Quantitative Analyse - am Institut für Anorganische Chemie - KIT
Quantitative Analyse - am Institut für Anorganische Chemie - KIT
Quantitative Analyse - am Institut für Anorganische Chemie - KIT
Erfolgreiche ePaper selbst erstellen
Machen Sie aus Ihren PDF Publikationen ein blätterbares Flipbook mit unserer einzigartigen Google optimierten e-Paper Software.
Anorganisch-Chemisches Praktikum <strong>für</strong> Physiker<br />
und Geoökologen:<br />
<strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Dr. Christopher Anson<br />
INSTITUT FÜR ANORGANISCHE CHEMIE<br />
<strong>KIT</strong> – Universität des Landes Baden-Württemberg und<br />
nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft<br />
Qualitative <strong>Analyse</strong><br />
Was liegt in einer Probe vor? - Qualitative <strong>Analyse</strong><br />
Wie viel eines Stoffs liegt vor? - <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
2 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
www.kit.edu<br />
„Klassische“ Methoden: chemische Umsetzungen, nach denen eine<br />
Massen- und/oder Volumenbestimmungen vorgenommen wird.<br />
Nach diesen Bestimmungen wird die Menge (Masse bzw.<br />
Konzentration) dieses Stoffs berechnet.<br />
Gravimetrie (Gewichtsanalyse)<br />
Elementaranalyse (z.B. CHN Mikroanalyse)<br />
Volumetrie (Titrationen)<br />
Physikalische (meist spektroskopische) Methoden:<br />
Photometrie / Kolorimetrie (Messung der absorbierten Lichts)<br />
Atomabsorptions-/emissionsspektroskopie<br />
Röntgenfluoreszenzanalyse<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Geräte<br />
3 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Geräte<br />
Messpipetten sowie<br />
Messzylinder sind zu<br />
ungenau!<br />
1) Probe im Messkolben<br />
bis zu kurz unter der<br />
Linie verdünnen.<br />
2) Gut schütteln.<br />
3) Kurz warten.<br />
4) Bis zur Linie auffüllen.<br />
5) Nochmal schütteln.<br />
Vollpipetten werden mit einem Péleus-Ball<br />
aufgefüllt sowie entleert:<br />
4 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Oberes Ende der Pipette<br />
in den Ball einstecken.<br />
Ventil A und Ball<br />
drücken:<br />
Luft ausdrücken zum<br />
Ansaugen<br />
Pipetten-Spitze in die<br />
Lösung eintauchen.<br />
Ventil S (Saugen) drücken:<br />
Lösung bis oberhalb der<br />
Linie in Pipette ansaugen.<br />
Spitze aus der Lösung<br />
nehmen.<br />
Ventil E (Entleeren) drücken,<br />
bis der Meniskus genau auf<br />
der Linie ist.<br />
Pipetten-Inhalt abgeben (nochmal<br />
E drücken).<br />
Zur vollständigen Entleerung, die<br />
Pipetten-Spitze an die<br />
Gefäßwandung anstreichen.<br />
Letzte Tropfen nicht aufblasen!<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Die Maßlösung wird von einer<br />
Bürette abgegeben.<br />
Der Volumen wird (i) vor der<br />
Titration und (ii) <strong>am</strong> Endepunkt<br />
abgelesen.<br />
Bei einer Bürette mit Schellbach-<br />
Streifen, erfolgt die Ablesung <strong>am</strong><br />
Berührungs-punkt der beiden Spitzen.<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
5<br />
6<br />
Gravimetrie<br />
Das zu bestimmende Ion X wird von einer Lösung in Form einer<br />
