Quantitative Bestimmungsverfahren

1. Quantitative Bestimmungsverfahren Frage: „Wieviel liegt vor?“ dienen zur Bestimmung einer - Stoffmenge n(B) - Masse m(B) - Konzentration c(B) über eine Messgröße w: z. B. m(B) = [lgrav]wc(B) = [ltitr]w

2. Analysenverfahren „klassisch“ „physikalisch“ Messgröße w: Volumen v Titrimetrie Maßanalyse z. B. Konduktometrie Potentiometrie Chromatometrie IR, UV, VIS Messgröße w: Masse m („Auswaage“) Gravimetrie

3. „Fahrplan für das Praktikum“ • Säure-Base-Titrationen • Gravimetrische Bestimmungen • Fällungstitrationen • Komplexometrische Titrationen • Redoxtitrationen • Elektrogravimetrie/Potentiometrie

4. Titrimetrische Verfahren – Maßanalyse Verwendete Geräte: - Maßkolben (Meßkolben) - Pipetten - Büretten Fehlerquellen: systematisch: - Eich- oder Kalibrierungsfehler - Ablesefehler - Temperaturfehler - Benetzungsfehler - Ablauffehler - Tropfenfehler subjektiv: - zu rasches Titrieren - ungenaues Ablesen - Indikatorfehler ……..

5. Begriffe • Lösung eines zu bestimmenden Stoffes unbekannter Konzentration • Probe, Analyse, (veraltet Titrand) • Lösung mit bekanntem Gehalt • Maßlösung, Meßlösung, Titrant, (veraltet Titrator) • visuelle Endpunktanzeige • Indikator Voraussetzungen • - eindeutiger Reaktionsverlauf (keine Nebenreaktionen) • schnelle und quantitative Umsetzung • stabile Maßlösung (über längere Zeit konstanter Titer) • Erkennbarkeit des Endpunktes (visuell oder instrumentell)

6. Methoden • Direkte Titration: - Probe vorlegen, mit Maßlösung titrieren • Inverse Titration: - Maßlösung wird vorgelegt und Probelösung • bis zum Äquivalenzpunkt zugegeben • Rücktitration: - Maßlösung wird im Überschuss zugeben und • die nicht verbrauchte Menge zurücktitriert • Substitutionstitration: - Probe wird mit einer bekannten Verbindung • des Titranten versetzt und die dabei freiwerdende, • der Probe äquivalente Menge zurücktitriert • e) Indirekte Titration: - Bestimmung einer bekannten Verbindung der Probe • und Rückschluss auf die darin enthaltene Probemenge

7. Berechnung einer Titration Gesucht: m(B) Ermittelt: vt („Verbrauch“ der Maßlösung in ml) Es gilt: xB + yT BxTy (Ein Teilchen B kommt auf y/x-T-Teilchen) Für die Stoffmengen gilt dann: n(B) = x/yn(T) In der Maßanalyse arbeitet man oft mit Äquivalent-Teilchen TT/z*

8. Maßlösung - einfache und reproduzierbare Darstellung - stabil gegen atmosphärische, thermische und photochemische Einflüsse - möglichst hohe Äquivalentmasse - konstanter Titer Einstellung des Titers • - genaue Stoffmenge Urtiter wird vorgelegt, dann titriert • praktisch verbrauchtes Volumen der einzustellenden Maßlösung wird gemessen

9. Urtitersubstanzen • absolut rein, definiert zusammengesetzt, exakt einwägbar • haltbar • müssen rasch und eindeutig mit der Maßlösung reagieren • möglichst hohe Äquivalentmasse-kleiner Wägefehler • als Maßlösung längere Zeit titerbeständig

10. Säure-Base-Titrationen/Neutralisationsverfahren • Neutralisationsreaktion: H+ + OH− H2O • läuft mit hoher Geschwindigkeit ab • anwendbar auf Säuren und Basen mit Dissoziationskonstanten • K ≥ 10-8 mol/L 1. Titrationen sauer reagierender Substanzen mit Basen:: „Acidimetrie“ z. B. H2SO4/HCl mit NaOH, Maßlösungen laut Ph. Eur.: 0.1 M bzw. 1 M NaOH bzw. KOH, Einstellung erfolgt mit Salzsäure-Maßlösung der gleichen Konzentration gegen Phenolphthalein oder gegen den bei der jeweiligen Titration verwendeten Indikator, weitere mögliche Urtitersubstanzen: reine kristalline Oxalsäure, Kaliumhydrogenphthalat 2. Titrationen basisch reagierender Substanzen mit Säuren: „Alkalimetrie“ z. B. Na2B4O7 mitHCl MaßlösungenlautPh. Eur. 0.1 M bzw. 1 M HCl-Maßlösungen EinstellungerfolgtmitUrtitersubstanzNatriumcarbonatbzw. KaliumhydrogencarbonatgegenDimethylgelboderMethylorange

