Komplexgleichgewichte

Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
Prinzip
Zur Salzlösung, die das Zentralion enthält, fügt man in kleinen Mengen die Lösung des Liganden zu. Oft
treten schwerlösliche Zwischenprodukte auf, die sich nach Zugabe grösserer Mengen der Ligandlösung
unter Bildung der Komplexe wieder auflösen.
Lösungen:
Salzsäure
c(HCl) = 4 mol/l
Ammoniaklösung
c(NH 3 ) = 4 mol/l
Fe(NO 3 ) 3 -Lösung
c(Fe(NO 3 ) 3 ) = 0.1 mol/l, entfärbt mit Salpetersäure
Ammoniumthiocyanat-Lösung c(NH 4 SCN) = 1 mol/l
CuSO 4 -Lösung
c(CuSO 4 )= 0.3 mol/l
Al 2 (SO 4 ) 3 -Lösung
Natronlauge
c(NaOH) = 1 mol/l
NaCl-Lösung
c(NaCl)= 0.1 mol/l
KBr-Lösung
c(KBr)= 0.1 mol/l
KI -Lösung
c(KI) = 0.1 mol/l
AgNO 3 -Lösung
c(AgNO 3 )= 0.1 mol/l
Na 2 S 2 O 3 -Lösung
c(Na 2 S 2 O 3 )= 0.1 mol/l
Durchführung:
-
Verwenden Sie die Tabelle Komplexzerfallskonstanten und die Tabelle Löslichkeitsprodukte zur
Identifizierung der Komplexe resp. schwerlöslichen Salze.
-
Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Fällungen und die Komplexreaktionen, benennen
Sie die entstehenden Komplexe und notiere die Farben.
Experiment 1
-
In zwei RG je 2 ml Fe(NO 3 ) 3 -Lösung (c = 0.1 mol/l, entfärbt mit Salpetersäure) geben.
-
Im 1. RG tropfenweise Salzsäure (c = 4 mol/l) zugeben.
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................................................................................................................................................................
-
Im 2. RG tropfenweise Ammoniumthiocyanat-Lösung (NH 4 SCN) zugeben.
................................................................................................................................................................
................................................................................................................................................................
3+
Vor der Reaktion liegt der [Fe(H 2 O) 6 ] -Komplex (Hexaaqua-eisen(III)-Komplex) vor.
Experiment 2
-
In zwei RG je 1 ml CuSO 4 -Lösung (c = 0.3 mol/l) geben.
-
Im 1. RG 1 ml Salzsäure (c = 4 mol/l) zugeben, beobachten.
................................................................................................................................................................
................................................................................................................................................................
-
Anschliessend mit dest. Wasser stark verdünnen, beobachten. (Farbe immer von oben beobachten,
damit die Verdünnung keine Rolle spielt).
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-
Im 2. RG tropfenweise ca. 1 ml Ammoniak (c = 4 mol/l) zugeben, Reaktionsverlauf genau
beobachten.
................................................................................................................................................................
................................................................................................................................................................
2+
Zuerst liegt der [Cu(H 2 O) 4 ] -Komplex (Tetraaqua-kupfer(II)-Komplex) vor.
Experiment 3
-
In ein RG 2 ml Al 2 (SO 4 ) 3 -Lösung geben.
-
Tropfenweise Natronlauge (c = 1 mol/l) zugeben. Am Schluss soll wieder eine klare Lösung vorliegen.
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................................................................................................................................................................
................................................................................................................................................................
Experiment 4
-
In ein RG 2 ml NaCl-Lösung (c = 0.5 mol/l) geben.
-
Einige Tropfen AgNO 3 -Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
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-
Einige Tropfen Ammoniak-Lösung (c = 4 mol/l) zugeben, schütteln.
................................................................................................................................................................
................................................................................................................................................................
-
Einige Tropfen KBr-Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
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-
ca. 1 ml Na 2 S 2 O 3 -Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
................................................................................................................................................................
................................................................................................................................................................