schwerlösliche Verbindung (Fällungsform) abgeschieden.<br />
Diese wird filtriert, gewaschen und getrocknet (evtl. auch geglüht)<br />
in eine gut definierte Wägeform – und gewogen…<br />
m(X) = λ λ · m(Wägeform) (λ = Massenanteil des X in der Wägeform)<br />
z.B. Fe3+ : Fällungsform = Fe(OH) 3·xH2O; Wägeform = Fe2O3 2 · M(Fe) 2 · 55,847 g mol<br />
Umrechnungsfaktor λ = = = 0,6994<br />
-1<br />
M(Fe2O3) 159,692 g mol-1 Die Fällungsform soll (mikro)kristallin statt schleimig oder kolloidal sein.<br />
Die Fällung soll unkompliziert und quantitativ sein, aus homogener Lösung.<br />
Die Wägeform soll stabil, rein und leicht zu trocken sein.<br />
Immer die Vollständigkeit der Fällung prüfen (Niederschlag absetzen lassen<br />
und noch 1 Tropfen des Fällungsreagenz zugeben).<br />
Wägeform bis zur Gewichtskonstanz austrocknen.<br />
Gravimetrie<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Gravimetrische Bestimmung von Ni 2+ als [Ni(Hdmg) 2]<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Dimethylglyoxim als Fällungsreagenz. Der rote schwerlösliche [Ni(Hdmg) 2]<br />
Komplex ist als Ni 2+ -Nachweis schon bekannt!<br />
Die Fällung des roten Niederschlages erfolgt quantitativ bei beliebiger Ni 2+ -<br />
Konzentration aus <strong>am</strong>moniakalischer sowie essigsaurer Lösung:<br />
M(Ni) 58,69 g mol<br />
λ = = = 0,2032<br />
-1<br />
M(C8H14N4NiO4) 288,91 g mol-1 Der niedrige λ-Wert ist günstig, kleinere Menge von Ni 2+ zu bestimmen.<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
7<br />
Gravimetrie<br />
Abgekühlte Glasfiltertiegel wiegen.<br />
Masse von Ni (durch λ) berechnen.<br />
Fertig!<br />
Gravimetrische Bestimmung von Ni 2+ als [Ni(Hdmg) 2]<br />
Glasfiltertiegel etikettieren (N<strong>am</strong>e usw.) und im Ofen bei<br />
120°C austrocknen. Abkühlen lassen und wiegen.<br />
Messkolben mit Probe bis zur Markierung mit Wasser<br />
auffüllen und gut durchmischen.<br />
Mit der Vollpipette 25 oder 50 ml der Lösung<br />
entnehmen, in einen Erlenmeyerkolben geben und mit<br />
Wasser auffüllen.<br />
Ni 2+ mit <strong>am</strong>moniakalischer Na 2(dmg)-Lösung<br />
fällen und [Ni(Hdmg) 2] durch einen<br />
Glasfiltertiegel abfiltrieren.<br />
Im Ofen bei 110-120 °C trocknen:<br />
zunächst 2 h, dann in Intervallen von 45 min<br />
bis zur Gewichtskonstanz trocknen.<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Volumetrische <strong>Analyse</strong> (Titrimetrie)<br />
Bestimmung einer unbekannte Menge eines gelösten Stoffes<br />
8 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Zugabe (aus einer Bürette) einer Reagenzlösung bekannter<br />
Konzentration (Maß- oder Titerlösung) bis zur quantitativen Umsetzung<br />
Endpunkt (Äquivalenzpunkt) oft durch einen Indikator erkennbar<br />
Büretteablesung → gebrauchtes Volumen der Maßlösung<br />
Menge des Reagenz × Stöchiometrie der Reaktionsgleichung → Menge<br />
des Urstoffes<br />
Vorrausetzungen:<br />
Reaktionsablauf mit schneller und quantitativer Umsetzung<br />
Stabile und haltbare Maßlösung<br />
Genaue Erkennbarkeit des Endpunktes der Titration<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Fünf volumetrische <strong>Analyse</strong> (Titrationen):<br />
