Seminaraufgaben - Fachrichtung Chemie Und Lebensmittelchemie

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Fakultät Mathematik und Naturwissenschaften, Fachrichtung Chemie und Lebensmittelchemie, Anorganische Chemie I http://fc04.deviantart.net/fs71/i/2013/106/d/4/titration_by_conviley-d61xy59.png SEMINARAUFGABEN CHEMISCHE REAKTIONEN IN DER ANORGANISCHEN CHEMIE LEHRAMTSBEZOGENE STUDIENGÄNGE MIT CHEMIE ALS KOMBINATIONSFACH TU Dresden, Sommersemester 2016 Fakultät Mathematik und Naturwissenschaften Professur für Anorganische Chemie I TU Dresden 01062 Dresden Ansprechpartner: Dr. Anja Günther Neubau Chemische Institute, Raum 484 Telefon: 0351 463 32029 E-Mail: [email protected] Allgemeines Das Seminar „Chemische Reaktionen in der anorganischen Chemie“ für lehramtsbezogene Studiengänge mit Chemie als Kombinationsfach soll Ihnen als Hilfestellung beim Selbststudium dienen und die Vorlesungs- und Praktikumsinhalte vertiefen. Das Seminar ist dafür in 7 Seminarthemen untergliedert. Jedes Seminar beginnt mit einem allgemeinen Abschnitt, der nochmals auf Definitionen von Begriffen oder Beschreibungen von Modellen und Zusammenhängen hinweist. Dieser allgemeine Teil erhebt keinen Anspruch auf Vollständigkeit und dient dazu, Sie auf Schwerpunkte des Seminars hinzuweisen. Arbeiten Sie diesen Abschnitt bitte vor dem Seminar selbstständig durch. Sollten sich dabei Fragen ergeben, so können Sie diese gerne im Seminar stellen. Der betreuende Assistent wird ohne Nachfragen der Studenten nicht explizit auf die Spiegelstriche im allgemeinen Abschnitt eingehen. Der Schwerpunkt des Seminars liegt bei den Aufgaben, die dem allgemeinen Teil folgen. Insbesondere diese Aufgaben sollten Sie im Voraus bearbeiten. Der betreuende Assistent wird diese Aufgaben nicht vorrechnen, sondern die Studenten werden dazu aufgefordert die Aufgaben an der Tafel zu lösen. Sollten dabei Schwierigkeiten auftreten, so werden diese gemeinsam in der Gruppe diskutiert. 2 1. SEMINAR: MI 27.04.2016, 1. DS CHE 398 THERMODYNAMISCHE GRUNDLAGEN CHEMISCHER REAKTIONEN, MASSENWIRKUNGSGESETZ Selbststudium: I. - II. - - III. - Physikalisch-chemische Grundlagen chemischer Reaktionen Erklären Sie die Unterschiede chemischer Reaktionen in einem offenen, geschlossenen und abgeschlossenem System! Wie lautet der 1. Hauptsatz der Thermodynamik und was sagt dieser aus? Gehen Sie allgemein auf die Reaktionsenthalpie, Reaktionsenthropie und die freie Reaktionsenthalpie ein sowie auch auf diese Größen unter Standardbedingungen! Was besagt der 2. Hauptsatz der Thermodynamik? Das chemische Gleichgewicht und das Massenwirkungsgesetz Was ist das chemische Gleichgewicht? Erklären Sie dieses anhand einer ausgewählten Reaktion! Wie wird das Massenwirkungsgesetz auf Reaktionen angewendet? Wenden Sie dieses auf verschiedene Reaktionstypen an! Wie ist die Gleichgewichtskonstante K definiert und von welcher Größe ist diese abhängig? Wie können Sie das chemische Gleichgewicht beeinflussen? Erläutern Sie das Prinzip des kleinsten Zwangs! Gehen Sie auf die