071 – Prinzip von Le Chatelier

Das Prinzip von Le Chatelier ist die Regel, die es einem Chemieingenieur ermöglicht, mehr Produkt aus einer Reaktion herauszuholen, die sich weigert, vollständig abzulaufen. Es ist der Grund, warum Ammoniak unter Druck synthetisiert wird, warum ein Hochofen mit überschüssigem Kohlenmonoxid betrieben wird und warum der Sauerstoff, den Ihr Blut in der Lunge aufnimmt, im arbeitenden Muskel wieder abgegeben wird. Das System, das in fast jedem Labor der Welt zur Vermittlung dieses Prinzips genutzt wird, ist das auf diesem Tisch: Eisen(III) und Thiocyanat, die sich zu einem Komplex verbinden, der so intensiv gefärbt ist, dass eine Konzentrationsänderung ohne jedes Instrument mit bloßem Auge abgelesen werden kann.

Die Reaktion ist Fe³⁺(aq) + SCN⁻(aq) ⇌ [FeSCN]²⁺(aq), und das tiefblutrote gehört vollständig zum Komplex auf der rechten Seite; beide Reaktionspartner sind bei diesen Konzentrationen nahezu farblos. Im Gleichgewicht erfüllen die Konzentrationen K_f = [FeSCN²⁺] / ([Fe³⁺][SCN⁻]) ≈ 1,4 × 10² bei 25 °C. Stört man das Gemisch — gibt man einen der Reaktionspartner hinzu, entfernt einen, erwärmt oder kühlt es —, so ist der Reaktionsquotient Q nicht mehr gleich K_f; das System reagiert, indem es den Komplex verbraucht oder freisetzt, bis es das tut. Das ist das Prinzip von Le Chatelier präzise ausgedrückt: nicht, dass ein System einer Änderung “entgegenwirkt”, sondern dass es sich in diejenige Richtung bewegt, die $Q$ zu $K$ zurückführt.

In diesem Labor werden Sie eine Gleichgewichtsmischung herstellen und diese in acht identische Portionen aufteilen, wobei die erste als Referenz dient, um die anderen damit zu vergleichen. Dann werden Sie sieben davon auf sechs verschiedene Arten stören: mehr Thiocyanat, mehr Eisen, beides gleichzeitig, Hydroxid zum Ausfällen des Eisens aus dem System, Hydrogenphosphat zu dessen Bindung, ein Eisbad und ein 80-°C-Wasserbad. Jedes Reagenzglas wird vor einer schwarzen Karte mit Reagenzglas 1 verglichen, und die Richtung, in die sich jedes verschiebt – dunkler zum Komplex hin, blasser zu den freien Ionen hin –, ist das gesamte Ergebnis.

Bildungsziele

Das Le-Châtelier-Prinzip – Formulierung und Anwendung

• Formulieren Sie das Prinzip unter Verwendung des Reaktionsquotienten und der Gleichgewichtskonstante und nutzen Sie es, um die Richtung einer Verschiebung vorherzusagen, bevor Sie die Zugabe vornehmen.
• Unterscheiden Sie zwischen dem Verschieben des Position eines Gleichgewichts, auf das sich Konzentrationsänderungen auswirken, und die Veränderung des Gleichgewichts konstant, was nur die Temperatur tut.

Komplexbildungsgleichgewichte und Farbe als Maß

• Geben Sie das Bildungsgleichgewicht eines farbigen Komplexions und dessen Bildungskonstante an und berechnen Sie die Konzentration des Komplexes in einer Mischung bekannter Zusammensetzung.
• Wenden Sie das Lambert-Beersche Gesetz an, um die Farbtiefe mit der Konzentration in Beziehung zu setzen, und bestimmen Sie den Bereich, in dem das Auge tatsächlich zwei Röhrchen nach ihrer Farbe ordnen kann.

Eine Art hinzufügen und eine entfernen

• Sagen Sie voraus, wie sich die Zugabe eines der beiden Reaktanten auswirkt, und erklären Sie, warum dieser Effekt abklingt, sobald einer der beiden vollständig verbraucht ist.
• Erklären Sie, wie das Ausfällen eines Ions aus der Mischung es ebenso sicher aus dem Gleichgewicht entfernt wie das Weggießen, und berechnen Sie, wie wenig davon zurückbleibt.

