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Kapitel 5: PROJEKTE

Inhaltsverzeichnis Kapitel 5: PROJEKTE ............................................................................................................................1

5.1. ANALYTIK VON LEITUNGSWASSER UND MINERALWÄSSERN ................................................3

5.1.1. Allgemeines .................................................................................................................3

5.1.2. Wasseranalysen: Mineralwässer ..................................................................................3

5.1.3. Wasseranalysen: Leitungswasser .................................................................................6

5.1.4. Untersuchung von Fluss und Teichwasser ....................................................................7

5.2. BODENCHEMIE. ...................................................................................................................8

5.2.1. Allgemeines .................................................................................................................8

5.2.2. Einfluss von CO2 auf die Löslichkeit „typischer“ Bodenmineralien.................................8

5.2.3. Einfluss von „saurem Regen“ auf Bodenminerale .........................................................9

5.2.4. Sorptions- und Austauschfähigkeit des Bodens .......................................................... 10

5.2.5. Nachweis der Erdalkalimetalle Mg und Ca im Boden .................................................. 11

5.3. KNOCHEN- UND ZAHNGESUNDHEIT ................................................................................... 12

5.3.1. Allgemeines ............................................................................................................... 12

5.3.2. Hydroxylapatit: Wirkung von Mineralsäuren und Hydroxycarbonsäuren .................... 13

5.3.3. Hydroxylapatit: Einfluss von Fluorid ........................................................................... 13

5.3.4. Fluoridbestimmung in Zahncremes ............................................................................ 14

5.3.5. Säuregehalt von Fruchtsäften .................................................................................... 14

5.3.6. Zahnspangen und Gebissreiniger ............................................................................... 14

5.4. „COLA-PROJEKT“ ............................................................................................................... 16

5.4.1. Allgemeines ............................................................................................................... 16

5.4.2. Säure-Base-Eigenschaften .......................................................................................... 16

5.4.3. Phosphat- Bestimmung .............................................................................................. 17

5.4.4. Fotometrische Coffeinbestimmung ............................................................................ 19

5.5. LEBENSMITTEL: (INHALTS-, ERGÄNZUNGS- UND –ZUSATZSTOFFE) UND MEDIKAMENTE BEI NAHRUNGSMITTELUNVERTRÄGLICHKEIT ...................................................................................... 21

5.5.1. Allgemeines ............................................................................................................... 21

5.5.2. Vitamin C (Ascorbinsäure): Quantitative Bestimmung mittels Iodometrie und Fotometrie ................................................................................................................................ 21

5.5.3. Untersuchung der Stabilität von Vitamin C ................................................................. 23

5.5.4. Aspartam- ein Süßstoff .............................................................................................. 24

5.5.5. Antacida .................................................................................................................... 26

5.5.6. Vitamin B17, Amygdalin und andere cyanogene Glykoside ......................................... 28

5.5.7. Nitratbelastung von Lebensmitteln ............................................................................ 30

5.6. SPORTGETRÄNKE UND ENERGY-DRINKS ............................................................................ 31

5.6.1. Allgemeines ............................................................................................................... 31

5.6.2. Farbstoffe in Getränkepulvern ................................................................................... 31

5.6.3. Farbstoffe in Fertiggetränken ..................................................................................... 33

5.6.4. Coffein in Energy-Drinks: ............................................................................................ 33

5.6.5. Sportgetränke: Säuregehalt ....................................................................................... 34

5.1. ANALYTIK VON LEITUNGSWASSER UND MINERALWÄSSERN

5.1.1. Allgemeines

5.1.1.1. Untersuchungsobjekte: Mineralwässer, Labor-Leitungswasser, Fluss-/ Teich/-

Seewasser Besorgen Sie sich zwei beliebige Mineralwassersorten, die in mindestens zwei

verschiedenen Kohlensäuregehalten angeboten werden (für Vers. 5.1.2.2.), sowie

eine Flasche „Adelholzener“ (für Vers. 5.1.2.4., (insgesamt also 5 Proben).

Organisieren Sie jeweils eine Probe Fluss-, Teich- und See-wasser.

5.1.1.2. Benötigte Chemikalien

Calcon-Indikator-Lösung; 0.01 M EDTA-Lsg.; 0.01 M AgNO3-Lsg.; 0.005 M BaCl2-Lsg.;

1.0 M HNO3; 0.1 M NaOH

5.1.1.3. Messmethoden und spezielle Geräte:

Säure-Base-Titrationen; Ionenchromatographie; Komplexometrie;

Leitfähigkeitstitration

Titrando; BRITA-Wasserfilter

5.1.1.4. Literatur: a. Metrohm-Monographie: Praktikum der Ionenchromatographie b. Die Ionenchromatographie in der routinemäßigen Wasser- und Umweltanalytik;

B.Rössner, J.Behnert, A.Kipplinger, Fresenius Z.Anal. Chem. (1987) 327; 698ff. c. The Softening of Hard Water and Complexometric Titrations; H.Ceretti, E.A.Hughes,

A.Zalts, J.Chem.Ed. 76 (1999) 1420ff d. Reduction of Calcium Concentrations by the Brita Water Filtration System: A Practical

Experiment in Titrimetry and Atomic Spectroscopy, K.G. Olsen, L.J.Ulicny, J.Chem.Ed. 78 (2001), 941ff.

e. Internetseiten der Stadtwerke München (https://www.swm.de/dam/jcr:a19a05ca-5502-4618-829b-57416437f106/Trinkwasser-Analysewerte.pdf)

5.1.2. Wasseranalysen: Mineralwässer

5.1.2.1. Vorbereitungsarbeiten

Gießen Sie aus der frisch geöffneten Mineralwasserflasche ca. 50 mL in einen 150 mL- Erlenmeyerkolben und bestimmen Sie sofort Temperatur, den pH- Wert und die

Leitfähigkeit (Eintrag in Tabelle WP1). Stellen Sie den Erlenmeyerkolben dann für 10

min in ein Ultraschallbad, um das gelöste CO2 auszutreiben. Bestimmen Sie erneut

Temperatur, pH-Wert und Leitfähigkeit und tragen Sie Ihre Messergebnisse in die

Tabelle ein. 5.1.2.2. Messungen (IC)

Als nächstes sollen Sie mittels Kationen- und Anionen- Chromatographie die

Analysenangaben auf den Mineralwasserflaschen überprüfen. Bedenken Sie, dass

Sie bei der früher vorgenommenen Kalibrierung der Ionenchromatographen nur bis zu

bestimmten Maximalkonzentrationen gearbeitet hatten. Um signifikante Aussagen zu

erhalten, müssen Sie eventuell die (entgaste) Mineralwasserprobe in definierter Weise

so verdünnen, dass die Konzentration des häufigsten Ions (ausgenommen HCO3-

/CO32-) den Maximalwert Ihrer Kalibration um maximal 100% überschreitet (500 ppm

bei Anionen, 20 ppm bei Kationen: Sie müssen also wahrscheinlich 2 verschiedene

Proben für Kation- und Anion-Analyse abgeben!)). Tragen Sie Ihre Messergebnisse

zusammen mit den „Sollwerten“ in die Tabelle WP1 ein. 5.1.2.3. Qualitative Analyse:

Führen Sie, wie zu Praktikumsbeginn gelernt, qualitative Nachweisreaktionen auf die

lt. Flaschenetikett vorhandenen Ionen durch. 5.1.2.4. Quantitative Bestimmung von Ca2+, Mg2+, Cl-, SO4

2-

Da die Sorte „Adelholzener“ relativ hohe Gehalte an Ca/ Mg/ Cl/ SO4 aufweist (Herstellerangabe: 70 ppm Ca, 33 ppm Mg, 21 ppm Cl, 27 ppm SO4), verwenden Sie diese Sorte für die quantitative Bestimmung mit „nasschemischen“ Methoden. Ca2+ und Mg2+ bestimmen Sie, wie teilweise im Grundpraktikum gelernt, mittels Komplexometrie gegen EDTA. Chlorid bestimmen Sie, wie ebenfalls im Grundpraktikum gelernt, mittels Leitfähigkeitstitration gegen eingestellte AgNO3- Lösung , und analog Sulfat gegen eingestellte BaCl2-Lösung. Zusätzlich bestimmen Sie Chlorid mittels potentiometrischer Titration mit AgNO3 und Sulfat durch indirekte komplexometrische Titration. Tragen Sie Ihre Ergebnisse in Tabelle WP1 ein.

a. Ca-Bestimmung: Eine 50 mL-Probe wird mit 5 mL einer 4.5 M KOH (selbst her-

stellen!) versetzt. Der pH sollte bei 12 liegen. Die entstandene Suspension wird mit 5

Tropfen Calcon-Indikator-Lösung versetzt, wodurch eine weinrote Farbe entstehen

sollte. Titrieren Sie mit 0.01 M EDTA-Lösung unter kräftigem Rühren bis zum Farbumschlag nach Blau. Erwarteter Verbrauch ca. 9 mL. [70 ppm Ca bedeuten 1.75

mmol/L; in 50 mL sind demnach ca. 87µmol. In 1.0 mL 0.01 m EDTA sind 10µmol

EDTA enthalten]

b. Mg-Bestimmung: Eine 50 mL- Probe wird durch Zugabe von einigen Tropfen 1.0 M

NaOH auf pH= 7 gebracht. Dann wird eine Indikator-Puffertablette zugefügt und

solange gerührt, bis sich diese vollständig aufgelöst hat. Nach Zugabe von 1 mL

konz. NH3 wird mit 0.01 M EDTA- Lösung bis zum Farbumschlag von Rot nach Grün titriert. Erwarteter Verbrauch ca. 7 mL [33 ppm Mg bedeuten 1.36 mmol/L; in 50 mL

sind also ca. 68µmol]

c. Chlorid-Bestimmung:

i. Durch Leitfähigkeitstitration: Geben Sie 100 mL des Mineralwassers in ein

schmales 150 mL Becherglas und säuern mit einigen Tropfen 1.0 M HNO3 an, so

dass etwa pH=4 erreicht wird. Bestimmen Sie die elektrische Leitfähigkeit. Titrieren

Sie mit 0.01 M AgNO3-Lösung in Schritten von 0.5 mL und bestimmen jeweils die

Leitfähigkeit. Die Leitfähigkeit sollte langsam abnehmen und dann wieder zunehmen. Das Minimum entspricht dem Äquivalenzpunkt. Erwarteter Verbrauch

ca. 6 mL [21 ppm Cl bedeuten 0.59 mmol/L; in 100 mL sind demnach 59µmol. 1.0

mL 0.01M AgNO3 enthält 10µmol.]

ii. Durch potentiometrische Titration: (das hier beschriebene Vorgehen entspricht der elektrochemischen Bestimmung des Löslichkeitsproduktes von AgCl im

Grundpraktikum) Geben Sie 100 mL des Mineralwassers sowie einen Magnet-

Rührfisch in ein schmales 150 mL Becherglas. In ein anderes schmales Becherglas

geben Sie etwa 50 mL 0.01 M AgNO3- Lösung. Stellen Sie in beide Bechergläser

ein vorher gereinigtes Silberblech und verbinden diese mittels Krokodilklemmen mit

den beiden Ausgängen eines Voltmeters. Verbinden Sie die Bechergläser mit einer

Salzbrücke. Füllen Sie in eine Bürette ca. 10 mL einer 0.01 M AgNO3- Lösung.

