Praktikumsskript Chemie wässriger Lösungen - Universität ...
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PRAKTIKUM<br />
<strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong><br />
Analytischer Teil<br />
für Studierende der <strong>Chemie</strong> im 2. Semester<br />
Institut für Analytische <strong>Chemie</strong>, Chemo- und Biosensorik<br />
der <strong>Universität</strong> Regensburg<br />
Als Manuskript zuerst veröffentlicht 2004 von Dr. Klaus-Peter Rueß,<br />
geänderter Nachdruck 2012<br />
(Alle Nachdruckrechte vorbehalten)
Das Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, Analytischer Teil für Studierende der <strong>Chemie</strong> (Bc) wird<br />
in den Praktikums-Räumen CH12.0.21 und CH12.0.08 des Instituts für Analytische <strong>Chemie</strong>,<br />
Chemo- und Biosensorik der <strong>Universität</strong> Regensburg durchgeführt.<br />
Leitung des Praktikums:<br />
Prof. Dr. Frank-Michael Matysik Raum Nr. : 12.1.84<br />
Sekretariat: Frau Guber Raum Nr. : 12.1.85<br />
Tel. 0941-943-4547 Fax 0941-943-4491<br />
Organisatorische Abwicklung und Praktikumsleitung vor Ort:<br />
Dr. Thomas Hirsch Raum Nr. : 13.4.12 Tel. 0941-943-5712<br />
E-mail: thomas.hirsch@chemie.ur.de<br />
Technische Hilfe bei der Vorbereitung und Durchführung des Praktikums:<br />
Joachim Rewitzer Raum Nr. 12.0.08 Tel. 0941-943-4070<br />
Diese Personen sind während der Praktikumszeiten jederzeit ansprechbar.<br />
Sie sind für die Studierenden zusätzlich zu den jeweiligen Gruppenassistenten bei allen<br />
vorhandenen oder auftauchenden Problemen technischer oder auch nicht-technischer Art die<br />
ersten Ansprechpartner.<br />
Sie stehen auch vor Beginn und nach Ende des Praktikums für Anfragen im begrenzten Ausmaß<br />
zur Verfügung.<br />
Man sollte nicht zögern, bei Problemen dieses Angebot rechtzeitig wahrzunehmen.
Inhaltsverzeichnis<br />
1. Titrimetrische Bestimmungen ........................................................................... 1<br />
2. Iodometrische Bestimmung des Sauerstoff-Gehaltes in Wasser<br />
(Winkler-Titration) ............................................................................................ 4<br />
3. Sulfatbestimmung durch konduktometrische Fällungstitration ....................... 11<br />
4. Photometrische Bestimmung des Eisen-Gehaltes in Tabletten ........................ 13<br />
5. Fluorimetrische Chinin-Bestimmung in Getränken .......................................... 20<br />
6. Bestimmung des Nitrat-Gehaltes in Gemüse durch Photometrie .................... 26
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil - Titrimetrische Bestimmungen 1<br />
1. Titrimetrische Bestimmungen<br />
Vorbereitung<br />
Im Versuch Acidimetrie sollen Titrationen mit Hilfe einer pH-Elektrode verfolgt werden und die pH-Werte als<br />
Funktion des zugegebenen Volumens an Titrator in Diagramme eingezeichnet werden. Die so erhaltenen<br />
Titrationenskurven sind vollständig zu beschreiben und zu diskutieren. Es werden sowohl ein-protonige<br />
Säure-Base-Systeme sowie mehr-protonige Säure-Base-Systeme titriert.<br />
Die einzelnen Abschnitte der Titrationskurve eines mehr-protonigen Säure-Base-Systems sind nur dann der<br />
Titrationskurve eines ein-protonigen Säure-Base-Systems ähnlich und lassen sich nur dann mit vereinfachten<br />
Beziehungen interpretieren, wenn<br />
• die pK a -Werte der Dissoziationsstufen um mindestens drei Einheiten auseinander liegen;<br />
• die pK a -Werte nicht zu niedrig (z.B. H 2 SO 4 ) oder zu hoch (z.B. K 2 HPO 4 ) liegen;<br />
• die Komponenten nicht in hoher Verdünnung vorliegen.<br />
Nur wenn diese Voraussetzungen erfüllt sind (das ist nur selten der Fall), sind die pH-Sprungbereiche für die<br />
einzelnen Dissoziationsstufen so gut ausgeprägt, dass die zugehörigen Äquivalenzpunkte graphisch ermittelt<br />
werden können. Wenn die pH-Sprungbereiche nicht deutlich ausgeprägt sind, kann man mathematische<br />
Verfahren zu Hilfe nehmen, um die Äquivalenzpunkte zu ermitteln.<br />
In Frage kommt z.B. die Bildung der 1. Ableitung der Titrationskurve. Äquivalenzpunkte sind Wendepunkte,<br />
an denen die Steigung der Titrationskurve von positiv auf negativ wechselt. Demnach sollte die Kurve der 1.<br />
Ableitung an diesen Punkten ein mehr oder weniger gut ausgeprägtes Maximum zeigen, bzw. die inverse<br />
Kurve der 1. Ableitung ein Minimum. Für eine berechnete Titrationskurve kann die 1. Ableitung einfach<br />
durch Bildung der Differenzen-Quotienten aus den vorgegebenen pH -Werten und den berechneten<br />
Titratorvolumina gebildet und graphisch dargestellt werden. Das gelingt besonders gut, wenn die<br />
vorgegebenen pH-Werte recht nahe beieinander liegen (pH-Abstand 0,05). Bei experimentell erhaltenen<br />
Titrationskurven liegen die gemessenen pH-Werte meist zu weit auseinander; dann sind die so erhaltenen<br />
Kurven der 1. Ableitung kaum brauchbar!<br />
Keines der wichtigen 3-protonigen Säure-Base-Systeme und auch die meisten 2-protonigen Systeme können<br />
die anfänglich genannten Bedingungen hinsichtlich der Größe und der Abstände der pK a -Werte der<br />
einzelnen Dissoziationsstufen gleichzeitig ideal erfüllen. Jede Titrationskurve eines Puffer-Systems, zeigt<br />
einen typischen Anfangs-pH-Wert und einen typischen Verlauf. Dieser Versuch soll dazu dienen, Sie mit dem<br />
Aussehen und der Interpretation der Titrationskurven solcher Säure-Base-Systeme vertraut zu machen.<br />
Für die experimentelle Aufnahme der Titrationskurve eines Säure-Base-Systems müssen die pH -Werte bei<br />
der schrittweisen Titration schnell, exakt und reproduzierbar zu messen sein.<br />
Der pH -Wert ist wegen seiner Definition über die Protonen-Aktivität eine komplexe Größe, denn diese<br />
Aktivität ist von Temperatur und Ionenstärke der Lösung abhängig.<br />
+<br />
+<br />
p H = −loga(H<br />
) a ( H ) = f ( T,<br />
I)<br />
I<br />
,5 ⋅ ∑c ⋅ i z<br />
= 2<br />
0 i<br />
Streng genommen sind auch die Säurekonstanten über das Massenwirkungsgesetz und die Aktivitäten der<br />
beteiligten Spezies definiert. Die Säurekonstanten sind damit eigentlich gar keine Konstanten, sondern
2 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil - Titrimetrische Bestimmungen<br />
genau wie der pH -Wert auf eine komplizierte Weise von Temperatur und Ionenstärke der Lösung abhängig.<br />
Die Ionenstärke ist ihrerseits von den Gleichgewichts-Konzentrationen der Spezies abhängig. Sie kann bei<br />
hohen Konzentrationen und besonders bei mehrfach geladenen Spezies (Phosphat, Citrat) so groß werden<br />
(vgl. obige Formel), dass man ihren Einfluss dann auf keinen Fall außer Acht lassen darf.<br />
Um den Schwierigkeiten mit den Säurekonstanten ohne großen Aufwand zu entkommen hat man zwei<br />
Möglichkeiten: Man beschränkt sich auf so niedrige Konzentrationen, dass die Abhängigkeit der<br />
Säurekonstanten von der Ionenstärke und damit von den Konzentrationen der Spezies praktisch nicht ins<br />
Gewicht fällt. Dann können für die Säurekonstanten tabellierte Werte aus Büchern genommen werden. Man<br />
kann annehmen, dass diese Bedingungen hier im Versuch bei den vorgegebenen Proben eingehalten<br />
werden. Oder, man verwendet Säurekonstanten, die vorher unter definierten experimentellen Bedingungen<br />
ermittelt werden, die den Versuchsbedingungen möglichst ähnlich sind. Solche Säurekonstanten nennt man<br />
"konditionelle" Säurekonstanten.<br />
1.1 Titration von Säure-Base-Systemen<br />
Vorgehensweise<br />
Der Verlauf der Titrationskurve soll für alle Proben vollständig aufgezeichnet werden. Alle Kurven sind per<br />
Hand oder mit Hilfe der zur Verfügung stehenden Computer zu zeichnen und anschließend vollständig zu<br />
interpretieren. Die Erstellung und Diskussion der Kurven ist Bestandteil des Testats, d.h. die Auswertung<br />
erfolgt während des Praktikumstages. Es ist ausdrücklich erwünscht, zur Auswertung die Hilfe der<br />
Assistenten hinzuzuziehen.<br />
Die Titratorlösung NaOH (c = 0,1 mol·L -1 ) wird durch vom Assistenten bestimmten Studenten immer für alle<br />
Praktikumsteilnehmer des Nachmittags in einem 5 L Messkolben aus einer 0,5 M NaOH-Lösung hergestellt.<br />
Zu Beginn des Versuchs macht man sich nach Anweisung durch den Assistenten mit dem Aufbau, der<br />
Kalibrierung und der Pflege der Elektroden des pH-Meters vertraut.<br />
Von allen zu titrierenden Proben können zweimal 20 mL (Vollpipette) eingesetzt werden. Die Titration<br />
erfolgt ohne Verdünnung in einem 50 mL-Becherglas. Eine Verdünnung würde zwar die Lage des<br />
Äquivalenzpunktes nicht beeinflussen, aber den Verlauf der Titrationskurve besonders am Beginn und am<br />
Ende verändern.<br />
Von jeder Probe führt man als erstes eine sogenannte Übersichtstitration durch. Die Übersichtstitration dient<br />
zur ungefähren Ermittlung der Lage der pH-Sprung- und der Pufferbereiche. Bei diesen Titrationen kann<br />
man mit 1 mL-Volumenschritten arbeiten. Die Werte trägt man von Hand in ein Diagramm ein.<br />
Anschließend erfolgt die „genaue“ Titration. Wieder verwendet man 20 mL in einem 50 mL Becherglas. In<br />
Bereichen geringer Änderung des pH-Wertes kann mit 1 mL-Volumenschritten titriert werden, bei starker<br />
Veränderung des pH-Wertes ist das Zugabevolumen auf ca. 0,5 mL zu verringern. Es gibt auch<br />
Pufferbereiche, in denen die Änderungen des pH -Wertes so groß sind, dass die Volumenschritte kleiner sein<br />
sollten. Hat man in der Übersichtstitration bemerkt, dass es nach der ersten Titratorzugabe bereits am<br />
Anfang der Titration zu einer deutlichen Änderung des pH-Wertes kommt, darf man jetzt auf keinen Fall<br />
gleich mit großen Volumenzugaben beginnen! Wenn ein gut ausgeprägter pH-Sprungbereich vorliegt, sollte<br />
die Schrittgröße rechtzeitig (d.h. 1 mL vor und nach dem Äquivalenzpunkt) auf ca. 0,5 mL reduziert werden.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil - Titrimetrische Bestimmungen 3<br />
Ist der pH-Sprungbereich dagegen schlecht ausgeprägt, braucht die Schrittgröße nicht so drastisch auf ca.<br />
0,5 mL reduziert werden.<br />
Als erste Probe ist von jedem Studenten Salzsäure zu titrieren. Dies dient zur Kontrolle der Geräte und der<br />
Titratorlösung, zur Einübung von Messung und Auswertung und zur Überprüfung der Säurekonstanten der<br />
beteiligten Säuren.<br />
Weitere Proben befinden sich in bereits aufgefüllten nummerierten 50 mL-Messkolben. Das<br />
Entnahmevolumen für eine Titration beträgt 20 mL (Vollpipette). Jeder Student titriert drei vom Assistenten<br />
zugewiesene Proben. Eine Liste der möglichen Säuren hängt im Praktikumslabor aus.<br />
1.2 Titrimetrische Molmassenbestimmung organischer Säuren<br />
Vorgehensweise<br />
Jeder Student erhält vom Assistenten eine Probe einer unbekannten Reinsubstanz. Von dieser Probe ist die<br />
gelöste Menge auf dem Kolben angegeben. Füllen sie diesen 100 mL Messkolben bis zur Eichmarke auf.<br />
Als erstes führt man wieder eine Übersichtstitration durch, um festzustellen, ob ein oder zwei<br />
Äquivalenzpunkte erkennbar sind und fällt danach die Entscheidung, welcher Äquivalenzpunkt am besten<br />
ausgewertet werden kann. Zur Übersichtstitration pipettiert man 20 mL Probe in ein 50 mL Becherglas und<br />
titriert mit NaOH der Konzentration 0,04 mol·L -1 . Diese Titratorlösung stellt jede Spange (maximal vier<br />
Studenten) aus der 0,1 M NaOH-Lösung her. Durch wiederholte genaue Titration ermittelt man den<br />
mittleren Verbrauch und bestimmt durch einfache stöchiometrische Berechnung die molare Masse der<br />
unbekannten Substanz. An Hand einer ausliegenden Tabelle kann dann die Substanz identifiziert werden.<br />
Weicht das Ergebnis der Molmassenbestimmung zu weit vom tatsächlichen Wert ab, so liegt es im Ermessen<br />
des Assistenten, ob dieser Versuchsteil infolge unsauberen Arbeitens mit einer neuen Probe zu wiederholen<br />
ist.