Temperatur als Stressfaktor

• Verwenden Sie die van-’t-Hoff-Beziehung, um die Richtung einer Temperaturverschiebung mit dem Vorzeichen der Enthalpieänderung in Verbindung zu bringen.
• Erkennen, wann ein beobachteter Temperatureffekt mehr als eine mögliche Ursache hat, und angeben, welche zusätzliche Messung sie unterscheiden würde.

Kontrollierter qualitativer Vergleich

• Erklären Sie, warum ein aus demselben Vorrat entnommenes Vergleichsröhrchen und ein schwarzer Hintergrund hinter allen acht Proben aus einem Farbvergleich einen Beweis statt eines bloßen Eindrucks machen.
• Erfassen Sie eher eine Rangfolge als ein Adjektiv und geben Sie den Punkt an, ab dem die Rangfolge nicht mehr zuverlässig ist.

Technik und Sicherheit

• Bereiten Sie aus einer einzigen Stammlösung eine Reihe identischer Portionen vor, wiegen Sie die Feststoffe ab und stellen Sie ein heißes und ein kaltes Wasserbad mit an einem Ständer befestigten Röhrchen bereit.
• Bei der Handhabung von Thiocyanatsalzen ist die einzige erforderliche Vorsichtsmaßnahme zu beachten: Ihre Abfälle dürfen niemals angesäuert werden, da Thiocyanat und starke Säuren Blausäure freisetzen.

Protokoll

Teil A: Herstellung der Stammlösungen

1. Messen Sie 50 ml einer 0,001 M KSCN-Lösung mit dem Messzylinder ab.
2. Gießen Sie die abgemessene Lösung in einen 50-ml-Becher.
3. Verwenden Sie die Pipette; geben Sie 10-12 Tropfen 0,1M Fe(NO₃)₃ Lösung in den Becher.
4. Die Mischung mit dem Glasstab verrühren.
5. Verteilen Sie die entstandene Lösung mit dem 10-mL-Messzylinder in die acht Reagenzgläser (etwa 6 mL pro Reagenzglas).

Teil B: Änderung des Gleichgewichtspunktes

1. Geben Sie etwa 1,5 bis 2 g KSCN-Pulver (5 ml) mit dem Spatel in das Reagenzglas 2.
2. Schüttel Reagenzglas 2.
3. Fügen Sie 1,5 bis 2 g Fe(NO₃)₃ (1 Stück) in der Zange in das Reagenzglas 3 geben.
4. Rütteln Sie Reagenzglas 3.
5. Geben Sie 1,5 bis 2 g KSCN-Pulver (5 ml) mit dem Spatel in Reagenzglas 4.
6. Schütteln Sie Reagenzglas 4.
7. Fügen Sie 1,5 bis 2 g Fe(NO₃)₃ (1 Stück) mit der Zange in Reagenzglas 4 geben.
8. Schütteln Sie Reagenzglas 4.
9. Geben Sie 2 Tropfen KOH in Reagenzglas 5.
10. Schütteln Sie Reagenzglas 5.
11. Fügen Sie zwischen 1,5 und 2 g Natrium hinzu₂HPO₄ Pulver (5 ml) in Reagenzglas 6.
12. Reagenzglas 6 schütteln.
13. Bereiten Sie ein Eisbad vor, indem Sie den 250-ml-Becher mit Eis mit kaltem Leitungswasser füllen.
14. Dann stellen Sie den Becher rechts vom rechten Universalständer auf.
15. Befestigen Sie eine Klemme am rechten Universalstativ; oberhalb des Eisbechers.
16. Befestigen Sie das Reagenzglas 7 an der Klemme, so dass das Reagenzglas im Eisbecher positioniert ist
17. Mischen Sie Reagenzglas 7 während des Eintauchens im Eisbad mit dem Glasstab.
18. Füllen Sie einen zweiten 250-ml-Becher mit Leitungswasser.
19. Stellen Sie den zweiten Becher auf die Heizplatte.
20. Klemme eine Klemme am linken Universalständer an; oberhalb des Becherglases, das auf der Heizplatte steht.
21. Befestigen Sie Reagenzglas 8 an der Klemme des linken Ständers, so dass das Reagenzglas im Becherglas auf der Heizplatte positioniert ist.
22. Führen Sie den Magnetrührstab in den Becher auf der Platte ein und starten Sie den Rührer.
23. Stellen Sie die Temperatur der Heizplatte auf 80 °C ein.
24. Sobald die Temperatur von 80 °C erreicht ist, mischen Sie das Reagenzglas 8 während des Eintauchens in das Wasserbad mit dem Glasstab.
25. Beobachten Sie die Veränderungen in den Reagenzgläsern 7 und 8; beachten Sie Unterschiede in Farbe oder Niederschlag.
26. Schalte den Magnetrührer aus und senke die Temperatur der Heizplatte auf 15°C.
27. Entfernen Sie den Magnetrührfisch aus dem Becherglas.
28. Schütteln Sie alle Reagenzgläser ein letztes Mal, um die Reaktionen zu homogenisieren.
29. Machen Sie ein Foto von den Reagenzgläsern 2 bis 8; und notieren Sie deren Farben im Vergleich zu Reagenzglas 1 als Kontrolle.