-
Einige Tropfen KI-Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
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LIESEGANG-Ringe
Prinzip
Der Chemiker RUNGE beobachtete im Jahre 1855 zum ersten Mal das Phänomen, dass sich in einer
Lösung zweier Salze farbige Ringe bildeten. LIESEGANG untersuchte die Bedingungen für das Auftreten
dieses Phänomens genauer. Seitdem werden diese Ringe nach ihm benannt.
Eine allgemein akzeptierte Erklärung für diese Erscheinung gibt es bis heute nicht. Diffusion, Osmose, und
Löslichkeit spielen eine Rolle. Bei vielen dieser Reaktionen handelt es sich um Ligandenaustauschreaktionen
bei Komplexen.
Auffallend ist, dass chemisch sehr ähnliche Systeme zu unterschiedlichen Ringen führen. Die Abstände
zwischen den farbigen Ringen und ihre Dicke variieren erheblich. Dabei hängt das erhaltene Muster nicht nur von
den ausgewählten Reaktionspartnern, sondern auch vom Durchmesser des Reagenzglases ab.
Chemikalien:
Gelatine
Cobaltchlorid
Magnesiumchlorid
Kupfersulfat
Kupferchlorid
Mangan(II)-chlorid
Mangan(II)-sulfat
Nickelsulfat
Nickelchlorid
Ammoniak-Lösung (25%)
Natronlauge (32%)
1
Silbernitrat-Lösung (0.1 mol . l- )
Material:
8 100 ml-Bechergläser
Reagenzgläser
Parafilm
Arbeitsvorschrift:
a) Gelphase:
1.5 g Gelatine und 2.5 g des Salzes werden in 50 ml Wasser gelöst. Dazu muss man das Becherglas mit der
Lösung in ein heisses Wasserbad stellen und rühren. Wenn die Gelatine-Salz-Lösung klar geworden
ist, füllt man damit ein Reagenzglas etwa zur Hälfte (siehe Seite 4). Das Reagenzglas wird mit
Parafilm verschlossen und über Nacht stehengelassen. Die Lösung erstarrt zu einem Gel.
b) Wässerige Phase
Am nächsten Tag wird das Reagenzglas mit der zugehörigen wässerigen Phase aufgefüllt und wieder
verschlossen. Bei geeigneter Kombination von Gelphase und wässeriger Phase beobachtet man nach
einigen Tagen die LIESEGANG-Ringe.
Nr.
Gelphase
Wässrige Phase
1
Cobaltchlorid
Ammoniak-Lösung
2
Cobaltchlorid
Natronlauge
3
Kupferchlorid
Ammoniak-Lösung
4
Kupferchlorid
Natronlauge
5
Kupfersulfat
Ammoniak-Lösung
6
Kupfersulfat
Natronlauge
7
Kupfersulfat
Silbernitrat-Lösung
8
Magnesiumchlorid
Ammoniak-Lösung
9
Magnesiumchlorid
Natronlauge
10
Mangan(II)-chlorid
Ammoniak-Lösung
11
Mangan(II)-sulfat
Ammoniak-Lösung
12
Mangan(II)-sulfat
Natronlauge
13
Nickelsulfat
Ammoniak-Lösung
14
Nickelsulfat
Natronlauge
15
Nickelchlorid
Ammoniak-Lösung
16
Nickelchlorid
Natronlauge
Aufgaben:
1. Beobachten Sie den Inhalt der Reagenzgläser über einen Zeitraum von 3 Wochen.
2. Wählen Sie zwei Reagenzgläser aus und versuchen Sie die chemischen Vorgänge, die darin
stattgefunden haben könnten, zu interpretieren.
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 5
Thermochromie
von Bis(diethyl-ammonium)tetrachlorocuprat(II)
Prinzip
Reversible Farbänderungen beim Erhitzen oder Abkühlen eines Stoffes bezeichnet man als
Thermochromie. Bekannte Beispiele sind die Gelbfärbung des weissen Zinkoxids oder die Grünfärbung
des roten Rubins beim Erhitzen.
