Tropfenzähltitration�Ein orientierende Methode

Wolfgang Proske, Schulchemiezentrum Zahna

Martin Schwab, Armin-Knab-Gymnasium Kitzingen

Titration im klassischen Sinn�Methoden der Wasseranalytik

Spritzen ersetzen die Bürette

Graduierung auf Test abgestimmt

Bestimmung des Volumen eines Tropfens�Versuch 1

50 bzw. 100 Tropfen Wasser werden in einen 5 ml Messzylinder getropft und das Volumen wird abgelesen und durch die Tropfenzahl dividiert

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Modellexperiment zur Maßanalyse�Versuch 2

In ein Titriergefäß werden 5 ml Wasser und 3 Tropfen Bromthymolblau - Lösung vorgelegt. 10 Tropfen Natronlauge 0,1 mol/l werden zugegeben, es erfolgt ein Farbumschlag von grün nach blau. Nun wird 0,1 mol/l Salzsäure bis zum Farbumschlag nach gelb zugegeben.

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Carbonathärte – Gesamthärte – Tests�Zwei kommerziell verfügbare Tropfentitrationen

Säure-Base-Titration

Komplexometrische Titration

Warum Härte-Test?�Wichtige Parameter der Wasserqualität

1 Tropfen ≙ 1 °dH

(1 °dH ≙ 10 mg CaO/l Probelösung)

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Titration durch Tropfenzählen

(Ca²⁺- und Mg²⁺- Ionen)

Aus dem Beipackzettel Gesamthärte

Gesamthärte

Tropfenzähltitration�Probelösung mit 1° deutscher Härte ≙ 10 mg CaO/l

1 ml

10 ml

1 Tropfen

Verbrauch Maßlösung

0,0178 mol/l

Probemenge

Verbrauch Maßlösung

0,01 mol/l

17,9 ml

1,79 ml

1,8 Tropfen

Begriffe

Systematische Maßlösungen:

Auf einen Parameter abgestimmt, z.B. 1 ml EDTA, 0,178 mol/l ≙ 1 ° dH

Konventionelle Maßlösung (nach Friedrich Mohr):

Standard-Maßlösung, z.B. 1 mol/l, 0,1 mol/l

Warum Maßlösung mit 0,0178 mol/l�EDTA

EDTA ist ein 6-zähniger Ligand

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1 Molekül EDTA bindet 1 Me²⁺-Ion

• Stoffmengen-Verhältnis 1: 1
• Macht die Berechnung leicht
• 1 ml 0,1 mol/l EDTA-Lsg ≙ 1 ml 0,1 mol/l Me²⁺

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Indikator nötig, der anzeigt, wann alle

Metallionen komplexiert sind

Komplexometrie mit Chelatkomplexen

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1 ml 0,1 mol/l EDTA-Lsg ≙ 1 ml 0,1 mol/l Me²⁺

Titration von CaO-Lösung: Rechenweg�Härte Ca²⁺

Welcher Masse CaO entspricht der Verbrauch von 1 ml 0,1 mol/l

EDTA-Lösung?

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M(CaO) = 56 g/mol bzw. mg/mmol

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m = n × M mit n = c × V ergibt: m = c × V × M

m = 0,1 mmol/ml × 1 ml × 56 mg/mmol

m = 5,6 mg

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Der Verbrauch von 1 ml einer 0,1 mol/l EDTA-Lösung entspricht 5,6 mg CaO

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Zur Erinnerung: 1°DH ≙ 10 mg CaO pro Liter Wasser

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Anpassung der Konzentration in zwei Schritten��(1) Normierung: 1 ml soll 1 °dH sein

1 ml 0,1 mol/l EDTA ≙ 5,6 mg CaO/l

dann entspricht

1 ml 0,178 mol/l EDTA ≙ 10 mg CaO/l

Bei einem Liter Probelösung mit 1°DH benötigt man 1 ml EDTA mit

c = 0,178 mol/l

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(2) Anpassung auf 100 ml Probenmenge

1 ml EDTA mit c = 0,0178 mol/l ≙ 1 °dH

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Anpassung der Probenmenge�Tropfengröße erfordert kleinere Probenmenge