Säure-Base Titration Neutralisationsverfahren<br />
Calcium Komplexometrische Verfahren<br />
Kupfer (Jodometrie) Redoxverfahren<br />
Antimon (Bromatometrie) Redoxverfahren<br />
Chlorid (Argentometrie) Fällungsverfahren<br />
9 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Aber zuerst Titerherstellung und<br />
Faktorbestimmung der Maßlösungen…<br />
Titerherstellung und Faktorbestimmung (1)<br />
Direkt:<br />
10 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Die richtige Masse der reinen Titersubstanz wird genau<br />
ausgewogen, in einen Messkolben gegeben, gelöst, und die Lösung<br />
(bei 20°C) zur Marke aufgefüllt.<br />
Ampullen, die eine genaue Menge der Titersubstanz enthalten, sind<br />
käuflich. Einfach die Ampulle öffnen, deren Inhalt direkt in den<br />
Messkolben spülen, und die Lösung (bei 20°C) zur Marke auffü llen.<br />
Indirekt:<br />
Die entsprechende Masse der Titersubstanz wird ungefähr<br />
ausgewogen, in einen Messkolben gegeben, gelöst, und die Lösung<br />
zur Marke aufgefüllt.<br />
Die genaue Konzentration wird durch Titration gegen einer „Urtiter“-<br />
Substanz (d.h. unbegrenzt haltbar, nicht hygroskopisch, reagiert<br />
nicht mit CO 2 oder O 2) festgestellt.<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Titerherstellung und Faktorbestimmung (2)<br />
Vorbereitung der Maßlösungen durch die Assistenten:<br />
Der Inhalt jeder Ampulle wird bis 2 Liter (bei 20°C) verdünnt →<br />
[NaOH] = [Na 2H 2(edta)] = [Na 2S 2O 3] = [AgNO 3] = 0.05 mol l -1<br />
[KBrO 3] = 0.00833 mol l -1<br />
KBrO 3-Maßlösung soll mit verd. HCl verdünnt werden!<br />
NaOH-Maßlösung immer gut verschlossen halten (wegen CO 2)!<br />
AgNO 3-Maßlösung vor Licht schützen (Alu-Folie)!<br />
Mehrere Messkolben jeder Maßlösung werden hergestellt.<br />
Studenten müssen immer die richtige Maßlösung (siehe Aushang) zur<br />
<strong>Analyse</strong> nehmen, und z.B. „NaOH Lösung 2“ im Protokoll eintragen.<br />
Diese Maßlösung-Konzentrationen sind „nominal“ - vor Gebrauch soll<br />
man die genaue Werte bestimmen…<br />
11 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Titerherstellung und Faktorbestimmung (3)<br />
12 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Die Maßlösung wird gegen einer genau bekannte Menge der<br />
Probesubstanz titriert:<br />
• HCl: 140mg; Ca 2+ : 160 mg; Cu 2+ : 250 mg; Sb 3+ : 240 mg; Cl - : 140 mg<br />
• Diese wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben.<br />
• Probesubstanz bis auf 250 ml verdünnen (Sb 3+ mit HCl!), gut schütteln.<br />
• 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen Erlenmeyerkolben<br />
abgeben, und auf ca. 100 ml verdünnen.<br />
• Mit Maßlösung titrieren (ca. 8 ml).<br />
Bürette-Ablesung ± 0,01 ml.<br />
Hier „1,40 ml“ (nicht „1,4 ml“ oder „1,400 ml“)<br />
Tropfen-Größe ≈ 0,02-0,04 ml<br />
Titration mehrmal (bis 9 × !) wiederholen → Durchschnittswert<br />
Genaue Konzentration berechnen<br />
[Titer] ist<br />
[Titer] soll<br />
→ Titerfaktor f n = ———— z.B. f n = 1,0374<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
13<br />
14<br />
Säure-Base-Titrationen (Neutralisation)<br />