Beginnen Sie, unter Rühren aus der Bürette die Silbernitratlösung zum

Mineralwasser zuzutropfen. Zeichnen Sie nach jeweils 0.25 mL den Spannungswert

am Voltmeter auf. Der Wendepunkt der „Titrationskurve“ entspricht dem Äquivalenzpunkt. Erwarteter Verbrauch ca. 6 mL

d. Sulfat-Bestimmung:

i. Durch Leitfähigkeitstitration: Geben Sie 100 mL des Mineralwassers in ein

schmales 150 mL Becherglas und fügen Sie einige Tropfen 1.0 M HNO3 zu, so dass

etwa pH=4 erreicht wird. Bestimmen Sie die elektrische Leitfähigkeit. Titrieren Sie

mit 0.005 M BaCl2-Lösung in Schritten von 0.5 mL und bestimmen jeweils die

Leitfähigkeit. Die Leitfähigkeit sollte langsam abnehmen und dann wieder zunehmen. Das Minimum entspricht dem Äquivalenzpunkt. Erwarteter Verbrauch

ca. 5 mL. [27 ppm SO4 bedeuten 0.28 mmol/L; in 100 mL sind demnach 28µmol.

1.0 mL 0.005 M BaCl2-Lösung enthält 5µmol]

ii. Durch indirekte EDTA-Titration. Geben Sie 50,0 mL des Mineralwassers in einen

250 mL Erlenmeyerkolben und fügen 10 Tropfen einer konzentrierten Salzsäure

hinzu. Geben Sie dann 10,0 mL einer 0.005 M BaCl2- Lösung sowie einen Rührfisch

hinzu. Decken Sie den Erlenmeyer mit einem Uhrglas ab, stellen das ganze auf

einen Heizrührer und erhitzen unter Rühren für 60 min zum Sieden (evtl.

gelegentlich VE Wasser nachgießen, um zu große Flüssigkeitsverluste zu

vermeiden). Schalten Sie die Heizung aus und stellen den verschlossenen Kolben

über Nacht an einen sicheren Ort. Nach 24 h fügen Sie 25 mL einer pH=10

Pufferlösung sowie eine Indikator-Puffertablette hinzu. Titrieren Sie mit einer 0.01 M

EDTA-Lösung bis zum Farbumschlag von pink nach blau. Notieren Sie den Verbrauch. Erwarteter Verbrauch ca. 19 mL [In 50 mL sollten 14µmol SO4 sein. 10

mL 0.005 M BaCl2- Lösung enthalten 50µmol Ba. Nach quantitativer Fällung von

BaSO4 sollten also 36µmol Ba in Lösung verbleiben. Da aber von vornherein auch

87µmol Ca und 68µmol Mg in Lösung sind (s.o.), sind also insgesamt 191µmol

zweiwertiger Kationen in Lösung. In 1.0 mL 0.01 M EDTA sind 10µmol EDTA

enthalten.]

e. „Bestimmung der Säurekapazität („m-Wert“) nach DIN“ und „Bestimmung der

Basenkapazität („p-Wert“) nach DIN“:

i. Der Ausgangs-pH-Wert sollte über 4.5 liegen, deshalb nur die „stillen“

Mineralwassersorten verwenden! Führen Sie eine Titration einer 100 mL-Probe mit

0.1M HCl gegen Methylorange als Indikator durch (Farbumschlag gelb→orange).

Sollte der Säureverbrauch unter 2 mL liegen, wiederholen Sie die Titration mit

0.01M HCl. Berechnung: m-Wert= KS 4.3 = (VHCl*cHCl)/VProbe. Wenn Sie also eine 0.1M

HCl und ein Probenvolumen von 100 mL = 0.1 L verwenden, ist der m-Wert

numerisch gleich dem Salzsäureverbrauch in mL, (Einheit mmol/L). Wiederholen

Sie die Titration unter Verwendung eines pH-Meters und titrieren Sie bis zum

Erreichen eines pH-Werts von 4.3! ii. Der Ausgangs-pH-Wert sollte unter 8.2 liegen, deshalb nur die „spritzigen“

Mineralwassersorten verwenden! Titrieren Sie eine 100 mL-Probe unter Zugabe

von 0.2 mL Phenolphthalein-Lösung mit 0.1 M NaOH bis zum Farbumschlag von

farblos nach schwach rosa. Sollte der Basenverbrauch unter 2 mL liegen,

wiederholen Sie die Titration mit 0.01M NaOH. Berechnung: -p-Wert= KB 8.2 =

(VNaOH*cNaOH)/VProbe. Wenn Sie also eine 0.1M NaOH und ein Probenvolumen von

100 mL = 0.1 L verwenden, ist der -p-Wert numerisch gleich dem

Natronlaugeverbrauch in mL, (Einheit mmol/L). Wiederholen Sie die Titration unter

Verwendung eines pH-Meters und titrieren Sie bis zum Erreichen eines pH-Werts

von 8.2! 5.1.2.5. AUSWERTUNG (sh. Projektdatei)

5.1.3. Wasseranalysen: Leitungswasser

5.1.3.1. Vorbereitungsarbeiten:

Besorgen Sie sich zwei BRITA-Filter

5.1.3.2. Messungen:

Bestimmen Sie pH- Wert und Leitfähigkeit!

5.1.3.3. Messungen: IC + Titrando

Bestimmen Sie mittels Ionenchromatograph die qualitative und quantitative Anionen-

und Kationen- Zusammensetzung sowie mittels Komplexometrie (Titrando!) die

Gehalte an Ca/Mg.

5.1.3.4. Effektivität eines BRITA Haushaltsfilters. 2 Varianten:

a. Geben Sie abwechselnd 1000 mL Leitungswasser und 250 mL VE-Wasser durch das

Filter, insgesamt je dreimal, wobei Sie jedes Mal neues Leitungswasser verwenden!

b. Geben Sie abwechselnd 1000 mL Leitungswasser und 250 mL VE-Wasser durch das

Filter, insgesamt je dreimal, wobei Sie jedes Mal das bereits filtrierte Leitungswasser

verwenden!

c. Bestimmen Sie zunächst im jeweils letzten Filtrat pH- Wert und Leitfähigkeit und

untersuchen Sie die Zusammensetzung des filtrierten Wassers im

Ionenchromatographen.

5.1.3.5. AUSWERTUNG (siehe Projektdatei)

5.1.4. Untersuchung von Fluss und Teichwasser


Besorgen Sie sich drei Wasserproben aus nahegelegenen Flüssen oder Teichen/

Seen (sinnvollerweise eine Probe aus bewaldeter Umgebung, einem Garten und

eine aus Nachbarschaft eines bewirtschafteten Ackers)! Da diese Proben vermutlich

ziemlich trüb sind, ist eine Filtration vor der eigentlichen Messung unumgänglich!

5.1.4.2. Messung

Bestimmen Sie pH- Wert und Leitfähigkeit und tragen Sie diese Werte in Tabelle WP2

ein 5.1.4.3. Messung (IC)

Bestimmen Sie mittels Ionenchromatograph die qualitative und quantitative Anionen-

und Kationen- Zusammensetzung und tragen Sie Ihre Ergebnisse in die Tabelle WP2

ein.


5.2. BODENCHEMIE. Die Oberfläche des Festlands besteht entweder aus massiven Gesteinen (Felsen oder Gebirgen) oder „lockeren“ Böden, die neben lebender und toter pflanzlicher Materie (Huminstoffe) mehr oder weniger viele mineralische Inhaltsstoffe enthalten. Niederschläge (Regen oder Schnee) sind nicht einfach „reines Wasser“ (wie etwa VE-Wasser), sondern enthalten v.a. gelöste Gase, aber auch Mineralien in gelöster oder suspendierter Form, (in der Regel im ppb-ppm- Bereich). Durch menschliche Aktivitäten (Industrielle Prozesse, Wohnraumheizung, KfZ- und Lkw- Verkehr) werden zusätzlich saure Gase wie SO2 oder NO2 in die Atmosphäre abgegeben, die über komplexe Umwandlungsprozesse schließlich zu „saurem Regen“ führen. Diese Niederschläge lösen im Laufe der Zeit die mineralischen Bestandteile entsprechend ihrer Löslichkeit aus dem Boden und transportieren sie in das Grundwasser, über das sie entweder „natürlich“ über Flüsse und Seen ins Meer gelangen oder aber Grundlage unserer Trinkwasserversorgung sind.

5.2.1. Allgemeines

5.2.1.1. Untersuchungsobjekte: Gartenerde

5.2.1.2. Benötigte Chemikalien:

CaCO3; Ca3(PO4)2; CaSiO3; CaF2; MgCO3; Mg2SiO4 (Talk); CaSO4; Kaolin (alle

Chemikalien “spezial” im LAAC2-Schrank)

Calcon-Indikatorlösung; 0.01 M EDTA-Lsg.; 0.1 M EDTA-Lsg; 0.1 M ZnSO4-Lsg.;

Xylenolorangeverreibung; 1 M HCl; konz. NH3;

LiCl; CaCl2; SrCl2; FeCl3; KCl 5.2.1.3. Messmethoden und spezielle Geräte:

Ionenchromatographie; Komplexometrie; Leitfähigkeitsmessung

Titrando; Wassersprudler; Gartensieb 2 mm. 5.2.1.4. Literatur:

f. A Simulation of Acid Rain with Soil Minerals; A.L.Schilling, K.R.Hess, P.A.Leber, C.H.Yoder, J.Chem.Ed. 81 (2004). 246ff

g. B. Welker, „Bodenuntersuchungen“, Experimentalvortrag an der Univ. Marburg, 1986, http://www.chids.de/dachs/allgem_themen/umweltchemie.html, Vortrag-# 362

5.2.2. Einfluss von CO2 auf die Löslichkeit „typischer“ Bodenmineralien

Der natürliche CO2- Gehalt des Regens führt im Voralpenland zur teilweisen „Auflösung“ aller carbonathaltigen Gesteine und damit zu unserem „harten“ Leitungswasser (siehe Versuch 5.1.3.). In diesem Versuch wollen wir den Effekt gelösten CO2 auf die Löslichkeit von schwerlöslichen Calcium und Magnesium-Salzen (Kalk, Fluorit, Apatit, Gips, Talk, Magnesia) mit Hilfe eines handelsüblichen Sodasprudlers untersuchen, und „nebenbei“ die Löslichkeitsprodukte der verwendeten schwerlöslichen Salze bestimmen.


Wiegen Sie jeweils in einen 250mL- Messkolben ca. 1.0 g CaCO3 Ca3(PO4)2; CaSiO3,

(Saal 1) bzw. CaF2, MgCO3, Talk (Saal 2) ein und füllen bis zum Eichstrich mit VE-

Wasser auf. Geben Sie einen Rührfisch hinzu und verschließen den Messkolben.

Rühren Sie für 30 Minuten. Entfernen Sie den Rührfisch und gießen Sie die

Suspension vollständig in eine saubere Wassermaxx- Sprudlerflasche. Füllen Sie den

Messkolben mit weiteren 250 mL VE-Wasser, schütteln gut um, sodass eventuelle

Feststoffreste gut suspendiert werden und gießen die Suspension vollständig in die

Sprudlerflasche. Verschließen Sie diese, schütteln für ca. 30 s um und lassen 30

Minuten stehen. 5.2.2.2. Messungen

a. Pipettieren Sie etwa 25 mL des Überstandes in einen 50 mL Messzylinder und

bestimmen Sie in diesem Temperatur, pH- Wert und Leitfähigkeit und tragen Sie die

Messwerte in Tabelle BP1 (Spalte Sprudler „–") ein!

b. Entnehmen Sie eine 25 mL-Probe aus der Sprudlerflasche und bestimmen Siedie

Gehalte von Ca2 oder Mg2+ (am Titrando: Passen Sie die Konzentration der EDTA-

Lösung so an, dass ein Verbrauch von 10-20 mL erhalten wird!). Entnehmen Sie

weitere ca. 5 mL aus der Sprudelflasche zur Bestimmung von F- und HPO42- am

Ionenchromatographen. Tragen Sie die Messwerte in Tabelle BP1 ein

c. Schließen Sie jetzt die Flaschen an das Sprudlergerät an, betätigen den Sprudler und

lassen die Flaschen etwa 15 Minuten angeschlossen hängen. Betätigen Sie dann

das Druckentlastungsventil und entnehmen die Flasche. Gießen Sie ca. 50 mL der

Flascheninhalte in jeweils einen 150 mL Erlenmeyerkolben und stellen diese dann für

10 Minuten zur Entgasung ins Ultraschallbad. d. Wiederholen Sie die Kation- und Anionenbestimmungen innerhalb 30 Minuten nach

Beendigung des Entgasens und tragen Ihre Ergebnisse in die Tabelle BP1 (Spalte

Sprudler „+“) ein

e. Führen Sie, wie zu Praktikumsanfang gelernt, Einzelnachweisreaktionen für die

enthaltenen Kationen und Anionen durch!