Man unterscheidet kontinuierliche Thermochromie mit allmählicher Farbänderung beim Erwärmen von
diskontinuierlicher Thermochromie mit abrupter Farbänderung bei einer bestimmten Temperatur. Ursache
kann eine Veränderung der Koordinationszahl oder eine Änderung der geometrischen Anordnung der Liganden
sein.Viele Salze mit dem Tetrachlorocuprat(ll)-Anion zeigen Thermochromie: Bei niedrigen Temperaturen ist
das Anion quadratisch planar gebaut. Diese Struktur wird durch Wasserstoffbrücken (N-H---CI) zwischen
Diethylammonium-Kationen und Chloro-Liganden begünstigt.
Mit steigender Temperatur wird die Wechselwirkung zwischen den Chloro-Liganden und den
Diethylammonium-lonen schwächer. Der Komplex geht dann in eine tetraedrische Struktur über. Aufgrund
der veränderten elektronischen Wechselwirkungen ergibt sich eine andere Farbe.
2−
Cl
Cu
Cl
Cl
2−
Cl
Cl
Cu
Cl
Cl
Cl
...................................................
Farbe
..................................................
Umschlagsintervall
..............................................
Farbe
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Chemikalien:
Diethylammoniumchlorid
wasserfreies Kupfer(ll)-chlorid
wasserfreies Ethanol
Propan-2-ol
Material:
100 ml-Becherglas
Wasserbad
Eisbad
Trichter
Filtrierpapier
Exsikkator
Thermometer
Seite 6
Arbeitsvorschrift
a) Synthese:
-
In einem Becherglas werden 5g Diethylammoniumchlorid in 35 ml Propan-2-ol gelöst.
-
Ausserdem löst man in einem Reagenzglas 3 g Kupfer(ll)-chlorid in 7 ml wasserfreiem Ethanol.
-
Beide Lösungen werden bei Bedarf im Wasserbad erwärmt, bis sich die Stoffe völlig gelöst haben.
-
Anschliessend mischt man die beiden Lösungen.
-
Danach wird im Eisbad gekühlt, bis sich grüne Nadeln bilden. Falls keine Kristalle ausfallen, fügt man
etwas 2-Propanol hinzu. Der Komplex löst sich in 2-Propanol wesentlich schlechter als in Ethanol.
-
Anschliessend wird abfiltriert, das Produkt mit wenig Propan-2-ol gewaschen und über Nacht im
Exsikkator getrocknet.
b) Thermochromie:
-
Ein Reagenzglas mit dem Komplex wird in ein heisses Wasserbad gehalten. Durch Zugabe von
Eisstücken wird gekühlt und so das Temperaturintervall des Farbumschlags bestimmt.
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 7
Komplexometrische Bestimmung der Wasserhärte
2+
2+
Zwischen den Metallionen Ca und Mg
EDTA bilden sich Chelatkomplexe.
2+
Me
+
und dem während der Titration zugesetzten Komplexbildner
2–
2–
H 2 EDTA
[MeEDTA]
+
2H
+
Der Endpunkt der Titration ist erreicht, wenn alle Metallionen an das Komplexon III (EDTA) gebunden
sind. Dieser Punkt wird mit Hilfe eines Metallindikators H 2 Ind (Erio T oder HHSNN) sichtbar gemacht, der
2+
Me -Ionen ebenfalls, aber viel schwächer bindet als EDTA:
2+
Me
+
MeInd
rot
H 2 Ind
blau
Wenn EDTA dem Metallindikator alle Me
2+
+
2H
+
entrissen hat, so wechselt die Farbe von rot auf blau.
2–
CO
O
CH2
O
O
-
-
CH2 COO
OOC CH2
N CH2 CH2 N
-
CH2 COO
OOC CH2
OC
CO
Ca
CH2
CH2
N
N
CH2
CH2
CH2
O
4–
EDTA
sechszähniger Ligand
Material:
50 ml Bürette
250 ml-Erlenmeyerkolben
100 ml-Vollpipette
10 ml-Messzylinder
Magnetrührer
Thermometer
Lackmuspapier
Chemikalien:
4 M Salzsäure
4 M Natronlauge
1 M Natronlauge
Pufferlösung pH 10
Erio T
HHSNN
0.1 M Komplexon-Lösung (Masslösung)
Universalindikatorpapier
C
O
2–
CaEDTA
(oktaedrischer Chelatkomplex)
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 8
Arbeitsanleitung:
a) Bestimmung der Gesamthärte (Ca
2+
2+
und Mg )
-
100 ml Leitungswasser werden mit 4 Tropfen 4 M Salzsäure angesäuert und anschliessend
aufgekocht um Kohlenstoffdioxid zu entfernen.