D. h. eine starke Säure und eine starke Base reagieren (fast) quantitativ<br />
zus<strong>am</strong>men (Neutralisation):<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
2 H2O H3O + + OH- KW K W = [H 3O + ] [OH - ] = 10 -14 mol/l, pK W = -log 10(K W) = 14<br />
NaOH (aq) + HCl (aq) → H 2O + Na + + Cl -<br />
z. B.: Titration von 100 ml 0,01 mol/l HCl (enthält 0,001 mol H 3O + ) mit 1 mol/l NaOH<br />
Bis zum Äquivalenzpunkt gilt: pH = -log 10[restliche HCl]<br />
Beim Äquivalenzpunkt gilt: [H 3O + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l pH = 7<br />
Nach dem Äquivalenzpunkt gilt: [OH - ] = {(mol zugegebene OH - ) - 0,001 mol}/vol<br />
pOH = -log 10[OH - ], pH = 14 - pOH<br />
(Veränderungen des Ausgangsvolumens dürfen vernachlässigt werden...)<br />
Säure-Base-Titrationen (Neutralisation)<br />
Vol 1 M NaOH pH<br />
(ml)<br />
0,000 2,00<br />
0,100 2,05<br />
0,200 2,10<br />
0,300 2,15<br />
0,400 2,22<br />
0,500 2,30<br />
0,600 2,40<br />
0,700 2,52<br />
0,800 2,70<br />
0,900 3,00<br />
0,950 3,30<br />
0,990 4,00<br />
0,999 5,00<br />
1,000 7,00<br />
1,001 9,00<br />
1,010 10,00<br />
1,100 11,00<br />
1,300 11,48<br />
1,500 11,70<br />
1,800 11,90<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
pH<br />
14<br />
12<br />
10<br />
8<br />
6<br />
4<br />
2<br />
0<br />
0,0 0,5 1,0 1,5 2,0<br />
Vol 1 M NaOH (ml)<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Eine typische Neutralisationskurve.<br />
In der Nähe des Äquivalenzpunktes ändert<br />
sich der pH-Wert sprunghaft!<br />
2,000 12,00 Äquivalenzpunkt = Neutralpunkt: pH = 7<br />
Dieser Äquivalenzpunkt wird mit einem<br />
Indikator sichtbar gemacht.<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Säure-Base-Titrationen: Indikatoren<br />
15 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
16<br />
Indikatoren sind schwache Säure, bei denen<br />
(HInd) und (Ind) - unterschiedliche Farben haben:<br />
z.B. Methylorange Phenolphthalein<br />
N +<br />
H3C CH3 N<br />
N<br />
SO 3 -<br />
H<br />
H3C<br />
+ H 2O H 3O + +<br />
pK S = 3,7<br />
N<br />
N<br />
CH 3<br />
N<br />
SO 3 -<br />
[H<br />
KS(HInd) = ———————<br />
3O + ] [(Ind) - ]<br />
[HInd]<br />
HO<br />
O<br />
O<br />
OH<br />
+ H 2O H 3O + +<br />
pK S = 9,3<br />
pH = 3,1 pH = 4,4 pH = 8,0 pH = 9,8<br />
[(Ind) - ]<br />
pH = pKS(HInd) + log10 ———<br />
[HInd]<br />
[(Ind)<br />
Das Auge kann nur solche Mischfarben wahrnehmen, wenn 0,1 < ——— < 10<br />
d.h. pH ≈ pKS(HInd) ± 1 - Umschlagbereich des Indikators.<br />
- ]<br />
[HInd]<br />
Säure-Base-Titrationen: Indikatoren<br />
O<br />
O<br />
O -<br />
OH<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Am besten soll der pH-Wert beim Äquivalenzpunkt gleich wie der<br />
Umschlagpunkt des Indikators (= pK S(HInd)) sein.<br />
In der Praxis reicht es wenn der Äquivalenzpunkt im<br />
Umschlagbereich liegt.<br />
Ausnahme: Phenolphthalein wird oft <strong>für</strong> {starke Säure / starke<br />
Base} Titrationen ausgewählt, da die ersten violetten Spuren von<br />
(Ind) - bei pH = 8 nicht von der farblosen HInd verdeckt werden.<br />
14<br />
pH<br />
12<br />
10<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