drei Größen ein mit denen das chemische Gleichgewicht beeinflusst werden kann und erläutern Sie anhand von Beispielen den Einfluss der Größen auf die Lage des Gleichgewichts! Reaktionskinetik Geben Sie die Gleichung für die Reaktionsgeschwindigkeit der Reaktion erster Ordnung A + B ⇌ C an. Wie hängt die Geschwindigkeitskonstante von der Temperatur ab? Gehen Sie hierzu auch auf die Arrhenius-Gleichung ein! Was ist die Aktivierungsenergie? Wie kann sie beeinflusst werden und was sind Katalysatoren? Geben Sie in einem Diagramm (Auftragung Reaktionsverlauf – Energie) den Verlauf einer Reaktion mit und ohne Katalysator an! Die Lage des chemischen Gleichgewichts wird wie verändert? 3 Aufgaben zum Seminar 1: 1.1 In einer Untersuchung sollte der zeitliche Verlauf der Verseifungsreaktion von Propionsäureethylester in alkalischer wässriger Lösung bestimmt werden, die nach folgender Reaktionsgleichung abläuft: C6H5-COOC2H5 + OH-  C2H5-COO- + C2H5OH Dazu wurde eine Lösung hergestellt, bei der die Anfangskonzentrationen von Ester und Natronlauge gleich waren, nämlich jeweils 0,025 mol/L. Zu verschiedenen Zeiten t wurden aus dem Reaktionsgemisch Proben entnommen und die Hydroxidionen-Konzentrationen durch Titration mit Säure bestimmt. Bei 20 °C erhielt man nach Ablauf der angegebenen Reaktionszeiten folgende Titrationsergebnisse: t (min) c(OH-) · 103 mol/L 0 25 5 15,53 10 11,26 20 7,27 60 3,01 Zeigen Sie, dass die Verseifungsreaktion nach zweiter Reaktionsordnung verläuft und bestimmen Sie die Geschwindigkeitskonstante. 1.2 1.3 Berechnen Sie mit Hilfe der folgenden Angaben die Reaktionsenthalpie der Hydrierung von Ethen C2H4 zu Ethan C2H6. C2H4(g) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 2 H2O(l) 2 C2H6(g) + 7 O2(g)  4 CO2(g) + 6 H2O(l) H1 = -1411 kJ H2 = -3121 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H3 = -286 kJ molare Die molare Verbrennungsenthalpie von Butan C4H10(g) bei 25 °C und 1,0132 bar zu CO2(g) und H2O(l) beträgt -2881 kJ/mol. Die molaren Bildungsenthalpien von CO2(g) und H2O(l) sind -394 kJ/mol bzw. -286 kJ/mol. Berechnen Sie a) die molare Bildungswärme von Butan bei konstantem Druck und b) die molare Verbrennungswärme von Butan bei konstanten Volumen. 4 2. SEMINAR: MI 11.05.2016, 1. DS CHE 398 LÖSLICHKEIT UND FÄLLUNG, GRAVIMETRIE Selbststudium: I. - II. - - III. - Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt Was ist die Löslichkeit? Wie ist das Löslichkeitsprodukt definiert? Geben Sie das Löslichkeitsprodukt von mindestens drei selbst gewählten Beispielen an! Wie kann die Löslichkeit beeinflusst werden? Geben Sie eindeutige Beispiele an! Fällungstitration Welche Voraussetzungen muss eine chemische Reaktion erfüllen, damit sie als Grundlage einer maßanalytischen Fällungstitration dienen kann? Beschreiben Sie die Fällungstitration mit Hilfe der Argentometrie! Gehen Sie hierbei auf alle Aspekte ein, wie z. B. welchen Einfluss die Konzentration und die Löslichkeitsprodukte haben! Wie erfolgt die Endpunkterkennung? Wie sieht die Titrationskurve bei