Während der Ringprobe reagiert das Nitrit NO2 sofort nach der Zugabe der Eisensulfatlösung. Die Lösung färbt sich braun. Das Nitrat reagiert erst nach der Zugabe von Schwefelsäure mit den Eisenionen. Es bildet sich ein brauner Ring. Im Praktikum müsst ihr zwischen Nitrat und Nitrit nicht unterscheiden. Wenn man Nitrat abgibt, aber Nitrit drin war, ist das trotzdem richtig.

Geht momentan leider nicht. Ich bin gerade hauptsächlich im Chemielehrer Labor. Da haben wir keine giftigen Stoffe und nur Eisen, Zink und Kupfer als Schwermetallkationen.

Die gelbe Flamme die danach auftaucht ist nicht mehr Lithium.

Ja der Nachweis wird aus dem Sodaauszug gemacht.

Das ist sehr schwierig. Sobald Iodid in deiner Probe ist, überdeckt es die anderen Silberhalogenide. Es gibt aber dennoch Möglichkeiten: Für Bromid: Gib zur Ursubstanz in einem Reagenzglas einige Tropfen der konz. Schwefelsäure und erhitze über dem Bunsenbrenner. Wenn Bromid drin ist, dann entsteht neben elementarem Iod auch braunes elementares Brom. Das kann man eigentlich ganz gut sehen. Für Chlorid: Gib zum salpetersauren Sodaauszug einige Tropfen Silbernitratlösung. Alle Halogenide fallen aus. Gib Ammoniumcarbonat Lösung hinzu, bis der pH Wert leicht alkalisch ist. Die Chloridionen lösen sich wieder. Zentrifugiere und filtriere den Bodensatz ab. Gib zur klaren Lösung Salpetersäure, bis die Lösung einen pH Wert von ca. 1 hat. Der lösliche Diamminsilber Komplex zerfällt wieder und unlösliches Silberchlorid fällt aus.

Danke für die schnelle und hilfreiche Antwort! Gibt es neben Cyanidlösung (die in unserem Labor nicht aussteht aufgrund der Giftigkeit) eine andere Möglichkeit, um den schwerlöslichen AgI Rückstand zu lösen?

@@vilison1235 Du kannst den AgI Rückstand mit Chlorwasser versetzen. Dann reagieren die Iodid Ionen zu elementarem Iod. Diese lassen sich leicht in organischen Lösungsmitteln wie Dichlormethan lösen.

D+ Glucose monohydrat Hersteller s3

@@henningstefan3107Danke für die schnelle Antwort hatten Sacharose verwendet...

Während der Reaktion wird Wärmeenergie frei. Diese Wärmeenergie war vorher als Innere Energie von dem Hydroxid und dem oxonium Ion gespeichert. Während der Rechnung berechnen wir diese innere Energie und nennen sie Neutralisationsenthalpie. Die Neutralisationsenthalpie ist bei jeder Säure Base Kombination eindeutig bestimmt. So kann man die Stärke von verschiedenen Säuren und Basen vergleichen.

Nein das ist die Benedict Probe. Bei der fehlingprobe nimmt man 2 Lösungen. Eine hat Kupfersulfat und eine hat ein tartratsalz.

@@henningstefan3107 ah okay danke

EDTA wird als Natriumsalz eingesetzt, sodass die Carbonsäuregruppen jeweils ihr Elektronenpaar leicht zur Verfügung stellen können. EDTA ist ein langes Molekül und hat 6 Lewis basische Elektronenpaare. Während der Komplexbildung wickelt sich jeweils ein EDTA Molekül um ein Calcium Kaution. Das Calciumion ist Lewis Sauer und kann 6 Elektronen Paare um sich herum aufnehmen. Das EDTA geht vom Calcium Ion auch nur sehr schwer wieder ab. So verdrängt das EDTA das erichiochromschwarz t.

Das hängt mit der Definition der Wärmemenge Q zusammen. Da die Reaktion exotherm ist, wird Wärmeenergie abgegeben. Diese Wärmeenergie messen wir. Die entstandene Wärmeenergie war vor der Reaktion die innere Energie von Salzsäure und Natronlauge. Die innere Energie hat daher abgenommen. Daher bekommt Q ein negatives Vorzeichen.