-
Das Leitungswasser wird auf etwa 50° C abgekühlt und mit 4 Tropfen 4 M Natronlauge neutralisiert
(pH = 7).
-
Nun werden 3 ml Pufferlösung und eine kleine Menge Erio T zugesetzt.
-
Die Lösung wird sofort mit der 0.1 M Komplexon-Lösung bis zum Farbumschlag von rot auf blau
titriert.
Auswertung:
-
2+
2+
2+
Berechnen Sie die Konzentration an Ca - und Mg -Ionen c(Ca
2+
2+
Ca bzw. Mg reagieren mit EDTA im Verhältnis 1 : 1.
2+
+ Mg ) im untersuchten Wasser.
c(EDTA) ⋅ V(EDTA)
c(Ca2+ + Mg2+ ) =
V(Wasser)
-
1
Häufig wird nicht die Ionenkonzentration in mol . l- , sondern Grad deutsche Härte (°dH) angegeben:
2+
2+
3
1
c(Ca + Mg ) = 10- mol . l- ⇒ 5.61 ° dH
Berechnen Sie die Gesamthärte des untersuchten Wassers in °dH.
2+
b) Bestimmung der Kalkhärte (nur Ca )
-
100 ml Leitungswasser werden mit 4 Tropfen 4 M Salzsäure angesäuert und anschliessend
aufgekocht um Kohlenstoffdioxid zu entfernen.
-
Das Leitungswasser wird auf etwa 20° C abgekühlt und mit 4 Tropfen 4 M Natronlauge neutralisiert
(pH = 7).
-
Nun werden 5 ml 1 M Natronlauge zugegeben um die Lösung auf mindestens pH 12 zu bringen
(Überprüfung mit Universalindikatorpapier).
-
Dann wird eine kleine Menge HHSNN-Indikator zugegeben.
-
Die Lösung wird sofort mit der 0.1 M Komplexon-Lösung bis zum Farbumschlag von rot auf blau
titriert.
Auswertung:
Anmerkung:
-
2+
Berechnen Sie die Konzentration an Ca -Ionen im untersuchten Wasser.
2+
Ca reagiert mit EDTA im Verhältnis 1 : 1.
c(Ca2+ ) =
-
2+
Bei pH 12 werden die Mg -Ionen als festes Mg(OH) 2 ausgefällt. Sie reagieren
deshalb nicht mit EDTA.
c(EDTA) ⋅ V(EDTA)
V(Wasser)
2+
3
1
Geben Sie die Kalkhärte in °dH an: c(Ca ) = 10- mol . l- ⇒
5.61 ° dH
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 9
Gravimetrische Bestimmung des Nickelgehaltes einer Münze
Nickel und Kupfer werden durch Salpetersäure oxidiert und aufgelöst:
Ni (s)
+
Cu (s)
+
4 HNO 3 (aq)
Ni(NO 3 ) 2 (aq)
+ 2 NO 2 (g) + 2 H 2 O (l)
4 HNO 3 (aq)
Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2 NO 2 (g) + 2 H 2 O (l)
2+
Die Ni -Ionen bilden mit Dimethylglyoxim in alkalischer Lösung einen unlöslichen Chelatkomplex, dessen
Masse durch eine Wägung bestimmt werden kann.
H
CH3
C
HO
N
–
O
H3C
H3C
C
N
C
N
O
N
C
N
N
C
O–
O
CH3
Ni2+
OH
C
H3C
CH3
H
Dimethylglyoxim
Material:
1
Chelatkomplex: M = 289 g . mol-
2 250 ml-Bechergläser
1 Liter-Messkolben
10 ml-Vollpipette mit Pipettierhilfe
2 50 ml-Messzylinder
Heizrührer
Glasfiltertiegel, bei 150° C getrocknet und im Exsikkator abgekühlt
Saugflasche mit Glasvorstoss
Exsikkator
Plastikpipetten
Chemikalien: 65 %-ige Salpetersäure
0.5 M Natriumacetat-Lösung
Dimethylglyoxim-Lösung
2 M Ammoniak
Universalindikatorpapier
Arbeitsanleitung:
a) Auflösen der Münze
-
Ein Einfrankenstück wird genau gewogen.