4 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration<br />
2. Iodometrische Bestimmung des Sauerstoff-Gehaltes in<br />
Wasser (Winkler-Titration)<br />
Vorbereitung<br />
Sauerstoff in Gewässern und im Trinkwasser<br />
Für aerobe Bakterien, die in Gewässern oder in Abwasser vorkommen und "Schmutzstoffe" abbauen<br />
können, ist elementarer Sauerstoff als Elektronenakzeptor lebensnotwendig. Der Sauerstoff kann auf zwei<br />
Wegen in das Wasser gelangen:<br />
• Austausch mit der Atmosphäre und anschließender Transport in tiefere Wasserschichten durch<br />
Diffusion und Konvektion;<br />
• Photosynthetische Produktion der Pflanzen und Algen unter Lichteinwirkung. Die Produktion kann<br />
so stark sein, dass örtlich sogar Sauerstoff-Übersättigung auftritt.<br />
In stehenden Gewässern nimmt der Sauerstoffgehalt üblicherweise mit zunehmender Distanz zur<br />
Gewässeroberfläche ab. Es kann dazu kommen, dass im Bodenwasser nur ganz wenig oder gar kein<br />
Sauerstoff enthalten ist. Das oberflächennahe Wasser sollte jedoch einen Mindestgehalt an Sauerstoff von<br />
ca. 5 mg·L -1 haben. Meist findet man dort Werte zwischen 8 und 9 mg·L -1 . Diese Werte entsprechen bereits<br />
der Sättigungskonzentration von Sauerstoff in Wasser (θ = 20 °C).<br />
Der Sauerstoffgehalt des oberflächennahen Wassers kann stark schwanken, denn der Gehalt ist von der<br />
Temperatur und auch von der Lichteinstrahlung abhängig. Diese Einflüsse sorgen für einen Jahreszyklus<br />
(Einfluss der Temperatur), der zusätzlich von einem Tag-Nacht-Zyklus (Lichteinfluss) überlagert ist. Richtig<br />
beurteilen kann man den Sauerstoffgehalt eines Gewässers also erst, wenn man diese Zyklen und die<br />
Tiefenverteilung kennt. Eine einmal gezogene Probe kann einen bloßen Zufallswert ergeben.<br />
In gesunden Fließgewässern liegt der Sauerstoffgehalt höher als in stehenden Gewässern. Er ist auch nicht<br />
so stark von Zyklen abhängig, sondern eher von der Fließgeschwindigkeit des Wassers und der<br />
Durchwirbelung. Man kann Sauerstoffgehalte zwischen 8 und 14 mg·L -1 finden, was bereits über der<br />
Sättigungskonzentration (θ = 18 °C) liegt.<br />
Prozesse, die Sauerstoff verbrauchen, sind in der Reihenfolge ihrer Bedeutung:<br />
• der bakterielle Abbau organischer und anorganischer Verbindungen. Er wird in der Gewässerchemie<br />
als sog. "biologischer Sauerstoffbedarf" (BSB-Wert) gemessen;<br />
• die Atmung von Fischen und anderen Lebewesen;<br />
• die direkte, nicht-bakterielle Oxidation von organischen und anorganischen Substanzen. Sie wird in<br />
der Gewässerchemie dadurch imitiert und gemessen, dass an Stelle von Sauerstoff andere starke<br />
Oxidationsmittel (Kaliumpermanganat und -dichromat) verwendet werden: "Permanganatindex"<br />
und "chemischer Sauerstoffbedarf" (CSB-Wert).<br />
Grundwasser ist arm an Sauerstoff; Trinkwasser sollte mindestens 4 – 5 mg·L -1 O 2 enthalten. Dieser<br />
Sauerstoff soll in den metallischen Trinkwasserleitungen für die Ausbildung einer Oxidschutzschicht sorgen<br />
und die Leitungen vor Korrosion schützen.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration 5<br />
Die <strong>Chemie</strong> der iodometrischen O 2 -Bestimmung (Winkler-Titration)<br />
Formulieren bzw. vervollständigen Sie alle Reaktionsgleichungen und stöchiometrischen Gleichungen, die<br />
im nächsten Abschnitt erwähnt werden, bei der Dokumentation des Versuchs in Ihrem Laborjournal.<br />
Die Iodometrie ist eine titrimetrische Methode zur quantitativen Bestimmung von<br />
• Reduktionsmitteln, die mit elementarem Iod schnell und quantitativ oxidiert werden können. Um<br />
sicher zu stellen, dass die Reaktion vollständig verläuft, können die Reaktionsbedingungen sehr<br />
variabel gestaltet werden (z.B. Verwendung von Iod im Überschuss und Rücktitration mit Thiosulfat,<br />
Abfangen der entstehenden Protonen). Auf diese Weise können viele wichtige Analytmoleküle mit<br />
reduktiven Eigenschaften (z.B. SO 2 , Sulfit und Arsenit, Schwefelwasserstoff, organische<br />
Mercaptoverbindungen, Ascorbinsäure u.a.) bestimmt werden.<br />
• Oxidationsmitteln, die zugefügtes Iodid schnell und quantitativ zu einer äquivalenten Stoffmenge<br />
Iod oxidieren können. Das gebildete Iod wird anschließend mit Thiosulfat titriert. Auf diese Weise<br />
können viele wichtige Analytmoleküle mit starken oxidativen Eigenschaften (z.B. Hypochlorite,<br />
H 2 O 2 , Ozon, Nitrit, Periodat, u.a.) bestimmt werden.<br />
Der wichtigste Analyt in der Wasserchemie ist der im Wasser gelöste Sauerstoff. Obwohl Sauerstoff ein<br />
relativ starkes Oxidationsmittel ist, kann er nicht wie oben beschrieben nach der Thiosulfat-Variante der<br />
Iodometrie bestimmt werden. Der gelöste Sauerstoff ist nicht in der Lage, zugefügtes Iodid vollständig und<br />
schnell zu elementarem Iod zu oxidieren. Diesen Befund kann man leicht überprüfen: wenn Kaliumiodid in<br />
Wasser (das gelösten Sauerstoff enthält) gelöst wird, bleibt die Lösung farblos; es bildet sich kein Iod. Es war<br />
der Chemiker Winkler, der einen Trick gefunden hat, den im Wasser gelösten Sauerstoff trotzdem<br />
iodometrisch titrieren zu können. Er fand eine Hilfsreaktion, die der Bildungsreaktion von Iod aus Iodid<br />
vorgelagert werden kann. Nach dieser Methode wurde der im Wasser gelöste Sauerstoff jahrelang<br />
bestimmt, bis vor 20 Jahren eine elektrochemische Methode zur Sauerstoff-Bestimmung (Clark-Elektrode)<br />
entwickelt wurde. Heute gewinnen fluoreszenz-optische Verfahren eine immer größere Bedeutung.<br />
Noch heute aber ist die Winkler-Titration als Referenzmethode sehr wichtig. Sie wird benutzt, um<br />
Messergebnisse, die mit anderen Sauerstoff-Bestimmungsmethoden erhalten werden, zu validieren, d.h. auf<br />
ihre Glaubwürdigkeit zu überprüfen. Wie jede Titration hat auch die Winkler-Titration gegenüber anderen<br />
nicht nasschemischen Bestimmungsmethoden einen großen Vorteil: sie ist eine Absolutmethode und<br />
benötigt keine Kalibrierung. Bei der vorgelagerten Hilfsreaktion wird ein zusätzliches Redoxsystem benutzt,<br />
dessen reduzierte Form vom gelösten Sauerstoff schnell und vollständig oxidiert werden kann. Bei dieser<br />
reduzierten Form handelt es sich um das vorher in alkalischer Lösung aus Mn 2+ -Kationen hergestellte schwer<br />
lösliche Mangan(II)hydroxid, welches in frisch hergestelltem Zustand ein mittelstarkes Reduktionsmittel ist:<br />
Seine oxidierte Form ist das Mangan(III)hydroxid.<br />
Mn 2+ + 2 OH - Mn(OH) 2 <br />
Wie man an der Gesamt-Redodoxgleichung erkennt, ist die Hilfs-Redox-Reaktion und damit das reale ΔE real<br />
nicht vom pH-Wert abhängig. Die pH-Unabhängigkeit ist für den vollständigen Ablauf der Hilfsreaktion sehr<br />
wichtig! Während diese Redoxreaktion (Sauerstoffbindungs-Reaktion) abläuft, muss ein stark basisches<br />
Milieu herrschen, damit sich das Mangan(II)hydroxid als Feststoff überhaupt erst bilden kann und dann als<br />
Bodenkörper auch beständig bleibt. Das dafür benötigte stark basische Milieu darf aber die Oxidationskraft<br />
des Sauerstoffs nicht herabsetzen!
6 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration<br />
Auch beide an der Reaktion beteiligten Manganhydroxide haben unter realen Bedingungen keinen Einfluss<br />
auf ΔE. Bei diesen beiden Substanzen handelt es sich um Festkörper, die im Konzentrationsglied der<br />
Nernst´schen Gleichung keine Auswirkungen haben. Es bleibt noch der Einfluss durch die real vorliegende<br />
O 2 -Konzentration im Wasser zu bedenken. Nimmt man einen (für Gewässer niedrigen) Sauerstoffgehalt von<br />
1 mg·L -1 an, so kann man mit der Nernst-Gleichung berechnen, dass selbst eine so niedrige<br />
Sauerstoffkonzentration die Triebkraft der Oxidationsreaktion nicht wesentlich schwächt. Zur Berechnung<br />
mit der Nernst-Gleichung muss die O 2 -Massenkonzentration zunächst in die O 2 -Stoffmengenkonzentration<br />
und dann in den O 2 -Partialdruck umgerechnet werden:<br />
β<br />
mg<br />
L<br />
( O ) = 1 → c( O )<br />
β<br />
10<br />
−3<br />
g<br />
L<br />
( O2<br />
)<br />
−4<br />
mol<br />
= = 0,31⋅10<br />
0,031<br />
( O ) g<br />
L L<br />
2 2<br />
=<br />
=<br />
M<br />
2<br />
p<br />
32<br />
mol<br />
−2<br />
( O ) = α ( T ) ⋅ c( ) mit α ( ) = 0,8 p ( O ) = 2,5 ⋅10<br />
bar<br />
2<br />
O 2<br />
bar L<br />
mmol<br />
298 O ⋅<br />
2<br />
2<br />
mmol<br />
Die detaillierte Reaktionssequenz für die Fällungs-Redox-Reaktion wurde im Seminar zum Praktikum<br />
erläutert.<br />
Diese schnell und vollständig ablaufende Sauerstoffbindungs-Reaktion bietet der analytischen Wasserchemie<br />
einen großen Vorteil: man kann Wasserproben entnehmen und den Sauerstoff unmittelbar vor Ort in Form<br />
einer äquivalenten Stoffmenge des Mangan(III)hydroxids fixieren. Es besteht dann keine Gefahr, dass sich<br />
der Sauerstoffgehalt verändert<br />
• bei Lagerung und Transport der Wasserprobe, z.B. wenn sich das Wasser erwärmt;<br />
• durch in der Probe ablaufende O2-verbrauchende oder bildende Prozesse.<br />
Wenn die Lösung, in der das Mangan(III)hydroxid als Bodensatz enthalten ist, angesäuert wird, geht der<br />
Bodensatz in Lösung. Dabei bilden sich neben Mn 2+ -Kationen auch Mn 3+ -Kationen. Diese Mn 3+ -Kationen sind<br />
sehr starke Oxidationsmittel! Ihr Redoxstandardpotential ist größer als das von Permanganat! Die Mn 3+ -<br />
Kationen können also zugesetztes Iodid schnell und vollständig zum elementaren Iod oxidieren.<br />
E 0 (Mn 3+ / Mn 2+ ) = 1,51 V<br />
E 0 (I 2 / 2 I − ) = 0,535 V<br />
Kombiniert man die Fällungs-Redox-Reaktion mit der Iod-Bildungreaktion, entfallen alle Komponenten, die<br />
an den Hilfsreaktionen beteiligt sind. Man erhält die Reaktionsgleichung für eine hypothetische analytische<br />
Redoxreaktion zwischen O 2 und Iodid. Aber: diese Reaktion würde ohne die Hilfsreaktionen gar nicht<br />
vollständig ablaufen, sondern nur zum Gleichgewicht führen. Zuletzt wird das gebildete Iod mit Thiosulfat<br />
titriert. So erhält man am Ende die Reaktionsgleichung, die man der quantitativen Bestimmung des<br />
Analytmoleküls O 2 mit dem Reagenz Thiosulfat formal – das heißt für die Berechnung – zu Grunde legen<br />
muss. Aus dieser formalen Reaktionsgleichung ist die Beziehung zu entwickeln, mit der man den O 2 -Gehalt<br />
des Wassers aus dem Verbrauch an Thiosulfat-Lösung berechnen kann.<br />
Im Protokoll sind die Stoffmengenverhältnisse anzusetzen und nach der der Stoffmenge und der Masse von<br />
O 2 aufzulösen.<br />
Als Endergebnis ist die Massenkonzentration des Sauerstoffs in der Probenlösung gesucht. Dafür müssen<br />
das Probenvolumen V Pr und auch die bei der Fällungsreaktion zugegebenen Volumina der Reagenzlösungen<br />
V Rg (NaOH- und Mn 2+ -Lösung) berücksichtigt werden.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration 7<br />
Weil man die Bestimmung in einer Flasche mit bekanntem Volumen durchführt, wird durch das<br />
Reagenzvolumen ein entsprechendes Volumen der Probenlösung verdrängt und bei der Bestimmung nicht<br />
mit erfasst. Die Gleichung für die Ermittlung der Massenkonzentration des Sauerstoffs ist zu entwickeln.<br />
Durchführung<br />
Bei Gehaltsangaben von <strong>Lösungen</strong> bedeuten die Zeichen:<br />
≈<br />
≅<br />
ungefährer Gehalt der Lösung; Herstellung mit Oberschalenwaage und Messzylindern.<br />
ziemlich genauer Gehalt der Lösung, aber keine Maßlösung; Herstellung mit Oberschalenwaage,<br />
Messzylindern; Messkolben; Dosierung mit Dispensetten.<br />
= genauer Gehalt der Lösung: Maßlösungen (Titratorlösungen) und Standardlösungen;<br />
Herstellung mit Analysenwaagen und Messkolben; Dosierung mit Büretten und Pipetten mit<br />
höchster Genauigkeit.<br />
Benötigte Reagenzien und <strong>Lösungen</strong> für vier 4er-Gruppen mit 8 - 10 Bestimmungen<br />
pro 4er-Gruppe.<br />
Mangan(II)chlorid-Lösung (Gruppe 1 & 2)<br />
V ≅ 500 mL β (MnCl 2·4H 2 O) ≈ 800 g·L -1<br />
Herstellung aus Mangan(II)chlorid MnCl 2·4H 2 O und entionisiertem Wasser: 400 g des Salzes auf einer<br />
Oberschalenwaage in einem 1 L Becherglas einwiegen, durch Zugabe von ca. 500 mL Wasser (Messzylinder)<br />
lösen und wenn nötig filtrieren. Die Lösung für die vier 4er-Gruppen auf vier Glasflaschen verteilen.<br />
Fällungsreagenz-Lösung (Gruppe 3 & 4)<br />
V = 500 mL<br />
Bei der Lösung handelt es sich um eine alkalische Iodid-Lösung. Dieser Lösung wird etwas Natriumazid<br />
zugesetzt, wenn natürliche Wasserproben untersucht werden sollen. Mit Natriumazid soll die Störsubstanz<br />
Nitrit entfernt werden, die in natürlichen Wasserproben vorkommen kann.<br />
Für Natriumazid gilt: T+<br />
R-Sätze: 28 - 32<br />
S-Sätze: 28 - 45<br />
Natriumazid ist sehr giftig beim Verschlucken (warum?);<br />
Entwickelt bei Säurezusatz sehr giftige Gase (welche?)<br />
Mit viel Wasser waschen; bei Unfall Arzt hinzuziehen;<br />
Besondere Maßnahmen bei der Einwaage: Verschütten vermeiden.<br />
Besondere Maßnahmen beim Umgang mit der Lösung und der Dosierung:<br />
Verschütten und Verspritzen vermeiden bzw. sofort beseitigen. Beim<br />
Aufwischen Handschuhe tragen!<br />
Herstellung im 1-L Becherglas: Unter Eiskühlung 180 g NaOH lösen in ca. 460 mL entionisierten Wasser und<br />
abkühlen lassen. Dann 50 g KI darin auflösen. Wenn natürliche Wasserproben untersucht werden sollen:<br />
Obige Lösung vereinigen mit einer Lösung von 2 g Natriumazid in ca. 40 mL Wasser. Das ungefähre<br />
Endvolumen soll 500 mL betragen. Die Lösung für die vier 4er-Gruppen auf vier Glasflaschen verteilen.
