Quantitative Analyse - am Institut für Anorganische Chemie - KIT

Anorganisch-Chemisches Praktikum für Physiker 

und Geoökologen: 

Quantitative Analyse 

Dr. Christopher Anson 

INSTITUT FÜR ANORGANISCHE CHEMIE 

KIT – Universität des Landes Baden-Württemberg und 

nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft 

Qualitative Analyse 

Was liegt in einer Probe vor? - Qualitative Analyse 

Wie viel eines Stoffs liegt vor? - Quantitative Analyse 

2 Dr. Christopher Anson: Quantitative Analyse 

www.kit.edu 

„Klassische“ Methoden: chemische Umsetzungen, nach denen eine 

Massen- und/oder Volumenbestimmungen vorgenommen wird. 

Nach diesen Bestimmungen wird die Menge (Masse bzw. 

Konzentration) dieses Stoffs berechnet. 

Gravimetrie (Gewichtsanalyse) 

Elementaranalyse (z.B. CHN Mikroanalyse) 

Volumetrie (Titrationen) 

Physikalische (meist spektroskopische) Methoden: 

Photometrie / Kolorimetrie (Messung der absorbierten Lichts) 

Atomabsorptions-/emissionsspektroskopie 

Röntgenfluoreszenzanalyse 

Institut für Anorganische Chemie

Geräte 


Geräte 

Messpipetten sowie 

Messzylinder sind zu 

ungenau! 

1) Probe im Messkolben 

bis zu kurz unter der 

Linie verdünnen. 

2) Gut schütteln. 

3) Kurz warten. 

4) Bis zur Linie auffüllen. 

5) Nochmal schütteln. 

Vollpipetten werden mit einem Péleus-Ball 

aufgefüllt sowie entleert: 


Oberes Ende der Pipette 

in den Ball einstecken. 

Ventil A und Ball 

drücken: 

Luft ausdrücken zum 

Ansaugen 

Pipetten-Spitze in die 

Lösung eintauchen. 

Ventil S (Saugen) drücken: 

Lösung bis oberhalb der 

Linie in Pipette ansaugen. 

Spitze aus der Lösung 

nehmen. 

Ventil E (Entleeren) drücken, 

bis der Meniskus genau auf 

der Linie ist. 

Pipetten-Inhalt abgeben (nochmal 

E drücken). 

Zur vollständigen Entleerung, die 

Pipetten-Spitze an die 

Gefäßwandung anstreichen. 

Letzte Tropfen nicht aufblasen! 

Institut für Anorganische Chemie 

Die Maßlösung wird von einer 

Bürette abgegeben. 

Der Volumen wird (i) vor der 

Titration und (ii) am Endepunkt 

abgelesen. 

Bei einer Bürette mit Schellbach- 

Streifen, erfolgt die Ablesung am 

Berührungs-punkt der beiden Spitzen. 


5 

6 

Gravimetrie 

Das zu bestimmende Ion X wird von einer Lösung in Form einer 

schwerlösliche Verbindung (Fällungsform) abgeschieden. 

Diese wird filtriert, gewaschen und getrocknet (evtl. auch geglüht) 

in eine gut definierte Wägeform – und gewogen… 

m(X) = λ λ · m(Wägeform) (λ = Massenanteil des X in der Wägeform) 

z.B. Fe3+ : Fällungsform = Fe(OH) 3·xH2O; Wägeform = Fe2O3 2 · M(Fe) 2 · 55,847 g mol 

Umrechnungsfaktor λ = = = 0,6994 

-1 

M(Fe2O3) 159,692 g mol-1 Die Fällungsform soll (mikro)kristallin statt schleimig oder kolloidal sein. 

Die Fällung soll unkompliziert und quantitativ sein, aus homogener Lösung. 

Die Wägeform soll stabil, rein und leicht zu trocken sein. 

Immer die Vollständigkeit der Fällung prüfen (Niederschlag absetzen lassen 

und noch 1 Tropfen des Fällungsreagenz zugeben). 

Wägeform bis zur Gewichtskonstanz austrocknen. 