-
Die Münze wird in einem 250 ml-Becherglas in 30 ml 65 %-iger Salpetersäure aufgelöst (Abzug!).
-
Diese Lösung wird quantitativ in den 1 Liter-Messkolben gespült und mit Wasser auf einen Liter
aufgefüllt.
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 10
b) Bestimmung des Nickelgehalts
-
10 ml der Nickellösung werden in ein 250 ml-Becherglas pipettiert und mit 100 ml Wasser versetzt.
-
Mit 5 ml Natriumacetat-Lösung wird die Lösung auf pH 5 abgepuffert. Der pH-Wert wird mit
Universalindikatorpapier überprüft.
-
Die Lösung wird auf dem Heizrührer vorsichtig auf 60 – 70° C erwärmt.
-
Zum Ausfällen der Nickel-Ionen gibt man 30 ml alkoholische Dimethylglyoxim-Lösung zu.
-
Nun gibt man 1.5 ml 2 M Ammoniak-Lösung zu und überprüft mit Universalindikatorpapier, ob der pH
10 beträgt.
-
Ein Glasfiltertiegel, der bei 150° C im Trockenschrank getrocknet und im Exsikkator abgekühlt wurde,
wird gewogen.
-
Nach 10 Minuten wird der Niederschlag lauwarm durch den Glasfiltertiegel abgenutscht.
-
Das Becherglas wird dreimal mit wenig kaltem Wasser ausgespült und der Niederschlag wird damit
gewaschen.
-
Der Glasfiltertiegel wird mindestens 30 Minuten im Trockenschrank bei 150° C getrocknet, im
Exsikkator abgekühlt und gewogen.
Masse des Geldstücks:
...................................................
Masse des leeren Tiegels:
...................................................
Masse des Tiegels mit Niederschlag:
...................................................
Masse der Niederschlags:
...................................................
Auswertung:
n(Ni)
=
n(Komplex)
1
=
1
m(Ni) ⋅ M(Komplex)
M(Ni) ⋅ m(Komplex)
M(Ni) ⋅ m(Komplex)
M(Komplex)
In 10 ml Lösung:
m(Ni) =
In 1 Liter Lösung:
m(Ni)Münze = m(Ni) ⋅ 100
% Ni =
m(Ni)Münze
m(Münze)
⋅ 100%
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 11
Farbenzauberei
Beobachtung
1) Brunnenwasser
.....................................................................................
2) + Natronlauge
.....................................................................................
3) + Phenolphtalein-Lösung
......................................................................................
4) + Schwefelsäure-Lösung
......................................................................................
5) + Kaliumpermanganat
......................................................................................
6) + Eisen(II)sulfat und Schwefelsäure
......................................................................................
7) + Kaliumthiocyanat-Lösung
......................................................................................
8) + Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösung
......................................................................................
Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für 3) - 8)
Nachweis von Eisen(III)- und Kupfer(II)-Ionen
Für den Nachweis von Ionen in einer Probelösung nutzt man charakteristische Reaktionen. Dabei muss
man je nach Zusammensetzung der Probe eine geeignete Abfolge der Reaktionsschritte entwickeln,
damit keine Störungen auftreten. Dieses Grundprinzip der qualitativen Analyse wird hier an einem
einfachen Beispiel veranschaulicht.
Materialien: Proben mit Eisen(III)-, Kupfer(II)- oder beiden Ionen
Nachweisreagenzien: Ammoniak-Lösung, Ammoniumthiocyanat-Lösung, Natriumfluorid-Lösung.
Aufgabe:
a) Entwickeln Sie Arbeitsschritte, die zum eindeutigen Nachweis von Kupfer(II)- und Eisen-(III)-Ionen
führen, auch wenn beide Ionen nebeneinander in der Lösung vorliegen.
