Chemiepraktikum für Mediziner Teil 1

1. Praktikumstag

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Atombau und chemische Bindung, Wechselwirkung zwischen Materie und Energie, chemische Reaktionen

Gegenstandskatalog (4. Aufl. 2001)[x)]: 2.1 (Atome, Isotope, Periodensystem), 2.2 (Chemische Bindung), 3.1.1 (chemisches Gleichgewicht), 3.5 (Bildung und Eigenschaften der Salze)
Lehrbuch ^x): Kapitel 1, 2, 4, 5

Aufgaben: 1-1 bis 1-7

Fragenkatalog 1 (1. Praktikumstag)

1. Erklären Sie kurz den Aufbau eines Atoms, insbesondere der Elektronenhülle. Wie erklären Sie sich das Auftreten von Linienspektren bei Aufgabe 1-2 ?

2. a) Erklären Sie kurz das Ordnungsprinzip des Periodensystems (Hauptgruppen, Nebengruppen).
b) Wie ändern sich die folgenden Eigenschaften der Elemente beim Durchlaufen einer Periode bzw. Gruppe des Periodensystems:
Atomradius, Ionenradius, Elektronegativität?

3. Beschreiben Sie auch kurz folgende biochemisch wichtigen Bindungen und vergleichen Sie die Größenordnung der Bindungsenergie:
a) kovalente Bindung, b) ionale Bindung, c) polare Atombindung, d) koordinative Bindung, e) Wasserstoffbrückenbindung, f) van-der-Waals-Bindung, g) hydrophobe Wechselwirkung.

4. Wie groß ist die Masse (in g) von 1 mol H₂SO₄, HCl, CaCl₂?
Wieviel g H₂SO₄ müssen in einem Liter wäßriger Schwefelsäurelösung gelöst sein, wenn die H⁺-Ionenkonzentration 10^-3 mol/l betragen soll?

5. Erklären Sie das Prinzip der Titration anhand der Säure-Base-Titration.

6. a) Erläutern Sie mit eigenen Worten die Bedeutung des Massenwirkungsgesetzes (MWG) anhand der für die Reaktion

A + B X + Y im Gleichgewicht geltenden Beziehung:

            c(X) · c(Y)
        K = ___________
        
            c(A) · c(B)
   

            c(X) · c(Y)
            ___________ > K
        
            c(A) · c(B)
   

d) Die Reaktion AB₃ A³⁺ + 3 B^- möge im Gleichgewicht sein, so daß gilt:

            c(A3+) · c3(B-)
        K = _______________
        
                c(AB3)
   

Aufgaben (1. Praktikumstag)

Aufgabe 1-1 Bildung von Ionengittern

Begriffe/Sachverhalte: Ionenbindung, Ionengitter, Gitterenergie, Hydratation, schwerlösliche Salze

Teil a Nachweis von Chloridionen
5 ml NaCl-Lösung (10%) werden mit 3 Tropfen Salpetersäure (HNO₃, 5%) angesäuert und mit einigen Tropfen AgNO₃-Lösung (Silbernitratlösung, 4%) versetzt. Es entsteht ein weißer flockiger Niederschlag eines Ag-Salzes.

Ionengleichung:

Erklärung:






Teil b Nachweis von Sulfationen
Vorsicht! Bariumionen sind giftig.
5 ml einer Na₂SO₄-Lösung (Natriumsulfatlösung, 30%) werden mit 3 Tropfen HCl (c = 1 mol/l) angesäuert und mit einigen Tropfen BaCl₂-Lösung (Bariumchloridlösung, 0,9%) versetzt. Es fällt weißes Bariumsulfat aus.

Ionengleichung:



Teil c Qualitative Analyse
Stellen Sie fest, ob in einer vom Assistenten ausgegebenen Substanzprobe (Feststoff oder Lösung) Cl^--Ionen oder SO₄^2--Ionen enthalten sind.

Die Substanzprobe enthielt:

Prüfen Sie Leitungswasser und dest. Wasser auf den Gehalt an Cl^--Ionen und SO₄^2--Ionen.