einer Fällungstitration aus und wie kann der Äquivalenzpunkt bestimmt werden? Beschreiben Sie die Chloridbestimmung nach Mohr! Warum muss die Chromatkonzentration genau eingehalten werden? Titrationsfehler und ihre Angabe (Diskussion am Beispiel der im Praktikum durchgeführten Fällungstitration): systematische und zufällige Fehler, Angabe des Resultates einer analytischen Bestimmung (Mittelwert, Standardabweichung). Gravimetrie Was ist die Fällungsform und was ist die Wägeform in der Gravimetrie? Welche Eigenschaften muss die Fällungsform bzw. Wägeform aufweisen? Welche Fehlerquellen gibt es bei der gravimetrischen Bestimmung? Wie können diese Fehler verringert werden? Wie ist der gravimetrische Faktor definiert? Sollte er klein oder groß sein? Wie gehen Sie bei der gravimetrischen Nickelbestimmung vor? 5 Aufgaben zum Seminar 2: 2.1 Zur gravimetrischen Bestimmung des Silbergehalts einer Münze wurde eine 0,687 g schwere Probe in verdünnter Salpetersäure in Lösung gebracht und das Silber durch Zugabe eines Überschusses von Chloridionen ausgefällt. Der abfiltrierte Niederschlag wog nach der Trocknung bei 110 °C 350,5 mg. Berechnen Sie den Massenanteil an Silber in der Münze in %. 2.2 Zur Bestimmung des Aluminiumgehaltes in kristallwasserhaltigem Aluminiumsulfat Al2(SO4)3 · x H2O wird eine Probe des Salzes von 0,63 g in Wasser gelöst und mit einem Überschuß an wässriger Ammoniaklösung versetzt. Der gebildete Al(OH)3-Niederschlag wird abfiltriert, ausgewaschen, getrocknet und durch Glühen in Al2O3 überführt. Die Masse des Glührückstands ist 0,1 g. Welchen Massenanteil an Aluminium enthält das Sulfat? 2.3 Das Löslichkeitsprodukt von CaCO3 beträgt 4,8*10-9mol2/L2! Wie viel mol bzw. mg CaCO3 lösen sich in einem Liter Wasser? 2.4 Berechnen Sie die Löslichkeit von Bariumsulfat, dessen Löslichkeitsprodukt KL (BaSO4) = 1 · 10-10 mol2/L2 beträgt. 2.5 Berechnen Sie a) die Löslichkeit von Silberchromat, dessen Löslichkeitsprodukt KL = 2 · 10-12 mol3/L3 beträgt und b) die Löslichkeit der Silberionen. 2.6 Ein Niederschlag von BaSO4 wird mit Na2CO3-Lösung digeriert, bis sich das Lösungsgleichgewicht eingestellt hat. Berechnen Sie a) das Konzentrationsverhältnis c(SO42-)/c(CO32-) in der Lösung und b) die Masse des im Gleichgewichtszustand in Lösung gegangenen BaSO4. Im Gleichgewicht beträgt c(CO32-) = 2 mol/L. Das Volumen der Lösung ist 100 mL. KL(BaSO4) = 1 · 10-10 mol2/L2 und KL(BaCO3) = 8,1 · 10-9 mol2/L2 bei 25 °C. 2.7 Bestimmen Sie den gravimetrischen Faktor für die Fällung von Ni2+ mit Dimethylglyoxim. 6 3. SEMINAR: MI 25.05.2016, 1. DS CHE 398 SÄURE-BASE-TITRATION – THEORIE UND PRAXIS Selbststudium: I. - - II. - - III. - Grundlagen Säure-Base-Theorien und pH-Wert Berechnungen Welche Säure-Base-Theorien gibt es? Beschäftigen Sie sich mit den Theorien nach Arrhenius, Brönstedt und Lowry und Lewis genau! Vergleichen Sie die unterschiedlichen Säure-Base-Theorien indem Sie diese in Tabellenform gegenüber stellen! Gibt es Säuren die nach der einen Definition Säuren sind und nach der anderen