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20 Tropfen ≙ 1 ml

Probenmenge auf 1/20 reduzieren

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Wenn 1 Tropfen ≙ 1°dH: Probenmenge 5 ml

Tropfenzähltitration�Härtestandard 10° dH ≙ 100 mg CaO/l

Probemenge

Eriochromschwarz T�Komplexometrischer Indikator

EDTA mit höhere Komplexbildungskonstante als Eriochromschwarz T

Zuerst bindet Ca²⁺, dann Mg²⁺ am EDTA

Bei der Titration mit EDTA: Farbumschlag von rot nach blau

Ammoniakpuffer pH10: Ammoniumchlorid/Ammoniak

Magnesiumsalz des EDTAs

�Gehaltsbestimmung Bullrichsalz – Tabletten�Versuch 4�

• Bullrich Salz ist Natriumhydrogencarbonat
• Titration mit Salzsäure
• NaHCO₃  + HCl 🡪 CO₂ + H₂O + NaCl
• Mischindikator nach Cooper
• pH < 4,5 rot, pH > 4,5 blau

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Magnesium - Gehalt in Brausetabletten�Versuch 5

•  Titration mit EDTA bei pH 10 gegen Eriochrom T (Indikatorpuffermischung)
• Prinzip Metallindikator
• Metallionen bilden mit Indikatoren schwache Komplexe. EDTA ist ein stärkerer Komplexbildner und verdrängt diese-
• Metall - Indikator - Komplexe habe eine andere Farbe als der freie Indikator,
• Mg - Eriochrom T - Komplex rot

Eriochrom T frei blau

• Bei der Indikator - Puffer - Mischung ist noch ein gelber Kontrastfarbstoff beigefügt, deshalb Umschlag von rot nach grün
• --------

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�Calcium - Gehalt in Brausetabletten�Versuch 6�

• Titration bei pH 13 gegen Calconcarbonsäure
• Ca - Calconcarbonsäure - Komplex rotviolett
• Calconcarbonsäure kornblumenblau

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Ascorbinsäure - Gehalt in Brausetabletten�

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Klassischer Weg mit Iod-Lösung (unbeständig beim Lagern)

Reduktionmittel Ascorbinsäure

Redoxtitration Ascorbinsäure

+I

+I

+II

+II

Schultaugliche Variante: stabile Iodatlösung

AscH₂

Asc_ox

Wenn alle Ascorbinsäure oxidiert ist, wird Iodat nicht mehr verbraucht und reagiert mit Iodid zu Iod weiter:

IO₃^- + 5 I^- + 6 H⁺ → 3 I₂ + 3 H₂O

Schulvariante mit stabiler Iodatlösung�Redoxtitration Ascorbinsäure

Ox: AscH₂ → Asc_ox + 2H⁺ + 2 e^- ∣ × 3

Re: IO₃^- + 6 H⁺ + 6 e^- → I^- + 3 H₂O

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Redox: IO₃^- + 3 AscH₂ → I^- + 3 Asc_ox + 3 H₂O

Redoxchemie hinter der Titration

Endpunktbestimmung

Redox: IO₃^- + 3 AscH₂ → I^- + 3 Asc_ox + 3 H₂O

Redoxtitration von Ascorbinsäure

Durchführung

Durchführung der Titration

Haltbare Stärkelösungen

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• Zinkiodid-Stärke-Lösung

(Windaus)

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• Stärke in gesättigter Kochsalzlösung

(1 g Stärke, löslich, in 100 ml gesättigter

Kochsalzlösung aufkochen).

In einen 25 ml Erlenmeyer-Kolben

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geben und bis zum Farbumschlag nach

blau mit Kaliumiodat-Lösung titrieren .

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• 0,5 ml Probelösung
• 10 ml mit Wasser
• 3 Tropfen Zink-Iodid-Stärke-Lösung
• 10 Tropfen Schwefelsäure
• 10 Tropfen Kaliumiodid-Lösung (5%)

Chemikalien

• Probelösung
• Wasser
• Stärkelösung
• Schwefelsäure, 1 mol/l
• Kaliumiodid-Lsg. 5%

Wir danken Herrn Gerhard Gierlich von der Firma Macherey und Nagel für die Unterstützung im Vorfeld des Vortrages und des Workshops

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Materialien finden sich unter www.fachreferent-chemie.de

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