Notieren Sie die Arbeitsschritte in der richtigen Reihenfolge und die zu erwartenden Beobachtungen.
Arbeitsschritte
Beobachtung
1)
2)
3)
b) Stellen Sie für alle ablaufenden Reaktionen die Reaktionsgleichungen auf.
1) ..............................................................................................................................................................
2) ..............................................................................................................................................................
3) ..............................................................................................................................................................
..............................................................................................................................................................
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 12
Farbenzauberei
Beobachtung
1) Brunnenwasser
.....................................................................................
2) + Natronlauge
.....................................................................................
3) + Phenolphtalein-Lösung
pink
4) + Schwefelsäure-Lösung
farblos
5) + Kaliumpermanganat
violett
6) + Eisen(II)sulfat und Schwefelsäure
farblos
7) + Kaliumthiocyanat-Lösung
rotbraun
8) + Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösung
blau
Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für 3) - 8)
Nachweis von Eisen(III)- und Kupfer(II)-Ionen
Für den Nachweis von Ionen in einer Probelösung nutzt man charakteristische Reaktionen. Dabei muss
man je nach Zusammensetzung der Probe eine geeignete Abfolge der Reaktionsschritte entwickeln,
damit keine Störungen auftreten. Dieses Grundprinzip der qualitativen Analyse wird hier an einem
einfachen Beispiel veranschaulicht.
Materialien: Proben mit Eisen(III)-, Kupfer(II)- oder beiden Ionen
Nachweisreagenzien: Ammoniak-Lösung, Ammoniumthiocyanat-Lösung, Natriumfluorid-Lösung.
Aufgabe:
a) Entwickeln Sie Arbeitsschritte, die zum eindeutigen Nachweis von Kupfer(II)- und Eisen-(III)-Ionen
führen, auch wenn beide Ionen nebeneinander in der Lösung vorliegen.
Notieren Sie die Arbeitsschritte in der richtigen Reihenfolge und die zu erwartenden Beobachtungen.
Arbeitsschritte
Beobachtung
1)
+ Ammoniumthiocyanat
3+
zum Nachweis von Fe
rotbraun
2)
+ Natriumfluorid zum Entfärben der Lösung
gelblich
3)
+ Ammoniak zum Nachweis von Cu
2+
blau
+ brauner Niederschlag
b) Stellen Sie für alle drei ablaufenden Reaktionen die Reaktionsgleichungen auf.
3+
1) [Fe(H 2 O) 6 ]
+ 2 SCN-
rotbraun
+
[FeF 6 ] + 2 SCN- + 4 H 2 O
farblos, gelblich
4 NH 3
[Cu(NH 3 ) 4 ]
2) [Fe(SCN) 2 (H 2 O) 4 ] + 6 F2+
3) [Cu(H 2 O) 4 ] .+
3+
Fe (aq) + 3 OH-
+
[Fe(SCN) 2 (H 2 O) 4 ] + 2 H 2 O
3-
2+
Fe(OH) 3 (s)
+ 4 H2O
blau
brauner Niederschlag
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 13
Farbenzauberei
3)
Säure-Base-Reaktion
O
COO
-
O
C
O
-
+ 2 OH
+ 2 H2O
OH
HO
O
farblos
-
pink
4) Säure-Base-Reaktion
SO42- + 2 H3O+
H2SO4 + 2 H2O
COO
O
-
O
C
O
+
+ 2 H3O
+ 2 H2O
OH
HO
O
-
5) Auflösen eines Salzes
K+ + MnO4violett
KMnO4(s)
6) Redoxreaktion
+VII
+II
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
+II
+III
Mn2++ 5 Fe3+ + 4H2O
farblos
violett
7) Komplexbildung
[Fe(H 2 O) 6 ]3+ + 2 SCNfarblos
8) Komplexbildung
+III
+II
4 [Fe(SCN)2(H2O)4]+ + 3 [Fe(CN)6]4-
[Fe(SCN)2(H2O)4]+ + 2 H2O
rotbraun, Tetraaquadithiocyanatoeisen(III)
+III +II
Fe4[Fe(CN)6]3 + 8 SCN- + 16 H2O
Berlinerblau
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 14
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte, Auswertung
Experiment 1
-
In zwei RG je 2 ml Fe(NO 3 ) 3 -Lösung (c = 0.1 mol/l, entfärbt mit Salpetersäure) geben.