8 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration<br />
Phosphorsäure-Lösung (Es kann die käufliche Phosphorsäure mit diesem Gehalt verwendet werden)<br />
V = 1 L β (H 3 PO 4 ) ≈ 85% ρ ≈ 1,71 g·mL -1<br />
Titrator-Lösung: Natriumthiosulfat (Gruppe 5)<br />
2<br />
3<br />
−<br />
2 O<br />
V = 2 L c ( S ) = 0,01 mol·L -1 M(Na 2 S 2 O 3·5H 2 O) = 248,2 g·mol -1<br />
2<br />
3<br />
−<br />
2 O<br />
Herstellung aus 100 mL einer volumetrischen Stammlösung mit c ( S ) = 0,1 mol·L -1 .<br />
Indikator-Stärke-Lösung (Diese Lösung steht zur Verfügung)<br />
Probennahme der Wasserproben<br />
In jeder Platzausrüstung befinden sich drei Glasflaschen (ca. 290 mL) mit eingeschliffenem Glasstopfen. Ihre<br />
Volumina müssen genau bestimmt werden. Normalerweise werden für Probennahme und anschließende<br />
Titration sog. "Sauerstoff-Flaschen" verwendet, die einen passend geformten Hals und einen abgeschrägten<br />
Stopfen haben. Auch ist ihr Volumen niedriger. Hier im Versuch werden kostengünstige, laborübliche<br />
Glasflaschen ohne spezielle Stopfen benutzt, deren Hals etwas eng ist. Der enge Hals macht die Befüllung,<br />
das große Volumen macht die sachgerechte Reagenzzugabe etwas schwierig. Also umsichtig vorgehen.<br />
Als Proben werden von einer 4er-Gruppe untersucht:<br />
1) Normales Leitungswasser: alle Mitglieder einer 4er-Gruppe nehmen jeweils eine möglichst<br />
identische Probe;<br />
2) Zwei unterschiedlich lange mit gasförmigem N 2 behandelte Leitungswasser-Proben: werden von 2<br />
Mitgliedern einer 4er-Gruppe untersucht;<br />
3) Zwei unterschiedlich lange mit Luft in Kontakt gebrachte Leitungswasser-Proben (mehrfaches<br />
Umgießen) werden von 2 Mitgliedern einer 4er-Gruppe untersucht;<br />
4) Alternativ zu 2) und 3) können auch natürliche Wasserproben untersucht werden.<br />
Für alle Probennahmen gilt:<br />
• Die Messung der Wassertemperatur der Probe ist bei der Probennahme erforderlich.<br />
• Die Flaschen müssen mit dem Probenwasser vorgespült werden.<br />
• Die Flaschen werden in das Probenwasser eingetaucht und so vorsichtig gefüllt, dass beim<br />
Füllvorgang keine Turbulenzen und Verwirbelungen auftreten. Das Wasser muss also langsam in die<br />
Flasche hineinlaufen.<br />
• Die Flaschen werden bis zum Rand gefüllt und dann durch geschicktes Eindrehen des Stopfens so<br />
verschlossen, dass überflüssiges Wasser verdrängt wird. In der gut verschlossenen Flasche darf sich<br />
am Ende keine Luftblase mehr befinden.<br />
Spezielle Hinweise zur Probennahme von Leitungswasser-Proben:<br />
• Der Sauerstoffgehalt des Leitungswassers ist abhängig von der Art, wie die Wasserprobe<br />
genommen wird. Da alle Mitglieder der Gesamtgruppe eine möglichst identische Probe ziehen<br />
sollen, wird am besten wie folgt vorgegangen: Vor der Probennahme lässt man zunächst reichlich<br />
Wasser, das in der Leitung gestanden hat, abfließen. Dann wird ein Schlauch an die Leitung<br />
angeschlossen und das Wasser im langsamen Fluss vom Hahn zum Boden eines Eimers geleitet.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration 9<br />
Wenn der Eimer gefüllt ist, können die Proben einer 4er-Gruppe aus einer Eimerfüllung genommen<br />
werden.<br />
• Aus dem Restwasser wird ein 1 L-Becherglas ohne Verwirbelung gefüllt und unterschiedlich lange (2<br />
min, 4 min) N 2 eingeleitet. Mit dem so behandelten Wasser werden zwei Glasflaschen für die<br />
Proben 2 vorsichtig befüllt.<br />
• Aus dem Restwasser werden die Proben 3 hergestellt.<br />
Durchführung der Bestimmung für jeden einzelnen Studierenden<br />
• Achten Sie auf die Benutzung der jeweils richtigen Pipetten! Deshalb: Markieren Sie drei 5 mL-<br />
Messpipetten für die drei verschiedenen Reagenz-<strong>Lösungen</strong>. Sie können dann von mehreren<br />
Studierenden ohne Zwischenreinigung benutzt werden.<br />
• Bei den Reagenzzugaben können alle Proben einer Gruppe synchron behandelt werden.<br />
• Alle im Folgenden genannten Zugaben sind für Flaschenvolumina von ca. 300 mL gedacht.<br />
• Wenn kleinere Flaschen verwendet werden sollten die Zugabevolumina angepasst werden.<br />
1) Die Flasche wird durch Abnahme des Stopfens geöffnet. Mit der Messpipette (keine Vollpipette!)<br />
werden 3 mL der Mangan(II)chlorid-Lösung auf folgende Weise zugegeben: Die Pipettenspitze wird<br />
so weit wie möglich unter die Flüssigkeitsoberfläche getaucht. Die Lösung muss aber noch langsam<br />
auslaufen können. Wegen der großen Dichte der hoch konzentrierten Mangan(II)chlorid-Lösung<br />
sollte die Lösung ohne starke Vermischung zum Boden der Flasche absinken. Das muss an der<br />
Schlierenbildung gut erkennbar sein.<br />
2) Wie im 1. Schritt wird mit einer anderen Pipette 3 mL der Fällungsreagenzlösung unter die<br />
Oberfläche eintauchend zugegeben. Auch diese Lösung muss wegen ihrer hohen Dichte zum<br />
Boden absinken. Dort kommt es zur Bildung des schwer löslichen Mangan(II)hydroxids. Nach der<br />
Zugabe wird die Flasche durch Eindrehen des Stopfens luftblasenfrei verschlossen. Dabei fließt das<br />
durch die Reagenzzugabe verdrängte Probenwasser aus dem Flaschenhals ab. Es wird bei der<br />
Berechnung berücksichtigt. Dann werden die Niederschläge 30 min lang durch Umschütteln der<br />
Flaschen (Stopfen festhalten) mit dem Gesamtwasser in Kontakt gehalten, so dass der gelöste<br />
Sauerstoff auf den Niederschlag einwirken kann.<br />
3) Nach der Sauerstoff-Fixierung kann die Flasche längere Zeit (maximal 2 Tage) im Dunkeln stehen<br />
bleiben. Dabei sinkt der Niederschlag bestehend aus Mangan(III)hydroxid auf den Boden. Die<br />
Flasche sollte frühestens nach ca. 45 min geöffnet werden. Bei 300 mL-Flaschen kann die Hälfte<br />
des überstehenden Wassers, in dem sich kein Sauerstoff mehr befindet, abgesaugt oder<br />
abpipettiert werden. Dabei darf der Niederschlag nicht aufgewirbelt werden, sonst würden Verluste<br />
entstehen. Bei kleineren Flaschen kann der Inhalt in der Flasche verbleiben.<br />
4) Bei 300 mL-Flaschen werden 4 mL der Phosphorsäure-Lösung mit einer Messpipette, die bis<br />
unmittelbar über dem Niederschlag eintaucht, zugegeben. Die Flasche wird zur Vermeidung von<br />
Verlusten mit dem Stopfen verschlossen (Iod ist flüchtig!) und bis zur Auflösung des Niederschlages<br />
geschwenkt. Dann ist die Iod-Bildungs-Reaktion abgeschlossen.<br />
5) Die Titration der entstandenen Iod-Lösung erfolgt nach der Umfüllung (Nachspülen nicht vergessen)<br />
in einen Weithalserlenmeyerkolben. Man sollte zunächst ohne Indikator und möglichst schnell<br />
titrieren bis nur noch eine schwach gelbe Färbung erkennbar ist. Durch gutes Umschwenken<br />
während der Titration muss eine Übertitration vermieden werden. Gegen Ende der Titration wird
10 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Winkler-Titration<br />
mit 5 Tropfen der Indikator-Stärkelösung versetzt und zu Ende titriert. Der Umschlag von violett<br />
nach farblos ist leicht zu erkennen.<br />
Die Versuchsdurchführung inklusive aller Reaktionsgleichungen und Beobachtungen ist im Laborjournal zu<br />
protokollieren. Jeder Studierende ermittelt die Sauerstoffkonzentration der von ihm bestimmten Proben. Die<br />
ermittelten Sauerstoffkonzentrationen für mit Stickstoff, bzw. mit Luft angereichterten Proben sind<br />
innerhalb einer Vierergruppe zu vergleichen und im Protokoll zu diskutieren.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Konduktometrie 11<br />
3. Sulfatbestimmung durch konduktometrische<br />
Fällungstitration mit BaCl2<br />
Konduktometrische Analysemethoden nutzen die spezifische Leitfähigkeit von Elektrolytlösungen zur<br />
Gehaltsbestimmung ionischer Bestandteile. Man unterscheidet je nach Aufgabe und Messanordnung<br />
zwischen<br />
• Bestimmungsverfahren: Bestimmung der Elektrolytkonzentration durch Messen ihrer spezifischen<br />
Leitfähigkeit. Die Auswertung erfolgt hierbei anhand von Eichkurven.<br />
• Indikationsverfahren: Kontinuierliches Messen der Änderung der spezifischen Leitfähigkeit einer<br />
Probelösung während einer Titration. Die Elektrolytkonzentration wird aus dem Äquivalenzpunkt<br />
der Titrationskurve bestimmt.<br />
Bei Leitfähigkeitsmessungen bestimmt man den Leitwert L als reziproken Wert des elektrischen<br />
Widerstandes:<br />
1<br />
L = [Ω -1 ; S]<br />
R<br />
Bei Elektrolytlösungen ist dies der Leitwert eines definierten Elektrolyt-Volumens, das sich innerhalb einer<br />
Messzelle zwischen zwei Metallplatten als Messelektroden befindet. Der Leitwert hängt dabei zum einen<br />
von der Eigenschaft der Elektrolytlösung (Ionenart, Konzentration, Dissoziationsgrad) sowie von der<br />
Geometrie der Messzelle (Elektrodenfläche A, Elektrodenabstand l) ab. Aus der Geometrie der Messzelle<br />
lässt sich die Zellkonstante C bestimmen:<br />
C =<br />
Durch Multiplikation des Leitwertes mit der Zellkonstante erhält man die spezifische Leitfähigkeit κ, die<br />
unabhängig von der Geometrie der Messzelle ist:<br />
l<br />
A<br />
κ = 1<br />
R ⋅C<br />
Bei der konduktometrischen Titration wird meist eine Punkt-für-Punkt-Messung durchgeführt. Die Messzelle<br />
taucht dabei in ein Becherglas welches die Probenlösung enthält. Mittels Bürette oder Pipette wird dann<br />
tropfenweise Titrationslösung zugegeben. Die Leitfähigkeit wird am Konduktometer abgelesen und<br />
zusammen mit dem Titrationsvolumen tabelliert. Das Konduktometer ist vereinfacht dargestellt eine<br />
Wheatstone’sche Brücke, welche den geänderten Messwiderstand abgleicht.<br />
Wichtige Voraussetzungen für eine geeignete Konzentrationsbestimmung durch konduktometrische<br />
Titration ist die gut messbare Änderung der elektrischen Leitfähigkeit im Verlauf der Titration: Für den<br />
Titrationsbereich vom Beginn bis zum Äquivalenzpunkt, sowie für den nachfolgenden Bereich mit<br />
Titratorüberschuss sollten zwei Kurvenäste messbar sein, deren Steigungen sich möglichst stark
12 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Konduktometrie<br />
(idealerweise auch noch im Vorzeichen) unterscheiden. Diese Voraussetzungen werden am ehesten erfüllt,<br />
wenn folgende Randbedingungen gegeben sind:<br />
• Hohe Ionenleitfähigkeiten der reagierenden Komponenten, geringe Leitfähigkeit des<br />
Reaktionsproduktes (oder umgekehrt);<br />
• Proben- und Maßlösung in nicht zu geringer Konzentration (idealerweise zwischen 0,1 und 1 M<br />
<strong>Lösungen</strong>);<br />
• Geringe Konzentration an Fremdelektrolyten in der Probelösung, die an der Titrationsreaktion nicht<br />
teilnehmen.<br />
Leitfähigkeitsmessungen werden stark durch die Temperatur beeinflusst. Als Faustregel gilt: Eine<br />
Temperaturerhöhung um 1 °C bewirkt eine Zunahme der spezifischen Leitfähigkeit um etwa 2%. Bei<br />
modernen Messgeräten wird daher eine automatische Temperaturkompensation vorgenommen und das<br />
Ergebnis auf eine Referenztemperatur (25 °C) umgerechnet.<br />
Vorgehensweise<br />
Von jedem Studenten werden 100 mL des zu untersuchenden Wassers in ein 150-mL-Becherglas überführt<br />
und die Leitfähigkeitsmesszelle installiert. Es wird mit 0,100 M BaCl 2 -Lösung titriert. Alle 100 μL (Zugabe<br />
mittels Eppendorfpipette) wird die spezifische Leitfähigkeit gemessen und zusammen mit dem<br />
entsprechenden Titrationsvolumen graphisch dargestellt. Es wird solange titriert, bis zwei lineare Kurvenäste<br />
extrapolierbar sind. Der Schnittpunkt beider Äste liefert den Äquivalenzpunkt der Titration. Die Titration ist<br />
zweimal zu wiederholen. Tragen Sie alle Titrationen in ein Diagramm ein, bestimmen Sie die<br />
Ausgleichsgeraden und berechnen Sie hieraus den Sulfatgehalt der Probe in mg Sulfat/Liter.<br />
Anmekung: Nach beginnender Sulfatfällung, die sich durch Trübung der Lösung bemerkbar macht, darf nur<br />
noch sehr langsam titriert werden; nur dann ergeben sich zuverlässige Messwerte!
