joa, danke, das forum hier wurde mir wärmstens empfohlen ;)
und ja, das "oberthema" ist waschmittel..
und danke für die links, das vom umweltamt ist ganz interessant.. auf google bin ich dann auch noch selber gekommen ;)
mir ging es nun eigentlich besonders darum dass ich verlässliche quellen habe, gibt ja leider immer noch ne ganze menge falsche informationen..
Zinta
01.03.2003, 18:11
hm.. ich hab nen kleines verständnisproblem.. vielleicht könnt ihr mir ja weiterhelfen..
also, es geht um nen versuch zu pentanatriumtriphosphat.. die versuchsbeschreibung hab ich von meinem tutor schon soweit vorgegeben bekommen, tipp sie mal eben ab.. ->
"In 50ml einer calciumchlorid-lösung c=0,1mol/l leite man langsam CO2 ein: Calciumcarbonat fällt als weißer, fein-verteilter Niederschlag aus.
Unter Rühren tropfe man nun eine Lösung von Pentanatriumtriphosphat c=0,2mol/l zu: das frisch gefällte carbonat geht wieder in lösung, wobei der oben gezeigte komplex gebildet wird.
Zwar ist dieser komplex nicht besonders stabil, doch genügt seine stabilität, um calcium in lösung zu halten und sogar bei längerer einwirkung gefälltes caciumcarbonat wieder zu lösen.
beim waschvorgang sind extrem große stabilitätskonstanten, die zu sehr kleinen konzentrationen an nicht-komplexierten calcium-ionen führen würden, nicht erforderlich; um so wichtiger ist das "bindevermögen". darunter versteht man die masse des komplexierten calciumoxids(in miligramm), die von einem gramm des builders komplexiert wird. aus diesem quotienten kann auch die zusammensetzung und formel des komplexes bestimmt werden. am beispiel des oben gezeigten komplexes soll dies exemplarisch durchgerechnet werden:
die molare masse von PNT beträgt 367 g/mol; 367g dieser verbindung setzen sich nach obiger formel mit 1mol calciumoxid bzw. 56g calciumoxid um. somit vermag 1g des builders 56/367g = 153mg calciumoxid zu binden. der bei 20°C und pH10 ermittelte experimentelle wert von 157mg calciumoxid je gramm builder kommt die.... (nicht mitkopierte stelle) experiment sehr nahe und bestätigt damit auch die oben angegebene formel. bei einer temperatur von 90°C sinkt der wert auf 113, d.h. der builder verliert etwas von seiner wirksamkeit"
so.. den versuch wollte ich montag durchführen.. nur.. wie kommen die da plötzlich auf calciumoxid??
und wie bestimmt ich wieviel calciumionen komplexiert werden?
und nochmal zur sicherheit.. ich hab mir ausgerechnet dass ich 0,55g CaCl2 brauche um die lösung herzustellen.. ist das korrekt? erscheint mir so wenig..
und für die PNT lösung hab ich 3,7g ausgerechnet.. stimmt das?
sollte eigentlich, nur mir kommen die werte so verdammt klein vor..
ich danke schonmal im vorraus für die hilfe.. ;)
FK
01.03.2003, 18:50
Das mit dem Calciumoxid lässt sich leicht erklären: die Definition der Wasserhärte lautet: 1° dH = 10 mg CaO pro Liter.
Und dass man aus Calciumchlorid durch Einleiten von CO2 Calciumcarbonat ausfällen können soll, finde ich reichlich erstaunlich...
Steht das wirklich so da?
Gruß,
Franz
Zinta
01.03.2003, 20:06
ja.. 100%ig..
das stammt aus "Praxis der Naturwissenschaften Chemie", Heft 2/37, März 1988 oder 1998.. (ist schlecht kopiert, kann ich nicht ganz erkennen)
Thema "Waschmittel", Seite 19..
gibts denn irgendwie ne gute möglichkeit die menge des gefällten CaCO3 zu bestimmen?
mir wurde als alternative vorgeschlagen die schaumentstehung zu messen (dann logischerweise pnt mit seifenlösung) und das ganze bei verschiedenen temperaturen.. aber das gefällt mir nicht so wirklich weils so extrem ungenau ist..
wenn ich eine natriumhydrogencarbonat-lösung erhitze sollte ja auch carbonat ausfallen.. wenn ich nun langsam pnt hinzupipettiere sollte die lösung ja prinzipiell aufklaren..?
und wenn ich das bei verschiedenen temperaturen durchführe...?
ist aber schwer zu erkennen wann die lösung klar ist befürchte ich
FK
01.03.2003, 20:32
Ausgefallenes Calciumcarbonat kann man trocknen und wägen...