Hinweis: Achten Sie darauf, dass die Lösungen vor einem schwarzen Karton stehen, um die Farbveränderungen deutlich zu erkennen.

30. Leeren Sie den Inhalt der Reagenzgläser in den Auffangbehälter und spülen Sie die benutzten Geräte mit destilliertem Wasser aus.

Erwartete Ergebnisse

Röhre 1 wird niemals berührt. Alle nachfolgenden Angaben beziehen sich auf einen Vergleich mit dieser Röhre, der vor der schwarzen Karte durchgeführt wurde, und das Laborergebnis lautet Richtung Jedes Röhrsche bewegt sich, anstatt dass eine Zahl darauf abgelesen wird.

Die Referenzmischung, berechnet

Alles, was im Labor gemacht wird, wird anhand von Röhrchen 1 gemessen; daher ist es sinnvoll zu wissen, was darin enthalten ist. 50 Milliliter einer 0,001 M KSCN-Lösung enthalten 5,0 × 10⁻⁵ mol Thiocyanat. Elf Tropfen einer 0,10 M Fe(NO₃)₃, bei etwa 0,05 ml pro Tropfen, 0,55 ml und 5,5 × 10⁻⁵ Mol Eisen, wodurch sich das Volumen auf 50,6 mL erhöht. Vor Beginn der Reaktion beträgt daher [SCN⁻]₀ = 9,9 × 10⁻⁴ M und [Fe³⁺]₀ = 1,09 × 10⁻³ M – fast eine 1:1-Mischung, und genau das sollte eine Referenzmischung sein, da sie sich dann in beide Richtungen verschieben lässt.

K lösen_f = x / ((9,9 × 10⁻⁴ − x)(1,09 × 10⁻³ − x)) = 1,4 × 10² für x ergibt sich [FeSCN²⁺] = 1,2 × 10⁻⁴ M, verlassen [SCN⁻] = 8,7 × 10⁻⁴ M und [Fe³⁺] = 9,7 × 10⁻⁴ M. Nur etwa 12 % des Thiocyanats sind im Komplex gebunden, und das ist die mit Abstand nützlichste Zahl im Labor: Das Referenzröhrchen enthält keine abgeschlossene Reaktion, sondern ein Gemisch, in dem der Großteil beider Reaktanten noch frei und verfügbar ist – und genau deshalb löst jede der sieben Belastungen eine sichtbare Reaktion aus.

Röhrchen 2, 3 und 4: Zugabe eines Reaktionspartners

Jede 6,0-ml-Portion enthält 5,9 × 10⁻⁶ mol Thiocyanat und 6,5 × 10⁻⁶ Mol Eisen in allen Formen. Demgegenüber entsprechen 1,75 g KSCN 1,8 × 10⁻² mol – etwa dreitausendmal so viel Thiocyanat, wie das Röhrchen bereits enthält, und eine Konzentration von etwa 3 mol/L. Ebenso 1,75 g Fe(NO₃)₃·9H₂O beträgt 4,3 × 10⁻³ mol, was etwa dem 660-fachen des vorhandenen Eisens entspricht, oder etwa 0,7 mol/l. Hier handelt es sich nicht um geringfügige Veränderungen. Unabhängig davon, welches Reagenz zugegeben wird, wird das andere im Wesentlichen bis zur vollständigen Verbrauchsgrenze verbraucht: In Röhrchen 2 wird das gesamte Eisen komplexiert, in Röhrchen 3 das gesamte Thiocyanat, und die Färbung erreicht die Obergrenze, die durch die jeweils knappere Spezies vorgegeben ist.