Gravimetrie 

Dr. Christopher Anson: Quantitative Analyse 

Gravimetrische Bestimmung von Ni 2+ als [Ni(Hdmg) 2] 



Dimethylglyoxim als Fällungsreagenz. Der rote schwerlösliche [Ni(Hdmg) 2] 

Komplex ist als Ni 2+ -Nachweis schon bekannt! 

Die Fällung des roten Niederschlages erfolgt quantitativ bei beliebiger Ni 2+ - 

Konzentration aus ammoniakalischer sowie essigsaurer Lösung: 

M(Ni) 58,69 g mol 

λ = = = 0,2032 

-1 

M(C8H14N4NiO4) 288,91 g mol-1 Der niedrige λ-Wert ist günstig, kleinere Menge von Ni 2+ zu bestimmen. 


7 

Gravimetrie 

Abgekühlte Glasfiltertiegel wiegen. 

Masse von Ni (durch λ) berechnen. 

Fertig! 

Gravimetrische Bestimmung von Ni 2+ als [Ni(Hdmg) 2] 

Glasfiltertiegel etikettieren (Name usw.) und im Ofen bei 

120°C austrocknen. Abkühlen lassen und wiegen. 

Messkolben mit Probe bis zur Markierung mit Wasser 

auffüllen und gut durchmischen. 

Mit der Vollpipette 25 oder 50 ml der Lösung 

entnehmen, in einen Erlenmeyerkolben geben und mit 

Wasser auffüllen. 

Ni 2+ mit ammoniakalischer Na 2(dmg)-Lösung 

fällen und [Ni(Hdmg) 2] durch einen 

Glasfiltertiegel abfiltrieren. 

Im Ofen bei 110-120 °C trocknen: 

zunächst 2 h, dann in Intervallen von 45 min 

bis zur Gewichtskonstanz trocknen. 


Volumetrische Analyse (Titrimetrie) 

Bestimmung einer unbekannte Menge eines gelösten Stoffes 



Zugabe (aus einer Bürette) einer Reagenzlösung bekannter 

Konzentration (Maß- oder Titerlösung) bis zur quantitativen Umsetzung 

Endpunkt (Äquivalenzpunkt) oft durch einen Indikator erkennbar 

Büretteablesung → gebrauchtes Volumen der Maßlösung 

Menge des Reagenz × Stöchiometrie der Reaktionsgleichung → Menge 

des Urstoffes 

Vorrausetzungen: 

Reaktionsablauf mit schneller und quantitativer Umsetzung 

Stabile und haltbare Maßlösung 

Genaue Erkennbarkeit des Endpunktes der Titration 


Fünf volumetrische Analyse (Titrationen): 

Säure-Base Titration Neutralisationsverfahren 

Calcium Komplexometrische Verfahren 

Kupfer (Jodometrie) Redoxverfahren 

Antimon (Bromatometrie) Redoxverfahren 

Chlorid (Argentometrie) Fällungsverfahren 


Aber zuerst Titerherstellung und 

Faktorbestimmung der Maßlösungen… 

Titerherstellung und Faktorbestimmung (1) 

Direkt: 



Die richtige Masse der reinen Titersubstanz wird genau 

ausgewogen, in einen Messkolben gegeben, gelöst, und die Lösung 

(bei 20°C) zur Marke aufgefüllt. 

Ampullen, die eine genaue Menge der Titersubstanz enthalten, sind 

käuflich. Einfach die Ampulle öffnen, deren Inhalt direkt in den 

Messkolben spülen, und die Lösung (bei 20°C) zur Marke auffü llen. 

Indirekt: 

Die entsprechende Masse der Titersubstanz wird ungefähr 

ausgewogen, in einen Messkolben gegeben, gelöst, und die Lösung 

zur Marke aufgefüllt. 

Die genaue Konzentration wird durch Titration gegen einer „Urtiter“- 

Substanz (d.h. unbegrenzt haltbar, nicht hygroskopisch, reagiert 

nicht mit CO 2 oder O 2) festgestellt. 