5.2.2.3. AUSWERTUNG (sh. Projektdatei)

5.2.3. Einfluss von „saurem Regen“ auf Bodenminerale


Wiegen Sie jeweils in einen 250mL- Messkolben ca. 2.0 g CaCO3, CaSO4, (Saal 1),

bzw. Talk , MgCO3 (Saal 2) und „Kaolin“ (beide Säle) ein und füllen bis zum Eichstrich

mit 0.001 M H2SO4 auf. Geben Sie einen Rührfisch hinzu und verschließen den

Messkolben. Rühren Sie für 30 Minuten und lassen dann absitzen.

5.2.3.2. Messungen

a. Gießen Sie etwa 50 mL des Überstandes in einen Messzylinder und bestimmen Sie

in diesem Temperatur, pH- Wert und Leitfähigkeit und tragen Sie die Messwerte in

Tabelle BP2 ein!

b. Bestimmen Sie die Gehalte von Ca2 , Mg2+ und Al3+ durch Komplexometrie mit

EDTA „von Hand“ . Tragen Sie die Messwerte in Tabelle BP2 ein. i. Ca-Bestimmung: Eine 100 mL-Probe wird mit 10 mL einer 4.5 M KOH (selbst

herstellen!) versetzt. Der pH sollte bei 12 liegen. Die entstandene Suspension wird

mit 10 Tropfen Calcon-Indikator-Lösung versetzt, wodurch eine weinrote Farbe

entstehen sollte. Titrieren Sie mit 0.01 M EDTA-Lösung unter Rühren bis zum

Farbumschlag nach Blau. ii. Mg-Bestimmung: Eine 100 mL- Probe wird durch Zugabe von einigen Tropfen 1.0

M NaOH auf pH= 7 gebracht. Dann wird eine Indikator-Puffertablette zugefügt und

solange gerührt, bis sich diese vollständig aufgelöst hat. Nach Zugabe von 1 mL

konz. NH3 wird mit 0.01 M EDTA- Lösung bis zum Farbumschlag von Rot nach Grün

titriert. iii. Al-Bestimmung: Eine 100 mL- Probe wird im 250 mL Erlenmeyer-Kolben mit 50

mL 0.1 M EDTA-Lösung und 2 mL 1 M HCl versetzt und auf dem Wasserbad zum

Sieden gebracht und 10 Minuten bei dieser Temperatur gehalten. Nach dem

Abkühlen wird mit Natriumacetat versetzt bis ein pH von 5-6 erreicht ist und ca. 50

mg Xylenolorange-Verreibung zugegeben. Titriert wird mit 0.1 M ZnSO4- Lösung bis

zum Farbumschlag von Gelb nach Rot.

5.2.3.3. AUSWERTUNG (sh. auch Projektdatei)

5.2.4. Sorptions- und Austauschfähigkeit des Bodens


Besorgen Sie sich im Gartenmarkt einen Beutel normaler Blumenerde. Wiegen Sie

etwa 100 g in ein großes Becherglas ein und stellen Sie das Ganze für eine Stunde in

einen Trockenschrank bei 60°C. Nach dem Abkühlen sieben Sie die Erde durch ein

ca. 2 mm- Sieb. Geben Sie jeweils etwa 20 g der getrockneten und gesiebten Erde in

vier 100 mL Erlenmeyer- Kolben (den Rest der Erde verwenden Sie für Versuch

5.2.5.). Stellen Sie sich durch Einwaage jeweils ca. 50 mL einer 0.002 M LiCl/ CaCl2/

SrCl2 /FeCl3- Lösung her.

5.2.4.2. Messungen

a. Geben Sie die vier Lösungen in die Erlenmeyer- Kolben (eine Lösung pro Kolben)

und rühren Sie diese Suspension für jeweils 3 h und lassen das Ganze über Nacht

absitzen..

b. Untersuchen Sie den Überstand qualitativ auf Li+/ Ca2+/ Sr2+/ Fe3+, wie Sie es im

Kapitel „Einzelnachweise“ gelernt haben. Bestimmen Sie die Zusammensetzung der

überstehenden Lösungen (außer Fe3+) durch Einspritzen auf die Kationen-IC- Anlage

(Eintrag in Tab. BP3)

5.2.5. Nachweis der Erdalkalimetalle Mg und Ca im Boden


Wiegen Sie etwa 20 g der unter 5.2.4. hergestellten getrockneten und gesiebten Erde

in einen 500 mL Erlenmeyerkolben. Stellen Sie sich durch Auflösen 100 mL einer 0.1

M KCl- Lösung her, gießen diese zur Erde im Erlenmeyer und rühren für ca. eine

Stunde (alternativ kann der Erlenmeyer auch in ein Ultraschallbad gestellt werden)

5.2.5.2. Messungen

a. Filtrieren Sie die erhaltene Suspension mittels Saugflasche, Büchnertrichter und

Vakuumpumpe ab. Engen Sie das Filtrat unter Zuhilfenahme eines

Rotationsverdampfers im Vakuum fast bis zur Trockene ein, fügen ca. 5 mL konz.

H2O2 zu, schütteln für eine Minute und engen das ganze dann vollständig ein.

Nehmen Sie den Rückstand in 20 mL VE-Wasser auf.

b. Untersuchen Sie das Eluat einerseits qualitativ auf Mg2+ und Ca2+, wie Sie es im

Kapitel „Einzelnachweise“ gelernt haben, andererseits quantitativ durch Titration

einer 10.0 mL-Probe am Titrando (Beachten Sie die Anmerkung unter 5.2.2.2.ii!

Eintrag in Tab. BP4)


5.3. KNOCHEN- UND ZAHNGESUNDHEIT

Knochen und Zähne enthalten als anorganische Hauptkomponente „Hydroxylapatit“, Ca5(PO4)3(OH), Zähne einen unterschiedlich hohen Anteil an „Fluorapatit“, Ca5(PO4)3(F). Beides sind schwerlösliche Verbindungen; der Hydroxylapatit ist allerdings deutlich besser in Säuren löslich. Da wir zum einen mit der Nahrung eine Vielzahl vor allem organischer Säuren (Fruchtsäuren wie Zitronensäure oder Äpfelsäure oder auch Oxalsäure), aber auch anorganischer Säuren (Phosphorsäure in Softdrinks, vgl. „Cola-Projekt“) aufnehmen, zum anderen im Mund vorhandene Bakterien zuckerhaltige Speisen zu Milchsäure metabolisieren, wird unter dem Gesichtspunkt der Zahngesundheit ein möglichst hoher Anteil an Fluorapatit angestrebt. Dies wird in manchen Ländern (z.B. USA oder Australien) durch „Zwangsfluoridierung“ des Trinkwassers, in anderen Ländern (z.B. bei uns in Deutschland) durch Verwendung fluoridhaltiger Zahncremes oder auch spezieller Nahrungsmittelzusätze zu erreichen versucht. In diesem Projekt wollen wir zum einen die Wirkung verschiedener Säuren auf Hydroxylapatit, zum anderen die Reaktion von Hydroxylapatit mit Natriumfluorid untersuchen und schließlich den Fluoridgehalt verschiedener Zahncremes überprüfen. Als mögliche Erweiterung/ Variation des Experiments könnte die Untersuchung von „Knochenmehl“ (enthält als Hauptbestandteil Hydroxylapatit) sowie Tierzähnen hinzukommen. Schließlich wollen wir uns dem Reinigen von Zahnspangen und künstlichen Zähnen widmen. Hier kommt es auf das „Weißsein“ der Zähne genauso an wie auf die Desinfektion. Beide Funktionen werden in der Regel entweder von Wasserstoffperoxid oder Peroxiden übernommen. Deren Gehalt soll im Experiment überprüft werden.

5.3.1. Allgemeines

5.3.1.1. Untersuchungsobjekte: Zahncremes; Zahnspangen-/Gebissreiniger;

Fruchtsäfte


Hydroxylapatit; 0.01 M HCl; 0.01 M H3PO4; Zitronensäure; Weinsäure; Milchsäure;

NaF; 0.1 M NaOH; KOH; Calconcarbonsäure; EDTA


Ionenchromatographie; Komplexometrie; Säure-Base-Titration

Titrando

5.3.1.4. Literatur: h. W.H. Fuchsmann et al., Acid Content of Beverages, J.Chem.Educ. 67 (1990), 67 i. S. Ossadnik et al., Comparative study oft he determination of peroxomonosulfate….,

Fresenius J.Anal.Chem. 371 (2001),420 j. http://www.chemieunterricht.de/dc2/tip/ (Juni 2006) k. H.C. Margolis et al., Kinetics of Hydroxyapatite Dissolution in Acetic, Lactic and Phosphoric

Acid Solutions, Calcif. Tissue Int 50 (1992), 137 l. M.J. Larsen et al., Enamel Erosion by Some Soft Drinks and Orange Juices…, Caries Res. 33

(1999), 81 m. T. Jacobsen et al., Calcium leaching from dentin…after etching with phosphoric acid…,

Eur.J.Oral Sci. 108 (2000), 247 n. A. Wiegand et al., Impact of the acid flow rate on dentin erosion, J.Dent. 35 (2007), 21 o. M.E. Barbour et al., An investigation …of dental enamel demineralization as a function of

undissociated acid concentration and differential buffer capacity, Phys.Med.Biol. 52 (2007) 899

5.3.2. Hydroxylapatit: Wirkung von Mineralsäuren und Hydroxycarbonsäuren


a. Wiegen Sie in 3 kleine Erlenmeyerkolben (mit Rührfisch) jeweils möglichst exakt 1.0

g Hydroxylapatit ein und beschriften die Kolben mit „VE“, „HCl“, und „H3PO4“.

Entsprechend der Aufschrift geben Sie jeweils 100 mL VE-Wasser bzw. 0.01 M HCl

oder 0.01 M H3PO4 hinzu und rühren für eine Stunde.

b. Wiegen Sie in drei 300mL– Erlenmeyerkolben (mit Rührfisch) jeweils möglichst exakt

1.0 g Hydroxylapatit ein und beschriften die Kolben mit „H3Cit“, „WeinS“ und „MilS“.

c. Stellen Sie sich durch Auflösen jeweils 100 mL von ca. 0.01 M Lösungen von

Zitronensäure, Weinsäure, Milchsäure her.

d. Geben Sie entsprechend der Aufschrift jeweils 100 mL Zitronensäure, Weinsäure

bzw. Milchsäure-Lösung zu den 4 Kolben hinzu und rühren Sie für eine Stunde.