Es lohnt sich, diesen Grenzwert zu berechnen, da er die tatsächliche Obergrenze dessen darstellt, was die Röhren 2 und 3 wiedergeben können. Komplexierung alle Das Eisen in einem Rohr würde 1,09 × 10 ergeben⁻³ M von FeSCN²⁺, das Neunfache des Referenzwertes; die vollständige Komplexierung des Thiocyanats würde 9,9 × 10 ergeben⁻⁴ M, etwa achtmal. Selbst ein unendlicher Überschuss bringt also etwa eine Größenordnung ein, und beide Röhrchen erreichen diesen Wert. Röhrchen 4, das beide Überschüsse gleichzeitig erhält, wird nicht mehr durch eine der ursprünglichen Spezies begrenzt: Es wird zu einer eigenständigen konzentrierten Lösung von Eisen(III)-thiocyanat, weshalb es das dunkelste der acht Röhrchen ist und auch das wenig aussagekräftigste – das Gleichgewicht, das es aufweist, ist nicht mehr dasjenige, das das Referenzröhrchen demonstrieren sollte.

Eine weitere Konsequenz ist erwähnenswert, da die Farbe der Lösung davon abhängt. Bei Thiocyanatkonzentrationen in der Größenordnung von 1 mol/l liegt nicht nur der 1:1-Komplex vor: Durch aufeinanderfolgende Gleichgewichte entsteht Fe(SCN)₂⁺, Fe(SCN)₃ und in stark thiocyanatreichen Lösungen Spezies bis zu Fe(SCN)₆³⁻. Diese absorbieren bei längeren Wellenlängen als FeSCN²⁺, weshalb sich Röhre 2 rötlich färbt—braun und nicht einfach nur ein tieferes Rot. Das Braun ist daher ein Hinweis auf die Verschiebung, jedoch nicht auf die Verschiebung, die die einfache Gleichung beschreibt.

Reagenzgläser 5 und 6: Entfernen eines Reaktanten

Diese beiden Reagenzgläser sind die stärkere Hälfte des Labors, denn aus ihnen wird nichts ausgegossen, und dennoch verschwindet ein Reaktionspartner. Hydroxid fällt Eisen(III) als Fe(OH) aus.₃: Fe³⁺(aq) + 3 OH⁻(aq) ⇌ Fe(OH)₃(s), mit K_SP = 2,8 × 10⁻³⁹. Die darauf folgende Zahl ist spektakulär. Sobald die Lösung einen pH-Wert von 7 erreicht, [Fe³⁺] = K_SP/[OH⁻]³ = 2,8 × 10⁻³⁹ / (1.0 × 10⁻⁷)³ = 2,8 × 10⁻¹⁸ M — etwa ein Eisenion in jeweils hundert Millilitern. Es ist einfach kein Eisen mehr übrig, an das das Thiocyanat binden könnte, sodass der Komplex vollständig dissoziiert und die Flüssigkeit über einem rotbraunen Feststoff farblos wird. Dies ist keine partielle Verschiebung; es ist das Zusammenbrechen des gesamten Gleichgewichts, und es verdeutlicht, dass eine Spezies, die durch Fällung entfernt wurde, genauso verschwunden ist wie eine Spezies, die durch Dekantieren entfernt wurde.

Auch die Arithmetik der Addition lohnt sich: Jedes Röhrchen enthält 6,5 × 10⁻⁶ Mol Eisen, sodass zu dessen vollständiger Ausfällung 2,0 × 10⁻⁵ Mol Hydroxid, die zwei Tropfen (etwa 0,1 ml) liefern, wenn das Kaliumhydroxid 0,2 mol/l hat. Eine konzentriertere Lösung schießt um den Faktor über das Ziel hinaus, um den sie stärker ist, und treibt den pH-Wert weit über den Punkt hinaus, an dem der Überschuss eine Rolle spielt.

Hydrogenphosphat funktioniert auf die gleiche Weise mit einer anderen Senke: Fe³⁺(aq) + HPO₄²⁻(aq) ⇌ FePO₄₄(s) + H⁺(aq), wobei Eisen(III)-phosphat eines der am wenigsten löslichen gängigen Eisensalze ist (K_SP der Ordnung 10⁻²², (wobei die tabellierten Werte je nach Hydratationszustand mehrere Größenordnungen umfassen). Durch die Entfernung des Eisens verschiebt sich das Komplexierungsgleichgewicht wieder in Richtung der freien Ionen, und die rote Färbung verblasst. Zwei wichtige Einschränkungen: Eine konzentrierte Natriumhydrogenphosphatlösung ist mit einem pH-Wert von etwa 9 selbst alkalisch, und bei diesem pH-Wert fällt Eisen(III)-hydroxid von selbst aus – daher handelt es sich bei dem blassbeigen Feststoff sehr wahrscheinlich um eine Mischung aus Phosphat und wasserhaltigem Oxid und nicht um reines FePO₄, und die Röhrchen 5 und auf zwei Wegen möglicherweise zweimal dieselbe Chemie demonstrieren. Und der größte Teil des zu Röhrchen 6 gegebenen Pulvers kann sich überhaupt nicht lösen.