Vorbereitung der Maßlösungen durch die Assistenten: 

Der Inhalt jeder Ampulle wird bis 2 Liter (bei 20°C) verdünnt → 

[NaOH] = [Na 2H 2(edta)] = [Na 2S 2O 3] = [AgNO 3] = 0.05 mol l -1 

[KBrO 3] = 0.00833 mol l -1 

KBrO 3-Maßlösung soll mit verd. HCl verdünnt werden! 

NaOH-Maßlösung immer gut verschlossen halten (wegen CO 2)! 

AgNO 3-Maßlösung vor Licht schützen (Alu-Folie)! 

Mehrere Messkolben jeder Maßlösung werden hergestellt. 

Studenten müssen immer die richtige Maßlösung (siehe Aushang) zur 

Analyse nehmen, und z.B. „NaOH Lösung 2“ im Protokoll eintragen. 

Diese Maßlösung-Konzentrationen sind „nominal“ - vor Gebrauch soll 

man die genaue Werte bestimmen… 





Die Maßlösung wird gegen einer genau bekannte Menge der 

Probesubstanz titriert: 

• HCl: 140mg; Ca 2+ : 160 mg; Cu 2+ : 250 mg; Sb 3+ : 240 mg; Cl - : 140 mg 

• Diese wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben. 

• Probesubstanz bis auf 250 ml verdünnen (Sb 3+ mit HCl!), gut schütteln. 

• 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen Erlenmeyerkolben 

abgeben, und auf ca. 100 ml verdünnen. 

• Mit Maßlösung titrieren (ca. 8 ml). 

Bürette-Ablesung ± 0,01 ml. 

Hier „1,40 ml“ (nicht „1,4 ml“ oder „1,400 ml“) 

Tropfen-Größe ≈ 0,02-0,04 ml 

Titration mehrmal (bis 9 × !) wiederholen → Durchschnittswert 

Genaue Konzentration berechnen 

[Titer] ist 

[Titer] soll 

→ Titerfaktor f n = ———— z.B. f n = 1,0374 


13 

14 

Säure-Base-Titrationen (Neutralisation) 

D. h. eine starke Säure und eine starke Base reagieren (fast) quantitativ 

zusammen (Neutralisation): 


2 H2O H3O + + OH- KW K W = [H 3O + ] [OH - ] = 10 -14 mol/l, pK W = -log 10(K W) = 14 

NaOH (aq) + HCl (aq) → H 2O + Na + + Cl - 

z. B.: Titration von 100 ml 0,01 mol/l HCl (enthält 0,001 mol H 3O + ) mit 1 mol/l NaOH 

Bis zum Äquivalenzpunkt gilt: pH = -log 10[restliche HCl] 

Beim Äquivalenzpunkt gilt: [H 3O + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l pH = 7 

Nach dem Äquivalenzpunkt gilt: [OH - ] = {(mol zugegebene OH - ) - 0,001 mol}/vol 

pOH = -log 10[OH - ], pH = 14 - pOH 

(Veränderungen des Ausgangsvolumens dürfen vernachlässigt werden...) 

Säure-Base-Titrationen (Neutralisation) 

Vol 1 M NaOH pH 

(ml) 

0,000 2,00 

0,100 2,05 

0,200 2,10 

0,300 2,15 

0,400 2,22 

0,500 2,30 

0,600 2,40 

0,700 2,52 

0,800 2,70 

0,900 3,00 

0,950 3,30 

0,990 4,00 

0,999 5,00 

1,000 7,00 

1,001 9,00 

1,010 10,00 

1,100 11,00 

1,300 11,48 

1,500 11,70 

1,800 11,90 


pH 

14 

12 

10 

8 

6 

4 

2 

0 

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 

Vol 1 M NaOH (ml) 


Eine typische Neutralisationskurve. 

In der Nähe des Äquivalenzpunktes ändert 

sich der pH-Wert sprunghaft! 

2,000 12,00 Äquivalenzpunkt = Neutralpunkt: pH = 7 

Dieser Äquivalenzpunkt wird mit einem 

Indikator sichtbar gemacht. 