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Photometrie 13<br />
4. Quantitative photometrische Bestimmung des Eisen-Gehaltes<br />
in Tabletten<br />
Bedingungen für analytisch nutzbare Komplexbildungsreaktionen<br />
Die direkte photometrische Bestimmung der Konzentration von Schwermetallkationen unter Ausnutzung<br />
des Lambert-Beer´schen Gesetzes ist selten möglich, weil die ε-Werte der Kationen für eine ausreichend<br />
empfindliche Bestimmung zu niedrig sind (ε < 5 L·mol -1·cm -1 ). Außerdem könnten andere gefärbte Kationen<br />
(Cu 2+ , Ni 2+ , Co 2+ ) die Bestimmung stören.<br />
Das Problem der niedrigen ε-Werte kann wie folgt gelöst werden: Die<br />
Schwermetallkationen werden durch vollständige Komplexbildung in gefärbte, stabile<br />
Chelat-Komplexe überführt, deren ε-Werte viel größer sind, als die ε-Werte der<br />
Kationen selbst. Für den Fe 2+ -Phenanthrolin-Komplex [Fe(Phen) 3 ] 2+ wurde z.B. gefunden:<br />
ε ≈ 1·10 4 L·mol -1·cm -1 .<br />
N<br />
N<br />
o-Phenanthrolin (Phen)<br />
pK a<br />
= 4,9<br />
Eine Überschlagsrechnung zeigt, dass mit diesem ε-Wert empfindliche photometrische Bestimmungen von<br />
Fe(II)-Kationen (d = 1 cm und 0,1 < A < 1) möglich sind.<br />
Weitere spezielle Anforderungen an Komplexbildungsreaktionen, die für quantitative photometrische<br />
Bestimmungen genutzt werden sollen, sind:<br />
• Die Komplexbildung muss schnell ablaufen und eine bekannte Stöchiometrie haben. Diese<br />
Anforderung ist bei Komplexbildungsreaktionen meist (nicht immer) erfüllt.<br />
• Die Komplexbildungsreaktion muss für die Analyt-Kationen spezifisch sein. Andere Kationen dürfen<br />
mit dem verwendeten Liganden keine gefärbten Komplexe bilden. Diese Bedingung kann für viele<br />
Analyt-Kationen durch Synthese von speziellen Ligandmolekülen erfüllt werden. Die Ligandmoleküle<br />
selbst dürfen aber nicht in dem Wellenlängen-Bereich absorbieren, in dem der Komplex absorbiert.<br />
Diese Forderung ist leicht zu erfüllen, denn die meisten Ligandmoleküle sind nicht farbig und<br />
absorbieren im langwelligen UV, also bei niedrigeren Wellenlängen als die farbigen Komplexe.<br />
• Ligand und Komplex müssen im Testmedium gut löslich sein. Für das Testmedium Wasser ist diese<br />
Forderung nicht immer leicht zu erfüllen. Viele organische Ligandmoleküle und Komplexe sind in<br />
Wasser nicht gut löslich (z.B. Nickeldiacetyldioxim). Auch hier können die synthetischen<br />
Möglichkeiten der organischen <strong>Chemie</strong> Abhilfe bringen: in die Ligandmoleküle können dann<br />
zusätzliche hydrophile Gruppen eingebaut werden, die deren Wasserlöslichkeit erhöhen.<br />
• Die Komplexbildungsreaktion muss (fast) vollständig verlaufen. Es soll am Ende nur die am höchsten<br />
komplexierte Form vorliegen. Diese Voraussetzung gilt z.B. für den Komplex [Fe(Phen) 3 ] 2+ . Im<br />
Gleichgewicht liegen (fast) keine freien Fe(II)-Kationen vor, wenn eine ausreichend hohe<br />
Ligandkonzentration c L eingesetzt wird oder wenn sogar ein deutlicher stöchiometrischer Ligand-<br />
Überschuss eingesetzt wird. Im Gleichgewicht liegt von den drei möglichen Komplex-Spezies (fast)<br />
nur die am höchsten komplexierte Spezies M(Phen) 3 vor. Die Komplexbildung wird dann als<br />
vollständig angesehen, wenn im Gleichgewicht das Verhältnis der Konzentrationen von der am<br />
höchsten komplexierten Spezies zum nicht komplexierten Metall(kation) größer ist als 1000. Zur<br />
Überprüfung, ob diese Bedingung erfüllt ist, wird zur Berechnung die Gleichgewichts-Konzentration
14 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie<br />
des Liganden benötigt. Da diese Konzentration nicht bekannt ist, muss für eine erste Abschätzung<br />
die bekannte, am Anfang eingesetzte Ligandkonzentration benutzt werden. Das führt zu guten<br />
Ergebnissen, wenn bei diesen Komplexbildungsreaktionen der Ligand im großen Überschuss<br />
eingesetzt wird, um das Gleichgewicht völlig auf die Seite der vollständigen Komplexbildung zu<br />
verschieben!<br />
• Die Komplexbildungsreaktion muss bei einem optimal angepassten pH-Wert und in einem<br />
geeigneten Puffersystem ablaufen.<br />
Benötigte Reagenzien und <strong>Lösungen</strong><br />
1) Eisen-Standardlösung (Gruppe 1)<br />
Volumen: 1 L; Ungefähre Fe-Soll-Konzentration: β St (Fe) ≈ 40 mg·L -1 ; M(Fe) = 55,84 g·mol -1<br />
Herstellung aus Ammonium-Eisen(II)-sulfat (sog. Mohr´sches Salz) M(FeSO 4·(NH 4 ) 2·6H 2 O) = 392,14 g·mol -1<br />
und Schwefelsäure-Lösung 2a). Mohr´sches Salz im Wägeschiffchen einwiegen. Mit der tatsächlichen<br />
Einwaage die genauen Fe-Test-Konzentrationen in den sechs Standard-Probenlösungen berechnen.<br />
Einwaage quantitativ in einen 1 L-Messkolben überführen und mit 0,02 mol·L -1 Schwefelsäure-Lösung 2a)<br />
auf das Endvolumen 1 L auffüllen.<br />
Mit der Fe-Standardlösung füllt jede 4er-Gruppe zwei 25 mL-Dosierbürette(n). Saubere Bechergläser,<br />
Trichter usw. benutzen.<br />
2) Schwefelsäure-<strong>Lösungen</strong> 2a) und 2b) (Gruppe 2)<br />
2a) Volumen: 2 L; c(H 2 SO 4 ) = 0,02 mol·L -1 ;<br />
2b) Volumen: 0,5 L; c(H 2 SO 4 ) = 1,5 mol·L -1 ; M(H 2 SO 4 ) = 98,1 g·mol -1<br />
Sachgerechte Herstellung aus konz. Schwefelsäure ρ = 1,84 g·mL -1 , Etikettangabe 96% (was ist damit<br />
gemeint?) und bidest. Wasser.<br />
3) Natriumacetat-Lösung (NaAc) (Gruppe 3)<br />
Volumen: 0,8 L; c(NaAc) = 0,225 mol·L -1 ; M(NaAc·3H 2 O) = 136,1 g·mol -1<br />
Herstellung aus Natriumacetat Trihydrat p.a. (Eisengehalt: < 0,0005%) und bidest Wasser. Einwaage<br />
berechnen und auf Oberschalenwaage in einem Becherglas einwiegen. Benötigtes Volumen bidest. Wasser<br />
(Messzylinder) zugeben und bis zur Auflösung rühren.<br />
Mit der Lösung wird die Vorratsflasche der entsprechenden Dispensette gefüllt.<br />
4) Essigsäure-Acetat-Puffer mit Hydroxylammoniumchlorid (0,5 g·L -1 ) (Gruppe 4 & 5)<br />
Benötigt wird ein Acetat-Puffer (ca. 3 L) mit folgenden Eigenschaften: Gesamt-Acetat-<br />
Stoffmengenkonzentration c(Ac) = 1 mol·L -1 ; Soll-pH-Wert 3,6 – 3,8.<br />
Herstellung des Puffers aus zwei Stammlösungen:<br />
1. 500 mL Lösung Natriumacetat-Trihydrat: c(NaAc) = 1 mol·L -1 ; M(NaAc·3H 2 O) = 136,1 g·mol -1<br />
Natriumacetat auf einer Oberschalenwaage in ein Becherglas einwiegen, in ca. 400 mL entionisiertem<br />
Wasser auflösen, in einen 500 mL-Messkolben überführen und auffüllen.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Photometrie 15<br />
2. 3 L Essigsäurelösung (HAc): c(HAc) = 1 mol·L -1 ; Herstellung aus Eisessig: M(HAc) = 60,05 g·mol -1 , Dichte<br />
ρ(HAc) = 1,05 g·mL -1 . Das berechnete Volumen des Eisessigs (Messzylinder) im Messkolben mit ention.<br />
Wasser verdünnen, 1 g Hydroxylammoniumchlorid zufügen und auf das Endvolumen auffüllen.<br />
Berechnen Sie, welche Volumina der Stammlösungen benötigt werden, um den gewünschten Puffer<br />
herzustellen.<br />
Der pH-Wert des hergestellten Puffers wird am pH-Meter überprüft. Er sollte nicht viel niedriger sein als 3,8<br />
und wird gegebenenfalls mit starker Säure (Base) eingestellt.<br />
5) o-Phenanthrolin-Lösung:<br />
Volumen: 0,5 L; β(Phen) ≈ 3 g·L -1 ; c(Phen) ≈ 15 mmol·L -1 ; M(Phen) = 198,23 g·mol -1<br />
Herstellung aus o-Phenathrolin-Monohydrat. Da sich die Verbindung nur langsam löst, wurden die <strong>Lösungen</strong><br />
vorbereitet. Mit der Lösung wird die Vorratsflasche der entsprechenden Dispensette gefüllt.<br />
Proben-Vorbereitung für die Mitglieder einer Laborspange:<br />
Für eine Gruppe wird 1 Tablette eingewogen. Aus ihr wird eine gemeinsame Tabletten-Stammlösung<br />
hergestellt. Aus dieser Stammlösung werden vier individuelle Tabletten-Probenlösungen (mit dem gleichem<br />
Probenverdünnungsfaktor!) hergestellt.<br />
1) Herstellung einer gemeinsamen Tabletten-Stammlösung für eine Gruppe.<br />
Eine Tablette einwiegen und alle Etikettangaben für die spätere Auswertung notieren. Die Tablette wird in<br />
einem 100 mL-Becherglas mit 25 mL (Messzylinder) 1,5 mol·L -1 -H 2 SO 4 -Lsg. (Lösung 2b) versetzt und auf<br />
einer Heizplatte bis zum Kochen erhitzt (Glasstab einsetzen, Becherglas mit Uhrglas abdecken). Für<br />
Brausetabletten wegen der Spritz- und Schäumgefahr zunächst 25 mL bidest. Wasser verwenden. Wenn das<br />
Aufschäumen vorbei ist, 25 mL der 1,5 mol·L -1 -H 2 SO 4 -Lsg. (Lösung 2b) zusetzen. Dann im nächsten Schritt<br />
nicht mehr verdünnen!<br />
Mit ca. 25 mL bidest. Wasser verdünnen und die Lösung verlustfrei (Glasstab benutzen) in einen 100 mL<br />
Messkolben überführen. Mehrmals mit kleinen Portionen bidest. Wasser so nachspülen, dass die<br />
quantitative Überführung der Probe gewährleistet ist. Mit bidest. Wasser auf das festgelegte Endvolumen<br />
V St = 100 mL auffüllen und gut mischen. Die Lösung kann trüb sein.<br />
Wenn die so hergestellte Tabletten-Stammlösung noch trübe ist, kann sie durch einen (trockenen!)<br />
Faltenfilter filtriert werden. Trocken muss der Faltenfilter sein, weil nach der Auffüllung auf 100 mL keine<br />
unbekannte Verdünnung der Stamm-Lösung eintreten darf!<br />
2) Verdünnung der Tabletten-Stammlösung (Festlegung Probenverdünnungsfaktor):<br />
Jedes Mitglied einer 4er-Gruppe muss eine eigene Proben-Verdünnung durchführen, weil hier eine große<br />
potentielle Fehlerquelle liegt. Ein eventueller Pipettierfehler vervielfacht sich bei der Auswertung durch<br />
Multiplikation mit dem Probenverdünnungsfaktor.<br />
Der Proben-Verdünnungsfaktor ist vom Eisengehalt der Tablette abhängig! Die Verdünnung muss so<br />
gewählt werden, dass in der herzustellenden Probenlösung ungefähr die Fe-Konzentration vorliegt, die auch<br />
in der Fe-Standardlösung herrscht: β St (Fe) ≈ 40 mg·L -1 .<br />
Berücksichtigen Sie bei der Festlegung der Proben-Verdünnung auch:
16 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie<br />
• Bei der Verdünnung dürfen nur Vollpipetten und Messkolben benutzt werden!<br />
• Nach der Verdünnung muss ein so großes Probenvolumen vorhanden sein, dass für den Test<br />
mehrere Einzelproben eingesetzt werden können (vgl. nächster Schritt). Es wird mit bidest. Wasser<br />
auf das Endvolumen V Pr aufgefüllt. Gut mischen!<br />
3) Wahl der Probenvolumina, die alle Mitglieder einer Laborspange für den Test einsetzen!<br />
Von jeder Tabletten-Probenlösung werden im Test drei verschiedene Proben-Volumina (7a, 7b, 7c)<br />
eingesetzt, wie in der nachfolgenden Arbeits-Tabelle beschrieben. Die einzusetzenden Probenvolumina<br />
schätzt man so ab, dass die im Testvolumen herrschenden Fe-Konzentrationen innerhalb des<br />
Konzentrationsbereiches der Standardproben liegen!<br />
Beim hier beschriebenen Testablauf kommen als Proben-Volumina in Frage:<br />
- Maximal: 5 mL → dann im 2. Schritt der Arbeitstabelle kein Wasser zusetzen;<br />
- Minimal: 1 mL → dann im 2. Schritt der Arbeitstabelle mit 4 mL Wasser (oder H 2 SO 4 ) ergänzen;<br />
- Immer gilt: → im 2. Schritt der Arbeitstabelle mit Gemischen aus Wasser und Lsg. 2 so auf 5 mL<br />
ergänzen, dass danach eine Protonenkonzentration von ca. 0,04 mol·L -1 vorliegt.<br />
Durchführung der Bestimmung für jeden einzelnen Studierenden!<br />
In der Arbeits-Tabelle auf der nächsten Seite ist der Ablauf des Tests beschrieben. In den nicht nummerierten<br />
Zeilen ist erläutert, warum die Zugaben erfolgen und was dadurch im Testsystem verändert wird. Durch die<br />
Zugaben müssen zwei Ziele erreicht werden:<br />
1. In den Standard- und Analysen-Proben müssen am Ende Bedingungen (Volumen, pH-Wert,<br />
Konzentrationen) vorliegen, die innerhalb des Toleranzrahmens der Methode identisch sind. Das Volumen ist<br />
durch das gemeinsame Testvolumen festgelegt.<br />
2. Die eingesetzten Volumina der Analysen-Proben müssen so sein, dass die im Testvolumen herrschenden<br />
Fe-Konzentrationen innerhalb des Konzentrationsbereiches der Standardproben liegen! Das wurde bereits<br />
bei der Probenvorbereitung überlegt!<br />
Im Schritt 3 wird die ziemlich saure Probenlösung durch Zugabe von Natriumacetat als Pufferanion auf einen<br />
Soll-pH-Wert von ca. 3,8 abgepuffert. Wenn dadurch der angestrebte pH-Wert nicht ganz erreicht wird, so<br />
ist das tolerabel, weil eine eventuelle Abweichung durch Zugabe des großen Puffervolumens im Schritt 4<br />
ausgeglichen wird.<br />
In diesem Schritt erfolgt auch die Reduktion von potentiell vorhandenen Fe(III)- zu Fe(II)-Kationen, die für die<br />
Komplexbildungs-Reaktion benötigt werden.<br />
Fe(III)-Kationen sind entweder von vornherein in der Probe vorhanden oder sie werden bei der<br />
Probenvorbereitung durch Oxidation von Fe(II)-Kationen gebildet. Als Oxidationsmittel fungiert der im<br />
Wasser gelöste Sauerstoff. Die Reduktion erfolgt mit Hilfe des Hydroxylammoniumkations!<br />
(Reaktionsgleichung?)<br />
Im Schritt 5 erfolgt die Komplexbildungs-Reaktion die zur Farbentwicklung führt.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Photometrie 17<br />
Die Blindprobe darf keine Färbung zeigen. Wenn das doch der Fall ist und wenn die Färbung ähnlich stark ist<br />
wie der niedrigste Messwert, dann haben Sie oder die Gruppe ein Problem. Es kann sich dann um einen<br />
individuellen oder um einen systematischen Fehler handeln:<br />
Wenn die Färbung der Blindprobe auch bei anderen Teilnehmern eintritt, liegt ein systematischer Fehler vor,<br />
z.B. eine der Reagenz-<strong>Lösungen</strong> war mit Eisen verunreinigt. In diesem schlimmsten der denkbaren Fälle,<br />
müssen alle Reagenz-<strong>Lösungen</strong> neu hergestellt werden und alle Bestimmungen neu durchgeführt werden.<br />
Wenn die Färbung der Blindprobe bei anderen Teilnehmern nicht eintritt, liegt ein individueller Fehler vor,<br />
z.B. der Messkolben der Blindlösung war mit Eisen verunreinigt. Dieser Fall ist beherrschbar, wenn man statt<br />
einer einzigen, mehrere Blindproben angesetzt hat. Die gefärbte Blindprobe wird dann als Ausreißer<br />
behandelt und verworfen. Wenn man nur eine Blindprobe hat, muss eine neue Blindprobe hergestellt<br />
werden. Wenn aber Zweifel auch hinsichtlich der anderen Proben bestehen (z.B. dadurch, dass bereits mit<br />
bloßem Auge eine falsche Reihenfolge der Färbungen der Standard-Proben feststellbar ist), muss die<br />
gesamte Messreihe wiederholt werden.<br />
Am Ende werden alle Messkolben mit bidest. Wasser bis zur Markierung auf das Test-Endvolumen 50 mL<br />
aufgefüllt. Man lässt die Proben mindestens 15 min stehen. Der gebildete Komplex ist recht stabil, so dass<br />
bis zur Messung auch eine längere Zeit verstreichen darf.