@@henningstefan3107 Vielen Dank für die Erklärung! 😊 Das hat mir sehr weiter geholfen 😄😄❣️

ja. Du musst das Antimon dann vorher mit Salpetersäure in Lösung bringen und dann funktioniert der Nachweis. Bismut würde aber genauso reagieren.

Der Nachweis an sich funktioniert schon, aber je nach pH Wert wird das Fluorid als HF Gas entweichen. Falls du deine Probe also zu stark ansäuerst, dann hast du kein Fluorid mehr in der Probe und das entstandene HF Gas ist gefährlich für die Haut.

​@@henningstefan3107 das ist schon ne sehr sanfte beschreibung für fluoridgas, bzw jegliche kontakte mit der säure.. zumindest wenn man nach den gefahrstoffprotokollen geht. ich selbst hatte nicht das vergnügen aber solche versuche können ohne absauge nicht sicher durchgeführt werden.

Weil die anorganische Chemie im Praktikumslabor nur ca. 40 Stück besitzt und es nehmen mehr Leute am Praktikum teil. Deshalb wäre es beim Titrieren unfair, wenn manche Leute einen Rührer hätten und andere keinen Rührer erhalten würden.

@@henningstefan3107 Ja ergibt Sinn, danke :)

Okay gerade den Fehler für den zweiten Napoleon-Punkt Beweis gefunden. Das ging nahezu gleich ich hab es zu sehr verkompliziert :D. Die Quellen wären trotzdem noch super!

Das ist eine gute Frage. Es wird weniger Natronlauge als Salzsäure eingesetzt. Da genau 0.05 mol Natronlauge eingesetzt werden, reagieren auch nur 0.05 mol Salzsäure. Die restliche Salzsäure bleibt in der Lösung und reagiert nicht. Da sich die molare Neutralisationsenthalpie auf die gesamte Reaktion bezieht, muss nur die Stoffmenge von Natriumchlorid oder von einem Edukt berücksichtigt werden. Der Überschuss an Salzsäure und der Indikator Phenolphthalein werden genutzt, um Fehler zu vermeiden. In der Praxis stellt man leider oft fest, dass die in der Schule selbst angesetzten Lösungen keine exakte Konzentration haben. Daher wird mehr Salzsäure hinzugegeben, damit auf jeden Fall alles neutralisiert wird.

An den Abiturvorgaben habe ich mich nicht orientiert. Die Materialien Plastik und Luft haben eine so geringe Wärmekapazität, dass man sie zumindest in der Schule vernachlässigen kann. Der Becher verliert ganz langsam etwas Wärmeenergie, wie man am Graphen sieht. Diese ist aber relativ gering. Die Wärmekapazität habe ich weggelassen, weil die Rechenaufgaben für viele SuS eh schon schwierig sind und da sie keinen relevanten Unterschied macht würde ich auf die Berechnung damit lieber verzichten.

wie würde man es denn aber einbeziehen=?@@henningstefan3107

Es gibt bereits einige Videos zur qualitativen Ionenanalyse im AC Praktikum. Fehlt dir eine bestimmte Gruppe?

Ich glaube das würde nicht funktionieren da eisen3+ nicht iodid zu elementarem iod oxidieren kann. Für Eisen empfehle ich die Titration nach Reinhardt Zimmermann

Doch, natürlich funktioniert das. Die Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen(II) reduziert und Iodid-Ionen zu Iod oxidiert. Der Farbumschlag sieht nur etwas anders aus (wird eind schwach blaue bis farblose Lösung), da ja keine schwer lösliche Verbindung wie beim Kupfer das Kupfer(I)-iodid ausfällt

eigentlich schon. Kann aber auch sein, dass ich einzelne Teilschritte mache, die nicht im JB stehen.

Aber der Vorgang klappt 100%? Ich studiere Bio und muss das AC Praktikum abschließen. Mir fehlt nur noch die letzte (diese) Titration. Und unsere Dozentin hat eine komische Herangehensweise von den Ganzen hier...