nicht? Finden Sie dazu Beispiele! Was ist eine Protolysereaktion? Erklären Sie das anhand von Beispielreaktionen! Was verstehen Sie unter Ampholyten? Was ist der Unterschied zwischen starken und schwachen Ampholyten? Geben Sie Beispiele an! Wie ist der pH-Wert definiert? Wie wird der pH-Wert für starke/schwache Säuren/Basen und für Salze berechnet? Wie wird die Säuren- bzw. Basenkonstante berechnet? Wählen Sie dazu eine Beispielreaktion! Was ist ein Puffersystem und wie „wirkt“ es (Beispiele)? Wie wird der pHWert einer Pufferlösung berechnet? Titrationskurven Wie verlaufen die Titrationskurven bei der Titration einer starken/schwachen Säure mit einer starken Base. Diskutieren Sie auf der Grundlage der Titrationskurven die Ermittlung des Äquivalenz- und Neutralpunktes. Was bestimmt die Indikatorwahl bei der Säure-Base-Titration? Warum sind Titrationen mit schwachen Titratorbasen oder -säuren unzweckmäßig? Titration mehrbasiger Säuren Was sind mehrbasige Säuren? Wie muss die Indikatorwahl getroffen werden, wenn man die ersten zwei Stufen der Phosphorsäure titrieren will? Warum ist die dritte Stufe der Phosphorsäure nicht ohne weiteres mit NaOH zu titrieren? 7 Aufgaben zum Seminar 3: 3.1 Berechnen Sie pOH, c(H3O+) und c(OH-) von Lösungen mit den pH-Werten a) 2,0 b) 5,2 c) 8,7 3.2 Berechnen Sie die Massenkonzentrationen in g/L und die + – Stoffmengenkonzentrationen in mol/L der H und OH -Ionen in neutralem Wasser bei 25 °C und 37 °C. Das Ionenprodukt des Wassers hat bei diesen Temperaturen Zahlenwerte von 1 · 10-14 und 2,6 · 10-14 mol2/L2. 3.3 Berechnen sie die pH-Werte des Wassers aus Aufgabe 3.1 bei den dort angegebenen Temperaturen. 3.4 10 mL einer Essigsäurelösung der Konzentration 0,2 mol/L wurden mit 10 mL Natronlauge mit c(NaOH) = 0,1 mol/L versetzt. Der pH-Wert dieser Lösung ist 4,65. Berechnen Sie die Säurekonstante der Essigsäure! 3.5 10 mL Ammoniaklösung mit einem NH3-Massenanteil von 25 % und der Dichte 0,91 g/mL werden mit 5 g Ammoniumchlorid versetzt und auf ein Gesamtvolumen von 100 mL verdünnt. Berechnen Sie die HydroxidionenKonzentration und den pH-Wert der Lösung. Die Basenkonstante des Ammoniaks ist KB = 1,8 · 10-5 mol/L und das Ionenprodukt des Wassers beträgt KW = 10-14 mol2/L2. 3.6 Zur Neutralisation von 20 mL einer Natronlauge der Dichte 1,072 g/mL wurden 34,8 mL Salzsäure der Äquivalentkonzentration c(HCl) = 1 mol/L verbraucht. Welchen Massenanteil an NaOH hatte die Lauge? 3.7 4,5 g festes technisches NaOH werden in Wasser gelöst und die Lösung auf ein Volumen von 1 L gebracht. 20 mL dieser Lösung verbrauchen bei der Titration bis zum Neutralpunkt 20,75 mL Salzsäure der Äquivalentkonzentration c(HCl) = 0,1 mol/L. Wieviel mL Wasser sind der restlichen Natronlauge zuzusetzen, damit sie die Äquivalentkonzentration c(NaOH) = 0,1 mol/L annimmt? Berechnen Sie auch den Massenanteil an reinem NaOH in der Ausgangsprobe. 