8<br />
6<br />
4<br />
2<br />
0<br />
0,0 0,5 1,0 1,5 2,0<br />
Vol 1 M NaOH (ml)<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
17<br />
18<br />
Säure-Base-Titrationen: Durchführung<br />
CO 2 reagiert mit OH - -Ionen: CO 2 + OH - → HCO 3 -<br />
Wasser muss CO 2-frei sein – d.h. frisch ausgekocht!<br />
NaOH-Maßlösung immer gut verschlossen halten!<br />
1) HCl-Probe im Messkolben auf 250 ml mit destilliertem Wasser<br />
verdünnen. Gut schütteln!<br />
2) 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen<br />
Erlenmeyerkolben abgeben, und auf ca. 100 ml mit dest. Wasser<br />
verdünnen. 2-3 Tropfen Phenolphthalein-Lösung zugeben.<br />
3) Mit NaOH-Maßlösung titrieren (unter ständigem umschwenken<br />
des Kolbens) bis die erste Rosafärbung des Indikators 1 Min.<br />
lang bestehen bleibt.<br />
Ein weißes Blatt Papier unter dem Kolben hilft!<br />
mol (HCl) = mol (NaOH) = vol(Maßlsg.) · [NaOH] Maßlsg<br />
g (HCl) = mol (HCl) · M(HCl) = mol (HCl) · 36,461 g mol -1<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Titration: Schwache Säure mit Starker Base<br />
z. B.: Titration von 100 ml 0,1 mol/l Essigsäure<br />
(HAc, pK S = 4,75) mit 10 mol/l NaOH:<br />
Nach dem Äquivalenzpunkt:<br />
pH = 14 - log 10[OH - ]}<br />
Äquivalenzpunkt (NaAc liegt vor):<br />
pH = 14 - ½ {pK B(Ac - ) - log 10[Ac - ]}<br />
= 8,88<br />
Pufferplateau:<br />
[(Ac)<br />
pH = pKS(HAc) + ———<br />
- ]<br />
[HAc]<br />
Pufferpunkt ([HAc] = [Ac - ]:<br />
pH = pK S(HAc) = 4,75<br />
Anfang: pH = ½(pK S - log 10[HAc])<br />
= 2,87<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
pH<br />
14<br />
12<br />
10<br />
8<br />
6<br />
4<br />
2<br />
0<br />
Vol 10 M NaOH (ml)<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
0,0 0,5 1,0 1,5 2,0<br />
Äquivalenzpunkt (pH = 8,88) ≠ Neutralpunkt.<br />
Solche Titrationen werden oft durch Potentiometrie gemessen<br />
→ [HA] sowie pK S(HA)<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
19<br />
Potentiometrie: Glaselektrode<br />
Ein Glasrohr, an dem eine dünne kugelförmige Glasmembran<br />
angeschmolzen ist. Gefüllt mit einer Chlorid-Lösung (bei pH = 7<br />
gepuffert), in die eine Ag/AgCl-Elektrode eintaucht.<br />
Bezugselektrode ist eine konventionelle Ag/AgCl-Elektrode.<br />
An den Grenzflächen zwischen Lösungen<br />
und Membran bilden sich Potenziale aus<br />
(abhängig von [H 3O + ]).<br />
Nur das Potenzial zwischen Membran und<br />
Probelösung ist variabel.<br />
Das Ges<strong>am</strong>tpotenzial ändert sich um 59 mV<br />
pro pH-Einheit.<br />
Kann mit Pufferlösungen<br />
geeicht werden → direkte<br />
Ermittlung des pH-Werts<br />
der Probelösung:<br />
„Einstab-pH-Meter“<br />
Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Bestimmung von Ca 2+ durch Komplexometrie<br />
Ca 2+ bildet mit dem blauen Dianion der<br />
Calconcarbonsäure einen roten Komplex:<br />
20 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Ca 2+ + (CC) 2- Ca(CC)<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Aber das Dinatriumsalz der Ethylenedi<strong>am</strong>intetraessigsäure (Na 2H 2edta,<br />
„Titriplex III“) bildet mit Ca 2+ ein viel stabileren farblosen Chelatkomplex:<br />