18 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie<br />
Arbeitstabelle<br />
Lösung<br />
Nr.<br />
Schritt<br />
Nr.<br />
Testvolumen<br />
50 mL<br />
0 1 2 3 4 5 6<br />
Tabletten-<br />
<strong>Lösungen</strong><br />
7a, 7b<br />
Unbekannte<br />
Proben<br />
7c, 7d<br />
1) V (Fe-Standlsg.) /<br />
mL<br />
ß St (Fe) = 40 mg·L -1<br />
c(H + ) = 0,04 mol·L -1<br />
0 0,5 1 1,5 2 3 4,5<br />
<strong>Lösungen</strong> aus der Dosierbürette dosieren!<br />
x mL, y mL, z mL x mL, y mL, z mL<br />
c(H + ) = 0,075 M c(H + ) = 0,075 M<br />
Vollpipetten<br />
2) + V(H 2 SO 4 ) / mL<br />
(Lsg 2a)<br />
5 4,5 4 3,5 3 2 0,5 Mit Wasser auf<br />
5 mL ergänzen<br />
Sorgfältig mit Messpipetten dosieren.<br />
Mit Wasser auf<br />
5 mL ergänzen<br />
Ergibt für alle Proben ein Volumen von 5 mL und c(H + ) ≈ 0,04 mol·L -1 mit pH ≈ 1,4 –1,7<br />
Dieser pH-Wert muss durch Zugabe von Acetat auf einen Wert von ca. 3,8 gebracht werden.<br />
3) + V(NaAc-Lsg) *) Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 1 mL *)<br />
*)<br />
c = 0,225 mol·L -1 und V von Lsg. 3) ist so gewählt, dass in der resultierenden Lösung ungefähr vorliegt:<br />
c(H + ) ≈ 0,04 mol·L -1 und c(Ac) ≈ 0,045 mol·L -1 . Dies ergibt nach Berechnung pH ≈ 3,8<br />
4) + V(Ac-Puffer) *) Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 10 mL<br />
*)<br />
c ≈ 1 mol·L -1 ; pH = 3,8; ergibt im Testvolumen Pufferkonzentration von c ≈ 0,2 mol·L -1 pH = 3,8<br />
5) + V(Phen-Lsg.) *) Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 2 mL<br />
*)<br />
ß = 3 g·L -1 ; ergibt im Testvolumen Phen-Konzentration von ß ≈ 120 mg·L -1 (c ≈ 0,6 mmol·L -1 )<br />
6) + bidest. Wasser<br />
auf 50 mL auffüllen<br />
Alle Proben mindestens 15 min stehen lassen und dann<br />
die Absorbanzen aller Proben bei 510 nm messen.<br />
Testvolumen<br />
50 mL<br />
Standar<br />
d-<br />
bzw.<br />
Lsg-Nr.<br />
Ergibt ß Test (Fe) / mg·L -1<br />
c Test (Fe) / mmol·L -1<br />
0 1 2 3 4 5 6<br />
0 0,4 0,8 1,2 1,6 2,4 3,6<br />
ca. 0,007<br />
~0,0<br />
6<br />
Tabletten-<br />
<strong>Lösungen</strong><br />
7a, 7b<br />
Müssen im<br />
Messbereich<br />
liegen!<br />
Unbekannte<br />
Proben<br />
7c, 7d<br />
Müssen im<br />
Messbereich<br />
liegen!<br />
7) Absorbanz-Messung aller Proben bei 510 nm gegen die Blindprobe. Wenn man so vorgeht werden die<br />
korrigierten Absorbanzwerte durch die Art der Messung bereits im Gerät ermittelt.<br />
Alle Mitglieder einer Laborspange führen ihre Messungen am gleichen Gerät durch.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Photometrie 19<br />
Je nach verwendetem Gerät geht man unterschiedlich vor:<br />
Bei Zweistrahlgeräten, die mit Küvetten arbeiten, wird eine Küvette mit der Blindprobe gefüllt (⅔-Füllung ist<br />
ausreichend) und in den Referenzstrahlengang gebracht. Die zweite Küvette wird dann jeweils mit den zu<br />
messenden Proben gefüllt, in den Messstrahlengang gebracht und die Absorbanzwerte notiert.<br />
Bei Einstrahlgeräten, die mit Küvetten arbeiten, dient die Blindprobe zur Nullstellung des Gerätes. Dann<br />
werden die Messproben gemessen und die Absorbanzwerte notiert. Neuere Einstrahlgeräte können den<br />
Absorbanzwert der Blindprobe speichern und liefern für die Messproben dann gleich den korrigierten<br />
Absorbanzwert.<br />
Für ganz moderne Einstrahlgeräte gibt es als (teure) Zusatzausrüstung eine Lichtleiterfaseroptik, die es<br />
möglich macht, ganz auf Küvetten zu verzichten. Die Absorbanzen der Proben können dann sogar<br />
außerhalb des Gerätes gemessen werden, indem der Messkopf des Lichtleiters in die Probe eingetaucht<br />
wird.<br />
Auswertung:<br />
Graphische Auswertung für die individuellen Proben Nr. 7a, 7b, 7c, 7d.<br />
Unmittelbar nach der Messung sind die gegen die Blindprobe gemessenen, korrigierten Absorbanzwerte der<br />
Standard-Proben graphisch auszuwerten.<br />
Dafür trägt jeder seine Absorbanz-Messwerte auf der Ordinate gegen die jeweilige Fe-Konzentration im Test<br />
(ß Test (Fe) / mg·L -1 ) auf der Abzisse auf.<br />
Unter Berücksichtigung aller Messwerte wird eine Ausgleichsgerade nach Augenmaß gezogen. Vorher<br />
überlegen: muss die Ausgleichsgerade durch den Nullpunkt gehen? Die Absorbanz-Messwerte der drei<br />
Analysen Proben 7a – 7c liefern mit Hilfe der Ausgleichsgeraden die zugehörigen Fe-Konzentrationen in den<br />
Küvetten-Testlösungen ß Test (Fe).<br />
Die Messwerte und die ermittelten Fe 2+ -Testkonzentration für die Proben 7a, 7b, 7c und 7d müssen deutlich<br />
erkennbar eingetragen und von den Standardwerten unterscheidbar gekennzeichnet sein.<br />
Angaben zur Probe und ihrer Vorbereitung (Verdünnungsfaktoren!).<br />
Am Ende erfolgt die Berechnung der Fe-Masse in der Stammlösung und in der Tablette.
20 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie<br />
5. Fluorimetrische Chinin-Bestimmung in Getränken.<br />
(Tonic-Wasser / Bitter Lemon)<br />
Informationen über Chinin<br />
Chinin (engl. Quinine) wurde erstmalig 1820 aus der Rinde subtropischer Bäume isoliert.<br />
Chinin ist ein Alkaloid vom "Chinolin-Typ". Chinolin (engl. Quinoline) ist der Name für<br />
das eine von zwei heterocyclischen Ringsystemen, die in der Strukturformel zu erkennen<br />
sind. Im Gegensatz zum aromatischen Chinolinsystem ist das zweite N-heterocyclische<br />
Ringsystem ein überbrücktes, aliphatisches Ringsystem. Es trägt den Namen: Chinuclidin.<br />
Chinin besitzt zwei basische N-Atome, die protoniert werden könnten. Das entsprechende zweifach<br />
protonierte Ammmoniumsalz ist eine 2-protonige Säure mit den pK a -Werten von pK a1 ≈ 4,1 bzw. pK a2 ≈ 8,5.<br />
Salze des Chinins – z.B. das in diesem Versuch verwendete „Chininsulfat“ – haben einen bitteren<br />
Geschmack. Deshalb werden diese Salze als Bitterungszusatzstoffe für CO 2 -haltige Erfrischungsgetränke<br />
(Tonicwasser, Bitter-Lemon) verwendet.<br />
Da man sich mit dem Alkaloid Chinin auch vergiften kann, ist sein Gebrauch als Lebensmittelzusatzstoff nur<br />
bis zu einem bestimmten Grenzwert erlaubt. Ermitteln Sie den erlaubten Grenzwert für Chinin aus der<br />
Literatur: G.A. Burdock, Encyclopedia of Food and Color Additives, CRC 1997, 86/VN8103 B951-3. Sie<br />
benötigen diesen Grenzwert auch zur Herstellung der Chinin-Ausgangslösung.<br />
Fluorimetrische Bestimmung von Chinin<br />
Wenn Moleküle mit kurzwelligem, monochromatischem Licht (z.B. UV-Strahlung) bestrahlt werden, können<br />
sie bei geeigneter Molekülstruktur die eingestrahlte Energie absorbieren und dadurch in einen angeregten<br />
Zustand übergehen. Einige dieser Moleküle besitzen je nach Molekülstruktur eine Besonderheit: Diese<br />
Moleküle können einen Teil der bei der Anregung absorbierten UV-Energie nach kurzer Zeitverzögerung als<br />
längerwellige Strahlung – z.B. als Strahlung im Bereich des sichtbaren Lichtes – wieder ausstrahlen<br />
(emittieren). Die emittierte sichtbare Strahlung ist aus verschiedenen Wellenlängen (Frequenzen)<br />
zusammengesetzt (Emissionsspektrum). Diese Erscheinung bezeichnet man als „Lumineszens“ und<br />
unterscheidet dann noch zwischen „Fluoreszens“ und „Phosphoreszens“, je nachdem ob die<br />
Strahlungsemission nur kurz (bis zu 10 -4 s) oder länger (bis 10 2 s) nach Abschalten der Anregung andauert.<br />
Moleküle, die diese Eigenschaften besitzen, bezeichnet man als Luminophore oder Fluorophore bzw.<br />
Phosphore. Nicht viele analytisch wichtige Moleküle sind Luminophore, viele können aber mit Hilfe gezielter<br />
chemischer Synthesen dazu gemacht werden.<br />
Eine der wenigen fluoreszierenden Substanzen, die als Lebensmittelzusatzstoff oder als pharmazeutischer<br />
Wirkstoff verwendet wird, ist das Chinin. Weil die Fluoreszenzintensität der emittierten Strahlung sehr<br />
empfindlich gemessen werden kann, kann man Chinin sehr gut quantitativ fluorimetrisch bestimmen.<br />
Allerdings muss man Rahmenbedingungen beachten.<br />
Wenn eine basische Chinin-Lösung mit Licht der Wellenlänge 366 nm (Anregungs-Wellenlänge) bestrahlt<br />
wird, zeigt Chinin nur schwache Fluoreszenz. Chinin in stark saurer H 2 SO 4 -Lösung fluoresziert dagegen<br />
intensiv blau. In stark saurer HCl-Lösung aber beobachtet man wieder nur schwache Fluoreszens. Aus den<br />
Beobachtungen kann man schließen:
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie 21<br />
• die völlig deprotonierte Form des Chinins (freie Base) ist kein guter Fluorophor;<br />
• das Di-Kation des Chinins ist ein starker Fluorophor, wenn als Säure H 2 SO 4 benutzt wird;<br />
• die Fluoreszenz des Chinins wird durch das Anion der Salzsäure (Chlorid) stark geschwächt.<br />
Eine solche Schwächung der Fluoreszenz durch Begleitstoffe nennt man „Löschung“ (engl. Quenching).<br />
Chlorid ist ein solcher sog. „Löscher“ (engl. Quencher) und darf in <strong>Lösungen</strong>, in denen Chinin bestimmt<br />
werden soll, nicht vorhanden sein.<br />
Für die Fluoreszenz-Intensität I F gilt das Gesetz von Parker. Es besagt, dass zwischen I F und der zu<br />
bestimmenden Stoffmengenkonzentration c des fluoreszierenden Moleküls ein linearer Zusammenhang<br />
besteht:<br />
I<br />
F<br />
= I ⋅ Φ ⋅ k ⋅ε<br />
⋅ d ⋅ c<br />
0<br />
f<br />
In der Proportionalitätskonstanten sind mehrere Parameter enthalten, nämlich:<br />
I 0<br />
Intensität des eingestrahlten („Anregungs“-) Lichtes.<br />
Φ f Quantenausbeute der fluoreszierenden Spezies (liegt zwischen 0 und 1).<br />
k<br />
ε<br />
d<br />
Eine geometrische Konstante, die von der Messgeometrie abhängt.<br />
Absorptions(Extinktions-)koeffizient der fluoreszierenden Spezies.<br />
Durchstrahlte Länge des Mediums.<br />
Die Konzentration c kann also durch Messung von I F bestimmt werden, wenn alle anderen Parameter<br />
konstant gehalten werden. Man beachte: Im Gegensatz zur Photometrie ist das Messsignal I F von der<br />
Intensität der Lichtquelle I 0 abhängig.<br />
Bei der Überprüfung des Gesetzes von Parker hat man festgestellt: Wenn die Konzentration c stark erhöht<br />
wird, geht der oben formulierte lineare Zusammenhang zwischen der Fluoreszenzintensität I F und c verloren!<br />
Der lineare Zusammenhang besteht nur bei niedrigen Konzentrationen des Fluorophors. Bei höheren<br />
Konzentrationen flacht die zunächst lineare Kalibrationskurve immer mehr ab und fällt dann sogar ab.<br />
Eindeutige Aussagen zu unbekannten Konzentration können aber nur im linearen Bereich der<br />
Kalibrationskurve getroffen werden. Um ganz sicher zu stellen, dass man sich im linearen Bereich befindet,<br />
muss also eine aus mehreren Konzentrations-Messpunkten bestehende Kalibrationskurve erstellt werden.<br />
Die Nachweisgrenzen emissionsspektroskopischer Methoden liegen immer viel niedriger als die von<br />
absorptionsspektroskopischen Methoden. Mit fluorimetrischen Bestimmungen können deshalb noch<br />
niedrigere Konzentrationen bestimmt werden, als mit absorptionsspektroskopischen Methoden. Allerdings<br />
sind fluorimetrische Bestimmungen empfindlich gegenüber Fremdstoffen, z.B. gegenüber Chlorid als<br />
Quencher. Solche Störsubstanzen können bei der Fluorimetrie einen wesentlich größeren Einfluss haben als<br />
bei der Absorptionsspektroskopie. Deshalb wird in diesem Versuch das im Getränk vorhandene Chinin vor<br />
der fluorimetrischen Bestimmung aus dem Getränk (aus der Matrix) durch Extraktion isoliert.<br />
Zur Messung der Fluoreszenzintensität dienen sog. Fluorimeter. Das Anregungslicht erhält man aus<br />
Lichtquellen wie z. B. einer Wolfram-, Deuterium-, Xenon- oder einer Quecksilber-Lampe oder aus einem<br />
Laser. Es wird in einem ersten Monochromator auf die gewünschte Anregungswellenlänge λ 1 eingestellt<br />
und danach auf die Probe, die sich in einer Küvette oder in einer Mikrotiterplatte befindet, gelenkt.<br />
Das von der Probe emittierte Fluoreszenzlicht wird in der Regel unter einem Winkel von 90° zur<br />
Anregungsstrahlung auf einen Photodetektor gelenkt und seine Intensität gemessen.