8 4. SEMINAR: MI 08.06.2016, 1. DS CHE 398 REDOXGLEICHGEWICHTE Selbststudium: I. - - II. - - Reduktion und Oxidation Was sind Redoxreaktionen, Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel und Reduktionsmittel? Was ist die Oxidationszahl und wie werden die Oxidationszahlen bestimmt? Welche Regeln gibt es hierfür? Bestimmen Sie von folgenden Molekülen/Verbindungen die Oxidationszahlen der Elemente: Thiosulfation, Tetrathionation, Kaliumpermanganat, Sulfation, Sulfition, Kaliumperoxid, Kaliumhyperoxid Was ist eine Dis- bzw. Synproportionierung? Finden Sie Beispielreaktionen und erklären Sie diese eindeutig! Standardpotenzial, Nernst-Gleichung Was sind galvanische Halbzellen und galvanische Elemente? Erläutern Sie dies eindeutig an Beispielen! Was besagt die elektrochemische Spannungsreihe und wie sind die einzelnen Redoxpaare angeordnet? Wie werden die Standardpotenziale der Redoxpaare ermittelt? Welche Informationen kann man aus dem Standartpotential (E0) ziehen? Was ist das Redoxpotenzial und nach welcher Gleichung kann es berechnet werden? Wie sieht es mit der pH-Abhängigkeit von RedOx-Gleichungen aus? Geben Sie Beispiele an. Was ist das DANIELL-Element? Wie berechnet sich die elektromotorische Kraft für das DANIELL-Element? Aufgaben zum Seminar 4: 4.1 Wie groß ist die Änderung des Redoxpotentials in einer Lösung, die Mn 2+- und MnO4–-Ionen derselben Konzentrationen enthält, wenn durch Verdünnung der Lösung mit Wasser der pH-Wert von pH = 2 auf pH = 4 erhöht wird? 9 4.2 Berechnen Sie unter Verwendung der Redoxpotentiale die Gleichgewichtskonstante der Reaktion Cu(s) + 2 Ag+ ⇋ Cu2+ + 2 Ag(s). 4.3 Die EMK eines frisch hergestellten Daniell-Elementes, bei dem die Konzentration der Kupferionen gleich groß war wie die der Zinkionen, betrug bei 25 °C 1,10 Volt. Nach Stromentnahme aus dem Element war die Konzentration der Kupferionen auf 0,001 mol/L gesunken und die der Zinkionen auf 0,4 mol/L gestiegen. Wie groß war nun die EMK des Elementes? 4.4 Überprüfen Sie, ob und in welchem Umfang folgende Reaktionen aus thermodynamischer Sicht ablaufen können: a) 8 Fe2+ + ClO4– + 8 H+  8 Fe3+ + Cl– + 4 H2O (pH = 0) b) I2 + 2 Br–  2 I– + Br2 c) 4 MnO4– + 12 H+  5 O2 + 4 Mn2+ + 6 H2O (pH = 0) Red/Ox: I–/I2 E° : 0,54 4.5 Br–/Br2 1,07 Cl-/ClO4– 1,34 Fe2+/Fe3+ 0,77 Mn2+/MnO4– 1,52 H2O/O2 1,23 Vervollständigen Sie die nachstehenden Reaktionsgleichungen! a) I– + IO3– ⇋ I2 + b) NO2 + H2O ⇋ HNO3 + NO c) MnO4– + Mn2+ ⇋ MnO2 d) ClO3– + As2S3 ⇋ Cl– + H2AsO4– + SO42e) I– + Br2 ⇋ IO3– + 4.6 Bei folgenden Reaktionen sollen Oxidation und Reduktion als Teilvorgänge formuliert und die Koeffizienten ermittelt werden: KMnO4 + H2SO4 + H2S → K2SO4 + MnSO4 + S + H2O K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + NaNO3 + H2O Mn(NO3)2 + HNO3 + NaBiO3 → NaMnO4 + NaNO3 + Bi(NO3)3 + H2O PH3 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H3PO4 + H2O As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO Cu + HNO3 (verd.