Und dass aus Natriunhydrogencarbonatlösung beim Erhitzen Calciumcarbonat ausfällt, möchte ich auch bezweifeln... ;)
Gruß,
Franz
Zinta
02.03.2003, 15:32
hm..
da hab ich sogar schon einen versuch zu durchgeführt..
ich hab die natriumhydrogencarbonatlösung nen paar minuten sieden lassen, das wasser hat sich getrübt und auf dem boden des becherglases war auch deutlich ein niederschlag zu erkennen..
Na(HCO3)2 -> CaCO3 + H20 + CO2
FK
02.03.2003, 15:47
Wie um alles in der Welt willst Du aus Natriumhydrogencarbonat Calciumcarbonat ausfällen?
Dazu brauchst Du nunmal unbedingt Calciumionen, außer, Du machst eine Atomumwandlung...
Gruß,
Franz
Zinta
02.03.2003, 16:22
ach.. mist, war nen versehen
sag mir dochmal einer dass ich die ganze zeit calciumcarbonat und nicht natriumcarbonat geschrieben habe..
das lag nur daran dass wir in der schule kein calciumhydrogencarbonat mehr hatten und ich natriumh. genommen hab..
obwohl mir gerade auffällt dass ich zu beginn nur "carbonat" geschrieben habe, jemand anders kam plötzlich auf calciumcarbonat ;)
jedenfalls sollte dabei eine form des kalkes entstehen..
und nun zurück zu meiner eigentlichen frage:
wäre es eine sinnvolle methode durch langsames zugeben von pnt die wirkung bei verschiedenen temperaturen zu untersuchen..?
oder ist das schlecht durchführbar weil bei erhöhter temperatur eh "noch mehr" kalk entsteht?
FK
02.03.2003, 16:59
wäre es eine sinnvolle methode durch langsames zugeben von pnt die wirkung bei verschiedenen temperaturen zu untersuchen..?
Warum nicht?
Deinen Kalk erzeugst Du am besten, indem Du zu einer Calciumchloridlösung eine solche von Natriumcarbonat zutropfst.
Kein Wunder, dass Ihr kein Calciumhydrogencarbonat in der Schule hattet. Das ist nur in Lösung beständig; und zu kaufen gibt es das auch nicht. Wer es braucht, stellt sich das durch Einleiten von CO2 in eine Aufschlämmung von Kalk her.
Gruß,
Franz
Zinta
11.03.2003, 23:02
ok, danke, hat mir geholfen
inzwischen bin ich auf die komplexometrische titration umgestiegen
auch wenn es für mein ziel (die bestimmung der wasserhärte) nich unbdingt notwenig ist würd ich trotzdem gerne wissen wofür der puffer gut und notwendig ist..? bzw., ich weiß garnicht was ein puffer ist und hab da auch noch nichts wirklich gutes und verständliches zu gefunden..
und wie kann man erklären dass pentanatriumtriphosphat bei höherer temperatur an wirkung verliert?
bm
12.03.2003, 00:09
gibt das Stichwort mal in die Suchfunktion ein (oben rechts), das wurde mindestens..wenn nicht mehr durchgenudelt.
und wie kann man erklären dass pentanatriumtriphosphat bei höherer temperatur an wirkung verliert?
Überlege doch mal : So ein Komplex ist ein hochgeordnetes System. Und dem gibst Du jetzt <font class="serif">Δ</font>T.
Was passiert mit Maiskörnern, wenn Du sie erhitzt (am besten mit Öl und der Topf ohne Deckel).
