AnC I – Protokoll: 7.1 Synthese und Charakterisierung der ... · Analytische Chemie I Versuchsprotokoll 7.1 Synthese und Charakterisierung der Komplexverbindung Tetraamminkupfer(II)-sulfat

Analytische Chemie IVersuchsprotokoll

7.1 Synthese und Charakterisierung der Komplexverbindung Tetraamminkupfer(II)-sulfat

1.!Theoretischer Hintergrund

Aus Kupfer(II)-sulfat und Ammoniak wird zunächst die Kompexverbindung [Cu(NH3)4]SO4 hergestellt. Es wird die Ausbeute durch Wägung bestimmt.

Anschließend wird erneut der Kupfergehalt durch Titration mit EDTA-Lösung und Murexid als Indikator bestimmt.

Zuletzt wird die Bruttostabilitätskonstante βn des Komplexes über die Messung der sich bei Komplexbildung ändernden Elektrodenpotentiale ermittelt.

2.!Reaktionsgleichungen

2.1!Synthese des Komplexes

CuSO4 · 5H2O+ 4NH3 ��! [Cu(NH3)4]SO4

Intermediär gebildeter Niederschlag:

CuSO4 · 5H2O+ 2NH3 ��! Cu+2 + SO2�4 + 2NH+

4 + 2OH� + 3H2O

Cu2+ + 2OH� ��! Cu(OH)2 #

2.2!Bestimmung des Kupfergehaltes

Niederschlag:

[Cu(NH3)4]2+ + 4H2O ��! Cu2+ + 4NH+

4 + 4OH�

Cu2+ + 2OH� ��! Cu(OH)2 #+2HNO3��! Cu2+ + 2H2O+ 2NO�

3

AnC I – Protokoll: 7.1 Synthese und Charakterisierung von Tetraamminkupfer(II)-sulfat! SS 2011

formelbrause.wordpress.com – TU Dresden, Chemie – 2. Semester! 1

Indikatorreaktion:

Cu

2+

+Murexid

violett

��! Cu�Murexid-Komplex

gr

¨

un-gelb

Titration mit EDTA:

Cu2+ + EDTA4� ��! [Cu(EDTA)]2�

2.3!Bestimmung der Bruttostabilitätskonstante

Cu ��*)�� Cu2+ + 2 e�

3.!Versuchsdurchführung

3.1!Eingesetzte Chemikalien

SubstanzKonzen-tration

Sym-bole

H-/P-SätzeEntsor-gung

Substanz-menge

HNO3

Na2EDTA

CuSO4·5 H2O

14,35 M C, O H: 272-314P: 220-280-305+351+338-310

Abfluss einige Trop-fen

0,01 M Xi H: 319P: 305+351+ 338

EDTA-Abfälle –

Feststoff und 0,01 M

Xn, N H: 302-319-315-400-410P: 273-305+351 +338-302+352

schwermetall-haltig

5 g



SubstanzKonzen-tration

Sym-bole

H-/P-SätzeEntsor-gung

Substanz-menge

NH3

[Cu(NH3)4]SO4

Ethanol

Murexid

konz. sowie 2 M

T, N H: 221-331-314-400P: 210-260-280- 273-304+340-303+361+353-305+351+338-315-377-381-405-403

Abfluss 20 ml

Feststoff Xi H: 315-319-335P: 261-305+351 +338

schwermetall-haltig

200 mg

–F H: 225

P: 210organi-sche Abfälle

100 ml

Feststoff– –

titriert: EDTA-Abfälle

einige Spa-telspitzen

3.2!Durchführung und Beobachtungen

3.2.1!Synthesevorschrift

• 5 g CuSO4·5 H2O unter Erwärmen in 10 ml H2O lösen + 20 ml konz. NH3

• Ethanol hinzu• absaugen, 3 mal mit Ethanol auswaschen• 5-10 min saugen• Trocknen an der Luft• wiegen und Ausbeute berechnen• Präparat abgeben in Probegläschen