Röhren 7 und 8: Temperatur und was sie beweisen können und was nicht

Die Temperatur ist der einzige Einflussfaktor in diesem Labor, der die Gleichgewichtskonstante selbst verändert. Die van-’t-Hoff-Gleichung, ln(K₂/K₁) = −(ΔH°/R)(1/T₂ − 1/T₁), sagt wie viel. Wenn man die beiden Bäder als 275 K und 353 K annimmt und fragt, welche Enthalpieänderung erforderlich wäre, um K um den Faktor drei zu verändern – grob die kleinste Änderung, die mit dem Auge eindeutig zu erkennen ist –, ergibt sich ln 3 = 1,10 = −(ΔH°/8,314)(1/353 − 1/275) = −(ΔH°/8,314)(−8,03 × 10⁻⁴), also ist |ΔH°| ≈ 11 kJ/mol. Ein sichtbarer Unterschied zwischen dem Eisbad und dem heißen Bad impliziert daher eine Enthalpieänderung von mindestens etwa dieser Größe, und die beobachtete Richtung — dunkler kalt, blasser heiß — lässt die Bildung des Komplexes exotherm erscheinen.

Zu diesem Ergebnis soll das Experiment führen, und es sollte mit einem Vorbehalt berichtet werden, den ein guter Schüler ohnehin erkennen wird. Ein zweiter, völlig anderer Vorgang führt beim Erhitzen zum Verblassen derselben Farbe: Eisen(III) ist in Wasser eine schwache Säure, Fe³⁺ + H₂O ⇌ FeOH²⁺ + H⁺ mit K_a = 6,5 × 10⁻³, und diese Hydrolyse ist stark endotherm, ΔH ≈ +43 kJ/mol. Setzt man diesen Wert in denselben van-’t-Hoff-Ausdruck für den Bereich zwischen 298 K und 353 K ein, ergibt sich eine fünfzehnfache Erhöhung der Hydrolysekonstante, wodurch freies Fe entfernt wird³⁺ aus dem heißen Reagenzglas und blass wird, unabhängig von der Komplexierungsenthalpie. Dieses Experiment kann die beiden nicht trennen, und das muss es auch nicht, um das Prinzip zu vermitteln – aber die ehrliche Aussage ist, dass Reagenzglas 8 zeigt, dass sich das System beim Erhitzen vom Komplex wegbewegt, und nicht, dass es ΔH für die Komplexierung misst. Die Hydrolyse mit ein wenig Salpetersäure zu unterdrücken, wie es die quantitative Version dieses Experiments tut, würde das Temperaturergebnis erst eindeutig machen.

Dieselbe Hydrolyse gilt für das Referenzröhrchen. Bei 1,09 × 10⁻³ M und ohne Säurezusatz, Lösen von x²/(1.09 × 10⁻³ − x) = 6,5 × 10⁻³ bringt die Lösung auf einen pH-Wert nahe 3, wobei der Großteil des Eisens als blassgelbes FeOH vorliegt²⁺ eher als Fe³⁺. Der Komplex bildet sich zwar weiter — die Gleichgewichte sind gekoppelt und das Thiocyanat zieht Eisen wieder aus der Hydroxo-Form heraus —, aber eine ohne Säure angesetzte Mischung ist blasser, als die ideale Berechnung vorhersagt, und die 1,2 × 10⁻⁴ Das oben genannte M ist als Obergrenze zu verstehen.

Zusammenfassung der Aufgaben nach Klassenstufen

9. bis 10. Klasse

Konzentration. Beobachtung, Wortschatz und die Vorstellung, dass eine Reaktion, die sich bereits eingependelt hat, dennoch noch in die eine oder andere Richtung beeinflusst werden kann.

