klassische quantitative Analyse

• Argentometrische Titration

  • Ammoniumeisen(III)- Sulfat

  • Ausfällung von schwerlöslichen Silberthiocyanat (Silbernitrat wurde zuvor in Probe hinzugegeben)

    • erst wenn Silberthiocyanat- Ausfällung vollständig abgeschlossen ist,

      -> Thiocyanationen- Überschuss + Ammoniumeisen(III)- sulfat zu rotem Eisen(III)- thiocyanat

• Chlorid- Ionen werden direkt mit AgNO3 titriert

• Indikator: K- Chromat

• Endpunkt:

  • bis zum ÄP: weißes AgCl

  • ab dem ÄP: rotbraunem Ag- Chromat- ND

    • beides schwerlöslich

• neutralem pH (6,5 bis 10,5)

  • ist sehr empfindlich!

  • meist mit Essigsäure oder Na- Hydrogencarbonat

  • wenn zu saurer:

    • K- Chromat liegt als Dichromat, die mit Ag+ zu gut löslich sind.

      -> Farbumschlag ist dann zu spät

  • wenn zu basisch:

    • schwerlösliches Ag(I)- oxid fällt aus

• wenn pKs >8, so ist der pH am ÄP <7

• abhängig von der subjektiven erkennbaren Grenzkonzentration der farbigen Form

• Farbwechsel eines zweifarbigen Indikators ist abhängig vom pKa- Wert der Indikatorsäure.

  • Umschlag bei pH = pKa

  • Breite des Umschlagsbereichs erfasst etwa 2 pH- Einheiten

• Phenolrot

• Bromphenolblau

• ein Säure- Base- Indikator,

  • wird bei alkalimetrischen Titrationen eingesetzt

• beim pH 8,2 bis 10

  • einfarbiger Indikator

  • saurer Lösung => farblos (Bild 1)

  • alkalischer Lösung => rot (Bild 2)

• kann entfärbt werden durch: überschüssiges Sulfit

• zweifarbiger Indikator, beide Grenzformen weißen eine Farbe auf

  • sauer: rot

  • alkalisch: orange- gelb

• pH 3 bis 4,4

• es bildet sich ein Oxim

  • ist eine schwache Base

• Protonen werden rücktitriert mit der KOH

  -> äquivalenzpunkt der Rücktitration wird durch überschüssiges Hydroxylchlorid

• Na- hydrogencarbonat soll CO2- Atmosphäre über der Lösung schaffen und gegen Luftoxidation des Eisen(II)- gluconats schützen

  • durch entstehendes CO2 wird O2 aus dem Reaktionsmedium vorm Lösen der zu analysierenden Substanz entfernt

• Eisen (II) wird durch Titration oxidiert zu Fe(III)

• Farbveränderung durch Oxidation des Indikators Ferroin

• schwache basische AM

• Salze organischer Säuren

• Salze anorganischer Säuren

• diese Potentialdifferenz (=Zellspannung) wird gemessen + Endpunkt bestimmt.

• Glaselektrode (=Bezugselektrode)

  • Austausch: Na- Ionen in Quellschicht mit Protonen aus Lösung

• Bezugselektroden werden eingesetzt

  • weisen fixe Potenziale auf

  • = Referenzwert

• Zellspannung abhängig von:

  • Konzentration der potenzialbildenden Probe

    • Protonen

  • WW an Indikatorelektrode durch gelöste H+ (/ OH-)

• Oxim = schwache Base

  • kann die frei werdenden H+ nicht binden

• müssen durch Rücktitration mit ethanolischer KOH- Maßlösung erfasst werden

• ÄP: durch überschüssige Hydroxylaminhydrochlorid bei der Rücktitration (pH: 3,5)

• Koppeschaar- Titration = Substitutionsreaktion mit Brom

  • Br wird im Laufe der Titration aus Bromid und Bromat durch Komproportionierung hergestellt.

• das überschüssige Brom wird iodometrisch erfasst

• bei der Koppeschaar- Titration:

  • aktivierte Aromaten in ortho und para Position durch Br zur OH/ NH3 elektrophil substituiert

    -> aus Resorcin wird Tribromresorcin

    • Verbrauch: 3 Äquivalente Br

• KI- Lösung wird durch Br- Überschuss oxidiert -> Iod

  -> Na- Thiosulfat Maßlösung titriert Iod

  • Iod + Stärke -> blau

  • daher wird hierbei bis zum verschwinden der blau- Färbung titriert!

• erst Aufschluss von Ag -> Ag+ (oxidieren)

• argentometrische Titration nach Volhard

  • Indikator: Ammonium- Fe(III)- sulfat

    -> beruht auf Ausfällung schwerlöslichem Ag- Thiocyanat

    -> erst wenn Ausfällung vollständig abgeschlossen ist, kommt es mit Thiocyanat- Überschuss und dem Ammonium- Fe(III)- sulfat zum farbigen Komplex

    • rotes Fe(III)- thiocyanat

• Endpunkt: Lösung färbt sich violett, bedingt durch den Permanganat- Überschuss (der nach dem Endpunkt verursacht ist.

• Oxidationsmittel = wird selber reduziert = K- Permanganat

  • Wasserstoffperoxid wird oxidiert

• Redoxreaktion abhängig von:

  • pH- Wert

    • sauer:

      ->Permanganat wird redurziert zum farblosen Mangan(II) Ion (Aufnahme von 5 e-)

    • schwach sauren, neutralen oder basischen:

      ->Permanganat wird reduziert zum Mangandioxid (Mangan(4)) (Aufnahme von 3 e-)

• Mangan hat eine große Instabilität des Titers, sollte daher immer frisch hergestellt werden

  • Braunstein = Mangan(4)- oxid (MnO2)

    • um höhere Titerbeständigkeit zu erreichen, wird Permanganat- Maßlösung erwärmt, dabei fällt Braunstein aus, welches abfiltriert werden kann.

    • anshcließend kann der Faktor bestimmt werden

• mit elementaren Zink

  • Zink + HCl + Bromwasser

    • Zink wird gelöst

      -> Produkt: ZnCl2

  • sieden erhitzt, um Bromüberschuss zu entfernen

  • ZnCl2 wird titriert mit Na- EDTA gegen Xylenorange

  -> statt Zn auch CaCO3

• EDTA ist 4- Basig

  • liegt pH > 11 vollständig als Tetraanion vor

Koordinationszahl:

• = beim Komplex die ANzahl der an ein Zentralatom direkt gebundenen Atome

• beim EDTA:

  • neben 2 freien E-ektronenpaaren der N- Atome

  • noch 4 Carboxylgruppen

  -> kann sich 6-fach an ein Kation binden

• kan bestimmen:

  • schwach basische AM

  • Salze organischer Säuren (wasserfrei)

  • Salze anorganischer Säuren (wasserfrei)

Am ÄP:

Urtitersubstanzen:

• Sulfanilsäure (für Na- Nitrat)

• K- Bromid (auch Maßlösung)

• Arsen(III)-oxid (Ammoniumcer(IV)- Maßlösung und Iod- Maßlösung)

• Na- Nitrit wird mit Sulfanilsäure eingestellt

• erfasst werden: primäre aromatische Amine

  • die werden mit dem Oxidationsmittel Nitrit zum Diazoniumsalz

• tertiäres Amin und Pyridin schnappen sich die 2 H´s von H2SO4

• bei der Titration:

  • protoniert Perchlorsäure das Pyridin 2- mal und Sulfat wird zum Hydrogensulfat

    • HSO4-

  • das tertiäre N hat sein H und bleibt

-> 3 Aquivalente