3.2.2!Bestimmung des Kupfergehaltes

• 200 mg des Präparates einwiegen, in 100-ml-Messkolben geben• 40 ml H2O hinzugeben



• mit HNO3 Niederschlag lösen und mit H2O auf 100 ml auffüllen• 3 mal mit EDTA + Murexid als Indikator titrieren

• jeweils 10 ml Probelösung + HNO3 (Niederschlag lösen) + Spatelspitze Murexid + NH3 → Lösung soll grün-gelbe Farbe haben

• Titration bis zum scharfen Farbumschlag nach violett

3.2.3!Bestimmung der Bruttostabilitätskonstante

• Messkolben 1: 20 ml CuSO4-Lösung und mit H2O auffüllen• Messkolben 2: 20 ml CuSO4-Lösung + 20 ml NH3 (2 M) und mit H2O auffüllen

• je Messkolben 2 mal 40 ml entnehmen und mit Kupferelektrode und Kalome-lelektrode Zellspannung messen

Beobachtungen:

zu 3.2.1:

• Bildung des tiefblauen Komplexes• fällt aus mit Ethanol• blaues Pulver

zu 3.2.2:

• tiefblaues Präparat in Lösung wird bei HNO3-Zugabe hellblau• hellblauer Niederschlag bei NH3-Zugabe (löst sich in HNO3)• mit Murexid: grün-gelbe Farbe bei NH3-Zugabe• Endpunkt der Titration: violette Lösung

zu 3.2.3:

• Komplex: tiefblaue Lösung• CuSO4: hellblaue Lösung



4.!Ergebnisse und Berechnungen


Maximal mögliche Masse:

m([Cu(NH3)4]SO4) = M([Cu(NH3)4]SO4) · n(Cu2+)

= M([Cu(NH3)4]SO4 ·m(CuSO4 · 5H2O)

M(CuSO4 · 5H2O)

= 227,73068 g ·mol�1 · 5 g

249,685 g ·mol�1

= 4,5546 g

Tatsächliche Masse:

m([Cu(NH3)4]SO4) = 4,68 g

Ausbeute:

4,68g

4,5546g= 1,0275

b= 102,75%

Die errechnete Ausbeute beträgt mehr als 100%. Der Komplex war anschei-nend trotz des Absaugens und der Trocknung an der Luft noch feucht.


Theoretische Masse der Cu2+-Ionen:

m(Cu2+) = M(Cu2+) · n([Cu(NH3)4]SO4)

= M(Cu2+ ·m([Cu(NH3)4]SO4)

M([Cu(NH3)4]SO4)

= 63,546 g ·mol�1 · 0,200 g

227,73068 g ·mol�1

= 55,808 mg



Titration:

Verbrauch an Maßlösung:

V in ml

1 8,10V =

V1 + V2 + V3

3= 8,1333 ml

2 8,10V =

V1 + V2 + V3

3= 8,1333 ml

3 8,20

Maßanalytischer Faktor:

f(Cu2+) = M(Cu

2+) · c(EDTA)

= 63,546 g ·mol

�1 · 0,01 mol · l�1

= 0,63546 g · l�1

Ergebnis:

m(Cu2+) = 10 · f(Cu2+) · V= 51,6839 mg

Standardabweichung:

sm =

vuuutnP

i=1(mi �m)2

n� 1= 0,3669 mg

Vertrauensbereich:

µ = m± t · smpn

fur P = 95 %: 50,7727 mg µ 52,5955 mg

fur P = 99 %: 49,5818 mg µ 53,7864 mg



Ausbeute:

51,6839mg

55,808mg= 0,9261

b= 92,61%


CuSO4-Lösung: [Cu(NH3)4]SO4-Lösung:UH1 = 12,7 mV

UH2 = 14,5 mV

UH = 13,6 mV

U 0H1

= �377,0 mV

U 0H2

= �378,0 mV

U0H = �377,5 mV

�n = 10

UH�U0H

0,059 V ·z�n·lg c(L)