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O K2Cr2O7 + CH3CH2OH + H2SO4 → CH3CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O As2O3 + Zn + HCl → AsH3 + ZnCl2 + H2O 10 5. SEMINAR: MI 22.06.2016, 1. DS CHE 398 KORROSION UND REDOXTITRATION Selbststudium: I. - II. - - Korrosion Erläutern Sie die Grundvorgänge der Korrosion! Welchen Schutz gibt es vor Korrosion? Geben Sie zunächst einen Gesamtüberblick zum Thema Korrosionsschutz und erläutern Sie einige Schutzmaßnahmen näher! Was ist ein Lokalelement? Was ist eine Opferanode? Maßanalytische Anwendung von Redoxreaktionen Vergleichen Sie die Säure-Base- und Redoxreaktionen Stellen Sie zunächst die Grundlagen der Redoxtitration eindeutig dar! Wie erfolgt die Berechnung der Äquivalentmasse? Welche Indikation gibt es bei Redoxtitrationen? Geben Sie einen Überblick über verschiedene Titrationsverfahren! Gehen Sie dabei genau auf die Cerimetrie, Manganometrie, Dichromatometrie, Bromatometrie und die Iodometrie ein! Beantworten Sie bezüglich der Iodometrie noch folgende Fragen: Wie funktioniert die RedOx-Titration von Cu2+ mit Thiosulfat? Warum wird Cu2+ zu Cu+ reduziert wo doch E0(Cu+/Cu2+) = +0,17V niedriger als E0(I-/I2) = +0,53V ist? Welche Reaktionen laufen bei der iodometrischen Bestimmung von Cu 2+ ab? Zeichnen Sie die Valenzstrichformeln der bei der Kupferiodometie beteiligten Schwefelverbindungen. Welche „real“- und pseudo-Struktur hat I3-? Wo ist der Unterschied zwischen „real“- und pseudo-Struktur? Welche Regeln sind bei dem VSEPR-Modell zu beachten? 11 Aufgaben zum Seminar 5: 5.1 Bei der Titerherstellung einer Kaliumpermanganatlösung werden 154 mg Natriumoxalat eingewogen und in Wasser gelöst. Die Lösung wird mit verdünnter Schwefelsäure angesäuert und nach dem Erwärmen mit der Permanganatlösung bis zur gerade bleibenden Violettfärbung des ersten Überschusses unverbrauchter MnO4– titriert. Dabei werden 22,50 mL Permanganatlösung verbraucht. Welche Äquivalentkonzentration hat die Permanganatlösung? 5.2 Ein Gemisch von Fe2O3 und ZnO wiegt 0,092 g. Es wird in Schwefelsäure gelöst und das Eisen(III)sulfat zu Eisen(II)sulfat reduziert. Bei der anschließenden Titration werden 18 mL Kaliumpermanganatlösung der Äquivalentkonzentration c(1/5 KMnO4) = 0,05 mol/L bis zum Erreichen des Äquivalentpunktes verbraucht. Berechnen Sie die Massenanteile Fe 2O3 und ZnO im Ausgangsgemisch. 5.3 Zur Titerherstellung von Natriumthiosulfatlösung verwendet man oft Kaliumdichromat als Urtitersubstanz. Bei der Titerherstellung einer bestimmten Thiosulfatlösung wurden 0,1281 g Kaliumdichromat eingewogen, in Wasser gelöst, mit Kaliumiodidlösung in geringem Überschuss versetzt und dann mit verdünnter Salzsäure angesäuert. Das freigesetzte I2 wurde mit der Thiosulfatlösung titriert. Kurz vor Erreichen des Endpunkts der Titration wurde Stärkelösung als Indikator zugesetzt. Verbrauch: 25,02 mL. Welche Äquivalentkonzentration hatte die Natriumthiosulfatlösung? 5.4 2 L ozonhaltige Luft wird durch eine Kaliumiodidlösung geleitet. Zur Titration des freigesetzten Iods werden 45 mL Natriumthiosulfatlösung der Äquivalentkonzentration cNa2S2O3 = 0,1 mol/L verbraucht. Berechnen Sie den Volumenanteil des Ozons in der Luft in %. 