Säure-Base-Titrationen: Indikatoren 


16 

Indikatoren sind schwache Säure, bei denen 

(HInd) und (Ind) - unterschiedliche Farben haben: 

z.B. Methylorange Phenolphthalein 

N + 

H3C CH3 N 

N 

SO 3 - 

H 

H3C 

+ H 2O H 3O + + 

pK S = 3,7 

N 

N 

CH 3 

N 

SO 3 - 

[H 

KS(HInd) = ——————— 

3O + ] [(Ind) - ] 

[HInd] 

HO 

O 

O 

OH 

+ H 2O H 3O + + 

pK S = 9,3 

pH = 3,1 pH = 4,4 pH = 8,0 pH = 9,8 

[(Ind) - ] 

pH = pKS(HInd) + log10 ——— 

[HInd] 

[(Ind) 

Das Auge kann nur solche Mischfarben wahrnehmen, wenn 0,1 < ——— < 10 

d.h. pH ≈ pKS(HInd) ± 1 - Umschlagbereich des Indikators. 

- ] 

[HInd] 

Säure-Base-Titrationen: Indikatoren 

O 

O 

O - 

OH 


Am besten soll der pH-Wert beim Äquivalenzpunkt gleich wie der 

Umschlagpunkt des Indikators (= pK S(HInd)) sein. 

In der Praxis reicht es wenn der Äquivalenzpunkt im 

Umschlagbereich liegt. 

Ausnahme: Phenolphthalein wird oft für {starke Säure / starke 

Base} Titrationen ausgewählt, da die ersten violetten Spuren von 

(Ind) - bei pH = 8 nicht von der farblosen HInd verdeckt werden. 

14 

pH 

12 

10 


8 

6 

4 

2 

0 

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 



17 

18 

Säure-Base-Titrationen: Durchführung 

CO 2 reagiert mit OH - -Ionen: CO 2 + OH - → HCO 3 - 

Wasser muss CO 2-frei sein – d.h. frisch ausgekocht! 

NaOH-Maßlösung immer gut verschlossen halten! 

1) HCl-Probe im Messkolben auf 250 ml mit destilliertem Wasser 

verdünnen. Gut schütteln! 

2) 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen 

Erlenmeyerkolben abgeben, und auf ca. 100 ml mit dest. Wasser 

verdünnen. 2-3 Tropfen Phenolphthalein-Lösung zugeben. 

3) Mit NaOH-Maßlösung titrieren (unter ständigem umschwenken 

des Kolbens) bis die erste Rosafärbung des Indikators 1 Min. 

lang bestehen bleibt. 

Ein weißes Blatt Papier unter dem Kolben hilft! 

mol (HCl) = mol (NaOH) = vol(Maßlsg.) · [NaOH] Maßlsg 

g (HCl) = mol (HCl) · M(HCl) = mol (HCl) · 36,461 g mol -1 


Titration: Schwache Säure mit Starker Base 

z. B.: Titration von 100 ml 0,1 mol/l Essigsäure 

(HAc, pK S = 4,75) mit 10 mol/l NaOH: 

Nach dem Äquivalenzpunkt: 

pH = 14 - log 10[OH - ]} 

Äquivalenzpunkt (NaAc liegt vor): 

pH = 14 - ½ {pK B(Ac - ) - log 10[Ac - ]} 

= 8,88 

Pufferplateau: 

[(Ac) 

pH = pKS(HAc) + ——— 

- ] 

[HAc] 

Pufferpunkt ([HAc] = [Ac - ]: 

pH = pK S(HAc) = 4,75 

Anfang: pH = ½(pK S - log 10[HAc]) 

= 2,87 


pH 

14 

12 

10 

8 

6 

4 

2 

0 



0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 

Äquivalenzpunkt (pH = 8,88) ≠ Neutralpunkt. 

Solche Titrationen werden oft durch Potentiometrie gemessen 

→ [HA] sowie pK S(HA) 


19 

Potentiometrie: Glaselektrode 

Ein Glasrohr, an dem eine dünne kugelförmige Glasmembran 

angeschmolzen ist. Gefüllt mit einer Chlorid-Lösung (bei pH = 7 

gepuffert), in die eine Ag/AgCl-Elektrode eintaucht. 