5.3.2.2. Messungen (IC und Komplexometrie)

a. Nach Filtration der Mineralsäure-Proben in ein kleines Plastikgefäß werden die

Konzentrationen an Ca2+ mithilfe der IC bestimmt. Tragen Sie die Ergebnisse in

Tabelle ZP1 ein.

b. Entnehmen Sie jeweils 25 mL aus den drei Hydroxycarbonsäure- Lösungen und

bestimmen Sie die Konzentrationen an Ca2+ mithilfe einer komplexometrischen

Titration. Tragen Sie die Ergebnisse in Tabelle ZP1 ein. Ca-Bestimmung: Eine 100 mL-Probe wird mit 10 mL einer 4.5 M KOH (selbst herstellen!) versetzt. Der pH sollte bei 12 liegen. Die entstandene Suspension wird mit 10 Tropfen Calcon-Indikator-Lösung versetzt, wodurch eine weinrote Farbe entstehen sollte. Titrieren Sie mit 0.01 M EDTA-Lösung unter Rühren bis zum Farbumschlag nach Blau.


5.3.3. Hydroxylapatit: Einfluss von Fluorid


a. Stellen Sie sich durch Auflösen von NaF 250 mL einer 100 ppm Fluoridlösung her.

Teilen Sie diese in zwei 125 mL Portionen auf.

b. Wiegen Sie so genau wie möglich 1.0 g Hydroxylapatit ein und geben Sie es

vollständig (!) zu der einen Fluoridlösung. Fügen Sie einen Rührfisch hinzu,

verschließen das Gefäß und beginnen kräftig zu rühren (5 Minuten).

c. Wiegen Sie so genau wie möglich 1.0 g Hydroxylapatit ein und geben Sie es

vollständig (!) zu der anderen Fluoridlösung. Fügen Sie einen Rührfisch hinzu,

verschließen das Gefäß und beginnen kräftig zu rühren (7 Tage).

5.3.3.2. Messungen:

Nach Filtration in ein kleines Plastikgefäß bestimmen Sie in beiden Proben den Gehalt

an Ca2+ und F- sowie HPO42- mittels IC. Tragen Sie die Ergebnisse in Tabelle ZP2 ein

5.3.3.3. AUSWERTUNG siehe Projektdatei

5.3.4. Fluoridbestimmung in Zahncremes


a. Besorgen Sie sich 3 verschiedene fluoridhaltige Zahncremes.

b. Wiegen Sie jeweils 1.0 g Zahnpasta in ein kleines Becherglas ein. Geben Sie jeweils

20 mL VE-Wasser hinzu und rühren mit einem Glasstab solange um, bis eine

homogene „Lösung“ entsteht.

5.3.4.2. Messungen

Filtrieren Sie durch einen 0.45µm Spritzenfilter und bestimmen den Fluoridgehalt

mittels IC. Tragen Sie die Ergebnisse in Tabelle ZP2 ein


5.3.5. Säuregehalt von Fruchtsäften


Besorgen Sie sich 5 verschiedene Fruchtsäfte (z.B. Apfelsaft, Traubensaft,

Orangensaft, Zitronensaft, Grapefruitsaft).

5.3.5.2. Messungen:

Füllen Sie jeweils 25.0 mL in ein 100 mL Becherglas, bestimmen Sie den pH- Wert

und titrieren mithilfe des „Titrando“ und 0.1 M NaOH bis zum Äquivalenzpunkt.

Notieren Sie auch den Laugenverbrauch bis zum Neutralpunkt (pH= 7.0). Tragen Sie

die Ergebnisse in Tabelle ZP3 ein

5.3.5.3. .AUSWERTUNG (sh. Protokolldatei)

5.3.6. Zahnspangen und Gebissreiniger


a. Die ausgegebene Friscodent- Tablette (wiegen!) wird in ca. 100 mL Wasser im

Becherglas aufgelöst (dauert 90 Minuten!). Die Lösung wird vollständig (!) in einen

250 mL – Messkolben überführt, mit 30 mL 1M Schwefelsäure angesäuert und mit

Wasser bis zur 250-mL-Marke aufgefüllt.

b. Dann werden 25 mL der entstandenen Mischung mit 25 mL Schwefelsäure

angesäuert und mit Wasser auf 100 mL verdünnt.

5.3.6.2. Messungen

Es wird solange mit einer 0.02 M KMnO4-Lösung titriert, bis die erste Rosafärbung

mindestens 30 Sekunden bestehen bleibt. Tragen Sie die Ergebnisse in Tabelle ZP4

ein.


5.4. „COLA-PROJEKT“

5.4.1. Allgemeines

5.4.1.1. Untersuchungsobjekte: diverse Cola- Sorten („Marken“ und „No-Name“,

„normal“, „light“, „zero“) (4 Sorten pro Saal); „Adelholzener naturell“; „Adelholzener

Classic“; „Vio-Still“


H3PO4 0.004 M (selbst herstellen: 10.00 mL 0.1 M H3PO4 im 250 mL Messkolben bis

zum Eichstrich mit VE-Wasser auffüllen!); NaOH 0.1 M,

KH2PO4 – Lsg. 0.005 M (selbst herstellen: 170.0 mg KH2PO4 im 250 mL Messkolben

bis zum Eichstrich mit VE-Wasser auffüllen und kräftig umschütteln); KH2PO4 – Lsg

0.001 m (selbst herstellen: 50 mL der 0.005 m Lösung im 250 mL Messkolben mit VE-

Wasser bis zum Eichstrich auffüllen und umschütteln); Vanadat-Molybdat-Phosphat-

Reagenzlösung,

Coffein; KI, I2; Methanol


Säure-Base-Titrationen; Ionenchromatographie; Fotometrie Ocean Optics USB 4000; Ionenchromatograph; Titrando

5.4.1.4. Literatur p. „Phosphate in cola drinks“, metrohm, IC-Application Note S-307 q. http://reaktorblock.de/downloads/laborpraktika/analytik/phosphat_din_1189.pdf;

„Lebensmittelchemisches Praktikum“, Univ. Hamburg, 2006, Kap. 5.2.2 r. Literatur: „Chemie und Sport“, Diss. M. Holfeld, Univ. Gießen, 2005, Versuch 16;

„Tee“, A. Groß, Experimentalvortrag # 650, Univ. Marburg, 1994 s. „Cola, der Allrounder aus dem Supermarkt“, Chemie-AG des Gymnasiums bei St.

Michael, Schwäbisch Hall, Juli 2003 t. „Determination of Phosphoric Acid in Cola Beverages“, J. Murphy, J. Chem. Educ.

(1983), 420f u. http://www.educ.ethz.ch/unterrichtsmaterialien/chemie/cola-praktikum.html

5.4.2. Säure-Base-Eigenschaften

5.4.2.1. Vorbereitungsarbeiten (für jede Cola- Sorte separat!)

Gießen Sie ca. 250 mL aus der frisch geöffneten Cola-Flasche in einen 500 mL

Erlenmeyerkolben. Kochen Sie dann auf einem Wasserbad die Cola für 30 Minuten,

lassen abkühlen und füllen im 250 mL Messkolben mit VE-Wasser auf 250 mL auf

(warum?). Diese 4 abgekochten Cola-Lösungen benötigen Sie in den Versuchen →5.4.2.2. →5.4.2.3.; →5.4.3.1.;→5.4.4.3..

5.4.2.2. pH- Wert- Bestimmung.

Zunächst wird mit einem pH-Meter der pH- Wert der „Roh-Cola“ und dann der

abgekochten Cola bestimmt. Entnehmen Sie hierzu jeweils ca. 10 mL- Proben, die Sie

nach der Messung verwerfen. Messergebnisse in Tab. CP1 eintragen!

5.4.2.3. Säure-Base-Titration mittels Titrando

(Anleitung zum Titrando siehe Anhang; Bestimmung entsprechend Metrohm-Vorschrift

„Methode 38“).

100 mL entgaster (gekochter) Cola werden mit 0.1 M NaOH (carbonatfrei) bis zum

ersten Endpunkt titriert. Übertragen Sie aus dem Resultatreport des Titrandos die

Messergebnisse in Tabelle CP1!

5.4.2.4. pH- Änderung bei Versetzen von Mineralwasser mit Phosphorsäure

„Adelholzener naturell“ enthält wie alle „Adelholzener“ Sorten lt. Etikett 342 mg HCO3-/

L, aber keinerlei freies CO2. Sofern keine anderen pH-aktiven Substanzen enthalten sind, sollte der pH bei ca. 8.3 liegen (vgl. Grundpraktikum). Das Konkurrenzprodukt „Vio Still“ enthält auch kein freies CO2, aber nur 150-175 mg HCO3

-./ L. Es sollte deshalb auch einen pH von ca. 8.3 aufweisen.

Gießen Sie 50.0 mL „Adelholzener naturell“ in einen 250 mL Erlenmeyer-Kolben und

bestimmen Sie den pH- Wert! Fügen Sie 50.0 mL Ihrer 0.005 M H3PO4 zu und

bestimmen Sie erneut den pH- Wert. Kochen Sie die Lösung 30 min auf dem

Wasserbad, füllen in einen 100 mL Messkolben um und füllen mit VE-Wasser bis zum

Eichstrich auf. Gut Umschütteln! Bestimmen Sie den pH- Wert erneut!

Wiederholen Sie den Versuch mit „Adelholzener Classic“ und mit „ Vio-still“!

Tragen Sie Ihre Ergebnisse in Tab. CP2 ein!


5.4.3. Phosphat- Bestimmung

5.4.3.1. Vorbereitung Für beide eingesetzten Methoden benötigen wir Kalibrierlösungen, die uns einen quantitativen Zusammenhang zwischen vorhandenen Konzentrationen und der jeweiligen Messgröße (Peakfläche im Chromatogramm bzw. Absorption) liefern. Die 0.005 M KH2PO4- Lösung verwenden Sie als Bürettenlösung für die Bechergläser #1 bis #4. Mit der 0.001 m KH2PO4- Lösung füllen Sie eine weitere Bürette für die Bechergläser #5 bis #9 auf. Zum Verdünnen entsprechend untenstehender Tabelle verwenden Sie ebenfalls eine Bürette, gefüllt mit VE-Wasser; für Bechergläser #5 bis #9 können Sie 50 mL mittels einer Vollpipette „vorlegen“ und nur die verbleibenden 5-25 mL aus der Bürette zufügen.

a. Beschriften Sie 9 Bechergläser mit #1 bis #9, geben Sie einen kleinen Rührfisch

hinein und stellen Sie folgende Mischungen her:

Becherglas #1 #2 #3 #4

Büretten-Lsg [mL] 7 6 5 4

VE-Wasser [mL] 3 4 5 6

Endkonzentration [mmol/L] 3.5 3.0 2.5 2.0

[PO43-] in ppm 332.4 284.9 237.4 189.9

Becherglas #5 #6 #7 #8 #9

Büretten-Lsg [mL] 25 20 15 10 5

VE-Wasser 55 60 65 70 75

Endkonzentration [mmol/L] 0.3125 0.25 0.1875 0.125 0.0625

b. Die Lösungen #1 bis #4 verwenden Sie für die IC- Kalibrierung (→5.4.3.2.a), die

restlichen Lösungen für die Fotometrie-Kalibrierung (→5.4.3.3.a).

c. Für die eigentlichen Untersuchungen verwenden Sie die restliche ausgekochte Cola,

die Sie aber weiter verdünnen müssen: i. Für die IC: Entnehmen Sie jeweils 50 mL und füllen im 100 mL Messkolben bis zur

Eichmarke mit VE- Wasser auf. Umschütteln nicht vergessen! →5.4.3.2.b

ii. Für die Fotometrie: Messen Sie jeweils genau 10 mL der Cola-Proben ab und füllen Sie sie im 250 mL Messkolben auf 250 mL mit VE- Wasser bis zur Eichmarke auf.

Gut umschütteln! (Insgesamt 4 Proben!). →5.4.3.3.b

5.4.3.2. Phosphatbestimmung mittels Ionenchromatographie a. Grundsätzlich verläuft die Kalibrierung genauso wie im entsprechenden Versuch des

Praktikum-Hauptteils. Tragen Sie das Ergebnis in Tabelle CP3 ein.

b. Im Anschluss werden die 4 verdünnten Cola-Proben untersucht. Mithilfe der vorher

durchgeführten Kalibrierung können Sie den Phosphatgehalt direkt ablesen. Tragen

Sie das Ergebnis in Tabelle CP4 ein (Rückrechnung auf die Originalkonzentration

nicht vergessen!).