22 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie<br />
Da die Fluoreszenz in alle Richtungen des Raumes abgestrahlt wird, gelangt nur ein Bruchteil (deshalb der<br />
Faktor k in obiger Gleichung) zum Detektor. Der Detektor muss daher eine hohe Empfindlichkeit besitzen.<br />
Vor dem Detektor liegt üblicherweise ein zweiter Monochromator, der nur eine bestimmte Wellenlänge λ 2<br />
der emittierten Strahlung, nicht aber das gestreute Anregungslicht der Wellenlänge λ 1 durch lässt.<br />
Fluorimetrische Analysen lassen sich schnell und einfach durchführen. Allerdings ist es vorher meist nötig,<br />
den fluoreszierenden Analyten zu erzeugen oder zu isolieren.<br />
Wegen des hohen Nachweisvermögens der Fluorimetrie dienen fluorimetrische Methoden unter anderem<br />
zur Reinheitsprüfung von Wasser, Bestimmung von optischen Aufhellern in Waschmitteln und Textilien,<br />
Bestimmung von Ionen im Wasser durch Überführung in fluoreszierende Metall-Komplexe (Al 3+ mit Morin;<br />
Mg 2+ mit Oxin, usw.), vor allem aber für Fluoreszenz-Immuntests. Das augenfälligste Beispiel war und ist die<br />
Sequenzierung von Genomen (z. B. des Menschen), die mit Hilfe einer Kombination aus Laserfluorimetrie<br />
und Kapillarelektrophorese erfolgt. Im günstigsten Fall sind mittels Fluorimetrie sogar einzelne Moleküle<br />
nachweisbar: single molecule detection.<br />
Benötigte Reagenzien und <strong>Lösungen</strong><br />
1) Chinin-Ausgangslösung (hergestellt 1 x pro Laborspange)<br />
2-<br />
Die Herstellung erfolgt aus Di-Monohydrogen-Chinin-sulfat-Dihydrat: ( ) SO 2H O<br />
abgekürzt als Ch 2 S und hat die molare Masse: M(Ch 2 S) = 783 g·mol -1 .<br />
Herstellung der Chinin-Ausgangslösung mit dem Volumen V = 100 mL.<br />
+<br />
ChH<br />
2 4<br />
⋅<br />
2<br />
. Das Salz wird hier<br />
Aus gerätetechnischen Gründen kann hier die Chinin-Massenkonzentration nur halb so groß sein, wie der<br />
erlaubte Chinin-Grenzwert für Getränke: ß(Ch) ≈ _________ mg·L -1 .<br />
a) Zunächst die für die Ausgangslösung benötigte Einwaage grob abschätzen;<br />
b) Dann das Chinin-Salz auf einer Analysenwaage in einen 100 mL Messkolben genau einwiegen und<br />
mit entionisiertem Wasser zum Endvolumen auflösen;<br />
c) Mit der tatsächlichen gemachten Einwaage den genauen Wert der Chinin-Massenkonzentration<br />
ß 0 (Ch) in der Ausgangslösung berechnen;<br />
d) Dann Chininkonzentrationen ß St (Ch) in den Chinin-Standardlösungen berechnen.<br />
2) Natronlauge-Lösung: c(NaOH) ≈ 2 mol•L -1 pro Laborspange ca. 500 mL; vorhanden.<br />
3) Schwefelsäure-Lösung: c(H 2 SO 4 ) ≈ 0,5 mol•L-1 pro Laborspange ca. 1 L; vorhanden.<br />
4) Diethylether (Ether) als Extraktionsmittel pro Laborspange ca. 500 mL; vorhanden.<br />
Diethylether ist hochentzündlich und muss deshalb von allen Zündquellen ferngehalten werden. Alle<br />
Arbeiten mit Ether müssen deshalb im vorher freigeräumten Abzug durchgeführt werden. Auch im Abzug<br />
dürfen keine größeren Ethermengen verschüttet werden, denn es besteht sonst Explosionsgefahr in der<br />
Abluftanlage! Entstehungsbrände mit CO2-Löscher bekämpfen. Ggf. Saal räumen. Diethylether wirkt<br />
narkotisch bis zum Exitus durch Atemlähmung. Symptome: röchelnde, erschwerte Atmung,<br />
Untertemperatur, schwacher, schneller Puls. Diethylether verursacht Reizungen der Schleimhäute und hat<br />
entfettende Wirkung.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie 23<br />
Pro Laborspange: Herstellung einer gemeinsamen Chinin-Stammlösung durch Extraktion.<br />
Jeder Einzelne: Aus der gemeinsamen Chinin-Stammlösung werden durch Verdünnung jeweils fünf<br />
individuelle Standardlösungen hergestellt.<br />
Bei der Herstellung der gemeinsamen Chinin-Stammlösung für eine Laborspange soll die fachgerechte Ether-<br />
Extraktion eingeübt werden. Im Folgenden sind die nummerierten Einzelschritte stichpunktartig ohne<br />
experimentelle Details aufgelistet. Eine detaillierte Beschreibung liegt aus bzw. erfolgt durch die Betreuer.<br />
Vor und während eines mehrstufigen Extraktionsverfahrens – besonders wenn es Teil einer quantitativen<br />
Analyse ist – muss man sich immer klar darüber sein:<br />
• Wie muss der pH-Wert der wässrigen Phase eingestellt werden?<br />
• In welcher Phase befindet sich der Analyt (Chinin) gerade?<br />
• Bei welchem Teilschritt drohen die größten Fehler, d.h. Verluste des Analyten? Wann also muss<br />
man also besonders sorgfältig vorgehen?<br />
1. 25 mL (Vollpipette) Chinin-Ausgangslösung in einen 100 mL Schütteltrichter pipettieren. Die Lösung mit<br />
ca. 2 mL (Messpipette) einer 2 mol·L -1 Natronlauge alkalisch machen.<br />
2. Chininlösung im Schütteltrichter mit ca. 25 mL Ether (Messzylinder) extrahieren.<br />
3. Die untere alkalische Wasserphase in ein kleines Becherglas ablassen und aufbewahren!<br />
4. Die obere im Schütteltrichter verbliebene Etherphase ebenfalls nach unten durch Öffnen des Hahnes in<br />
ein Ether-Sammelgefäß (100 mL-Becherglas) ablassen. Mit ca. 5 mL frischem Ether nachspülen<br />
(Schütteltrichter umschwenken) und den Spülether ebenfalls in das Sammelgefäß ablassen und sorgfältig<br />
aufbewahren!<br />
5. Reinigung des Schütteltrichters ist nach diesem ersten Extraktionsvorgang nicht nötig! Aufbewahrte<br />
alkalische Wasserphase wieder in den Schütteltrichter einfüllen. Extraktionsvorgang zweimal mit jeweils<br />
15 mL Ether + 5 mL Spülether wiederholen. Alle Etherphasen in dem Ether-Sammelgefäß vereinigen. Das<br />
Endvolumen darf nicht mehr als 70 - 80 mL betragen.<br />
6. Gesammelte Etherphasen wieder in den (ungereinigten) Schütteltrichter einfüllen. Sammel-Gefäß und<br />
Trichter mit ca. 5 mL Ether nachspülen.<br />
7. Gesammelte Etherphasen mit ca. 5 mL Wasser waschen. Waschwasser verwerfen.<br />
8. Rückextraktion von Chinin aus den gesammelten Etherphasen in eine saure wässrige Phase: Es wird<br />
insgesamt 4-mal mit jeweils 10 mL 0,5 mol·L -1 H 2 SO 4 extrahiert. Die unteren sauren wässerigen Phasen<br />
werden nach jedem Rückextraktionsvorgang in einen 100 mL-Messkolben abgelassen und dort<br />
gesammelt. Am Ende wird mit 0,5 mol·L -1 H 2 SO 4 im Messkolben auf 100 mL Endvolumen aufgefüllt.<br />
Diese Chinin-Stammlösung wird von jedem zur individuellen Herstellung von jeweils fünf Chinin-<br />
Standardlösungen benutzt (s. unten).<br />
Berechnen Sie die Massenkonzentration in der Chinin-Stammlösung aus der Einwaage und den bei der<br />
Extraktion verwendeten Teil- und Auffüllvolumen. Die Berechnung erfolgt natürlich unter der Annahme,<br />
dass die Extraktion vollständig verlaufen ist. Aber ist diese Annahme richtig? Wenn das nicht sicher ist, dann<br />
ist auch nicht sicher, ob die berechnete Chinin-Massenkonzentration tatsächlich in der Stammlösung<br />
vorliegt! Wie lässt sich dieses Dilemma auflösen?
24 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie<br />
Das Dilemma lässt sich beseitigen, wenn nicht nur die Stammlösung sondern auch die realen Proben mit<br />
einer genau identischen Extraktionsprozedur hergestellt werden. Wenn man so vorgeht, dann wird damit<br />
das gesamte Extraktionsverfahren mit in die Kalibrierung einbezogen.<br />
Allerdings bleibt eine Gefahr, die man immer ernst nehmen muss:<br />
Die Extraktionsprozedur kann streng genommen nur dann exakt identisch durchgeführt werden, wenn die<br />
realen Proben und die Chinin-Ausgangslösung identische Eigenschaften (identische Matrix) haben. Schon<br />
wenn z.B. die Phasentrennung bei einer realen Probe schlechter verläuft, kann das zu einer Abweichung<br />
führen.<br />
Aus der Chinin-Stammlösung stellt jeder durch Verdünnung mit 0,5 mol·L -1 H 2 SO 4 fünf individuelle Chinin-<br />
Standardlösungen her (Keine Gruppenarbeit!). Ihre Konzentrationen sind ebenfalls zu berechnen. Als sechste<br />
Standardlösung fungiert die (unverdünnte) Stammlösung selbst.<br />
Die Verdünnungen dürfen hier ausnahmsweise nicht in Messkolben sondern durch Zugabe der Volumina<br />
des Verdünnungsmittels mit geeigneten Pipetten durchgeführt werden. Das entspricht eigentlich nicht der<br />
Definition der Gehaltsgröße "Massenkonzentration". Es muss hier nur deshalb erfolgen, weil nicht so viele<br />
Messkolben zur Verfügung stehen.<br />
Die Bezeichnung einer Verdünnung spiegelt die sachgerechte Herstellung im Messkolben wieder. Eine 1:10-<br />
Verdünnung ist also eine solche, bei der z. B. 1 mL der zu verdünnenden Lösung im Messkolben auf ein<br />
Endvolumen von 10 mL gebracht wird. Die Angabe 1:10 gibt das Volumenverhältnis von Ausgangslösung<br />
und Endlösung an. Die Angabe stellt eine Rechenvorschrift dar. Das Rechenergebnis ist der<br />
Verdünnungsfaktor; er beträgt hier 0,1.<br />
Man sollte diesen Sachverhalt immer vor Augen haben, denn es kann bei Verdünnungen zu<br />
Missverständnissen kommen, besonders bei der sog. 1:1-Verdünnung, bei der es sich – obiger Erläuterung<br />
entsprechend – um die unverdünnte Lösung handelt!<br />
Vorschlag für eine für diesen Versuch geeignete Verdünnungsreihe:<br />
Bezeichnung 1:10 2:10 4:10 6:10 8:10 1:1<br />
Verdünnungsfaktor 0,1 0,2 0,4 0,6 0,8 1<br />
Die Fluoreszenzintensitäten dieser sechs Standardlösungen werden später gemeinsam mit der noch<br />
herzustellenden Probenlösung gemessen.<br />
Herstellung der Probenlösungen durch Extraktion von Chinin aus dem Getränk.<br />
Eine Laborspange verwendet ein selbst mitgebrachtes chininhaltiges Getränk (Achtung: Die Cafeteria führt<br />
keine chininhaltigen Getränke) gemeinsam. Jeder muss eine individuelle Probe herstellen.<br />
Die Extraktion verläuft im Prinzip wie oben beschrieben, nur führt jetzt jeder die Extraktion mit einer<br />
individuellen realen Probe durch. Alle Extraktionen sind im Abzug durchführen. Schrittweise wie folgt<br />
vorgehen:<br />
1. pH-Wert des Getränkes messen. Das Getränk muss vor der Extraktion sehr gut entgast werden (warum?).<br />
Für eine 4er-Gruppe werden ca. 100 mL des Getränkes in einer 250 mL-Saugflasche durch Anlegen eines<br />
Vakuums entgast. Man kann auch ein Ultraschallbad verwenden.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Fluorimetrie 25<br />
2. Jeder pipettiert 10 mL (Vollpipette) des entgasten Getränkes in einen 100 mL Schütteltrichter. Die<br />
Getränkeprobe wird durch Zugabe von ca. 15 mL (Messzylinder) NaOH-Lösung 2 mol·L -1 stark alkalisch<br />
gemacht. (Warum wird so viel mehr NaOH-Lösung verwendet im Vergleich zur Chinin-Ausgangslösung?)<br />
3. Die alkalische Getränkeprobe wird – wie für die Chinin-Ausgangslösung beschrieben – extrahiert und<br />
gespült (1-mal mit 25 mL und 2-mal mit jeweils 15 mL Ether + jeweils 5 mL Spülether).<br />
4. Die gesammelten, vereinigten Etherphasen wieder in den (ungereinigten) Schütteltrichter umfüllen<br />
(nachspülen mit ca. 5 mL Ether) und mit 5 mL Wasser waschen.<br />
5. Rückextraktion des Chinins aus den gesammelten Etherphasen. Es wird insgesamt 4-mal mit jeweils 10<br />
mL 0,5 mol·L -1 H 2 SO 4 extrahiert. Die unteren sauren wässerigen Phasen werden nach jedem<br />
Rückextraktionsvorgang in einen 100 mL-Messkolben abgelassen und dort gesammelt. Am Ende wird<br />
mit 0,5 mol·L -1 H 2 SO 4 im Messkolben auf 100 mL Endvolumen aufgefüllt.<br />
Die Fluoreszenzintensität dieser einen Probenlösung wird gemeinsam mit den Fluoreszenzintensitäten der<br />
vorher hergestellten sechs Standard-<strong>Lösungen</strong> bestimmt.<br />
Durchführung der Messung<br />
Geräteparameter für das Fluoreszenzspektrometer: Anregungswellenlänge: 352 nm<br />
Wenn die Wellenlänge maximaler Fluoreszenzintensität unbekannt ist, muss sie zunächst durch Aufnahme<br />
eines Emissionsspektrums zwischen 400 nm und 550 nm bestimmt werden. Aus einem ausliegenden<br />
Spektrum können sie erkennen, dass die Fluoreszenzintensität maximal hoch ist bei 448 nm<br />
(Emissionmaximum). Deshalb wird diese Wellenlänge zur Messung der Standard- und der Probenlösungen<br />
verwendet.<br />
Auswertung:<br />
Graphische Hand-Auswertung: Die gemessenen Fluoreszenzintensitäten der sechs Standardlösungen auf der<br />
Ordinate gegen die jeweilige Konzentration der Chinin-Standardlösung (ß(Ch) / mg·L -1 ; sachgerechte<br />
Skalierung!) auf der Abszisse auftragen.<br />
Unter Berücksichtigung aller Messwerte eine Ausgleichsgerade (Kalibriergerade) nach Augenmaß ziehen.<br />
Dabei bedenken: Bei der Messung von Fluoreszensintensitäten muss die Ausgleichsgerade nicht<br />
zwangsläufig durch den Nullpunkt gehen! (Warum nicht?)<br />
Der Intensitäts-Messwert für die Getränke-Probe liefert mit Hilfe der Kalibriergeraden die Chinin-<br />
Massenkonzentration ß(Ch) in der Probenlösung. Den Wert im Diagramm deutlich markieren!