Zinta
12.03.2003, 18:10
verdammt.. ganz vergessen dass ich auch hier mal gucken kann ;)
aber wie kann man dann erklären dass zeolithe bei höherer temperatur an wirksamkeit gewinnt?
deswegen war ich ja etwas stutzig
Zinta
14.03.2003, 20:24
hm.. es ist "etwas" merkwürdig was bei meinem experiment rausgekommen ist..
also, hab mir leitungswasser genommen, etwas mit calcium -und magnesiumchlorid aufgehärtet, und je eine 10ml probe mit pufferindikatortabletten + ammoniak + 0,04g PNT bei verschiedenen Temperaturen gegen titriplex titriert..
aber seltsamerweise.. bei z.b. 90°C brauchte ich lediglich 0,9ml titriplex, bei raumtemperatur waren das bei 7ml
ich hab den versuch 4mal wiederholt, auch noch temperaturen dazwischen überprüft..
immer das selbe..
wie kann es sein dass das PNT bei höheren temperaturen ja anscheinend wirksamer wird, was es laut div. quellen nicht dürfte?
hab ich irgendwas falsch gemacht in dem versuch?
ansonsten hab ich mir noch gedacht, dass es ja sein könnte dass die temporäre härte durch das erhitzen "ausfällt", da ich leitungswasser genommen habe könnten ja hydrogencarbonationen vorhanden sein.. ?!
das ist irgendwie meine einzige idee.. oder liegt mein fehler im versuchsaufbau?
FK
14.03.2003, 20:40
Titration bei 90 °C?
Komplexbildungskonstanten sind selbstverständlich temperaturabhängig; dies gilt nicht nur für Triphosphat, sondern auch für EDTA und für den Indikator. Ebenso sind Dissoziationskonstanten von Säuren bzw. Basen temperaturabhängig (Ammoniakpuffer!), was sich auch auf die Gleichgewichte der gebildeten Komplexe auswirkt.
Da solltest Du also erstmal eine definierte Menge Calciumsalz ohne PNT titrieren und den Wert mit dem bei 20 °C erhaltenen vergleichen.
und wie kann man erklären dass pentanatriumtriphosphat bei höherer temperatur an wirkung verliert?
Deine Messergebnisse bei 90 °C scheinen ja das Gegenteil zu beweisen...
Tatsächlich hydrolysiert das Triphosphat bei höheren Temperaturen langsam zu Phosphat, und die Wirksamkeit lässt daher mit der Zeit nach (und kommt auch nicht wieder).
Gruß,
Franz
bm
14.03.2003, 21:12
aber wie kann man dann erklären dass zeolithe bei höherer temperatur an wirksamkeit gewinnt?
Zeolithe sind dreidimensionale Gebilde. Ionen müssen da erstmal "reinwandern" um überhaupt gebunden zu werden.
Wie hängt die Ionenbeweglichkeit von der Temperatur ab?
Ist die Zunahme der Wirksamkeit ein thermodynaischer oder kinetischer Effekt?
Zinta
15.03.2003, 15:20
@bm: stimmt, habe ich nicht bedacht dass die ionen nicht "direkt" gebunden werden..
@fk: das wäre dann schon die zweite falsche versuchsbeschreibung aus dem "Praxis der Naturwissenschaften Chemie"-Heft.. (siehe seite 1)
der versuch war zwar auf zeolithe bezogen und leicht anders beschrieben, dass der puffer, EDTA und der indikator jedoch auch temperaturabhängig sind wurde dort auch nicht berücksichtigt..
ich glaube ich sollte meinen lehrer mal darauf hinweisen dass er das heft in zukunft nicht mehr seinen schülern geben sollte ;) auch wenns schon 15 jahre alt ist sollte es eigentlich doch korrekt sein.. naja
auf jeden fall werd ich montag erstmal eine wasserprobe ohne PNT bei 90° untersuchen und vergleichen..
und wenn sich das hydrolysierte triphosphat nicht wieder zurückbildet sollte der versuch doch korrekt ablaufen, wenn ich jede probe auf die jeweilige temperatur für meinetwegen 5min erhitze, abkühlen lasse und dann titriere.. ?
FK
15.03.2003, 16:34
der versuch war zwar auf zeolithe bezogen und leicht anders beschrieben, :rolleyes:
Du kannst nicht davon ausgehen, dass ein Versuch, der mit Zeolith durchgeführt werden soll, auch mit PNT funktioniert...