5.4.3.3. Phosphatbestimmung durch Fotometrie a. Kalibrierung des USB-Spektrometers

i. Verwenden Sie die Bechergläser mit den Nummern #5 bis #9. ii. Befüllen Sie eine Bürette mit der Phosphatreagenzlösung. iii. Fügen Sie jeweils 20 mL der Phosphatreagenzlösung zu jedem der 5 Bechergläser

hinzu. Rühren Sie 15 Minuten mit langsamer Rührgeschwindigkeit. Füllen Sie jeweils eine UV-Küvette mit diesen Lösungen. Dies sind Ihre Kalibrierlösungen #5 bis #9.

iv. Geben Sie in ein weiteres Becherglas 8,0 mL VE-Wasser und fügen 2.0 mL Phosphatreagenzlösung unter Umschütteln hinzu. Dies ist Ihre Referenzlösung

v. Führen Sie die Kalibration wie im Anhang beschrieben durch (Kalibrierlösung „A“

entspricht #5; die verwendete Wellenlänge λ beträgt 410 nm). Notieren Sie sich vom Bildschirm die jeweils angezeigten Absorptionswerte

vi. Tragen Sie das Ergebnis der Kalibration in Tabelle CP3 ein!

b. Messung

i. Geben Sie in jeweils ein Becherglas (mit Hilfe einer Bürette) 8 mL der 4 verdünnten

Cola-Proben und fügen Sie aus der Bürette jeweils 2 mL der Phosphat-

Reagenzlösung zu und rühren Sie für 15 Minuten.

ii. Geben Sie die 4 mit Phosphatreagenz behandelten Colaproben in saubere

Küvetten und stellen Sie diese der Reihe nach in den Küvettenhalter und klicken Sie auf „Single Update“. Notieren Sie den im Display angezeigten

Konzentrationswert. Messen Sie mit jeweils 5 min Abstand zwei weitere Male und

tragen Sie die erhaltenen Ergebnisse in Tabelle CP4 ein:


5.4.4. Fotometrische Coffeinbestimmung

Coffein C8H10N4O2 selbst ist farblos und deshalb selbst für eine fotometrische Bestimmung nur schlecht geeignet. Glücklicherweise reagiert es als Alkaloidbase mit H2SO4 unter Protonierung am Stickstoff in 1:1-Stöchiometrie zu [C8H11N4O2]+(HSO4

-) und weiter mit KI-I2-Lösung zu in Wasser schwerlöslichem [C8H11N4O2]+(I3-). Dieses Salz definierter Stöchiometrie löst sich nun in Methanol unter Zersetzung zu Coffein und Iod + Iodwasserstoff. Iod in Methanol hat eine gelbbraune Farbe, die sich nun für die fotometrische Bestimmung nützen lässt.

5.4.4.1. Vorbereitung

Sie benötigen wieder Kalibrierlösungen, die uns einen quantitativen Zusammenhang

zwischen vorhandenen Konzentrationen und der Absorption ermöglichen.

a. Dazu stellen Sie sich durch Einwiegen und Verdünnen mit VE-Wasser 5 Lösungen

her, die 100, 200, 300, 400 und 500 mg Coffein pro Liter enthalten (100 mL sind

mehr als ausreichend!). b. Für die Erzeugung der Farbe benötigen Sie außerdem eine Kaliumiodid-Iod-Lösung,

die Sie durch Einwiegen von festem Iod (1.27 g) und Kaliumiodid (2.5 g) in einen 100

mL-Messkolben und langsamem (!) Zugeben von VE-Wasser bis zum Eichstrich

erzeugen . Umschütteln nicht vergessen! c. Jeweils 5.0 mL der Coffein- Lösungen werden in ein Zentrifugenglas gegeben und

mit 1.0 mL KI/I2- Lösung und 1.0 mL 3 M H2SO4 versetzt. Nach fünf Minuten wird

zentrifugiert (etwa 10 Minuten lang). Die überstehende Lösung wird verworfen, wir

benötigen den Feststoff!

d. Der Bodensatz wird mit 10 mL Methanol in Lösung gebracht (evtl. mit Glasstab

umrühren!). Es sollten gelbbraune Lösungen entstehen, mit denen Sie 5 UV-

Küvetten füllen. e. Als Referenzlösung verwenden Sie eine Küvette mit VE- Wasser.

5.4.4.2. Kalibrierung

Verfahren Sie wie im Anhang beschrieben, allerdings unter Verwendung der

Wellenlänge 470 nm (USB-Spektrometer). Tragen Sie das Ergebnis der Kalibration in

Tabelle CP5 ein!

5.4.4.3. Probenmessung a. Geben Sie jeweils 5.0 mL Ihrer Cola-Proben in ein Zentrifugenglas, und fügen dann

1.0 mL KI/I2- Lösung und 1.0 mL 3 M H2SO4 hinzu. Nach fünf Minuten wird

zentrifugiert (etwa 10 Minuten lang). Die überstehende Lösung wird verworfen, wir

benötigen den Feststoff!

b. Der Bodensatz wird mit 10 mL Methanol in Lösung gebracht (evtl. mit Glasstab

umrühren!). Es sollten gelbbraune Lösungen entstehen, mit denen Sie 4 UV-

Küvetten füllen. c. Vermessen Sie diese Proben im direkten Anschluss an Ihre Kalibrierung und tragen

Sie Ihre Ergebnisse in Tab. CP6 ein


5.5. LEBENSMITTEL: (INHALTS-, ERGÄNZUNGS- UND –ZUSATZSTOFFE) UND MEDIKAMENTE BEI NAHRUNGSMITTELUNVERTRÄGLICHKEIT

5.5.1. Allgemeines

Jeder Mensch muss sich ernähren, und gemeinhin ist es unumstritten, dass man sich „gesund“ ernähren sollte, wenn man nicht unter Mangelerscheinungen oder Stoffwechselstörungen leiden will. Dazu gehört dann die „richtige“ Mischung aus Proteinen, Fetten, Kohlenhydraten, Mineralstoffen und Vitaminen. Aufgrund der gesellschaftlichen Rahmenbedingungen ist das aber oft gar nicht so einfach, das mit der üblichen Nahrung zu erreichen, und darum hat sich seit geraumer Zeit ein großer Markt für Nahrungsmittel- Ergänzungs-, Zusatz- und Ersatzstoffen gebildet. Vitaminpräparate, Mineraltabletten, Säureregulatoren oder Süßstoffe, Antioxidantien und Stabilisatoren sind nur einige Beispiele von vielen. Aber es gibt auch (absichtlich oder unabsichtlich zugefügte) Inhaltsstoffe, die eher als gesundheitsbedenklich eingestuft werden, wie z.B. Konservierungsmittel, Farbstoffe oder Geschmacksverstärker. In diesem Projekt werden im Speziellen - Vitamin C, das sogenannte „Vitamin B17“ und der Süßstoff „Aspartam“ genauer betrachtet. - Medikamente, die bei der Nahrungsmittelunverträglichkeitsform „Sodbrennen“ angewendet werden, sowie - die Nitratbelastung einiger gängiger Nahrungsmittel werden untersucht. Ziel dieses Praktikumsteils ist es, nach dem Erstellen einer negativen und positiven Blindprobe, sowie der Kalibrierungsgerade z.B. den Vit. C Gehalt verschiedener Nahrungsmittel zu untersuchen. Überlegen Sie nach dem Erstellen der Kalibriergerade für welchen Ascorbinsäuregehalt welche Methode verlässlich ist. Dabei ist unter den verschiedenen Analysemethoden die geeignetste herauszusuchen. Teilen Sie innerhalb ihrer Gruppe die verschiedenen Analyseverfahren auf (Expertengruppen)

5.5.1.1. Benötigte Chemikalien: siehe die einzelnen Teilkapitel

5.5.1.2. Messmethoden und spezielle Geräte

Redoxtitration, Fotometrie, Komplexometrie, Ionenchromatographie

USB- Spektrometer, Tropftrichter, Zweihals-Rundkolben, 4 Waschflaschen mit

Einsatz, Ionenchromatograph 5.5.1.3. Literatur:

v. S.M.Adam, et al, J.Chem.Educ. 93 (2016), 1766 w. C.J.Fenk, et al, J.Chem.Educ. 84 (2007), 1677 x. S-P.Yang, et al, J.Chem.Educ. 83 (2006), 906 y. G.Volpi, J.Chem.Educ. 93 (2016), 891 z. https://www.test.de/Chicoree-Feldsalat-Rucola-im-Test-So-viel-Schadstoffe-sind-drin-

5157387-0/ aa. Metrohm: IC Application Note No. N-10

5.5.2. Vitamin C (Ascorbinsäure): Quantitative Bestimmung mittels Iodometrie und Fotometrie

5.5.2.1. Benötigte Chemikalien

a. Für die Iodometrie: Ascorbinsäure, Stärkelösung, Iod-Lösung 0.05 M

b. Für die Fotometrie: Ascorbinsäure, Phenanthrolin-Monohydrat,

(NH4)Fe(SO4)2*12H2O, HCl 1.0 M

5.5.2.2. Kalibrierungen

Für beide Analyseverfahren erstellt man eine Kalibrierkurve. Die dazu benötigte

Ascorbinsäure-Stammlösung muss stets frisch hergestellt werden, da gelöste

Ascorbinsäure leicht oxidierbar ist

a. Iodometrie

i. Titrationsgleichung: AscH2 + I2 Ascox + 2 HI

ii. Geben Sie ca. 0.18 g frische Ascorbinsäure (genau einwiegen! Masse entspricht

ungefähr 1 mmol) in einen 250 mL- Erlenmeyer-Kolben und fügen einen Rührfisch,

etwa 95 mL Wasser und 5 mL Stärkelösung (Messzylindergenauigkeit genügt!)

hinzu, verschließen den Kolben und rühren solange bis das Pulver aufgelöst ist

iii. Maßlösung: Eine Bürette wird mit einer 0.05 M Iodlösung gefüllt

iv. Tropfen Sie die Bürettenlösung zügig zu der Lösung im Kolben zu, wobei darauf zu

achten ist, dass möglichst wenig Luft zutreten kann (Öffnung mit Alufolie

verschließen und kleines Loch als Durchtrittsöffnung für den Bürettenauslauf

eindrücken). Die Titration ist beendet, wenn die Blaufärbung dauerhaft verbleibt.

Wiederholen Sie die Bestimmung unter Verwendung von ca. 0.10 g und von ca.

0.30 g frischer Ascorbinsäure! Tragen Sie die Titrations-Ergebnisse in Tabelle LM1a

ein . b. Fotometrie:

i. Bestimmungsgleichungen:

(a): AscH2 + 2 Fe3+ Ascox + 2 Fe2+ + 2 H+

(b): Fe2+ + 3 phen [Fe(phen)3]2+

ii. Wiegen Sie 0.500 g Phenanthrolin-Monohydrat in ein kleines Becherglas ein.