�4

= 10

0,0136 V+0,3775 V0,059 V ·2�4·lg(0,4 mol·l�1

)

=

10

0,0136 V+0,3775 V0,059 V ·2

(0,4 mol · l�1

)

4

= 7,0695 · 1014 l

4 ·mol

�4

lg �4

= 14,85

z = 2

n = 4

c(L) =c(NH3) · V (NH3)

Vges

=2 mol · l�1 · 0,020 l

0,100 l

= 0,4 mol · l�1



5.!Auswertung und Fehlerbetrachtung


Farbe des Komplexes:

Cu2+: [Ar] 3d9

E

eg

t2g

∆O

gelöst in H2O: Oktaeder! [Cu(H2O)6]2+ bzw.! [Cu(NH3)4(H2O)2]2+

spektrochemische Reihe:! H2O < NH3

[Cu(H2O)6]2+ [Cu(NH3)4(H2O)2]2+

H2O schwächerer Ligand→! ∆O kleiner

→ !Aufspaltung kleiner

→ !Energie kleiner

→! absorbierte Wellenlänge! größer (Licht energieärmer)→ Komplementärfarbe hellblau wird!! reflektiert

NH3 stärkerer Ligand→! ∆O größer

→! Aufspaltung größer

→! Energie größer

→! absorbierte Wellenlänge kleiner!! (Licht energiereicher)→! Komplementärfarbe dunkelblau!! wird reflektiert

Herabsetzung der Löslichkeit durch Ethanol:

[Cu(NH3)4]SO4��*)�� [Cu(NH3)4]

2+ + SO2�4

• Komplex dissoziiert in Ionen, löst sich also in polaren Lösungsmitteln wie H2O• Ethanol ist weniger polar als H2O• Löslichkeit des Komplexes wird in Ethanol herabgesetzt



Wasser Ethanol

größeres Molekül:zwar einzelne polare OH-Gruppe vorhanden, aber größere Van-der-Waals-Kräf-te haben hier auch einen größeren Einfluss


Ausbeute, die durch Wägung bestimmt wurde:

• 102,75%→ höher als theoretisch möglich: Präparat noch feucht

→ CuSO4·5 H2O enthalten

• Feuchtigkeit fällt aber mehr ins Gewicht als mögliche Verluste bei der Synthe-se

Ausbeute, die durch Titration bestimmt wurde:

• 92,61%→ durch Abwiegen von feuchtem Präparat fällt Cu-Anteil kleiner aus

→ Reste in Filterpapier oder von Spatel nicht komplett abgespült

→ geringer Teil des Komplexes löst sich im schwach polaren Ethanol

Titrationsfehler:

• letzter Tropfen EDTA-Lösung überschreitet Äquivalenzpunkt• Farbumschlag des Murexids erstreckte sich über zwei Tropfen EDTA-Lö-

sung




Berechnung der Bruttostabilitätskonstante βn bzw. der Koordinationszahl n:

Auf Basis der Gleichung

!UH � U 0

H =0,059 V

z· lg (�n · cn(L))

kann, wenn n gegeben ist, nach der Unbekannten βn umgestellt werden oder, wenn βn gegeben ist, die Koordinationszahl n berechnet werden.

Mögliche Fehler:

• feuchte Elektroden oder Gefäße wirken sich auf die Konzentration der Probe-lösungen aus und somit auch auf die gemessene Spannung

• falsche gemessene Spannungen sind möglich bzw. große Spannungs-schwankungen während der Messung waren zu beobachten durch die Korro-sion der Kupferelektrode

• minimale Verunreinigungen der Probelösung (insbesondere der CuSO4-Lö-sung durch NH3) führt durch unerwünschte Komplexbildung zu sehr großen Abweichungen der gemessenen Spannung vom wahren Spannungswert



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