-
Im 1. RG tropfenweise Salzsäure (c = 4 mol/l) zugeben.
3+
[Fe(H 2 O) 6 ]
+ Cl-
2+
[FeCl(H 2 O) 5 ] + H 2 O
farblos...........................................gelb, .Pentaaqua-chloro-eisen(III) .............................................
-
Im 2. RG tropfenweise Ammoniumthiocyanat-Lösung (NH 4 SCN) zugeben.
3+
[Fe(H 2 O) 6 ]
+ 2 SCN-
+
[Fe(SCN) 2 (H 2 O) 4 ] + 2 H 2 O .................................................
............................................................rotbraun, Tetraaqua-dithiocyanato-eisen(III)................................
3+
Vor der Reaktion liegt der [Fe(H 2 O) 6 ] -Komplex (Hexaaqua-eisen(III)-Komplex) vor.
Experiment 2
-
In zwei RG je 1 ml CuSO 4 -Lösung (c = 0.3 mol/l) geben.
-
Im 1. RG 1 ml Salzsäure (c = 4 mol/l) zugeben, beobachten.
2+
[Cu(H 2 O) 4 ] .+
4 Cl-
2
[CuCl 4 ] -
+ 4 H2O
blau.....................................................grün, Tetrachloro-cuprat(II)
-
...............................
Anschliessend mit dest. Wasser stark verdünnen, beobachten. (Farbe von oben beobachten )
Wasserzugabe: Verschiebung des Gleichgewichts nach links, wird wieder blau .............................
-
Im 2. RG tropfenweise ca. 1 ml Ammoniak (c = 4 mol/l) zugeben, Reaktionsverlauf genau
beobachten.
2+
[Cu(H 2 O) 4 ] .+
4 NH 3
........hellblau
2+
[Cu(NH 3 ) 4 ]
+ 4 H2O
tiefblau, Tetraammin-kupfer(II) ........................
2+
Zuerst liegt der [Cu(H 2 O) 4 ] -Komplex (Tetraaqua-kupfer(II)-Komplex) vor.
Löslichkeits- und Komplexgleichgewichte
PRAKTIKUM
Seite 15
Experiment 3
-
In ein RG 2 ml Al 2 (SO 4 ) 3 -Lösung geben.
-
Tropfenweise Natronlauge (c = 1 mol/l) zugeben. Am Schluss soll wieder eine klare Lösung vorliegen.
3+
Al (aq)
3 OH-
+
wenig NaOH:
Fallung
viel NaOH:
Auflösung Al(OH) 3 (s)
+
Al(OH) 3 (s)
OH-
[Al(OH) 4 ]-(aq)
Tetrahydroxoaluminat(III)
Experiment 4
-
In ein RG 2 ml NaCl-Lösung (c = 0.5 mol/l) geben.
-
Einige Tropfen AgNO 3 -Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
-
-
+
Cl (aq) + Ag (aq)
Fällung:
AgCl(s)........................................
Einige Tropfen Ammoniak-Lösung (c = 4 mol/l) zugeben, schütteln.
Komplexbildung:
+
[Ag(NH 3 ) 2 ] (aq)
AgCl(s) + 2 NH 3
+
Diammin-silber(I)
-
..................................
Einige Tropfen KBr-Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
Fällung:
-
Cl-
+
[Ag(NH 3 ) 2 ] (aq)
Br-
+
AgBr(s) + 2 NH 3
ca. 1 ml Na 2 S 2 O 3 -Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
Komplexbildung:
2
AgBr(s) + 2 S 2 O 3 -
3
[Ag(S 2 O 3 ) 2 ] -(aq)
+
Br-
Dithiosulfato-argentat(I) .................
-
Einige Tropfen KI-Lösung (c= 0.1 mol/l) zugeben, schütteln.
Fällung:
3
[Ag(S 2 O 3 ) 2 ] -(aq)
Stieger, Gymnasium Solothurn
+
I-
2
AgI (s) + 2 S 2 O 3 -

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