Gruß,
Franz
Zinta
15.03.2003, 18:19
ich bin da auch nicht von ausgegangen, mein lehrer hat mir gesagt dass ich den versuch machen solle, deswegen dachte ich auch dass es funktioniert..
und nochmal dazu ->
"und wenn sich das hydrolysierte triphosphat nicht wieder zurückbildet sollte der versuch doch korrekt ablaufen, wenn ich jede probe auf die jeweilige temperatur für meinetwegen 5min erhitze, abkühlen lasse und dann titriere.. ?"
oder gibs doch noch irgendwelche gründe die den versuch (mal wieder) nicht gelingen lassen würden?
FK
15.03.2003, 19:43
Wenn Du Triphosphat hydrolysierst, entsteht Phosphat, das mit Ca- oder Mg-Ionen schwerlösliche Phosphate bildet, die dann ausfallen. Dann hast Du nicht mehr viel zum Titrieren...
Gruß,
Franz
Zinta
15.03.2003, 21:42
ich muss nun ganz ehrlich zugeben dass ich das nicht verstehe..
ich erhitze mein hartes wasser mit pnt auf meinetwegen 90°, auf grund der hohen temperatur wird das pnt hydrolysiert ->
"Tatsächlich hydrolysiert das Triphosphat bei höheren Temperaturen langsam zu Phosphat, und die Wirksamkeit lässt daher mit der Zeit nach (und kommt auch nicht wieder)"
aber wenn das durch die hydrolyse/durch das erwärmen entstandene phosphat auch mit ca/mg ionen reagiert würde es das wasser doch auch enthärten und meine probe würde so gesehen doch eigentlich genauso gut enthärtet werden wie bei raumtemperatur?
vielleicht hab ich auch gerade nur nen brett vorm kopf, aber irgendwie.. versteh ich das nicht
FK
15.03.2003, 22:03
Nee, Du hast kein Brett vor dem Kopf. Durch das Ausfällen von Calciumphosphat wird das Wasser auch enthärtet. Der Unterschied zur Komplexierung ist halt, dass dabei ein Niederschlag ausfällt; bei der Komplexierung eben nicht.
Früher wurde Wasser durch Zugabe von Natriumcarbonat enthärtet; nach beendeter Reaktion wurde das weiche Wasser von dem entstandenen Schlamm abgegossen. Die Mühe (den Schlamm) spart man sich bei Verwendung von Komplexbildnern.
Gruß,
Franz
Zinta
15.03.2003, 22:23
dann ist das ja tatsächlich kompletter mist den mir mein lehrer erzählt hat..
zuerst habe ich versucht, die temperaturabhängigkeit zu untersuchen indem ich versucht habe (stand glaub ich auch schon so halbwegs auf seite 1) eine lösung mit calciumcarbonat durch zugeben von pnt aufzuklaren.. und das bei verschiedenen temperaturen.
hat nur leider überhaupt nicht geklappt, war viel zu ungenau..
daraufhin hat er mir erzählt ich solle titrieren.. mit der versuchsbeschreibung die ich nun ja schon weiter oben gepostet habe
als ich ihm dann berichtet habe dass das auch nicht funktioniert, wusste er nicht so recht weiter, er meinte ich solle mir den puffer nochmal selber herstellen (weil er den pufferindikatortabletten nicht traut..), habe ich auch mit eriochromschwarz t, salzsäure und ammoniak gemacht, habe aber exakt die selben ergebnisse erhalten
kann ich daraus nun irgendwie schließen dass es gar keine möglichkeit (oder sagen wir: keine mit schulischen mitteln durchführbare möglichkeit) gibt, pnt auf die wirkungsweise bei verschiedenen temperaturen zu untersuchen?
Zinta
17.03.2003, 23:11
ich soll nun noch die titration nur mit phosphat als wasserenthärter durchführen.. um zu belegen, dass die begründung, warum der versuch nicht geklappt hat, stimmt..
dazu hab ich vorweg schonmal eine frage..
ein pnt-molekül bindet ein erdalkali-ion..
ein phosphat-ion ebenfalls, oder?
dann müsste, wenn das pnt bei hoher temperatur zu phosphat hydrolysiert wird, das wasser doch eigentlich weicher werden..
schließlich hat man nun 3 moleküle, die je ein kation binden, im gegensatz dazu, dass vorher nur ein molekül vorhanden war(das somit also auch nur ein kation binden konnte)?
und noch eine kurze frage.. aber welcher temperatur findet die hydrolyse statt?