11. Säure-Base-Indikatoren • - Substanzen, deren Farbe abhängig ist vom pH-Wert der Lösung • - schwache Säuren oder Basen, in wässriger Lösung wenig in Ionen dissoziiert • Säure und Base haben unterschiedliche Farben (einfarbige und zweifarbige Indikatoren) • HIn + H2O In− + H3O+ • pH<pKI : Das Gleichgewicht liegt auf der Seite der Säure. Die Farbe der Lösung ist die der Säure. • pH>pKI : Das Gleichgewicht liegt auf der Seite der Indikatorbase. Die Farbe der Lösung ist die der Base.

12. Strukturelles Merkmal: -chromophores System, an dem saure oder basische Gruppen sitzen -chromophore System besteht aus mesomerem p-Elektronensystem, das sich durch Protonierung oder Deprotonierung verschiebt Einteilung kann nach der Struktur in vier Klassen erfolgen - Phthaleine - Sulfophthaleine - Triphenylmethanfarbstoffe - Azofarbstoffe

13. 1. Phthaleine: Phenolphthalein R1=H, R2=H Thymolphthalein R1=CH(CH3)2 , R2=CH3 2. Sulfophthaleine

15. 3. Triphenylmethanfarbstoffe Malachitgrün Kristallviolett Naphtholbenzein 4. Azofarbstoffe

16. Der Kontrastindikator Tashiro - besteht aus 0,03 %iger Methylrotlösung (70 %iger Ethanol) und 0,1 %iger wässriger Methylenblaulösung Methylrot 4 – Dimethylaminoazobenzol – 2‘ – carbonsäure Umschlagsintervall: pH 4.4......6.2 Methylenblau 2,7 – Bis - (dimethylamino) – phenthiazoniumchlorid

18. Stoffklasse Beispiel pKS-Wert bei 25 °C Carbonsäuren Essigsäure 4,75 Trifluoressigsäure 0,23 Aromatische Carbonsäuren Benzoesäure 4,2 Alkohole Ethanol 16 Phenole Phenol 9,9 Naphthole a-Napthol 3,7 Substituierte Phenole Pikrinsäure 0,4

19. Stoffklasse Beispiel pKS-Wert bei 25 °C Enole Ascorbinsäure 4,2 Schwefelsäureester Schwefelsäuredocecylester -0,09 Sulfonsäuren Methansulfonsäure -0,6 H3C-SO3H Thiole Ethanthiol 12 Phosphate Adenosinmonophosphat 3,3 R-O-PO(OH)2 CH-acide Verbindungen Ethin 25 Nitroethan 8,6 Acetylaceton 9

20. Beispiele für Säure-Base-Titrationen: • Titration starker Säuren-Gehaltsbestimmung von Mineralsäuren • Titration schwacher Säuren (anorganisch und organisch) • -OH-acid: Carbonsäuren, Phenole • -SH-acid: Thiole • -NH-acid: Ammoniumverbindungen, Sulfonamide • -CH-acid: 1, 3-Dicarbonyle, Ethinylverbindungen • Bestimmung der Säurezahl (SZ)

21. 4. Titration starker Basen-Gehaltsbestimmungen von NaOH; KOH, Ca(OH)2, organische starke Basen wie quartäre Ammoniumhydroxide, Amidine und Guanidine 5. Titration schwacher Basen (anorganisch und organisch) (Ammoniak, Carbonat, verschiedene Alkaloide) 6. Verdrängungstitrationen (Borax, Barbitursäurederivate) 7. Bestimmung von Estern (Verseifung mit Laugeüberschuß und Rücktitration der überschüssigen Lauge), VZ, EZ 8. Bestimmung der Hydroxylzahl, OHZ 9. Argentoacidimetrie 10. Oximtitration 11. Formoltitration

22. Titration nach Ionenaustauschreaktion Ionenaustauscher (IAT) sind natürliche oder künstlich hergestellte organische oder anorganische Stoffe, die aus einer Elektrolytlösung Ionen aufnehmen und dafür eine äquivalente Stoffmenge anderer Ionen gleicher elektrischer Ladung abgeben können. Je nach Ladungsvorzeichen der austauschbaren Ionen unterscheidet man Kationenaustauscher (KAT) und Anionenaustauscher (AAT)

24. Aufbau und Struktur von Kunstharz-Ionenaustauschern Kunstharz-Ionenaustauscher bestehen aus einem dreidimensionalen, wasserunlöslichen makromolekularen Gerüst (Matrix), das zahlreiche positiv oder negativ geladene Gruppen (Ankergruppen) trägt. Aus Gründen der Elektroneutralität enthält der Austauscher eine äquivalente Menge von Gegenionen. Die Ankergruppe und das Gegen-Ion werden zusammen als funktionelle Gruppe bezeichnet.