Im Leitungswasser ließ sich nachweisen:

Im dest. Wasser ließ sich nachweisen:

Aufgabe 1-2 Emissionsspektren / Flammenfärbung

Begriffe/Sachverhalte: Energienieveaus der Elektronen, Orbitale, Energieaufnahme/Energieabgabe, Zusammenhang zwischen Energieabgabe und Linienspektren, Spektralanalyse

Teil a Spektroskopie von Alkalien und Erdalkalien/Flammenfärbung

Lösungen von
1.) LiCl (10%)
2.) NaCl (10%)
3.) KCl (30%)
4.) CaCl₂ (40%)
5.) BaCl₂ (0,9%)
werden spektroskopisch untersucht.

Dazu wird jeweils ein Tropfen der betreffenden Lösung in die (schwach bläuliche) heißeste Zone der Flamme eines Bunsenbrenners gebracht (Luftzufuhr öffnen!). Je nach Art des Kations ist eine farbige Leuchterscheinung ("Flammenfärbung") zu beobachten.
Zur Versuchsdurchführung wird ein Stäbchen aus gepreßtem Magnesiumoxid (MgO) an einem Ende mit der Probenlösung befeuchtet und dieses Ende in die Flamme gehalten. MgO ist gut geeignet, weil es keine Flammenfärbung verursacht und unter den angewendeten Bedingungen nicht schmilzt.

Erklärung der Farbunterschiede:



Betrachtet man die gefärbte Flamme durch ein Spektroskop, so sieht man ein charakteristisches Linienspektrum.
Nach Abschluß der Beobachtung wird der Magnesiastab wieder in die zugehörige Lösung gesteckt; die Stäbchen dürfen auf keinen Fall verwechselt werden!


Teil b Qualitative Analyse

Die charakteristischen Linienspektren der Alkali- bzw. Erdalkalimetalle gestatten es, diese Elemente schnell und sicher in ihren Verbindungen nachzuweisen.

Ermitteln Sie, welche der unten genannten Ionensorten (Alkalien bzw. Erdalkalien) in einer vom Assistenten ausgegebenen Probe enthalten sind:

Li⁺ Na⁺ K⁺ Ca²⁺ Ba²⁺

Aufgabe 1-3 Visuelle Kolorimetrie

Begriffe/Sachverhalte: Lichtabsorption, Lichtdurchlässigkeit, Extinktion, Lambert-Beersches-Gesetz, Bestimmung der Konzentration einer Farbstofflösung

In 2 Reagenzgläser A und B werden je 1 ml (Meßpipette) einer Farbstofflösung unbekannter Konzentration, in ein Reagenzglas C ca. 5 ml der Vergleichslösung mit bekannter Farbstoffkonzentration (c = 0,05 mg/ml) pipettiert.

Teil a
Versetzen Sie die Lösung in Reagenzglas A aus einer Bürette mit soviel dest. Wasser, bis die Farbintensität der Lösung mit der der Vergleichsprobe in Reagenzglas C übereinstimmt.

Wie groß ist die Konzentration der unbekannten Lösung in mg/ml?


Teil b
Vergleichen Sie die Lichtdurchlässigkeit der Lösungen in A und B, indem Sie von oben in die Reagenzgläser blicken.

Beobachtung:


Erklärung:






Bewahren Sie die Reagenzgläser A und B zum Vergleich für Aufgabe 1-5 auf!

Aufgabe 1-4 Photometrie

Begriffe/Sachverhalte: Absorption von Strahlung, Extinktion, Lambert-Beersches-Gesetz

Teil a Eichkurve
An vier Lösungen eines Stoffes A sind mit einem Photometer die folgenden Extinktionswerte gemessen worden:

c(A)		E
_______________________

10 mmol/l	0,28
20 mmol/l	0,52
30 mmol/l	0,72
40 mmol/l       1,10

Aufgabe 1-5 Massenwirkungsgesetz / Dissoziationsgleichgewicht

Begriffe/Sachverhalte: Chemisches Gleichgewicht, Gleichgewichtskonstante, Gleichgewichtskonzentrationen, Beeinflussung eines Dissoziationsgleichgewichtes durch Konzentrationsänderungen

KSCN (Kaliumrhodanid, Kaliumthiocyanat) und NH₄SCN (Ammoniumrhodanid, Ammoniumthiocyanat) sind in wässriger Lösung vollständig dissoziiert, Fe(SCN)₃ (Eisen(III)-thiocyanat) dagegen nur zum Teil. Für das Dissoziationsgleichgewicht

Fe(SCN)₃ Fe³⁺ + 3 SCN-
(rot)                  (gelblich bzw. farblos)

gilt das Massenwirkungsgesetz.