Bezugselektrode ist eine konventionelle Ag/AgCl-Elektrode. 

An den Grenzflächen zwischen Lösungen 

und Membran bilden sich Potenziale aus 

(abhängig von [H 3O + ]). 

Nur das Potenzial zwischen Membran und 

Probelösung ist variabel. 

Das Gesamtpotenzial ändert sich um 59 mV 

pro pH-Einheit. 

Kann mit Pufferlösungen 

geeicht werden → direkte 

Ermittlung des pH-Werts 

der Probelösung: 

„Einstab-pH-Meter“ 


Bestimmung von Ca 2+ durch Komplexometrie 

Ca 2+ bildet mit dem blauen Dianion der 

Calconcarbonsäure einen roten Komplex: 


Ca 2+ + (CC) 2- Ca(CC) 


Aber das Dinatriumsalz der Ethylenediamintetraessigsäure (Na 2H 2edta, 

„Titriplex III“) bildet mit Ca 2+ ein viel stabileren farblosen Chelatkomplex: 

+ Ca 2+ + 4H 2O → + 2H 3O + 

D.h. Bestimmung von Ca 2+ durch Titration mit Na 2H 2edta, mit 

„Calconcarbonsäureverreibung“ (H 2CC + NaCl 1:100) als Indikator: 

Ca(CC) + (H 2edta) 2- + 4H 2O → [Ca(edta)(OH 2) 2] 2- + (CC) 2- + 2H 3O + 

Umschlag: Rot nach blau 

H 2CC: 


Bestimmung von Ca 2+ durch Komplexometrie 

Die Maßlösung wird gegen einer genau bekannte Menge der 

Probesubstanz titriert: 

• Kolben usw. ohne Kalkspüren! 

• Ca 2+ -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben. 

• Probe mit destilliertem Wasser auf 250 ml verdünnen, gut schütteln. 


abgeben, und auf ca. 100 ml mit destilliertem Wasser verdünnen. 

• pH-Wert bis 11-12 mit NaOH-Lösung justieren. 

• Eine Spatelspitze Calconcarbonsäureverreibung zugeben. 

• Mit Na 2H 2edta-Maßlösung nach reinblau titrieren. 

Nicht vergessen – Titriplex-hältige Lösungen 

im „Titriplex-Kanister“ entsorgen! 


Bestimmung von Cu 2+ durch Iodometrie 


Cu 2+ wird durch Iodid reduziert: 

2 Cu 2+ + 4 I - → 2 CuI↓ + I 2 


Anschließend wird das gebildete Iod mit Thiosulfat titriert: 

Indikator: lösliche Stärke. 

3 I 2 + 6 S 2O 3 2- → 6 I - + 3 S4O 6 2- 

D.h. „indirekte“ Titration des Kupfers 

Löslicher Bestandteil der Stärke ist Amylose 

(Glukosemoleküle durch α-glycosidischer-1,4- 

Bindungen in helixartige Ketten aufgebaut). 

Im inneren Hohlraum dieser Helix wird Iod in Form 

von Polyiodid-Anionen (I (2n+1) - z.B. I3 - , I5 - … I15 - ) 

eingelagert. 

Diese „Einschlussverbindung“ hat eine intensive 

tiefblaue Farbe. 

HOCH 2 

O 

OH 

O 

OH 

O 

HOCH 2 

OH 


O 

OH 

O

Bestimmung von Cu 2+ durch Iodometrie 

Nach Zugabe eine Überschuss von KI wird das gebildete Iod mit 

der Na 2S 2O 3-Maßlösung titriert: 

• Cu 2+ -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben. 

• Probe mit destilliertem Wasser auf 250 ml verdünnen, gut schütteln. 


abgeben. 2 g KI und 30 ml verd. H 2SO 4 zugeben, und auf 100 ml mit 

destilliertem Wasser auffüllen. 

• Lösung mit Uhrglas zudecken und 15 Minuten stehen lassen. 