25. Titration im wasserfreien Medium -Säure-Base-Theorie nach Brönsted gilt auch in nichtwäßrigen Systemen -Acidität bzw. Basizität einer Verbindung läßt sich als Funktion des verwendeten Lösungsmittels (Solvens S) beschreiben HA + S A− + SH+

26. Lösungsmittel Protisch: -können Protonen abgeben und dabei in Protonen und Lösungsmittelanionen dissoziieren Amphiprotisch: -können in einer Autolysereaktion Protonen aufnehmen und -abgeben dissoziieren dabei in Lyonium- und Lyationen Beispiele: Essigsäure, Ameisensäure, Wasser, Methanol, Ethanol, Glykole

27. Aprotisch: -zeigen keine Eigendissoziation -besitzen geringe Polarität und niedrige Dielektrizitätskonstante, Elektrolyte liegen weitgehend als undissoziierte Ionenpaare vor -stärker polare protophile Solventien bilden mit Säuren Ionenpaare Neutrale aprotische Lösungsmittel: Benzol, Ether, Aceton, Acetanhydrid, Kohlenwasserstoffe Basische aprotische Lösungsmittel: Pyridin, Dimethylformamid, Dimethylsulfoxid

28. Nivellierende und differenzierende Lösungsmittel • Amphiprotische Lösungsmittel • Lyonium- und Lyationen stellen jeweils stärksten Säuren und Basen dar • Säuren und Basen erscheinen ab einer bestimmten Stärke gleich stark “nivellierender Effekt” Vergleich Perchlorsäure (pKs = -10) und Salzsäure (pKs = -6) in Wasser und in Eisessig

29. “differenzierender Effekt” Säuren und Basen werden nicht vollstängig protoniert bzw. deprotoniert, d. h., man kann ihre Stärke unterscheiden Je stärker sauer ein Lösungsmittel ist, desto eher werden Säuren mit kleinem pKs differenziert. Je stärker basisch ein Lösungsmittel ist, desto eher werden starke Basen in ihm differenziert. Aprotische Lösungsmittel: -Zeigen keinen nivellierenden Effekt -Festigkeit der Bindung ist ein Maß für die Stärke einer Säure

30. Die in wäßriger Lösung bestimmten Dissoziationskonstanten können keineswegs auf andere Lösungsmittel übertragen werden. Säurekonstante und Basekonstante ergeben sich aus Ionisations- und Dissoziationskonstante Protolyte Ionenpaar dissoziierte Ionen HA + H3CCOOH H3CCOOH2+A- H3CCOOH2+ + A- B + H3CCOOH H3CCOO-HB+ H3CCOO- + HB+ Dissoziation Ionisation Säure HA Base B Ionisationskonstante Dissoziationskonstante bzw.

31. Indikation des Endpunktes kann mit Indikatoren erfolgen Titration schwacher Basen: Kristallviolett, Malachitgrün, Naphtholbenzein, Benzoylauramin, Neutralrot, Nilblausulfat Titration schwacher Säuren: Magneson, Thymolphthalein A + Bi Ai + B (Säure1 + Base 2) (Säure2 + Base1)

32. Titration sehr schwacher Basen in wasserfreien Medien •  Salze anorganischer Säuren (Halogenide, Sulfate, Phosphate, Nitrate) • Salze organischer Säuren (Sufonate, Salze von Carbonsäuren) • Verbindung mit schwach basischem Stickstoff wie Amine und N-Heterocyclen Lösungsmittel Aprotisch: Chloroform (Aminometrie nach Vorlander),Benzol, Toluol, Dichlormethan, Dioxan, Tetrahydrofuran, Diethylether, Aceton, Acetonitril, Essigsäureanhydrid Protisch: Methanol, Ethanol, Glykole Essigsäure, Ameisensäure

33. Am häufigsten eingesetzt: wasserfreie Essigsäure (Eisessig) Eigenschaften: nach Hantzsch 99,9 % als Pseudosäure, 0,1 % echte Säure mit ionogen gebundenem Wasserstoff, Leitfähigkeit ist daher sehr gering, niedrige Dielektrizitätskonstante Maßlösung: Perchlorsäure, stärkste aller Säuren Ph. Eur. 0.1 M, 0.05 M Herstellung erfolgt aus etwa 70-prozentiger Perchlorsäure durch Lösen in wasserfreier Essigsäure, zur Entfernung von Wasser wird Essigsäureanhydrid hinzugefügt, Wassergehalt wird nach Karl Fischer bestimmt, Einstellung erfolgt mit Urtiter Kaliumhydrogenphthalat