5.5 Geben Sie die „real“- und pseudo-Struktur folgender Moleküle an: SO3, ClO-, PCl5, XeF2, IOF5, BrF5 und IF7 12 6. SEMINAR: MI 06.07.2016, 1. DS CHE 398 KOMPLEXBILDUNGSGLEICHGEWICHTE Selbststudium: I. II. III. - Komplexverbindungen – allgemeine Grundlagen Erklären Sie den Aufbau von Komplexverbindungen (Liganden, Zentralatome, Geometrie …). Wie sind die Bindungsverhältnisse in Komplexverbindungen nach der Valenzbindungstheorie? Was besagt die 18-Elektronenregel? Wie sieht die räumliche Anordnung der Liganden aus? Was bedeuten Kernigkeit und Zähnigkeit von Komplexen? Geben Sie Beispiel an! Wie sieht die Nomenklatur von Komplexen aus? Geben Sie mehrere Beispiele an und erläutern Sie den Namen Schritt für Schritt! Geben Sie die Namen häufig verwendeter Liganden an! Komplexbildung und Komplexstabilität Wie sind die Gesamtkomplexbildungs- bzw. Bruttostabilitätskonstante sowie die Stufenkomplexstabilitätskonstante definiert? Was ist ein Chelatligand, -komplex und -effekt? Erläutern Sie Isomeriearten bei Komplexverbindungen! Komplextitration Erläutern Sie die Grundlagen der Komplextitration! Welche Indikatoren werden für Komplextitrationen eingesetzt? Gehen Sie besonders auf Eriochromschwarz T ein! Welche Titrationsarten kennen Sie in der Komplexometrie Vergleichen Sie Säure-Base-Titration, Redoxtitration und die komplexometrische Titration! Was ist Wasserhärte und wie entsteht diese? Was ist temporäre und permanente Wasserhärte? Wie kann die Wasserhärte komplexometrisch bestimmt werden? 13 Aufgaben zum Seminar 6: 6.1 Formulieren Sie Beispiele für die Bildung von kationischen, anionischen und Neutralkomplexen mit den Koordinationszahlen 2, 4, 6 und 8. 6.2 Die volumetrische Bestimmung von Aluminium in Gegenwart von Mangan, Magnesium und Kupfer ist durch komplexometrische Rücktitration mit Bismutnitratlösungen bei pH = 3,5 möglich. Bei diesem pH-Wert bilden Mangan und Magnesium so unbeständige Komplexe mit EDTA, dass diese die Titration nicht stören. Kupferionen werden mit Thioharnstoff maskiert, welcher gleichzeitig durch Bildung des gelben Bismutkomplexes als Indikator wirkt. Bei der Analyse verfährt man in folgender Weise: Die mit HNO 3 aufgeschlossene Probe wird mit Hexamethylentetramin (Urotropin) auf pH = 2 gebracht, 2 g Thioharnstoff hinzugefügt, mit 10 mL EDTA-lösung der Konzentration c = 0,1 mol/L versetzt und mit Ameisensäurelösung auf pH = 3,5 eingestellt. Nach einer Wartezeit von 10 min wird mit einer Bismutnitratlösung der Konzentration 0,1 mol/L langsam bis zum Farbumschlag farblos nach leicht gelb zurücktitriert. Bei einer solchen Analyse betrug die Einwaage 0,012 g und der Verbrauch an Bismutnitratlösung 4,16 mL. Welchen Massenanteil an Aluminium enthielt die analysierte Probe? 6.3 Ein Leitungswasser enthält 0,164 g Calciumhydrogencarbonat und 0,12 g Calciumsulfat pro Liter. Berechnen Sie die Gesamthärte des Wassers a) in mmol Ca2+-Ionen pro Liter b) in mg Ca2+-Ionen pro Liter c) in der früher verwendeten Einheit °DH. 6.4 Die temporäre Härte eines Wassers wurde durch Titration einer 100 mL Probe mit Salzsäure der Äquivalentkonzentration 0,1 mol/L bestimmt. Der HClVerbrauch betrug 4 mL. Berechnen Sie die temporäre Wasserhärte in mmol Ca2+-Ionen pro Liter. 