26 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung<br />
6. Bestimmung des Nitrat-Gehaltes in Gemüse durch<br />
Photometrie.<br />
Die <strong>Chemie</strong> der photometrischen Nitrit- und Nitratbestimmung<br />
Die Anionen Nitrit und Nitrat sind farblos und absorbieren nicht im sichtbaren Bereich des Spektrums.<br />
Deshalb ist die direkte photometrische Bestimmung dieser Anionen unmöglich. Es muss also eine chemische<br />
Reaktionsfolge vorgeschaltet werden, bei der im letzten Schritt ein Farbstoff gebildet wird. Für das Nitrit gibt<br />
es eine bekannte Farbstoffbildungsreaktion. Sie beruht auf der Fähigkeit des Nitrits mit organischen Aminen<br />
Azofarbstoffe zu bilden: In saurer Lösung reagiert Nitrit, bzw. die dann vorliegende korrespondierende<br />
schwache salpetrige Säure, mit primären organischen Aminen zu den sog. Diazoniumsalzen. Die<br />
Diazoniumsalze reagieren anschließend mit geeigneten organischen aromatischen Verbindungen zu den<br />
stark gefärbten Azofarbstoffen (Azokupplung). Die ε-Werte der Azofarbstoffe sind für photometrische<br />
Bestimmungen ausreichend groß.<br />
Für eine Nitrat-Bestimmung muss das Nitrat vorher zum Nitrit reduziert werden. Man kann dann sogar in<br />
zwei parallel angesetzten Proben Nitrat und Nitrit nebeneinander bestimmen, wenn man in einer der Proben<br />
das Reduktionsmittel weglässt. Bei der Nitratbestimmung handelt sich also um eine 3-stufige<br />
Bestimmungsreaktion, für die alle bereits bei der Eisen-Bestimmung formulierten Kriterien erfüllt werden<br />
müssen:<br />
1. Die Gesamt-Reaktion muss eine bekannte Stöchiometrie haben und schnell verlaufen.<br />
2. Die Reaktion muss für Nitrat und Nitrit spezifisch sein. Die Reagenzien und natürlich auch der gebildete<br />
Farbstoff müssen im Testsystem löslich sein.<br />
3. Es muss erreicht werden, dass die Gesamt-Reaktion möglichst vollständig verläuft. Weil das in diesem<br />
Versuch nicht sicher ist, muss eine Kalibriergerade erstellt werden.<br />
Der 1. Schritt der Reaktionsfolge, die Reduktion von Nitrat zu Nitrit, ist schwierig: Man muss ein<br />
Reduktionsmittel finden, das Nitrat nur zum Nitrit und nicht weiter zum N 2 O (Distickstoffmonoxid) reduziert.<br />
Das ist schwierig, denn die Redoxpotentiale beider Anionen sind ähnlich groß, d.h. NO 2<br />
-<br />
ist ein ähnlich<br />
starkes Oxidationsmittel wie NO 3- . Für diese Reduktion hat sich als Reduktionsmittel metallisches Cadmium<br />
in pulverisierter Form gut bewährt, jedoch ist das Verfahren für ein Praktikum viel zu umständlich. Deshalb<br />
wird in diesem Versuch das Reduktionsmittel „Hydrazin“ (H 2 N-NH 2 ), bzw. sein in Wasser gut lösliches Salz<br />
„Hydraziniumsulfat“ eingesetzt. Laut Redoxgleichung sind die Redoxpotentiale von NO 2<br />
-<br />
und NO 3<br />
-<br />
pHabhängig.<br />
Es muss also durch Erprobung ein pH-Wert gesucht werden, bei dem NO 3<br />
-<br />
zu NO 2- , letzteres aber<br />
nicht weiter reduziert wird. Dieser pH-Wert liegt im schwach basischen.<br />
Reduktionen mit Hydraziniumsalzen sind ziemlich störanfällig. Damit die Reduktion vollständig und<br />
reproduzierbar verläuft, muss gewährleistet sein:<br />
- eine Temperatur von ca. 50 °C und eine bestimmte Reaktionszeit;<br />
- der pH-Wert muss schwach basisch sein;<br />
- als Katalysator muss Cu 2+ in geringer Konzentration (0,5 mg·L -1 ) vorhanden sein.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung 27<br />
Die benötigte Cu 2+ -Katalyse ist ein sehr kritischer Punkt. In Gemüse-Proben besteht nämlich die Gefahr, dass<br />
die niedrige Cu 2+ -Katalysatormenge von unbekannten Gemüse-Inhaltsstoffen unkontrolliert „verbraucht“,<br />
z.B. adsorbiert oder komplexiert, wird. Dann steht der Cu 2+ -Katalysator für die Reduktion nicht mehr zur<br />
Verfügung. Für Cu 2+ -Kationen sehr „schädliche“ Gemüse-Inhaltsstoffe sind in Zwiebeln, Radieschen, Rettich<br />
und anderen geruchsintensiven Gemüsen enthalten. Es sind schwefelhaltige, organische Substanzen, die mit<br />
Cu 2+ -Kationen innigen Kontakt eingehen (denken Sie an das extrem schwerlösliche CuS). Auch viele Obstund<br />
Gemüse-Farbstoffe vom Anthocyantyp sind für Cu 2+ -Kationen sehr „schädlich“, weil sie als Liganden für<br />
Cu-Komplexe wirken können.<br />
-<br />
Im 2. Schritt der Reaktion wird aus dem NO 2 in saurer Lösung (HNO 2 ) ein Diazoniumkation durch<br />
Diazotierung von p-Aminobenzolsulfonsäureamid (Sulfanilsäureamid) gebildet. Da nach der Reduktion die<br />
Lösung schwach alkalisch ist, muss vorher neutralisiert werden. Für die Diazotierung wird dann ein ziemlich<br />
niedriger pH-Wert benötigt. Seine Einstellung muss durch die richtige Zusammensetzung des Azoreagenzes<br />
gewährleistet werden: → im Azoreagenz muss ausreichend starke Säure vorhanden sein.<br />
O N OH<br />
O<br />
O<br />
+<br />
+ H 3 N<br />
S O N N + S O +<br />
NH 2<br />
NH 2<br />
2 H 2 O<br />
Ammoniumsalz von<br />
4-Amino-benzolsulfonsäureamid<br />
Diazoniumsalz von<br />
4-Amino-benzolsulfonsäureamid<br />
Im 3. Schritt der Reaktion erfolgt die Bildung eines wasserlöslichen Azofarbstoffes durch Azokupplung des<br />
Diazoniumkations mit einer geeigneten aromatischen Verbindung. Geeignet für diese Azokupplung ist die<br />
organische Verbindung dann,<br />
- wenn sie und der entstehende Azofarbstoff wasserlöslich sind;<br />
- wenn der Azofarbstoff einen hohen molaren Absorptionskoeffizienten hat;<br />
- wenn die Reaktion (elektrophile aromatische Substitutionsreaktion) schnell erfolgt.<br />
Diese drei Bedingungen werden von einem Derivat des Naphthylamins mit dem Namen N-(1-Naphthyl)-<br />
ethylendiamin erfüllt.<br />
H 2 N<br />
NH H + N N + O<br />
S O<br />
NH 2<br />
N<br />
N<br />
NH<br />
NH 2<br />
NH 2<br />
S O<br />
O<br />
Naphthylamin-Derivat<br />
Diazoniumkation<br />
Azofarbstoff<br />
Benötigte Reagenzien und <strong>Lösungen</strong><br />
Die Nitrat-Bestimmung ist aus mehreren Gründen sehr empfindlich.<br />
1. Verwendung von normalem ention. Wasser kann zum Versagen der Farbreaktion führen, wenn das<br />
Wasser org. Verunreinigungen enthält, die die Cu-Katalyse behindern. Nur bidest. Wasser<br />
verwenden!
28 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung<br />
2. Die Bestimmung ist empfindlich und kann NO 3- -Konzentrationen bis zu 0,02 mg·L -1 erfassen.<br />
Nitratkonzentrationen im Leitungswasser liegen bei 20 - 40 mg·L -1 . Das heißt: noch eine 1:1000<br />
Verdünnung von Leitungswasser kann zu einer Färbung führen. Konsequenz: es dürfen keine Reste<br />
von Leitungswasser in Glasgefäßen vorhanden sein. Glasgeräte müssen vor Gebrauch gut gereinigt<br />
und mit bidest. Wasser gespült werden.<br />
1a) Nitrat-Standardlösung (Gruppe 1)<br />
V St = 1 L ß(NO 3- ) ≈ 5 mg·L -1 M(NO 3- ) = 62,0 g·mol -1 M(NaNO 3 ) = 85,01 g·mol -1<br />
Benötigte Einwaage Natriumnitrat berechnen und auf der Analysenwaage einwiegen. Einwaage quantitativ<br />
in einen 1 L-Messkolben überführen und mit bidest. Wasser auf das Endvolumen auffüllen. Da die Einwaage<br />
niedrig ist, muss sehr sorgfältig gearbeitet werden. Mit der Nitrat-Standard-Lösung werden die 25 mL-<br />
Dosierbüretten gefüllt.<br />
2) NaOH-Lösung (Gruppe 2)<br />
V = 0,5 L c(NaOH) = 1,0 mol·L -1 M(NaOH) = 40,0 g·mol -1<br />
Sachgerechte Herstellung aus festem NaOH p.a. (Oberschalenwaage) und bidest. Wasser im 500 mL-<br />
Messkolben. Lösung in der Vorratsflasche der Dispensette aufbewahren.<br />
3) Kupfersulfat-Lösung (Gruppe 2)<br />
V = 0,5 L ß(CuSO 4·5H 2 O) ≈ 27 mg·L -1 M(CuSO 4·5H 2 O) = 250 g·mol -1 M(Cu) = 63,5 g·mol -1<br />
Herstellung aus Kupfersulfat-pentahydrat (Einwaage Analysenwaage)und bidest. Wasser. Lösung in der<br />
Vorratsflasche der Dispensette aufbewahren.<br />
4) Hydraziniumsulfat-Lösung (Gruppe 3)<br />
Giftig beim Einatmen, Verschlucken und Berührung; Sensibilisierung bei Hautkontakt; Kann Krebs erzeugen;<br />
Bei Unfall Artzt hinzuziehen; Exposition vermeiden.<br />
Besondere Maßnahmen bei der Einwaage: im Abzug; Handschuhe tragen; Staub vermeiden. Besondere<br />
Maßnahmen beim Umgang mit der Lösung und der Dosierung: Verschütten und Verspritzen vermeiden<br />
bzw. sofort beseitigen. Beim Aufwischen Handschuhe tragen!<br />
V = 0,5 L ß(Hy) ≈ 1,2 g·L -1 M(Hy) = 130,12 g·mol -1<br />
Das Salz Hydraziniumsulfat p.a. wird auf einer Oberschalenwaage im Abzug in ein 100 mL-Becherglas<br />
eingewogen, bidest. Wasser zugegeben und bis zur Auflösung gerührt. Dann in den Messkolben überführen<br />
und mit bidest. Wasser auffüllen. Lösung in der Vorratsflasche der Dispensette aufbewahren.<br />
5) HCl-Lösung (Gruppe 3)<br />
V = 0,5 L c(HCl) = 1,0 mol·L -1 M(HCl) = 36,45 g·mol -1<br />
Sachgerechte Herstellung aus konzentrierter HCl p.a. (Herstellerangaben: ca. 36%; ρ ~ 1,19 g·mL -1 ; vgl.<br />
Etikett-Angaben) und bidest. Wasser im 0,5 L-Messkolben. Lösung in der Vorratsflasche der Dispensette<br />
aufbewahren.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung 29<br />
6) Azoreagenz-Lösung (Gruppe 4 & 5) V = 2 × 0,5 L<br />
In der Azoreagenzlösung sind alle Reagenzien vorhanden, die benötigt werden<br />
- für die Ausbildung des richtigen pH-Wertes im Testvolumen,<br />
- für die Bildung des Diazoniumkations aus Nitrit und dem organischen Amin<br />
- und für die nachfolgende Azokupplung.<br />
Reagenz-Lösung mit nitratfreien Gerätschaften und bidest. Wasser wie folgt herstellen: 5 g<br />
Sulfanilsäureamid (Sulfanilamid) und 0,5 g N-(1-Naphthyl)-ethylendiamin Dihydrochlorid Monomethylat auf<br />
einer Oberschalenwaage abwiegen, vollständig in ein 1 L-Becherglas überführen und durch Zugabe von ca.<br />
250 mL bidest Wasser und 105 mL (Messzylinder) konz. HCl p.a. (ca. 36%; ρ ~ 1,19 g·mL -1 ; vgl. Etikett-<br />
Angaben) (ca. 1,2 mol) unter Rühren lösen. 136,1 g Natriumacetat-Trihydrat (1 mol) in ein Becherglas<br />
einwiegen und portionsweise unter Rühren zu der Reagenzlösung in das 1 L Becherglas geben und auflösen.<br />
Die Azo-Reagenz-Lösung darf nur schwach rosa sein. Ihr Volumen sollte jetzt ca. 400 mL betragen. Die<br />
Lösung wird in einen 500 mL-Messkolben überführt, mit bidest. Wasser auf das Endvolumen aufgefüllt und<br />
zur Füllung der Reagenz-Dispensette benutzt.<br />
Probenvorbereitung: Herstellung der Gemüse-Stamm- und Probenlösungen.<br />
Gemüseart und Nitratgehalt - Vorprobe zur Bestimmung des Nitratgehaltes im Gemüse -<br />
Vorüberlegungen zur Herstellung von Stamm- und Probenlösung<br />
Nitrat kann aus vielen Proben relativ einfach isoliert werden. Meist genügt eine Extraktion mit Wasser, denn<br />
es gibt keine schwer löslichen Nitratsalze. Die Extraktion mit Wasser ist aber nur dann vollständig, wenn das<br />
Material vorher fein zerkleinert (homogenisiert) wird.<br />
Pro Laborspange wird das gleiche Gemüse verwendet. Die Vorprobe mit dem Gemüse wird gemeinsam pro<br />
Laborspange durchgeführt, danach stellt jeder seine eigene Gemüse-Stamm- und Probenlösungen her.<br />
Potentiell nitratreiche Gemüse sind: Rettich, Radieschen, Spinat, Rote Beete und Blatt-(Feld)Salate. Der<br />
zulässige Grenzwert für den Nitrat-Massenanteil ist relativ hoch. Er liegt je nach Gemüsesorte, Saison und<br />
Anbauart bei 2 – 4 g·kg -1 (0,2 % - 0,4 %).<br />
Von den nitratreichen Gemüsen haben sich in den vergangenen Jahren gefärbte Blattsalate (z.B.<br />
Eichenblattsalat, Lollo rosso) und Rettichsorten als ungeeignet erwiesen (Einführung!). Am besten geeignet<br />
waren nitratreiche Kopfsalate, denn ist die Probenverdünnung hoch; demnach ist dann die Konzentration<br />
der Störstoffe niedrig!<br />
Nitratarme Gemüse sind z.B.: Kohl, Kohlrabi, Gurke, Tomate, Paprika, Möhre. Sie sollten für diesen Versuch<br />
nicht gewählt werden, denn bei ihnen muss die Probenverdünnung niedrig gehalten werden und demnach<br />
ist dann die Konzentration der Störstoffe hoch!<br />
Vorprobe mit Nitrat-Teststäbchen: ungefährer Nitratgehalt im Gemüse.<br />
Eine repräsentative Probe nehmen: 5 g Gemüse in Reibschale mit etwas Seesand und insgesamt 50 mL<br />
bidest. Wasser zum Brei verreiben und die Suspension in einem kleinen Becherglas sammeln. Mit einem<br />
Teststäbchen die ungefähre Nitratkonzentration im Gemüsebrei abschätzen. Ungefähren Massenanteil des<br />
Nitrats im Gemüse berechnen: ________ mg(NO 3- ) je kg(Gemüse). Ergebnis der Berechnung protokollieren.<br />
Herstellung der Probenlösung an Hand der folgenden Hinweise planen.