FK
18.03.2003, 07:15
2 Phosphationen reagieren mit 3 Calciumionen zu Calciumphosphat.
Die Hydrolyse von Triphosphat findet in der Hitze statt und ist säure-und basenkatalysiert. Genauere Angaben habe ich jetzt leider nicht parat...
Gruß,
Franz
Zinta
28.03.2003, 15:48
kurze frage..
ich erhitze leitungswasser mit natriumhydrogencarbonat.. es bildet sich ein niederschlag
wovon..? von den ca2+ ionen und dem hco3- ?
wenn ich natriumhydrogencarbonat und calciumchlorid zusammengebe entsteht noch gleichzeitig kochsalz, oder?
FK
28.03.2003, 17:06
Originalnachricht erstellt von sKorx
kurze frage..
ich erhitze leitungswasser mit natriumhydrogencarbonat.. es bildet sich ein niederschlag
wovon..? von den ca2+ ionen und dem hco3- ?
wenn ich natriumhydrogencarbonat und calciumchlorid zusammengebe entsteht noch gleichzeitig kochsalz, oder?
Ja, es entsteht Kochsalz. Die Antwort zur ersten Frage findest Du weiter oben... ;)
Gruß,
Franz
Zinta
28.03.2003, 23:18
ich werde so langsam auch schon vergesslich.. naja
und bevor mir das nochmal passiert verweise ich direkt.. ;)
"Tatsächlich hydrolysiert das Triphosphat bei höheren Temperaturen langsam zu Phosphat, und die Wirksamkeit lässt daher mit der Zeit nach (und kommt auch nicht wieder)."
Ist das der alleinige Grund dafür, dass Pentanatriumtriphosphat bei höheren Temperaturen an Wirkung verliert?
In der Literatur ist nur die Hydrolyse mit einer Lauge beschrieben;
Das alleine würde ja aber nicht erklären, dass PNT bei höherer Temperatur an Wirksamkeit verliert, nicht immer ist ein alkalisches Medium vorhanden.. oder sehe ich das falsch?
PNT selbst stellt die Lösung zwar leicht alkalisch ein, aber reicht das aus..?
Oder verliert es einfach nur an Wirkung, weil es (irgendwie) durch die Hitze zersetzt wird ohne eine bestimmte Reaktion?
FK
29.03.2003, 11:36
Oder verliert es einfach nur an Wirkung, weil es (irgendwie) durch die Hitze zersetzt wird ohne eine bestimmte Reaktion?
? Eine Zersetzung ist immer eine chemische Reaktion.
Habe im Römpp was zur Hydrolyse gefunden: gesättigte Natriumtriphosphatlösung ergibt nach 2 h bei 100 °C 8% Ortho- und 15% Diphosphat.
Kurzes Erwärmen auf 90 °C wird also keinen Riesen-Aktivitätsverlust geben. Die verminderte Wirksamkeit dürfte dann auf einer schwächeren Komplexbildung bei dieser Temperatur beruhen.
Durch Hydrolyse entstandenes Orthophosphat kann man mit Silbernitrat nachweisen; es fällt gelbes Silberphosphat aus - Silberpolyphosphate sind weiß. Vorher schwach mit Salpetersäure ansäuern!
Gruß,
Franz
Zinta
29.03.2003, 13:47
hm ja.. hab mich falsch ausgedrückt, meinte eigentlich eher dass es ohne eine reaktion mit einem anderen stoff zersetzt werde
welche ausgabe des römpp ist das..? bei uns in der schule hab ich dazu irgendwie nichts gefunden.. aber der hat auch schon einige jahre aufm buckel
auf jeden fall ein großes "dankeschön"
nun kann ich damit halbwegs ausschließen, dass meine versuche deswegen nichts geworden sind.. naja
sonderlich positiv ist das zwar nicht, aber dann hätte ich wenigstens nichts falsches in der facharbeit geschrieben.. dann muss ich wohl damit leben, dass meine versuchsergebnisse genau in die falsche richtung gehen
wenn ich nämlich nur das harte wasser ohne pnt titriert habe, ergab sich bei z.b. 90° nur ein verbrauch von 1ml mehr
das problem dabei..: mit PNT habe ich bei 90° einen verbrauch von 1ml; das würde nun ja bedeuten, dass ich eigentlich bei 90° einen verbrauch von 0ml hätte.. sprich, keine wasserhärte mehr;
das wiederum ist nun ja komplett unlogisch.. selbst wenn meine probe nur temporäre härte aufweisen und die beim erhitzen ausgefällt würde, lägen ja immer noch die entsprechenden kationen als z.b. calciumcarbonat in der lösung, und edta sollte in der lage sein, diese zu komplexieren..
