(O)H + I2 + 3OH →R − C(O)O + 2I + 2H2ODie Traubenzucker-Analysenlösung wird mit einem Iod-Überschuß versetzt, dessen Stoffmengebekannt ist. Nach einiger Zeit wird die für die partielle Oxidation des Traubenzuckers nichtverbrauchte Iodmenge, der Iod-Rest (v(Thio-Rest)), durch Titration mit einer Natriumthiosulfat-Maßlösung bestimmt:2− − 2−I2 + 2SO2 3→ 2I + SO4 6In einem Blindversuch ohne Traubenzucker wird der eingesetzte Iod-Überschuß (v(Thio-Üb.)) durchTitration mit Thiosulfat-Maßlösung ermittelt.Aus v(Thio-Üb.) und v(Thio-Rest) kann dann die Masse des Traubenzuckers in der vorgegebenenAnalysenlösung berechnet werden.VersuchsdurchführungAus dem Maßkolben werden 20 ml der hergestellten Glucose-Lösung in einen Erlenmeyerkolben mitSchliff überführt und mit 30 ml Iod-Lösung (Bürette) sowie mit 40 ml Natronlauge (Messzylinder)versetzt. Der Erlenmeyerkolben wird mit einem Stopfen verschlossen, geschüttelt und 5 Minutenstehen gelassen.Anschließend fügt man der Lösung im Erlenmeyerkolben 15 ml Salzsäure (Messzylinder) zu undtitriert den Iod-Rest mit der Natriumthiosulfat-Lösung (Bürette). Vor Erreichen desÄquivalenzpunktes, die Lösung ist noch schwach braungelb gefärbt, fügt man einige Tropfen Stärke-Lösung (Indikator) zu und titriert bis zur völligen Entfärbung.Für den Blindversuch gibt man in einen Titrierkolben anstelle der Lösung 20 ml Wasser. Der weitereVersuchsablauf analog. Zu berechnen ist die Masse des Traubenzuckers in der vorgegebenenAnalyselösung.Aufgaben:1.) Erklären Sie kurz folgende Begriffe:- Oxidation, - Reduktion, - Redoxreaktion, Geben Sie jeweils ein Beispiel an!2.) Bei der Oxidation von D-Glucose entsteht die entsprechende D-Gluconsäure. Zeichen Sie sowohlD-Glucose als auch D-Gluconsäure in der Fischer-Projektion und kennzeichnen Sie die Aldehyd- unddie Carboxylfunktion!3.) Warum gibt man gegen Ende der Titration einige Tropfen einer Stärke-Lösung zu? Erklären Siewas passiert!12