@@LV.3223 Der Versuch klappt zu 100% wenn ich ihn mit sauberen Chemikalien, frisch hergestellten Lösungen und mit guten Glasgeräten ohne Zeitstress in unserem Labor durchführe. Man muss dann auch bedenken, dass ich diesen Versuch selbst schon ca. 20 mal gemacht habe und über 100 mal bei Studis zugesehen habe. Irgendwann weiß man, wie der Farbumschlag aussieht. Für Studierende ist es oft nicht ganz so einfach, weil sie noch nicht genau wissen, wann man die Titration stoppen soll. Die Farbe bildet sich ja auch wieder zurück. Was denkt deine Dozentin denn von dieser Titration und was würde sie anders machen?

@@henningstefan3107 Naja, sie hat erst ganz neu bei uns angefangen und Folien vom damaligen Dozenten praktisch nur vorgelesehen. Mit Titration habe ich schon des öfteren (Gottseidank) Erfahrungen machen können. Den Farbumschlag habe ich auch mal gesehen aber diese Titration selbst nicht durchgeführt. Ganz am Anfang beim Auffüllen des Kolben mit dest. Wasser wird nämlich verlangt eine Pufferlösung hineinzugeben, wahrscheinlich deshalb, da zuerst Magnesium stat Calcium bestimmt werden soll. Da aber sowieso beides bestimmt werden soll vertraue ich deinem Video und gebe definitiv einen Daumen hoch!

@@LV.3223 Danke für dein Vertrauen, aber ich würde dir eher empfehlen dich an das Verfahren deiner Dozentin zu halten. Sie wird auch ein gutes und lange erprobtes Verfahren nutzen. Deine Betreuer im Labor werden sich damit auch besser auskennen und könnten dir dann auch im Labor helfen.

Bei Titrationen sind häufige Fehlerquellen nicht oder falsch gewaschene büretten und Vollpipetten. Diese sollten immer erst mit ve Wasser und danach mit der maßlösung bzw. Der Analyselösung gespült werden. Ein weiterer häufiger Fehler sind falsch aufgefüllte Messekolben. Wenn man noch nicht so viel Erfahrung hat ist der farbumschlag oft schwierig zu erkennen. Deshalb gibt es bei uns zu Beginn einen Probekolben mit bekanntem inhalt, den man so titrieren kann, dass man den farbumschlag einmal genau sieht. Wenn du langsam und sorgfältig arbeitest brauchst du dir wegen dem Versuch keine Sorgen zu machen.

@@henningstefan3107 Danke für die schnelle Antwort! Noch eine Frage: Warum säuert man an? Gibt es da einen genaueren Grund. Hat es was mit dem Redoxpotential von Kupfer(II)-Ionen zu tun?

@@MunirMatsuo richtig. Das ist ein wichtiger Grund. Außerdem löst sich so auch alles besser auf als im ph neutralen Bereich.

Der Jander Blasius ist eines der besten Bücher für die Praktikumsversuche und zur Vorbereitung kann ich ihn empfehlen. Das praktische arbeiten und die Handhabung von Labormaterialien kann man aber eigentlich nur im Labor lernen.

In der Realität habe ich die Lösung noch ca. 5 Minuten lang weiter gekocht, bis die Farbe verschwunden war. Die Wartezeit wurde aber nicht im Video gezeigt.

@@henningstefan3107 Ich meine am Ende der Titration. Beim Umschlagspunkt sollte alles vollständig blau sein aber im Video war definitiv noch ein leichter Lilastich vorhanden. Generell ist diese Analyse nervig, weil man willkürlich irgendwas als Umschlagspunkt definieren muss und keiner genau weiß, wie viele Minuten lang es wie blau sein soll

@@zefix3133 Den Punkt kann ich verstehen. Bei uns bekommen die Studenten eine Probelösung, bei der sie die eingewogene Masse kennen. Damit kann man dann relativ leicht herausfinden, wie der Farbumschlag aussehen soll. Wenn man die Titration oft gemacht hat, dann ist der Umschlag ziemlich leicht zu erkennen. Ist halt alles Übungssache.