das wäre also auch keine erklärung, auf die idee war ich irgendwann nochmal gekommen..
könnte ich vielleicht die genauen daten des römpp haben, damit ich mich darauf beziehen kann in meiner fehlerbetrachtung?
also titel,autor,verlag,erscheinungsjahr/ort..?
ich wäre auf ewig dankbar :)
FK
29.03.2003, 14:23
wenn ich nämlich nur das harte wasser ohne pnt titriert habe, ergab sich bei z.b. 90° nur ein verbrauch von 1ml mehr
das problem dabei..: mit PNT habe ich bei 90° einen verbrauch von 1ml; das würde nun ja bedeuten, dass ich eigentlich bei 90° einen verbrauch von 0ml hätte.
Sind 1 ml mehr als 1 ml nicht 2 ml? Oder habe ich das falsch verstanden?
Die Daten stammen aus dem Römpp Lexikon V2.0 (CD); Thieme-Verlag.
Gruß,
Franz
Zinta
29.03.2003, 15:02
ich hab da auch ziemlich lange drüber nachgedacht um ehrlich zu sein..
also
90°C, ohne PNT: statt(bei 20°) 9,5ml wurden 10,5ml verbraucht
90°C, mit PNT: statt ? wurden 0,9ml verbraucht
wenn durch die erhöhte temperatur nun 1ml mehr verbraucht wird als "normal" und der gemessene wert 0,9 ist, wäre er ja eigentlich -0,1
(hatte eben nur aufgerundet, der exakt gemessene wert war 0,9ml)
Zinta
30.03.2003, 02:52
mir ist gerade noch was eingefallen.. *gaehn*
bei der oben beschriebenen hydrolyse verläuft die reaktion ja relativ langsam..
meine lösung ist ja aber relativ stark basisch eingestellt (durch die zugabe von ammoniak).. beschleunigt das die hydrolyse nicht, so dass das auch schon bei den 6minuten auf 90° zu ortho und diphosphat zersetzt werden könnte..?
und wie sähe die reaktionsgleichung aus.. ? bin gerade etwas durcheinander glaube ich..
P3O10 + 2 OH- --> P2O7 + PO4 + H2O
FK
30.03.2003, 11:33
Vorweg: bei Deiner Gleichung miusst Du die Ladungen reinschreiben, sonst stimmt es nicht...
Zur Titration: Du hast also erstmal ohne PNT bei 20 °C titriert und 9,5 ml EDTA verbraucht. Bei 90 °C waren es 10,5 ml. Das kann z. B. daran liegen, dass die Komplexbildungskonstante von EDTA bei 90 °C geringer ist (was kein Wunder wäre).
Mit PNT hast Du bei 90 °C nur 0,9 ml verbraucht; der größte Teil des Calciums ist als schon durch PNT gebunden, und nur der Rest reagiert mit EDTA.
Bei 20 °C + PNT brauchst Du gar kein EDTA, weil alles Ca gebunden ist (die Komplexbildung zwischen Triphosphat und Ca wird bei niedrigerer Temperatur auch besser sein als bei höherer).
Wenn das so ist, ist doch alles in Ordnung und passt zusammen.
Gruß,
Franz
Zinta
30.03.2003, 11:46
fast
und das ist es was mir sorgen bereitet..:
bei 20°C + PNT brauch ich 6ml EDTA
bei 35°C + PNT brauch ich 7,5ml EDTA
bei höheren Temperaturen stürzt der Wert ein, obwol er weiter steigen müsste
Ich habe insgesamt 3 Messreihen durchgeführt, immer das selbe ergebnis
und noch etwas:
Originalnachricht erstellt von FK
Habe im Römpp was zur Hydrolyse gefunden: gesättigte Natriumtriphosphatlösung ergibt nach 2 h bei 100 °C 8% Ortho- und 15% Diphosphat.