• Indikator-Lösung vorbereiten: 5 Spatelspitzen Stärke in einem halben 

Reagenzglas Wasser kochen. 

• Mit Na 2S 2O 3-Maßlösung titrieren, zuerst ohne Indikator, bis die braune 

Iodfarbe nur noch schwach zu erkennen ist. 

• Dann einige Tropfen Stärkeindikator zugeben, und die blaue Lösung 

titrieren bis zum scharf erfolgenden Umschlag. 


Bestimmung von Sb 3+ durch Bromatometrie 



Sb 3+ wird durch Bromat oxidiert, unter Bildung von Bromid: 

BrO 3 - + 3 Sb 3+ + 6 H3O + → Br - + 3 Sb 5+ + 9 H 2O 

Nach dem Endpunkt (kein Sb 3+ mehr) reagieren BrO 3 - und Br - 

zusammen zu Br 2: 

BrO 3 - + 5 Br - + 6 H3O + → 3 Br 2 + 3 H 2O 

Dieses Brom zerstört den Indikator (Methylrot): 

Br 2 

Bromierte Fragmente 

rot farblos 


Bestimmung von Sb 3+ durch Bromatometrie 

Sb 3+ wird mit KBrO 3 titriert, bis das nach dem Endpunkt 

gebildete Brom den Indikator zerstört: 

• Sb 3+ -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben. 

• Probe mit verd. Salzsäure auf 250 ml verdünnen, gut schütteln. 

(Nach Auffüllung mit Wasser fällt SbOCl aus!) 


abgeben, und auf 100 ml mit verd. HCl auffüllen. 

• 1-2 Tropfen 0,1%-Methylrotlösung zugeben. 

• Die Lösung auf 50 °C erwärmen, und mit KBrO 3-Maßlösung bis zur 

Entfärbung titrieren, unter ständigem umschwenken des 

Erlenmeyerkolbens. 

• Bromatlösung gegen Ende der Titration nur langsam zugeben, und 

kurz vor dem Endpunkt noch 1 Tropfen Indikatorlösung zusetzen. 


Bestimmung von Cl - durch Argentometrie 


Chlorid wird durch Ag + gefällt: 

Ag + + Cl - → 2 AgCl↓ 


Sobald der Endpunkt überschritten ist, bildet Ag + mit Chromat 

einen rotbraunen Niederschlag von Ag 2Cr 2O 4: 

Wichtig! 

2Ag + + CrO 4 2- → Ag2CrO 4↓ 

D.h. eine „Fällungsverfahren“, mit K 2CrO 4 als Indikator 

• In sauren Lösungen entsteht K 2Cr 2O 7 („Chromat-Dichromat Gleichgewicht“) 

• In alkalischen Lösungen bildet sich bräunliches Ag 2O 

D.h. pH-Wert zwischen 6.5 und 7.2 einstellen, mit NaHCO 3 und Essigsäure 


Bestimmung von Cl - durch Argentometrie 

Chlorid wird mit AgNO 3 titriert, bis das nach dem Endpunkt 

überschüssige Ag + mit CrO 4 2- einen rotbraune Niederschlag von 

Ag 2CrO 4 bildet: 

• Cl - -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben. 

• Probe auf 250 ml mit destilliertem Wasser verdünnen, gut schütteln. 


abgeben, und auf 100 ml mit destilliertem Wasser auffüllen. 

• pH-Wert zwischen 6.5 und 7.2 einstellen, mit NaHCO 3 und/oder HAc. 

• 2 ml Indikatorlösung (0,3 mol l -1 K 2CrO 4) zugeben. 

• Die Lösung mit AgNO 3-Maßlösung unter ständigem umschwenken des 

Erlenmeyerkolbens langsam bis zum Umschlag titrieren. 

• Hauptfehler bei dieser „Chloridbestimmung nach Mohr“ ist dass zuviel 

AgNO 3 zugegeben wird, bis die Farbe des Ag 2CrO 4 erkannt wird.

Quantitative Analyse - am Institut für Anorganische Chemie - KIT

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