Wiegen Sie 0.400 g (NH4)Fe(SO4)2*12 H2O in ein anderes Becherglas ein und

geben Sie den Feststoff zu dem Phenanthrolin hinzu. Spülen Sie Reste des

Eisensalzes im zweiten Becherglas mit 5.0 mL einer 1.0 M HCl in das Becherglas

mit der Salzmischung. Fügen Sie ca. 20 mL VE-Wasser hinzu und rühren solange,

bis sich alles aufgelöst hat. Geben Sie die Lösung in einen 250 mL Messkolben und

spülen Sie Reste im Becherglas mit VE-Wasser in den Messkolben. Füllen Sie mit

VE-Wasser bis zum Eichstrich auf. Gut umschütteln!

iii. Herstellung einer Ascorbinsäure- Stammlösung:

Wiegen Sie 0.100 g frische Ascorbinsäure in einen 250 mL Messkolben ein und

füllen Sie mit VE-Wasser bis zum Eichstrich. Verschließen Sie den Kolben und

schütteln Sie solange bis sich alles aufgelöst hat. Entnehmen Sie 25,0 mL dieser

Lösung, geben sie in einen weiteren 250 mL Messkolben und füllen Sie erneut mit

VE-Wasser bis zum Eichstrich auf. Gut umschütteln! Die erhaltene Lösung sollte

eine Konzentration von 40 ppm Ascorbinsäure haben. Der Messkolben sollte nur

zur Probenentnahme kurz geöffnet werden und sonst fest verschlossen bleiben! iv. Herstellung der Kalibrierlösungen:

Füllen Sie je eine Bürette mit VE-Wasser, der Ascorbinsäure- Stammlösung und der

Farbreagenz-Lösung. Beschriften Sie 5 kleine Bechergläser (oder

Erlenmeyerkolben) mit #1 bis #5 und befüllen Sie diese nach folgendem Schema:

Becherglas #1 #2 #3 #4 #5

VAscH2 [mL] 0 1.0 2.0 3.0 4.0

VFePhen [mL] 4.0 4.0 4.0 4.0 4.0

VVE [mL] 21.0 20.0 19.0 18.0 17.0

CAsc [ppm] 0 1.6 3.2 4.8 6.4

Geben Sie jeweils einen Rührfisch hinzu und rühren Sie gut um. v. Verfahren Sie wie im Anhang beschrieben (Kapitel 6.6.), allerdings unter

Verwendung der Wellenlänge 510 nm! Tragen Sie das Ergebnis der Kalibrierung in

Tabelle LM1b ein. Lassen Sie die Spektrometer-Software geöffnet– Sie brauchen

Sie für die eigentlichen Bestimmungen im nächsten Kapitel!

5.5.3. Untersuchung der Stabilität von Vitamin C

Untersuchen Sie die Hitzestabilität und die Lagerfähigkeit von Ascorbinsäure. Wählen Sie folgende Parameter: a) Haltbarkeit der Lösung bei der Lagerung an Luft,b) Erwärmen der Lösung auf 50°C, c) Haltbarkeit des Feststoffs in einer Tablette d) Vit. C Gehalt einer frischen Zitrone.

5.5.3.1. Vorbereitungsarbeiten und Messungen

a. Verwenden Sie die Ascorbinsäure-Stammlösung (40 ppm) aus Versuch 5.5.2.1.

Geben Sie jeweils 10.0 mL in zwei Reagenzgläser. Das eine Reagenzglas (#1)

lassen Sie offen 2-3 Tage an einem geschützten Ort (z.B. in Ihrem Arbeitsplatz-

Unterschrank) stehen.

Entnehmen Sie dann mittels Messpipette 4.0 mL und transferieren sie in ein kleines

Becherglas. Geben Sie (wie bei der Kalibrierung im Becherglas #5) aus den Büretten

4.0 mL Farbreagenz-Lösung und 17.0 mL VE-Wasser hinzu, verrühren gut, und füllen

die Lösung in eine UV_VIS-Küvette und messen die Absorption im Spektrometer.

Tragen Sie das Ergebnis in Tabelle LM2 ein

b. Das andere Reagenzglas (#2) stellen Sie in ein 250 mL Becherglas, das Sie mit ca.

50°C heißem Leitungswasser gefüllt haben. Nach 15 Minuten nehmen Sie das

Reagenzglas aus dem Wasserbad und stellen Sie es in ein anderes Becherglas, das

mit kaltem Wasser gefüllt ist.

Nach weiteren 5 Minuten entnehmen Sie mittels Messpipette 4.0 mL und

transferieren sie in ein kleines Becherglas. Geben Sie (wie bei der Kalibrierung im

Becherglas #5) aus den Büretten 4.0 mL Farbreagenz-Lösung und 17.0 mL VE-

Wasser hinzu, verrühren gut, und füllen die Lösung in eine UV_VIS-Küvette und

messen die Absorption im Spektrometer. Tragen Sie das Ergebnis in Tabelle LM2 ein

c. In der Regel sind in Vitamin C-Tabletten relativ hohe Konzentrationen enthalten.

Sinnvollerweise zermörsern Sie die Tablette vor der Einwaage. Welche

Bestimmungsmethode ist wohl besser geeignet? Sie sollten die Einwaage der

Tablette dann daran orientieren, welches Messverfahren Sie anwenden wollen!.

Besprechen Sie sich mit Ihrem Assistenten oder Tutor und fahren dann

dementsprechend fort. Tragen Sie Ihr Ergebnis in Tabelle LM2 ein! d. Der Vitamin C-gehalt von Zitronen liegt etwa bei 50 mg pro 100 g. Wieviel davon

befindet sich im Saft? Pressen Sie wie gewohnt eine Zitrone aus, so gut es geht.

Messen Sie die Saftmenge ab. Überführen Sie den Saft in einen 1000 mL-

Messkolben und füllen mit VE-Wasser bis zum Eichstrich auf. Schütteln Sie gut um! Welche Konzentration an Vitamin C sollte jetzt im Messkolben vorliegen? Welche der

beiden Messmethoden ist dann wohl besser geeignet? Besprechen Sie sich mit

Ihrem Assistenten oder Tutor und fahren dann dementsprechend fort. Tragen Sie Ihr

Ergebnis in Tabelle LM2 ein! 5.5.3.2. AUSWERTUNG (sh. Projektdatei)

5.5.4. Aspartam- ein Süßstoff

Zucker ist seit alters her als Süßungsmittel aller möglichen Speise und Getränke im Gebrauch. Da aber Zucker auch eine Reihe schädlicher Wirkungen hat (Karies, Gewichtszunahme, Diabetes), sind seit langem „Zuckerersatzstoffe“, oft auch „Süßstoffe“ genannt, in Gebrauch. Dazu gehören neben „natürlichen“ Stoffen wie Stevia auch eine Reihe synthetischer Stoffe, wie Saccharin, Cyclamat oder Aspartam, die alle aber auch die eine oder andere unerwünschte „Nebenwirkung“ zeigen und deshalb allesamt nicht unumstritten sind. Hier wollen wir uns mit „Aspartam“, einem Dipeptid, näher beschäftigen.

5.5.4.1. Benötigte Chemikalien, Untersuchungsobjekte und Vorbereitungsarbeiten

a. Benötigte Chemikalien: CuSO4*5H2O, K-Na-tartrat („Seignette-Salz“), Na2CO3-

Lösung 1.0 M, Glucose, Glycin, Biuret, Aspartam

b. Bringen Sie zum Praktikum - 5 verschiedene Süßstoffe, von denen mindestens einer

(und höchstens zwei) Aspartam enthalten soll, mit. Lösen Sie jeweils 1 g der

Süßstoffe in 15 mL VE-Wasser c. Herstellung des „modifizierten Biuret-Reagenz“

Wiegen Sie 3.75 g CuSO4*5 H2O in einen 250 mL Messkolben ein und fügen Sie ca.

40 mL VE-Wasser (Messzylindergenauigkeit) hinzu. Schütteln Sie bis zur völligen

Auflösung. Wiegen Sie in einem kleinen Becherglas 18.82 g KNaC4H4O6*4H2O

(„Seignette-Salz“) ein und lösen in ca. 60 mL VE-Wasser. Geben Sie die

Seignettesalz-Lösung in den Messkolben und füllen mit 1.0 M Na2CO3- Lösung bis

zum Eichstrich auf. d. Herstellung einer Aspartam-Stammlösung

Lösen Sie in einem 100 mL Messkolben 0.500 g Aspartam in VE-Wasser und füllen

bis zum Eichstrich auf.

5.5.4.2. Qualitative Bestimmung mit dem Biuret Reagenz

a. Farbreaktionen von Cu2+ mit Zuckern, Aminosäuren, Proteinen und Biuret

Geben Sie in jeweils ein Reagenzglas einen kleinen Spatel voll Glukose, Rohrzucker,

Glycin und Biuret und in ein weiteres Reagenzglas etwas Quark. Geben Sie jeweils

ca. 5 mL der 1.0 M Na2CO3- Lösung dazu und schütteln gut um. Fügen Sie dann zu

jedem Reagenzglas etwa 5 Tropfen des Biuret-Reagenz. Nehmen Sie ein Foto auf

und notieren Sie Ihre Beobachtungen. b. Reaktion von Süßstoffen mit Biuret- Reagenz

Geben Sie auf eine Tüpfelplatte jeweils ca. 1 mL der fünf Süßstofflösungen sowie

1 mL der Aspartam- Stammlösung. Fügen Sie zu jeder Lösung 5 Tropfen des

modifizierten Biuret- Reagenz. Die Aspartam-haltigen Süßstoffe sollten die gleiche

Farbreaktion wie die Aspartam-Stammlösung zeigen. Stimmt das?

5.5.4.3. Quantitative Bestimmung von Aspartam durch Fotometrie

a. Kalibrierung

Beschriften Sie 6 Bechergläser mit #1 bis #6. Füllen Sie 3 Büretten mit Aspartam-

Stammlösung, Biuret-Reagenzlösung und VE- Wasser. Befüllen Sie die 6

Bechergläser dann nach folgendem Schema:

Becherglas #1 #2 #3 #4 #5 #6 VAsp [mL] 0 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 VBiuret [mL] 2.00 2.00 2.00 2.00 2.00 2.00 VVE [mL] 8.00 7.00 6.00 5.00 4.00 3.00 CAsp [ppm] 0 500 1000 1500 2000 2500

Warten Sie 15 Minuten, bis Sie mit der eigentlichen Messung im Spektrometer

beginnen! Verfahren Sie wie im Anhang beschrieben (Kapitel 6.6.), allerdings unter

Verwendung der Wellenlänge 629 nm! Tragen Sie das Ergebnis der Kalibrierung in

Tabelle LM3a ein. Lassen Sie die Spektrometer-Software geöffnet– Sie brauchen Sie

für die eigentlichen Bestimmungen!

b. Konzentrationsbestimmung in den Süßstoffen

Wiegen Sie ca. 400 mg Süßstoffpulver in einen 10 mL Messkolben ein. Notieren Sie

die genaue Masse. Fügen Sie 5 mL VE-Wasser hinzu und schütteln Sie bis zur

völligen Auflösung. Geben Sie dann aus der Bürette 2.00 mL Biuret-Reagenz zu und

füllen mit VE-Wasser bis zum Eichstrich auf. Wieder gut umschütteln. Lassen Sie 15

Minuten stehen, füllen eine Küvette mit der Lösung und messen die Absorption im

Spektrometer. Bestimmen Sie daraus resultierende Konzentration und rechnen Sie

über die verwendete Einwaage zurück auf den Aspartamgehalt im ursprünglichen

Süßungsmittel. Tragen Sie Ihre Ergebnisse zusammen mit den Sollwerten in Tabelle

LM3b ein. 5.5.4.4. AUSWERTUNG (sh. Projektdatei)

5.5.5. Antacida

Sodbrennen (übernommen von der Internetseite www.rennie.de): Normalerweise ist die Speiseröhre durch einen Schließmuskel am unteren Ende gut gegen aufsteigende Magensäure abgeschirmt. Funktioniert dieser Schließmuskel jedoch nicht richtig, kann saurer Mageninhalt in die Speiseröhre zurückfließen. Dadurch wird die sensible Schleimhaut in der Speiseröhre gereizt und es entsteht ein brennendes, stechendes Gefühl: das Sodbrennen

Da es sich um eine Reaktion auf zuviel Säure handelt, liegt es nahe, hier eine

Neutralisation vorzunehmen. Hierzu wurden anfangs einfache Basen, wie NaHCO3,

MgO, Mg(OH)2 oder Al(OH)3 verwendet, später kamen sogenannte Schichtgitter-

Antacida hinzu, die meist ebenfalls auf basischen Mg- und/oder Al- salzen beruhen. In

diesem Versuch werden die gängigen Präparate „Maaloxan®“, „Talcid®“, und „Rennie

Direkt®“ im Hinblick auf ihren Magnesium-/Aluminiumgehalt untersucht Die

Bestimmungen werden durch Komplexometrie durchgeführt. Diese Methode haben

Sie im Grundpraktikum bereits kennengelernt. Machen Sie sich nochmals mit der

Methode vertraut, insbesondere mit dem Prinzip der indirekten Methode mittels

Rücktitration!