Aktivitäten. Ordne alle acht Reagenzgläser im Vergleich zu Reagenzglas 1 vor der schwarzen Karte an und notiere für jedes einzelne, was hinzugefügt wurde und ob die rote Färbung stärker oder schwächer wurde. Schreiben Sie die Reaktion auf und benennen Sie die für die Färbung verantwortlichen Spezies. Erläutern Sie jeweils in einem Satz, warum die Zugabe von Thiocyanat die Farbe vertieft und warum die Zugabe von Hydroxid sie zerstört, und geben Sie an, bei welchen beiden Reagenzgläsern sich der Temperatureinfluss zeigt und in welche Richtung er wirkt.

11. Klasse

Konzentration. Der Reaktionsquotient, die Bildungskonstante und das Le-Châtelier-Prinzip dienten eher der Vorhersage als der nachträglichen Erklärung.

Aktivitäten. Berechne die Konzentrationen von Eisen und Thiocyanat in der Ausgangsmischung anhand der verwendeten Volumina und verwende dann K_f Ermitteln Sie die Konzentration des Komplexes und zeigen Sie, dass nur etwa 12 % des Thiocyanats gebunden sind. Berechnen Sie, um wie viel mehr Thiocyanat das Röhrchen 2 erhält, als es bereits enthält. Sagen Sie die Entwicklung in jedem Röhrchen voraus, bevor Sie es betrachten, indem Sie jeweils angeben, was mit Q geschieht. Erklären Sie anschließend den schwierigsten Fall: Warum verlieren die Röhrchen 5 und 6 ihre Farbe, obwohl nichts aus ihnen entnommen wurde?.

12. Klasse / College-Niveau

Konzentration. Die quantitative Behandlung und die Grenzen des Modells.

Aktivitäten. Leiten Sie die Gleichgewichtszusammensetzung des Bestands aus den beiden Massenbilanzen und K ab._f indem man die quadratische Gleichung löst, anstatt einen Überschuss anzunehmen, und die maximale Konzentration des Komplexes berechnet, die die Röhrchen 2 und 3 erreichen können. Verwenden Sie das Lambert-Beersche Gesetz mit ε = 4700 L mol⁻¹ cm⁻¹ Berechne die Extinktion von Röhrchen 1 und die Konzentration, bei der sich ein Röhrchen nicht mehr sichtbar verdunkelt, und nutze das Ergebnis, um zu bestimmen, was die Röhrchen 2 bis 4 belegen können und was nicht. Schätze das Ausmaß der Eisen(III)-Hydrolyse bei der Arbeitskonzentration anhand von K_a = 6,5 × 10⁻³ und geben Sie deren Auswirkung auf die Referenzfarbe an. Wenden Sie die van-’t-Hoff-Gleichung an, um die Enthalpieänderung zu ermitteln, die für eine sichtbare Verschiebung zwischen den beiden Bädern erforderlich wäre, und erklären Sie anschließend, warum das bei Erwärmung beobachtete Ausbleichen allein noch nicht das Vorzeichen von ΔH für die Komplexbildung bestimmt. Geben Sie schließlich die angesäuerte, spektrophotometrische Variante dieses Experiments an, mit der K gemessen werden könnte._f und ΔH, anstatt deren Vorzeichen abzuleiten.

Labor-Grundausstattung

Instrumente

• Becherglas (50 mL)
• Bechergläser (250 ml) × 2 – eines für das Eisbad, eines für das Heißbad
• Schwarzer Karton als Hintergrund für den Farbvergleich
• Tropfen
• Elektrische Waage
• Glasstab
• Messzylinder (10 ml)
• Messzylinder (70 mL)
• Heizplatte mit Magnetrührer und einem Rührstab
• Papierkorb
• Spatel
• Reagenzgläser × 8, nummeriert
• Zange
• Universalstative × 2, mit Klemmen

Produkte

• Destilliertes Wasser (zum Spülen)
• Eis und kaltes Leitungswitungswasser für das Eisbad
• Eisen(III)-nitrat 0,10 M (Lösung, 10–12 Tropfen)
• Eisen(III)-nitrat (Kristalle, 1,5–2 g pro Röhrchen, zwei Röhrchen)
• Kaliumhydroxid (Lösung, 2 Tropfen – die Konzentration ist in der Anleitung nicht angegeben)
• Kaliumthiocyanat 0,001 M (Lösung, 50 ml)
• Kaliumthiocyanat (Pulver, 1,5–2 g pro Röhrchen, zwei Röhrchen)
• Dinatriumhydrogenphosphat (Pulver, 1,5–2 g)