+ Ca 2+ + 4H 2O → + 2H 3O +<br />
D.h. Bestimmung von Ca 2+ durch Titration mit Na 2H 2edta, mit<br />
„Calconcarbonsäureverreibung“ (H 2CC + NaCl 1:100) als Indikator:<br />
Ca(CC) + (H 2edta) 2- + 4H 2O → [Ca(edta)(OH 2) 2] 2- + (CC) 2- + 2H 3O +<br />
Umschlag: Rot nach blau<br />
H 2CC:<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Bestimmung von Ca 2+ durch Komplexometrie<br />
Die Maßlösung wird gegen einer genau bekannte Menge der<br />
Probesubstanz titriert:<br />
• Kolben usw. ohne Kalkspüren!<br />
• Ca 2+ -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben.<br />
• Probe mit destilliertem Wasser auf 250 ml verdünnen, gut schütteln.<br />
• 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen Erlenmeyerkolben<br />
abgeben, und auf ca. 100 ml mit destilliertem Wasser verdünnen.<br />
• pH-Wert bis 11-12 mit NaOH-Lösung justieren.<br />
• Eine Spatelspitze Calconcarbonsäureverreibung zugeben.<br />
• Mit Na 2H 2edta-Maßlösung nach reinblau titrieren.<br />
Nicht vergessen – Titriplex-hältige Lösungen<br />
im „Titriplex-Kanister“ entsorgen!<br />
21 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Bestimmung von Cu 2+ durch Iodometrie<br />
22 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Cu 2+ wird durch Iodid reduziert:<br />
2 Cu 2+ + 4 I - → 2 CuI↓ + I 2<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Anschließend wird das gebildete Iod mit Thiosulfat titriert:<br />
Indikator: lösliche Stärke.<br />
3 I 2 + 6 S 2O 3 2- → 6 I - + 3 S4O 6 2-<br />
D.h. „indirekte“ Titration des Kupfers<br />
Löslicher Bestandteil der Stärke ist Amylose<br />
(Glukosemoleküle durch α-glycosidischer-1,4-<br />
Bindungen in helixartige Ketten aufgebaut).<br />
Im inneren Hohlraum dieser Helix wird Iod in Form<br />
von Polyiodid-Anionen (I (2n+1) - z.B. I3 - , I5 - … I15 - )<br />
eingelagert.<br />
Diese „Einschlussverbindung“ hat eine intensive<br />
tiefblaue Farbe.<br />
HOCH 2<br />
O<br />
OH<br />
O<br />
OH<br />
O<br />
HOCH 2<br />
OH<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
O<br />
OH<br />
O
Bestimmung von Cu 2+ durch Iodometrie<br />
Nach Zugabe eine Überschuss von KI wird das gebildete Iod mit<br />
der Na 2S 2O 3-Maßlösung titriert:<br />
• Cu 2+ -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben.<br />
• Probe mit destilliertem Wasser auf 250 ml verdünnen, gut schütteln.<br />
• 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen Erlenmeyerkolben<br />
abgeben. 2 g KI und 30 ml verd. H 2SO 4 zugeben, und auf 100 ml mit<br />
destilliertem Wasser auffüllen.<br />
• Lösung mit Uhrglas zudecken und 15 Minuten stehen lassen.<br />
• Indikator-Lösung vorbereiten: 5 Spatelspitzen Stärke in einem halben<br />
Reagenzglas Wasser kochen.<br />
• Mit Na 2S 2O 3-Maßlösung titrieren, zuerst ohne Indikator, bis die braune<br />
Iodfarbe nur noch schwach zu erkennen ist.<br />
• Dann einige Tropfen Stärkeindikator zugeben, und die blaue Lösung<br />
titrieren bis zum scharf erfolgenden Umschlag.<br />
23 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Bestimmung von Sb 3+ durch Bromatometrie<br />