30 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung<br />
Vorüberlegungen zur Herstellung der Stamm- und der Probenlösung.<br />
Die auf den nächsten Seiten folgende Beschreibung zur Herstellung der Stamm- und Probenlösung bezieht<br />
sich auf ein Gemüse mit dem hohen Nitratgehalt von 2 g·kg -1 .<br />
Wenn die Vorprobe ergibt, dass das gewählte Gemüse einen niedrigeren Nitratgehalt hat, können bei allen<br />
Schritten Veränderungen vorgenommen werden. Es bleibt Ihnen überlassen, wo Sie das für sinnvoll<br />
erachten. Auf jeden Fall muss folgendes Ziel erreicht werden: Die NO 3- -Konzentration in der Probenlösung<br />
muss ähnlich groß sein wie die NO 3- -Konzentration in der Standardlösung. Sie muss im Bereich 1 - 10 mg·L -1 ,<br />
am besten bei ca. 5 mg·L -1 liegen.<br />
Für Veränderungen kommen in Frage:<br />
- Veränderung der Masse des eingesetzten Gemüses (maximal ca. 50 g);<br />
- Veränderung des Volumens bei der Herstellung der Gemüse-Stammlösung;<br />
- Veränderung des Probenverdünnungsfaktors bei der Herstellung der Probenlösung;<br />
- Veränderung der eingesetzten Probenvolumina im photometrischen Test.<br />
Herstellung der Stamm- und Probenlösung mit dem Assistenten besprechen.<br />
1) Probennahme und Extraktion des Nitrats mit Wasser: → Stammlösung<br />
Wenn der Nitratgehalt des Gemüses bei ca. 2 g·kg -1 – also recht hoch – liegt, werden zur Herstellung der<br />
Stammlösung ca. 20 g Gemüse eingesetzt. Dabei muss eine für das gesamte Gemüse repräsentative Probe<br />
genommen werden. → bei Salat: Außen-, Mittel- und Innenblätter sowie Strunkanteile verwenden.<br />
Nach Zerkleinerung mit dem Messer wird die Gemüseprobe mit einem optimalen Volumen bidest. Wasser<br />
im Mixer zu einem homogen Brei verarbeitet → Homogenisierung.<br />
Nach der Homogenisierung wird der Brei mit bidest. Wasser in ein Becherglas gespült.<br />
Es wird so viel Wasser verwendet, dass sich die Partikel in der Suspension möglichst gut absetzen<br />
(sedimentieren) und ein klarer Überstand entsteht. Die möglichst gut sedimentierte Suspension soll über<br />
einen Büchner-Trichter filtriert werden. In den Büchner-Trichter passenden Rundfilter einlegen und<br />
anfeuchten. Den möglichst klaren Überstand der Suspension bei leichtem Unterdruck aufgeben. So viel wie<br />
möglich vom Bodensatz (Sediment) abgießen. Dann über Celite filtrieren, nachspülen und in 1 L Messkolben<br />
überführen.<br />
Man kann jetzt auch ohne Überprüfung sicher sein, dass nach diesen Auswaschvorgängen das gesamte<br />
Nitrat vollständig im Filtrat vorliegt. Das Volumen der gesammelten Filtrate darf jetzt nicht mehr als 1 L<br />
betragen.<br />
Das einigermaßen klare, aber noch deutlich gefärbte Filtrat wird verlustfrei in einen 1 L-Messkolben<br />
umgefüllt und bis zur Markierung mit bidest. Wasser aufgefüllt. Um Bakterienwachstum zu verhindern<br />
werden einige Tropfen CHCl 3 zugesetzt und gut geschüttelt. Zur längeren Lagerung der Stammlösung kann<br />
ein ausreichendes Volumen (100 mL) dieser Gemüse-Stammlösung eingefroren werden.<br />
Die Nitrat-Konzentration in der Gemüse-Stammlösung liegt jetzt ungefähr bei ß St (NO 3- ) ≈ 10 - 15 mg·L -1 .<br />
Die endgültige Reinigung und die für die photometrische Bestimmung nötige Entfärbung der Stammlösung<br />
erfolgt im nächsten Schritt im Zusammenhang mit der Probenverdünnung. Um den Erfolg der Extraktion<br />
und um das Ergebnis der Vorprobe zu überprüfen sollte in der Gemüse-Stammlösung die
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung 31<br />
Nitratkonzentration mit Teststäbchen gemessen werden. Die ungefähre Konzentration wird benötigt, um<br />
den Proben-Verdünnungsfaktor für die photometrische Bestimmung festzulegen.<br />
2) Entfärbung und Klärung der Stammlösung durch adsorptive Fällung mit Aluminiumhydroxid bei<br />
gleichzeitiger Probenverdünnung für die photometrische Nitratbestimmung:<br />
Wenn man sich bei der photometrischen Bestimmung an die in der folgenden Arbeitstabelle vorgesehenen<br />
Probenvolumina (2 mL, 3 mL und 5 mL) der Probenlösungen halten will, dann sollte die Nitratkonzentration<br />
in der Probenlösung ungefähr so groß sein, wie die in der Standardlösung; sie sollte also ungefähr bei<br />
5 mg·L -1 liegen.<br />
Für ß GSt (NO 3- ) ≈ 10 - 15 mg·L -1 ist ein Probenverdünnungsfaktor von 1/2 passend. Damit wird eine<br />
Nitratkonzentration von ß Pr (NO 3- ) ≈ 4 mg·L -1 in der Probenlösung erreicht.<br />
Für photometrische Messungen dürfen Probenlösungen nicht trüb sein (→ Lichtstreuung). Sie sollten auch<br />
ungefärbt sein, denn das kann eine photometrische Bestimmung verfälschen. Bei diesem Test wird z.B. bei<br />
einer Wellenlänge von 540 nm gemessen. Die für das Auge grüne, durch Chlorophyll verursachte<br />
Eigenfärbung der <strong>Lösungen</strong> führt zur Absorption bei Wellenlängen oberhalb 600 nm, jedoch kann man<br />
nicht sicher sein, ob auch andere Farbstoffe, die bei 540 nm absorbieren vorhanden sind und nur überdeckt<br />
werden.<br />
Da lösliche Färbungen durch Filtrationsverfahren nicht entfernen werden können, muss man ein<br />
Adsoptionsverfahren anwenden. Adsorptionsverfahren sind aber nie ohne Probleme, denn es besteht immer<br />
die Gefahr, dass auch eine unbekannte Menge des Analyten adsorbiert wird. Beim Nitrat handelt es sich<br />
zum Glück um ein Anion, das kaum adsorbiert wird, so dass in der Nitratanalytik Adsorptionsverfahren ohne<br />
Bedenken möglich sind. Geeignet ist z.B. die Adsorption durch frisch gefälltes Aluminiumhydroxid Al(OH) 3 .<br />
Bei dieser Fällungsreaktion werden auch kolloide Schwebstoffe in der Lösung ausgeflockt (sie könnten die<br />
Katalysator Cu 2+ -Kationen binden) und mit dem Niederschlag entfernt.<br />
Die adsorptive Reinigung und Entfärbung der Stammlösung kann man arbeitssparend mit der<br />
Probenverdünnung verbinden. Dazu führt jeder folgende Arbeitsvorschrift durch:<br />
20 mL (Vollpipette) Stammlösung in einem Becherglas mit 1 mL Aluminiumsulfat-Lösung versetzen. (12 g<br />
Al 2 (SO 4 ) 3 ∙18 H 2 O in 100 mL Wasser lösen). Das Gemisch tropfenweise mit alkalischer Soda-Lösung (5 g<br />
NaOH und 5 g Na 2 CO 3 in 30 mL Wasser lösen) versetzen, bis der pH-Wert auf ca. 7 angestiegen ist<br />
(Kontrolle am pH-Meter). Es fällt Al(OH) 3 aus und entfaltet seine adsorptive Wirkung.<br />
Den Niederschlag durch einen Faltenfilter abfiltrieren und das klare Filtrat in einem Messkolben geeigneter<br />
Größe (bei 200 mL wäre die Probenverdünnung 1/10) sammeln. Den Niederschlag sorgfältig mit bidest.<br />
Wasser auswaschen. Nicht vergessen: Den Proben-Verdünnungsfaktor notieren!<br />
3) Festlegung der Proben und der Probenvolumina.<br />
Gemüse-Proben 6a und 6b:<br />
Wenn ß Pr (NO 3- ) > 5 mg·L -1 , kann man die in der Arbeitstabelle vorgesehen Probenvolumina (2 mL, 3 mL und<br />
5 mL) verringern z.B. auf 1 mL, 2 mL und 4 mL.<br />
Wenn ß Pr (NO 3- ) < 5 mg·L -1 , kann man größere Probenvolumina (bis zu 20 mL) benutzen, denn laut<br />
Arbeitstabelle werden alle Proben vor der 1. Temperierung durch Zugabe von Wasser auf ein Volumen von<br />
25 mL gebracht. Das bedeutet, dass man auch Proben mit Nitratkonzentration von minimal ca. 0,2 mg·L -1<br />
einsetzen kann.
32 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung<br />
Individuelle Proben 6c und 6d:<br />
Die Nitratkonzentration in den zur Verfügung gestellten individuellen Proben liegt im Bereich 15 – 25 mg·L -1 .<br />
Machen Sie eine geeignete Probenverdünnung; wählen Sie ein geeignetes Probenvolumen.<br />
Durchführung der photometrischen Bestimmung.<br />
In der Arbeitstabelle auf der folgenden Seite ist der schrittweise Ablauf des Verfahrens beschrieben. Durch<br />
Art und Volumen der einzelnen Zugaben muss erreicht werden, dass in allen Standard- und Analysen-<br />
Proben Bedingungen (Volumen, pH-Wert, Konzentrationen) vorliegen, die innerhalb des Toleranzrahmens<br />
der Methode identisch sind.<br />
Erläuterungen zu den einzelnen Schritten des Verfahrens:<br />
1) Einfüllen der Standard- bzw. Probenlösungen: Bei den in der Tabelle angegebenen Probenvolumina<br />
wird davon ausgegangen, dass die Nitratkonzentration in der Probenlösung bei ca. 5 mg·L -1 liegt.<br />
2) Es wird der für die Reduktion des Nitrats zum Nitrit benötigte schwach basische pH-Wert eingestellt.<br />
Wo liegt dieser pH-Wert ungefähr?<br />
3) Es wird die für die Reduktion des Nitrats zum Nitrit benötigte (sehr kleine) Cu 2+ -Stoffmenge<br />
zugegeben. Wie klein ist diese Cu 2+ -Stoffmenge?<br />
4) Das Reduktionsmittel für die Reduktion des Nitrats zum Nitrit wird zugesetzt. Formulieren Sie die<br />
Redoxgleichung.<br />
5) Nach der Reduktion wird der pH-Wert wieder ungefähr auf den Anfangs-pH-Wert gebracht.<br />
6) Einstellung des niedrigen pH-Wertes, der für die Diazotierung nötig ist. Start der Diazotierung und der<br />
nachfolgenden Azokupplung mit Farbstoffentwicklung<br />
7) Am Ende werden alle Messkolben mit bidest. Wasser bis zur Markierung auf das Test-Endvolumen<br />
von 50 mL aufgefüllt und die Färbungen begutachtet. Dabei gilt das Hauptaugenmerk der Blindprobe<br />
und der stufenweisen Farbvertiefung bei den Standardproben. Die Blindproben dürften natürlich<br />
nicht gefärbt sein. Wenn das doch der Fall ist, müssen die bei der Eisen-Bestimmung erwähnten<br />
Verfahren greifen. Wenn die Färbung der Blindprobe auch bei anderen Teilnehmern eintritt, liegt ein<br />
systematischer Fehler nahe, z.B. eine der Reagenz-<strong>Lösungen</strong> war mit Nitrat verunreinigt. Wenn die<br />
Färbung der Blindprobe bei anderen Teilnehmern nicht eintritt, liegt ein individueller Fehler nahe, z.B.<br />
der für die Blindlösung benutzte Messkolben war mit Nitrat verunreinigt. Dieser Fall ist beherrschbar,<br />
wenn man statt einer einzigen, mehrere Blindproben angesetzt hat. Die gefärbte Blindprobe kann<br />
dann als Ausreißer behandelt und verworfen werden. Wenn man nur eine Blindprobe hat, muss eine<br />
neue Blindprobe hergestellt werden. Wenn aber Zweifel auch hinsichtlich der anderen Proben<br />
entstehen (z.B. dadurch, dass bereits mit bloßem Auge eine falsche Reihenfolge der Färbungen der<br />
Standard-Proben feststellbar ist), muss die gesamte Messreihe wiederholt werden.
Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung 33<br />
Arbeitstabelle: Test-Volumen 50 mL<br />
Schritt Nr. Lösung Nr. → 0 1) 1 2 3 4 5<br />
Probenlösungen<br />
6a, 6b 2) 6c, 6d<br />
1) V(NO 3- -Standard) /mL<br />
ß St (NO 3- ) ≈ 5 mg·L -1<br />
0 1 2 3 4 6 2 mL 3 mL 5 mL ?<br />
<strong>Lösungen</strong> aus der Dosierbürette dosieren!<br />
Vollpipetten<br />
Alle Proben mit bidest. Wasser auf ein ungefähres Volumen von 25 mL bringen.<br />
Messkolben mit Stopfen verschließen, beschweren; im Wasserbad bei 50°C 15 min temperieren.<br />
Messkolben aus dem Bad nehmen und sofort weiter verarbeiten (nicht stehen lassen!).<br />
2) V(NaOH-Lsg.2) / mL Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 1 mL<br />
Alle Proben durch Umschwenken gut vermischen!<br />
3) V(CuSO 4 -Lsg. 3) / mL Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 1 mL<br />
Alle Proben durch Umschwenken gut vermischen!<br />
4) V (Hy-Lsg. 4) / mL Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 1 mL<br />
Alle Proben durch Umschwenken gut vermischen!<br />
Danach alle Messkolben mit Stopfen verschließen und im Wasserbad wieder 15 min lang bei<br />
ca. 50°C halten. Dann aus dem Bad entnehmen und abkühlen.<br />
5) + V(HCl-Lsg. 5) / mL Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 1 mL<br />
Alle Proben durch Umschwenken gut vermischen!<br />
6) + V(Azoreag. 6) / mL Zu allen Proben aus der Dispensette zugeben: 2 mL<br />
Alle Proben durch Umschwenken gut vermischen!<br />
Diazotierung beim richtigen pH-Wert und folgende Azokupplung werden gleichzeitig gestartet.<br />
7) + bidest. Wasser<br />
Alle Proben mit bidest. Wasser auf das Endvolumen auffüllen, schütteln, 15 min<br />
stehen lassen und dann die Absorbanzen aller Proben bei 540 nm gegen den<br />
Blindwert messen.<br />
Test-Vol<br />
50 mL<br />
Standard-<br />
Proben-Nr<br />
0 1 2 3 4 5 6a, 6b 2) 6c, 6d<br />
ß Test (NO 3 ) / mg·L -1 0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,6 Probenlösungen<br />
8) Absorbanz-Messungen bei 540 nm<br />
1)<br />
Es wäre sicherer, wenn man diese Proben doppelt ansetzt.<br />
2)<br />
Proben Nr. 6a, 6b: Gemüse-Proben; Proben Nr. 6c, 6d: individuelle Proben.
34 Praktikum <strong>Chemie</strong> <strong>wässriger</strong> <strong>Lösungen</strong>, analytischer Teil – Nitratbestimmung<br />
Auswertung:<br />
Graphische Auswertung für die Gemüse und individuelle Proben Nr. 6a, 6b, 6c und 6d.<br />
Unmittelbar nach der Messung sind die gegen die Blindprobe gemessenen Absorbanzwerte der Standard-<br />
Proben graphisch per Hand auszuwerten. Dafür trägt jeder seine Absorbanz-Messwerte (Ordinate) gegen die<br />
jeweilige NO 3- -Testkonzentration (Abzisse) auf. Unter Berücksichtigung aller Messwerte wird eine<br />
Ausgleichsgerade nach Augenmaß gezogen. Die Ausgleichsgerade muss durch den Nullpunkt gehen.<br />
Die Absorbanz-Messwerte der Proben 6a, 6b, 6c und 6d liefern mit Hilfe der Ausgleichsgeraden die<br />
zugehörigen NO 3- -Testkonzentration ß Test (NO 3- ) in der Küvettenlösung.<br />
Die Messwerte und die ermittelten NO 3- -Testkonzentration für die Proben 6a, 6b und auch für die Proben<br />
6c, 6d (individuelle Probe) müssen deutlich erkennbar eingetragen und von den Standardwerten<br />
unterscheidbar gekennzeichnet sein.<br />
Zur Berechnung der Nitratkonzentrationen muss der jeweilige Testverdünnungsfaktor und der<br />
Probenverdünnungsfaktor berücksichtigt werden. Die berechnete Nitratkonzentration in der individuellen<br />
Probe muss innerhalb eines Bereichs von 5% mit dem bekannten Wert übereinstimmen.<br />
Das Ergebnisprotokoll muss enthalten:<br />
- Berechnetes Ergebnis der Vorprobe: Massenanteil Nitrat im Gemüse.<br />
- Gemüse-Einwaage; Volumen der Stammlösung und die aus dem Ergebnis der Vorprobe berechnete<br />
und eventuell mit Teststäbchen gemessene NO 3- -Konzentration;<br />
- Probenverdünnungsfaktoren für photometrische Bestimmung: Proben Nr. 6;<br />
- Volumina der Probenlösungen und Testverdünnungsfaktoren: Proben Nr. 6;<br />
- Berechnete Nitratkonzentrationen im Gemüse.