5.5.5.1. Benötigte Chemikalien und Untersuchungsobjekte

EDTA-Lsg. 0.1 M, ZnSO4-Lsg 0.1 M, Pufferlösung pH=5 und 10, Xylenolorange,

Calmagit, Ethanol Besorgen Sie sich „Maaloxan®“, „Talcid®“, und „Rennie Direkt®“


a. Stellen Sie folgende Lösungen her:

i. 0.01 M EDTA- Lsg: Verdünnen der aufstehenden 0.1 M Lösung 1:10

ii. 0.01 M ZnSO4- Lsg: Verdünnen der aufstehenden 0.1 M Lösung 1:10

iii. Xylenolorange-Indikator: 0.10 g des festen Indikators in 50 mL abs. Ethanol lösen

iv. Calmagit-Indikator: 0.25 g des festen Indikators in 50 mL abs. Ethanol lösen.

b. Probenvorbereitung:

i. Eine Tablette genau einwiegen. In einem sauberen Mörser so fein wie möglich

zerreiben. Wiegen Sie von dem Pulver etwa 500 mg in einen 250 mL

Erlenmeyerkolben ein und notieren Sie sich das genaue Gewicht. Fügen Sie 35 mL

einer 1 M HCl und 65 mL VE-Wasser sowie einen Rührfisch hinzu.

ii. Stellen Sie den Erlenmeyer auf einen Heizrührer, bedecken die Öffnung mit einem

Glastrichter oder Uhrglas und erhitzen das Ganze für 20 Minuten bei schwachem

Sieden.

iii. Nach dem Abkühlen auf Raumtemperatur filtrieren Sie die Mischung (Glastrichter,

Faltenfilter) in einen 250 mL Messkolben. Spülen Sie Substanzreste im Erlenmeyer

mit zweimal je 10 mL VE-Wasser über den Trichter mit Filter in den Messkolben und

füllen dann mit VE-Wasser bis zum Eichstrich auf. Gut umschütteln! Das ist die zu

untersuchende Probelösung

5.5.5.3. Bestimmung des Gesamtgehalts von Al3+ und Mg2+

a. Pipettieren Sie 10.0 mL der Probelösung in einen 150 mL Erlenmeyerkolben und

fügen 10 mL Pufferlösung pH=10 zu. Geben Sie dann aus einer Bürette genau (!)

35.0 mL der EDTA-Lösung hinzu. Fügen Sie einen Rührfisch hinzu.

b. Kochen Sie das Ganze auf einem Heizrührer vorsichtig für 5 Minuten. Nach Zugabe

von 5 Tropfen Calmagit-Indikator und Umrühren sollte eine blaue Lösung vorliegen

(Falls die Lösung weinrot sein sollte, weitere 5 mL EDTA-Lösung zufügen und

nochmals 5 Minuten kochen)

c. Titrieren Sie die blaue Lösung mit der Zinksulfat-Lösung bis zum Farbumschlag nach

Purpur und notieren Sie den Verbrauch VZn,1

d. Wiederholen Sie die Bestimmung mindestens ein weiteres Mal und bilden Sie den

Mittelwert (VZn = (Vzn,1+VZn,2 )/2). Tragen Sie Ihre Messergebnisse in Tabelle LM4 ein. Um den Gehalt an Al3+-Ionen zu bestimmen, stellen Sie den pH-Wert auf pH 5 ein und

arbeiten nach der folgenden Vorschrift weiter.

5.5.5.4. Bestimmung des Gehalts an Al3+

a. Pipettieren Sie 10.0 mL der Probelösung in einen 150 mL Erlenmeyerkolben und

fügen 10 mL Pufferlösung pH=5 zu. Geben Sie dann 25.0 mL EDTA-Lösung hinzu.

Geben Sie einen Rührfisch hinein.

b. Kochen Sie das Ganze auf einem Heizrührer vorsichtig für 5 Minuten. Nach Zugabe

von Xylenolorange-Indikator und Umrühren sollte eine zitronengelbe Lösung

vorliegen (Falls die Lösung rot sein sollte, weitere 5 mL EDTA-Lösung zufügen und

nochmals 5 Minuten kochen)

c. Titrieren Sie die gelbe Lösung mit der Zinksulfat-Lösung bis zum Farbumschlag nach

Hellrot und notieren Sie den Verbrauch °VZn,1

d. Wiederholen Sie die Bestimmung mindestens ein weiteres Mal und bilden Sie den

Mittelwert (°VZn= (°VZn,1+°VZn,2)/2). Tragen Sie Ihre Messergebnisse in Tabelle LM4

ein.

5.5.5.5. AUSWERTUNG (s. Projektdatei)

5.5.6. Vitamin B17, Amygdalin und andere cyanogene Glykoside

In der alternativen Medizin haben seit geraumer Zeit Aprikosenkerne und auch eine Reihe anderer Bitterstoffe enthaltende Obstkerne (Apfel-, Pfirsich-, und andere Steinobstkerne, Bittermandeln) den Ruf als sogenanntes „Vitamin B17“ ein Krebsheilmittel zu sein. Die chemische Hauptkomponente ist das Amygdalin, ein Glykosid des Mandelsäurenitrils, das durch bestimmte Enzyme unter Freisetzung von Blausäure gespalten wird. In diesem Experiment wollen wir einige solcher Obstkerne durch Säure spalten und die gebildete Blausäure nachweisen. ACHTUNG: HCN ist hochgiftig. Arbeiten im Abzug zwingend!


Na2CO3, NaOH, H2SO4 1.0 M, Ninhydrin, NH3-Lsg. 6 M, Natriumhypochlorit-Lauge


a. Ninhydrin-Reagenz: 250 mg Ninhydrin in 50 mL einer 2% Na2CO3- Lösung lösen und

15 min langsam Stickstoff durchblubbern lassen

b. [Cu(NH3)4]2+-Lösung: 250 mg CuSO4*5H2O in 10 mL VE-Wasser lösen. Unter

kräftigem Rühren ca. 20 mL einer 6 M NH3-Lösung zutropfen, bis die gesamte

Lösung dauerhaft dunkelblau ist.

c. 80 g Kerne sorgfältig zerreiben (zu Beginn kann kraftsparend eine elektrische

Kaffeemühle eingesetzt werden). Geben Sie die zerriebenen Kerne in einen 500 mL

Zweihalskolben und fügen Sie 250 mL VE-Wasser, 3 g Na2CO3 und 0.5 g NaOH

sowie einen Rührfisch hinzu.

5.5.6.3. Apparatur: Bauen Sie im Abzug die folgende Apparatur auf! Sie benötigen

neben dem bereits erwähnten Zweihals-Rundkolben einen Tropftrichter, 5

Einleitungsrohre und 4 Waschflaschen. Die 5 Einleitungsrohre verbinden Sie in der

gezeigten Weise über kurze Gummi-Schlauchstücke. Geben Sie in die erste

Waschflasche 10-20 mL Ninhydrin Reagenz-Lösung; in die zweite Waschflasche

geben Sie 10-20 mL [Cu(NH3)4]2+- Lösung. Die dritte Waschflasche bleibt leer und die

vierte Waschflasche wird zur Hälfte mit Natriumhypochloritlauge gefüllt. In den

Tropftrichter kommen 70 mL einer 1 M H2SO4

5.5.6.4. Durchführung

a. Rühren Sie den Inhalt des Rundkolbens kräftig für 15 Minuten. Schalten Sie die

Vakuumanlage ein und stellen Sie das Vakuum so ein, dass in allen Lösungen ein

langsames Durchblubbern von Luft (eine bis 2 Blasen pro Sekunde) zu beobachten

ist.

b. Beginnen Sie mit dem Zutropfen der Schwefelsäure, wobei weiterhin kräftig gerührt

werden sollte. Stellen Sie die Tropfgeschwindigkeit so ein, dass die Schaumbildung

im Reaktionskolben „kontrolliert“ bleibt.

c. Beobachten Sie die Farbänderungen in den beiden Reagenzlösungen.

d. Nach Abschluss der Säurezugabe saugen Sie noch weitere 2 Minuten Luft durch die

Waschflaschen. (Die Schaumbildung im Reaktionsgefäß sollte aufgehört haben.)

e. ENTSORGUNG: Geben Sie nach Abschluss des Versuchs den Inhalt aller

Waschflaschen in einen 5 L-Kanister, der zur Hälfte mit Natriumhypochloritlauge

gefüllt ist (Abzug!). Den Inhalt des Reaktionskolbens neutralieren Sie vorher durch

vorsichtige Zugabe von festem NaOH, bevor Sie auch diese Suspension zur

Hypochlorit-Lauge geben (warum?)

5.5.6.5. AUSWERTUNG o Informieren Sie sich über die (angebliche) Wirkungsweise von Vitamin B17!

o Welche Struktur besitzt „Amygdalin“? Wie lautet sein systematischer Name?

o Was ist „Ninhydrin“? Für was wird es normalerweise verwendet?

o Worauf beruht die anfängliche Schaumbildung?

o Auf welchen chemischen Reaktionen beruhen die Farbänderungen beider

Reagenzien?

o Welchem Zweck dient die Natriumhypochlorit-Lösung?

5.5.7. Nitratbelastung von Lebensmitteln

Stickstoff ist ein essentielles Element für das Wachstum von Pflanzen, und wird deshalb in der Landwirtschaft über künstliche Düngung in Form von Ammonium oder Nitrat zugefügt. Als solcher findet er sich dann auch in den Pflanzen wieder, die wir als Nahrung benutzen. Nitrat an sich wäre nicht problematisch, wenn es nicht von körpereigenen Enzymen über Nitrit in Nitrosamine umgewandelt würde, die als krebserzeugend gelten. Nach einer Studie der Stiftung Warentest, die im Frühjahr 2017 veröffentlicht wurde, sind insbesondere Feldsalat und Rucola stark belastet. Deshalb wird in diesem Versuch mittels Ionenchromatographie die Nitratbelastung von drei verschiedenen Salaten aus dem Supermarkt untersucht.


Besorgen Sie sich jeweils einige Blätter Rucola, Feldsalat und Kopfsalat, und

waschen diese Blätter kurz mit VE-Wasser, um feste Fremdkörper zu entfernen.

Wiegen Sie jeweils ca. 1 g der Salatblätter genau ein, geben sie in jeweils einen

Mörser und zerreiben sie so fein wie möglich. Überführen Sie die zerriebenen Blätter

mit jeweils 50 mL VE-Wasser in drei 100 mL Erlenmeyerkolben und rühren die

Suspensionen für etwa 10 Minuten.

5.5.7.2. Messung

Überführen Sie nach dem Absitzen etwa 5 mL der möglichst klaren Lösungen in kleine

Plastikgefäße und geben diese zur Untersuchung am Ionenchromatographen ab.