24 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Sb 3+ wird durch Bromat oxidiert, unter Bildung von Bromid:<br />
BrO 3 - + 3 Sb 3+ + 6 H3O + → Br - + 3 Sb 5+ + 9 H 2O<br />
Nach dem Endpunkt (kein Sb 3+ mehr) reagieren BrO 3 - und Br -<br />
zus<strong>am</strong>men zu Br 2:<br />
BrO 3 - + 5 Br - + 6 H3O + → 3 Br 2 + 3 H 2O<br />
Dieses Brom zerstört den Indikator (Methylrot):<br />
Br 2<br />
Bromierte Fragmente<br />
rot farblos<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Bestimmung von Sb 3+ durch Bromatometrie<br />
Sb 3+ wird mit KBrO 3 titriert, bis das nach dem Endpunkt<br />
gebildete Brom den Indikator zerstört:<br />
• Sb 3+ -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben.<br />
• Probe mit verd. Salzsäure auf 250 ml verdünnen, gut schütteln.<br />
(Nach Auffüllung mit Wasser fällt SbOCl aus!)<br />
• 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen Erlenmeyerkolben<br />
abgeben, und auf 100 ml mit verd. HCl auffüllen.<br />
• 1-2 Tropfen 0,1%-Methylrotlösung zugeben.<br />
• Die Lösung auf 50 °C erwärmen, und mit KBrO 3-Maßlösung bis zur<br />
Entfärbung titrieren, unter ständigem umschwenken des<br />
Erlenmeyerkolbens.<br />
• Bromatlösung gegen Ende der Titration nur langs<strong>am</strong> zugeben, und<br />
kurz vor dem Endpunkt noch 1 Tropfen Indikatorlösung zusetzen.<br />
25 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Bestimmung von Cl - durch Argentometrie<br />
26 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
Chlorid wird durch Ag + gefällt:<br />
Ag + + Cl - → 2 AgCl↓<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Sobald der Endpunkt überschritten ist, bildet Ag + mit Chromat<br />
einen rotbraunen Niederschlag von Ag 2Cr 2O 4:<br />
Wichtig!<br />
2Ag + + CrO 4 2- → Ag2CrO 4↓<br />
D.h. eine „Fällungsverfahren“, mit K 2CrO 4 als Indikator<br />
• In sauren Lösungen entsteht K 2Cr 2O 7 („Chromat-Dichromat Gleichgewicht“)<br />
• In alkalischen Lösungen bildet sich bräunliches Ag 2O<br />
D.h. pH-Wert zwischen 6.5 und 7.2 einstellen, mit NaHCO 3 und Essigsäure<br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>
Bestimmung von Cl - durch Argentometrie<br />
Chlorid wird mit AgNO 3 titriert, bis das nach dem Endpunkt<br />
überschüssige Ag + mit CrO 4 2- einen rotbraune Niederschlag von<br />
Ag 2CrO 4 bildet:<br />
• Cl - -Probe wird in einem 250 ml Messkolben ausgegeben.<br />
• Probe auf 250 ml mit destilliertem Wasser verdünnen, gut schütteln.<br />
• 25 ml Probelösung mit einer Vollpipette in einen Erlenmeyerkolben<br />
abgeben, und auf 100 ml mit destilliertem Wasser auffüllen.<br />
• pH-Wert zwischen 6.5 und 7.2 einstellen, mit NaHCO 3 und/oder HAc.<br />
• 2 ml Indikatorlösung (0,3 mol l -1 K 2CrO 4) zugeben.<br />
• Die Lösung mit AgNO 3-Maßlösung unter ständigem umschwenken des<br />
Erlenmeyerkolbens langs<strong>am</strong> bis zum Umschlag titrieren.<br />
• Hauptfehler bei dieser „Chloridbestimmung nach Mohr“ ist dass zuviel<br />
AgNO 3 zugegeben wird, bis die Farbe des Ag 2CrO 4 erkannt wird.<br />
27 Dr. Christopher Anson: <strong>Quantitative</strong> <strong>Analyse</strong><br />
<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Anorganische</strong> <strong>Chemie</strong>