Wurde dort erwähnt, dass eine lauge hinzugegeben werden muss oder bezog sich das auf die hydrolyse mit den hydroxidionen, die durch das PNT entstehen?
FK
30.03.2003, 12:09
Originalnachricht erstellt von sKorx
bei 20°C + PNT brauch ich 6ml EDTA
bei 35°C + PNT brauch ich 7,5ml EDTA
Aha...hast Du noch mehr bisher geheimgehaltene Daten? ;)
Also, bei 90 °C + PNT verschwinden anscheinend Calciumionen...
Dann nimm doch mal so eine Mischung incl. Puffer und Indikator, erhitze sie auf 90 °C etwa so lange, wie Du zum Titrieren gebraucht hättest, ABER OHNE ZU TITRIEREN, lasse sie auf 20 °C abkühlen und titriere dann erst. Ist der EDTA-Verbrauch dann immer noch sehr gering, dann dürfte die Hydrolyse des Triphosphats bewiesen sein.
Noch eine Frage: wenn Du die bei 90 °C titrierte Lösung abkühlen lässt, schlägt der Metallindikators dann wieder um, oder bleibt die Farbe, wie sie ist?
Wurde dort erwähnt, dass eine lauge hinzugegeben werden muss oder bezog sich das auf die hydrolyse mit den hydroxidionen, die durch das PNT entstehen?
Nein, die Lösung wurde ohne Zusätze erhitzt.
Gruß,
Franz
Zinta
30.03.2003, 12:16
könnte ein kleines problem geben.. ich darf keine experimente mehr machen
und die zweite frage kann ich leider genauso wenig beantworten, die lösung ist immer sofort im abfluss gelandet (an unserer schule herrscht großer mangel an allem, da kann man sich nicht mehrere bechergläser auf einmal ;) )
ich werde den ausgang nun einfach so begründen, normalerweise hätte ich auch nur bei 20, 30 und 40°C untersuchen brauchen, aber man will ja dummerweise immer mehr machen als man muss..
Zinta
30.03.2003, 12:30
Originalnachricht erstellt von sKorx
aber seltsamerweise.. bei z.b. 90°C brauchte ich lediglich 0,9ml titriplex, bei raumtemperatur waren das bei 7ml
und das zu den geheimgehaltenen daten ;)
Zinta
22.05.2003, 17:22
Originalnachricht erstellt von bm
Überlege doch mal : So ein Komplex ist ein hochgeordnetes System. Und dem gibst Du jetzt <font class="serif">Δ</font>T.
Was passiert mit Maiskörnern, wenn Du sie erhitzt (am besten mit Öl und der Topf ohne Deckel).
also sind die begründungen:
1. der stoff zersetzt sich
2. das gleichgewicht wird gestört und auf die seite der edukte verschoben
?
FK
22.05.2003, 17:56
Originalnachricht erstellt von sKorx
also sind die begründungen:
1. der stoff zersetzt sich
2. das gleichgewicht wird gestört und auf die seite der edukte verschoben
?
Ne gute Begründung, wobei 1. und 2. im Prinzip das Gleiche sagen.
Gruß,
Franz
Zinta
23.05.2003, 20:23
naja
mit "der stoff zersetzt sich" meinte ich, dass sich das PNT an sich zersetzt
bei ner störung des gleichgewichts ist es doch eher so, dass weniger komplexe eingegangen werden und mehr reines pnt vorhanden ist.. ?
FK
23.05.2003, 20:26
Originalnachricht erstellt von sKorx
bei ner störung des gleichgewichts ist es doch eher so, dass weniger komplexe eingegangen werden und mehr reines pnt vorhanden ist.. ?
So ist es.
Gruß,
Franz
Zinta
27.05.2003, 16:52
wenn PNT mit Fe3+ -Ionen reagieren.. wie sieht dann die strukturformel aus?
bei 2fach positiv geladenen ionen wie calcium ist das ja klar.. aber bleibt das Eisen-Ion dann einfach positiv geladen im PNT-Komplex?
FK
27.05.2003, 17:11
Das Eisenion bleibt so geladen, wie es ist. Es dürfte dann über drei O-Atome des Triphosphats koordioniert sein, bleiben noch zwei negative Ladungen über.
Möglich wäre auch, dass zwei Triphosphationen am Eisen hängen.