6.5 Ein bestimmtes Leitungswasser hat eine Gesamthärte von 5,65 mmol Ca2+und Mg2+-Ionen pro Liter. Davon entfallen 2,1 mmol Ca2+- und Mg2+-Ionen pro Liter auf die permanente Härte. Wieviel g Kalk Ca(OH)2 und Soda müssen 1 m3 Wasser zur vollständigen Enthärtung zugesetzt werden? 14 7. SEMINAR: MI 13.07.2016, 1. DS CHE 398 BINDUNG IN KOMPLEXEN, EXTRAKTION, IONENAUSTAUSCHER Selbststudium: I. - - II. - - Ligandenfeldtheorie Wie erfolgt die Aufspaltung der d-Orbitale im Ligandenfeld? Erläutern Sie genau, auch anhand eindeutiger Beispiele, die Aufspaltung im oktaedrischen, tetraedrischen und quadratisch-planaren Ligandenfeld! Was sind high spin- bzw. low spin-Komplexe und wovon hängt es ab welcher Komplex entsteht? Farbigkeit von komplexen, Jahn-Teller-Effekt Erklären Sie die Ursache der Farbigkeit von Komplexen mit Hilfe der Ligandenfeldtheorie? Begründen Sie, warum eine [Cu(NH3)4]+ Lösung absolut farblos, eine [Cu(H2O)6]2+ Lösung schwach blau und eine [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ Lösung intensiv blau gefärbt ist. Erklären Sie den Begriff „Jahn-Teller-Verzerrung“ im oktaedrischen Ligandenfeld. III. - Extraktion Erläutern Sie das Grundprinzip der Extraktion! Welche Extraktionsverfahren gibt es? Wie kann die Verteilung eines Stoffes zwischen zwei Phasen ermittelt werden? Gehen Sie hierbei auf das Experiment „Ausschütteln von Iod mit Toluol“ ein! IV. Ionenaustauscher Wie ist das Funktionsprinzip von Ionentauschern? Wie ist eine Ionentauschersäule aufgebaut? Was für Ionenaustausch-Materialien gibt es? Wovon hängen die Ionenaustauschprozesse ab und sind sie reversibel? Wo finden Ionentauscher kommerziell Anwendung? - 15 Aufgaben zum Seminar 7: 7.1 Bestimmen Sie aus dem zu jedem Komplex gegebenen Wert von μexp, welche Verbindung in high-spin-Konfiguration vorliegt: [Fe(CN)6]3+ [CoF6]3[Co(NO2)6]4K2Mn(SO4)2 · 6 H2O (NH4)2Co(SO4)2 · 6 H2O 2,3 5,3 1,8 5,8 3,9 7.2 Welches magnetische Verhalten zeigen folgende Verbindungen? K3[Co(CN)6]; [Cr(en)3]2+; [Cr(en)3]3+; [Ni(NH3)6]2+; [Cr(H2O)6]2+; [Cr(H2O)6]3+; [Cu(NH3)4]2+ 7.3 Geben Sie die LFSE für die folgenden Komplexe [M(H2O)6]3+ (M = Sc, Ti, V, Cr) in Dq an. 7.4 Zur Bestimmung des Verteilungskoeffizienten von Iod zwischen Wasser und Tetrachlorkohlenstoff wurde eine verdünnte Lösung von Iod in Tetrachlorkohlenstoff mit Wasser geschüttelt. Danach bestimmte man in beiden Phasen durch Titration mit 0,05 mol/L Thiosulfatlösung den Iodgehalt. 400 mL wässrige Phase verbrauchten dabei 18,83 mL Thiosulfatlösung. 14,5 g Tetrachlorkohlenstoffphase verbrauchten 35,84 mL Thiosulfatlösung. Berechnen Sie den Verteilungskoeffizienten (bezogen auf 1000 g Tetrachlorkohlenstoffphase und 1 L wässrige Phase). 7.5 Wie viele mg Na+ sind in 100 mL NaCl-Lösung enthalten, wenn nach Ionenaustausch von 10 mL dieser Lösung 2,6 mL einer 0,1 M NaOH-Lösung verbraucht wurden und die entstandene HCl-Lösung zu neutralisieren. 16