34. Pharmazeutische Anwendungen: -Salze von Aminen und Ammoniumverbindungen -Halogenide (Beispiel NaF) -Organische Anionen von Carbon- und Sulfonsäuren (Acetate, Citrate, Formiate, Seifen, Benzoate, Salicylate, Tartrate) -Salze NH-acider Verbindungen -schwach basische Stickstoffbasen (Nicotinamid, Coffein, Urotropin)

35. Titration sehr schwacher Säuren in wasserfreien Medien Maßlösungen -Alkalihydroxide in Ethanol -Alkalimethylatlösungen in einer Mischung aus Methanol/Benzol oder Methanol/Toluol -Quartäre Ammoniumhydroxide (Tetrabutylammoniumhydroxid) in Methanol/Toluol Pharmazeutische Anwendungen: -Phenole (Dicumarol) -Sulfonamide -Imide -Ureide -Phenobarbital

36. Die Stickstoffbestimmung nach Kjeldahl -Johan Kjeldahl (1849-1900) -Analytiker bei der Carlsberg Brauerei in Dänemark -entwickelte eine Methode zur Bestimmung von Stickstoff in Proben biologischen Ursprungs, Originalvorschrift von 1883 -Analyse von tierischen und pflanzlichen Stoffen -Klinische Analyse, Eiweiß in Nahrungs- und Futtermitteln, Umweltüberwachung, Prozessüberwachung usw. -sehr arbeitsintensiv, aber auch heute noch im Spurenbereich 0,1 % bis ppm unentbehrlich

37. 3 Teilschritte • Aufschluß der organischen Substanz • Destillation des dabei entstehenden Ammoniaks • Analyse des Ammoniaks (Maßanalyse oder Photometrie)

38. 1. Aufschluß -organisch in aminoider Form gebundener Stickstoff wird durch Erhitzen mit konz. H2SO4 in Gegenwart geeigneter Katalysatoren in Ammoniumsulfat überführt H2SO4 CHNO CO2, H2O, (NH4)2SO4

39. Die Auswahl des Katalysators Originalvorschrift: -Zusatz von P4O10 -am Ende Zugabe von feingepulvertem Permanganat zur heißen Lösung Folge: schneller Verschleiß der Reaktionsgefäße Neuere Katalysatoren: Mischungen aus K2SO4, HgO, SeO2, CuSO4, KMnO4 HgO, SeO2 sind sehr effektiv, dann aber zum Abdestillieren K2S, NaS2O3 oder Zn erforderlich, um Aminverbindungen des Hg zu zersetzen meist Gemisch von CuSO4 und K2SO4

40. -im fortgeschrittenen Stadium kann Aufschlußzeit durch tropfenweisen Zusatz Von H2O2 verkürzt werden -nicht aminoid gebundener Stickstoff: Nitroso-, Nitro- oder Azoverbindungen vorher reduktiver Aufschluß mit Iodwasserstoffsäure -wenn nicht genug Kohlenstoff vorhanden ist, sollte Glucose zugegeben werden -keine universellen Angaben zum besten Katalysatorgemisch und zur Aufschlußzeit, jede Probe reagiert anders

41. -genaue Substanzeinwaage (0,2g-0,7g) -Katalysatorgemisch (wasserfrei) -Schwefelsäure mit Pipette am Hals entlang- laufen lassen (langsam) -mit Sandbad erhitzen -Zugabe von K2SO4 erhöht Siedepunkt der Schwefelsäure und verkürzt damit die Aufschlußzeit, -es darf aber kein KHSO4 entstehen bzw. H2SO4 darf nicht so stark abrauchen, sonst Stickstoffverluste

42. Beobachtungen: -erst starke Verkohlung (alles wird schwarz) -i. A. nach 2-3 h wasserhelle Aufschlußlösung -ist noch keine Garantie dafür, dass alles aufgeschlossen ist  Mindestens 30 Minuten weiter erhitzen! -Auffüllen mit 100 ml H2O

43. 2. Destillation

44. -Zugabe von 80 ml einer etwa 6 M NaOH (NH4)2SO4 + 2 NaOH 2 NH3 + 2 H2O + Na2SO4 -Destillation in einen Erlenmeyerkolben, der H2SO4 enthält (auch Salzsäure oder Borsäure möglich)

45. 3. Titration 2 NH3 + 2 HCl 2 NH4Cl -Überschüssige Salzsäure wird mit NaOH zurücktitriert -Indikator: Tashiro Berechnung:

46. Beispiel für Berechnung des Proteingehaltes in einer Probe -viele verschiedene Proteine enthalten nahezu gleiche prozentuale Konzentrationen an Stickstoff (in etwa 16 % bei Lebensmitteln)Ausgang: 300 mg ProbeVerbrauch an Salzsäure: 25 mL einer 0,100 M HCl Lösung: Ergebnis: 73.0 %