5.6. SPORTGETRÄNKE UND ENERGY-DRINKS

5.6.1. Allgemeines

Obwohl für eine ausreichende Flüssigkeitsaufnahme reines Wasser genügen würde, wollen doch die meisten Menschen, dass ein Getränk einen gewissen „Geschmack“ aufweist und optisch ansprechend ist, wofür in der Regel neben Süßungs- und/ oder Säuerungsmitteln Aroma- und Farbstoffe zugesetzt werden. Daneben ist bei Sportlern neben einem Mineraliengehalt zum Ausgleich des Mineralverlusts beim Schwitzen auch ein Zusatzstoff zur Bekämpfung von Müdigkeit erwünscht, wozu in der Regel Coffein und/ oder Taurin zugesetzt werden. In diesem Projekt wollen wir uns gezielt dem Farbstoffgehalt und Koffeingehalt solcher „Sport“- und „Energy“-drinks widmen.

5.6.1.1. Untersuchungsobjekte: „Sportgetränke“ in flüssiger und fester Form (z.B.

„Kool-Aid“, „Ahoj“, „Powerade Mountain Blast“, „Powerade Wild Cherry“ u.ä.); „Energy-

Drinks“ („Red Bull“ u.ä.)


Isopropanol, konz. NH3

Als Vergleichsmaterialien für die DC: „Tartrazin“ (E102), „Azorubin“ (E122), „Allurarot“

(E129), „Brilliantblau FCF“ (E133)

Coffein, KI-I2-Lösung 0.05 M, H2SO4

KI und KIO3;1M HCl, 0.1M NaOH; 0.5% Stärkelösung

5.6.1.3. Messmethoden und besondere Geräte

Dünnschichtchromatographie, Fotometrie

Silicagel- beschichtete Dünnschichtplatten – oder folien

Festphasen-Extraktions-Kartuschen („Agilent Bond Elut C18“)

5.6.1.4. Literatur

bb. K. Tami et al., J. Chem. Educ. 94 (2017), 471; cc. F. Ivani de Andrade et al., Food Chem. 157 (2014), 193; dd. S.B. Sigmann et al., J. Chem. Educ. 81 (2004), 1475 ee. C.M. Clippard et al., J. Chem. Educ. 93 (2016), 1241 ff. M. Holfeld, “Didaktische Aufarbeitung chemischer Inhalte aus dem Sport für den

fachübergreifenden Chemie-Sport-Unterricht”, Diss. Univ. Gießen (2005), S.82 gg. http://www.uclmail.net/users/dn.cash/

5.6.2. Farbstoffe in Getränkepulvern

5.6.2.1. Dünnschichtchromatographische Trennung und Identifikation

a. Lösen Sie die Pulver in Methanol (10 mg in 10 mL)

b. Die Vergleichssubstanzen (Tartrazin, Azorubin, Allurarot und Brilliantblau FCF)

werden in VE-Wasser gelöst (40 mg in 10 mL Wasser)

c. Als Laufmittel für die DC-Trennung wird eine 80:20 Mischung aus Isopropanol und

konz. Ammoniak benötigt.

d. Wie im Kapitel „Dünnschichtchromatographie“ gelernt, wird die Probenkammer mit

dem Laufmittel befüllt, der Deckel aufgesetzt und eine Stunde stehen gelassen, damit

sich der Gasraum mit dem Lösungsmitteldampf sättigt.

e. Auf die DC-Platte(n) werden die gelösten Vergleichssubstanzen, die gelösten

Getränkepulver und die aufkonzentrierten Fertiggetränke (aus 5.6.3.2.) gegeben

(nicht mehr als 8 Auftragepunkte auf einer Platte, Durchmesser der „Spots“ jeweils

ca. 3 mm)

f. Nach Ablauf einer Stunde werden die präparierten DC-Platten in die Probenkammer

gestellt, diese wieder mit dem Deckel verschlossen und stehen gelassen, bis die

Laufmittelfront etwa 4 cm unterhalb des oberen Endes der Platte angekommen ist.

Die Platten werden dann herausgenommen und an der Luft getrocknet. g. Identifikation der „Spots“ erfolgt einerseits an Tageslicht, andererseits unter UV-Licht.

5.6.2.2. Quantitative Bestimmung von „Brilliantblau FCF“ durch Fotometrie

a. Kalibrierlösungen: Lösen Sie zunächst möglichst genau 10.0 mg des Farbstoffs im 1L

Messkolben in 1.0 L VE-Wasser auf. BeschriftenSie fünf kleine Bechergläser mit #1

bis #5 und füllen Sie aus 2 Büretten, von denen eine mit der Farbstofflösung und die andere mit VE-Wasser gefüllt ist, diese Bechergläser nach folgendem Schema auf:

#1 #2 #3 #4 #5

VE133 [mL] 1.0 2.0 3.0 5.0 9.0

VVE [mL] 9.0 8.0 7.0 5.0 1.0

CE133 [ppm] 1.0 2.0 3.0 5.0 9.0

b. Probelösungen (Als Untersuchungsobjekte wählen Sie 2 Getränkepulver aus, die

diesen Farbstoff enthalten sowie „Powerade Mountain Blast“). Möglichst genau 500

mg der beiden Pulver einwiegen und jeweils im 250 mL Messkolben (Achtung:

Aufschäumen!) in zunächst ca. 100 mL VE-Wasser auflösen. Nach Beendigung der

Gasentwicklung wird bis zur Eichmarke mit VE-Wasser aufgefüllt. Gut umschütteln!

Sollten Feststoffe ungelöst bleiben, ca. 10 mL abzentrifugieren und die überstehende

Lösung für die Fotometrie verwenden.“

c. Wie in früheren Kapiteln beschrieben, wird das USB-Spektrometer in Betrieb

genommen. Zur Erstellung der Kalibriergerade wird das Spektrometer auf die

Wellenlänge 629 nm eingestellt. Als Referenz dient eine Küvette mit VE-Wasser. d. Nach Abschluss der Kalibrierung vermessen Sie die drei vorbereiteten Proben.


5.6.3. Farbstoffe in Fertiggetränken

5.6.3.1. Festphasenextraktion: Da die Fertiggetränke zu wenig Farbstoff für die DC

enthalten, müssen sie zunächst aufkonzentriert werden. Dazu wird eine Festphasen-

Extraktions-durchgeführt

a. Zunächst muss aus einer 10 mL- Einwegspritze (ohne Nadel), dem „SPE-Adapter“,

der SPE-Kartusche, einer passenden Nadel und einem Reagenzglas die

Extraktionsapparatur aufgebaut. b. „Konditionierung“: Zuerst werden 2 mL Isopropanol vorsichtig durch die Kartusche

gedrückt, dann werden 5 mL Essigsäure aufgegeben und ebenfalls durch die

Kartusche gedrückt. Die Kartusche ist jetzt gebrauchsfertig. c. „Extraktion“: 3 mL des vorher entgasten (Ultraschallbad) Getränks werden vorsichtig

durch die Kartusche gedrückt. Der wässrige Extrakt wird verworfen. Die Farbstoffe

werden mit 10 mL einer 18% wässrigen Isopropanol-Lösung eluiert. Das Eluat wird

am Rotationsverdampfer völlig zur Trockene eingedampft. Der Rückstand wird in 3

mL VE-Wasser aufgenommen.

5.6.3.2. DC- Untersuchung der aufkonzentrierten Farbstofflösungen

Fahren Sie fort wie oben unter 5.6.2.1.e) beschrieben.

5.6.4. Coffein in Energy-Drinks:


a. Schwefelsäure 25% selbst herstellen: im 100 mL Erlenmeyerkolben 40 mL VE-

Wasser vorlegen und vorsichtig 10 mL konz. H2SO4 zugeben

b. Kalibrierung: Wiegen Sie möglichst genau 125 mg Koffein im 250 mL Messkolben ein

und geben VE-Wasser bis zum Eichstrich zu(„Stammlösung“, „SL“). Beschriften Sie

fünf kleine Bechergläser mit #1 bis #5 sowie ein sechstes Becherglas mit „Ref“ (für

Referenz). Aus 2 Büretten, von denen eine mit der Koffein-Stammlösung und die

andere mit VE-Wasser gefüllt ist, füllen Sie diese Bechergläser nach folgendem Schema:

#1 #2 #3 #4 #5 Ref

VSL [mL] 10 8 6 4 2 0

VVE [mL] 0 2 4 6 8 10

CKoffein

[ppm]

500 400 300 200 100 0

c. Im Anschluss werden jeweils 5.0 mL aus diesen 6 Bechergläsern in jeweils ein

Zentrifugenglas (ebenfalls beschriften!) gegeben, mit 1.0 mL KI/I2- Lösung und 1.0

mL der 25% H2SO4 versetzt. Nach fünfminütigem Stehen wird 10 Minuten

zentrifugiert und dann die überstehende Lösung abgegossen. Der Rückstand im

Zentrifugenglas wird mit 10 mL Methanol versetzt und so gut es geht durch Rühren

mit einem Glasstab in Lösung gebracht. Diese 6 Lösungen sind die benötigten

Kalibrierlösungen.

d. Von dem Energy-Drink werden zwei 5.0 mL- Proben analog wie die Eichlösungen

behandelt

5.6.4.2. Quantitative Bestimmung durch Fotometrie

a. Wie in früheren Kapiteln beschrieben, wird das USB-Spektrometer in Betrieb

genommen. Zur Bestimmung der Kalibriergerade wird das Spektrometer auf die

Wellenlänge 480 nm eingestellt.

b. Nach Abschluss der Kalibrierung werden die beiden vorbereiteten Proben gemessen.


5.6.5. Sportgetränke: Säuregehalt

Die meisten Sportgetränke enthalten organische Säuren, v.a. Zitronensäure und Ascorbinsäure. Letztere wird je nach Zielgruppe entweder als „Vitamin C“ oder als „Antioxidationsmittel“ deklariert. In diesem Teilexperiment untersuchen wir den Gehalt an diesen beiden Säuren.


a. Besorgen Sie sich 2 verschiedene Getränkepulver

b. Herstellung einer 0.001M KIO3- Lösung: Lösen Sie im 250 mL Messkolben exakt 54

mg KIO3 in zunächst 100 mL VE-Wasser und füllen mit VE-Wasser bis zum

Eichstrich auf.

c. Lösen Sie jeweils ca. 4.0 g Getränkepulver (genaue Masse notieren) im 250 mL

Messkolben in zunächst 100 mL VE-Wasser und füllen mit VE-Wasser bis zum Eichstrich auf.

5.6.5.2. Gesamtsäurebestimmung

Befüllen Sie eine Bürette mit der 0.1M NaOH. Geben Sie exakt 10.0 mL Ihrer

Getränkepulverlösung in einen 100 mL Erlenmeyerkolben und fügen 5 Tropfen

Thymolblau-Lösung hinzu. Titrieren Sie mit der Natronlauge bis zum dauerhaften

Farbumschlag. Wiederholen Sie die Bestimmung. Notieren Sie das Volumen VNaOH der verbrauchten NaOH und tragen es in Tabelle SG4 ein.

5.6.5.3. Bestimmung des Ascorbinsäuregehalts

a. Füllen Sie eine Bürette mit der KIO3- Lösung

b. Geben Sie exakt 50.0 mL Ihrer Getränkepulverlösung in einen 150 mL

Erlenmeyerkolben und fügen der Reihe nach 1.0 g KI, 5 mL der 1M HCl und 3 mL

Stärkelösung hinzu.

c. Titrieren Sie mit der KIO3- Lösung bis zum dauerhaften Farbwechsel. Wiederholen

Sie die Bestimmung. Notieren Sie das Volumen VIO3 der verbrauchten KIO3-Lösung

und tragen es in Tabelle SG4 ein.


kapitel 5: projekte - cup.lmu.de · analysenangaben auf den mineralwasserflaschen überprüfen....

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