Geben Sie in ein Reagenzglas ca. 5 ml Wasser und fügen Sie dann ca. 3 Tropfen Fe₂(SO₄)₃-Lösung (Eisen(III)-sulfatlösung, 10%) und danach ca. 3 Tropfen NH₄SCN-Lösung (10%) hinzu.

Beobachtung:

Ionengleichung:

Verdünnen Sie mit Wasser, bis die Rotfärbung gerade nicht mehr erkennbar ist (schauen Sie auch von oben ins Reagenzglas und vergleichen Sie das Beobachtungsergebnis mit dem der Aufgabe 1-3b).

Erklärung:



Die entfärbte Lösung wird auf 2 Reagenzgläser verteilt und mit je einem Tropfen Fe₂(SO₄)₃ (10%) - bzw. NH₄SCN-Lösung (10%) versetzt.

Beobachtung:

Erklärung:

Aufgabe 1-6 Stöchiometrie, Säure-Base-Titration

Begriffe/Sachverhalte: Mol, Konzentrationsmaße, Ionengleichungen, Stöchiometrisches Rechnen, Gebrauch von Pipetten, Büretten, Erlenmeyerkolben

Teil a
Stellen Sie die Gleichungen auf für die Umsetzung von Natronlauge mit Salzsäure und mit Schwefelsäure.





Wieviel g Säure werden jeweils gebraucht für die Neutralisation von 40 g NaOH?





Teil b
In einen Titrierkolben werden jeweils 20 ml der unten aufgeführten Lösungen einpipettiert (vorgelegt) und mit 3 Tropfen Methylrotlösung (Indikator) versetzt. Lassen Sie nun jeweils in dünnem Strahl NaOH (c = 0,1 mol/l) in die vorgelegte Säure einfließen. Hierbei bedient die eine Hand den Bürettenhahn, während die andere den Titrierkolben im Kreise schwenkt. Gegen Ende der Reaktion ist die Natronlauge nur noch tropfenweise zuzugeben. Der Punkt, an dem die Indikatorfarbe umschlägt (von rot nach gelb), heißt Umschlagspunkt; er ist auch der Endpunkt der Titration. Er zeigt an, daß die vorgelegte Säure vollständig neutralisiert ist. Der Verbrauch an Natronlauge wird an der Bürette abgelesen und mit dem theoretischen Wert verglichen.

vorgelegte Säure	Titrationslösung NaOH (c = 0,1 mol/l)		Titrationsfehler
	theoret. Verbr. V (in ml)	tatsächl. Verbr. V' (in ml)	in ml |V-V'|	in % |V-V'| · 100 __________     V
20 ml HCl (c = 0,1 mol/l)
20 ml H2SO4 (c = 0,1 mol/l)

Aufgabe 1-7 Titration einer Salzsäure unbekannter Konzentration
(quantitative Analyse)

Begriffe/Sachverhalte: Titration, Neutralisationspunkt, Äquivalenzpunkt

Es ist zu bestimmen, wieviel mg HCl sich in einer vom Assistenten ausgegebenen Salzsäure (Meßkolben) befinden.
Hierzu wird zunächst der Meßkolben bis zur 100 ml-Marke aufgefüllt. Durch Schütteln des verschlossenen Meßkolbens wird eine gute Durchmischung der Lösung erreicht. Mit einer Vollpipette werden 20 ml entnommen, in einen Titrierkolben gegeben, auf ca. 50 ml verdünnt (dest. Wasser!) und mit 2 - 3 Tropfen Methylrotlösung versetzt. Dann wird mit NaOH (c = 0,1 mol/l) bis zum Farbumschlag des Indikators (rot nach gelb) titriert. Diese Titration wird zweimal durchgeführt.

Verbrauch an NaOH (in ml)

1.)

2.)

Mittelwert:


Wieviel mmol Cl^- sind in 20 ml Lösung enthalten?
Wieviel mg Cl^- sind in 20 ml Lösung enthalten?
Wieviel mg Cl^- enthielt die gesamte Lösung (100 ml)?


Berechnung:

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