Vorlesung Analytische Chemie I

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1 ALBERT-LUDWIGS- UNIVERSITÄT FREIBURG Vorlesung Analytische Chemie I Prof. Dr. Christoph Janiak Literatur: Jander,Blasius (blau), Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, 14. Auflage, Hirzel-Verlag, 1995 Jander, Jahr, Maßanalyse, 16. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin Monographie: Moderne Titrationstechnik

2 Inhaltsverzeichnis Analytische Chemie I Der Analytische Prozess Chemische quantitative Analyse -Gravimetrie - Elektrogravimetrie - Titrimetrie Instrumentelle quantitative Analyse - Atomemissionsspektroskopie, AES - Photoelektronenspektroskopie, PES bis Röntgenfluoreszenzanalyse, RFA - Auger-Elektronenspektroskopie bis Elektronenstrahl-Mikrosonde, ESMA - Atomabsorptionsspetroskopie, AAS - Polarographie und Voltammetrie - UV/VIS-Absorptions- bis Fluoreszenz-Spektroskopie - Fließinjektionsanalyse, FIA - Ionenchromatographie, IC - Neutronenaktivierungsanalyse, NAA - Massenspektrometrie, MS

3 Vorlesung Analytische Chemie I Übersicht 1. Bedeutung der Analytik (ppt) 2. Der Analytische Prozess (ppt) 3. Messunsicherheit (ppt) 4. Gravimetrie (ppt) 5. Elektrogravimetrie 6. Grundlagen der Titrimetrie (ppt) 7. Bedeutung und Fällungstitration (ppt) 8. Neutralisationstitration1 (ppt) 9. Neutralisationstitration2 10. Redoxtitration (ppt) letzte Stunde 11. Komplexometrie (ppt) heute ppt = als Powerpoint-Präsentation

4 Redoxtitration Zusammenfassung Titrationsarten Redoxtitration Nernst'sche Gleichung für Teilreaktion Indikationsmethoden Farbindikatoren, Selbstindikation Redoxindikatoren Umschlagsintervall Potentiometrie Titrationskurve Biamperometrie, Dead-Stop-Titration Titrationskurven

5 Komplexometrie Inhalt Titrationsarten Fällungstitration Neutralisationstitration Redoxtitration Coulometrie Karl-Fischer-Titration Komplexometrie in Seminar Indikationsmethoden Farbindikatoren Konduktometrie Potentiometrie (Bi)Amperometrie

6 Grundlagen Einteilung Reaktionsarten für Titrationen Komplexometrie / Komplexbildungsreaktion A + n B AB n Bildung eines möglichst stabilen Komplexes; B = Komplexbildner Bsp. einer Teilreaktion: Ca 2+ + EDTA 4 [Ca(EDTA)] 2

7 Komplexe Grundlagen Komplex- oder Koordinationsverbindungen: stöchiometrische Verbindungen Metall-Atom oder Metall-Ion (= Lewis-Säure), umgeben von Elektronenpaar-Donoren (= Lewis-Basen) Elektronenpaar-Donoren = Liganden Zentralatome (Z) und die Liganden (L). Zahl der Liganden L um das Zentralatom = Koordinationszahl (KoZ) Bsp.: [Cr(NH 3 ) 6 ] 3+ Z = Cr 3+, L = NH 3, KoZ = 6 ein Zentralatom = einkerniger Komplex mehrere Zentralatome = mehrkerniger Komplexe

8 Komplexe Grundlagen Komplex- oder Koordinationsverbindungen: Ligand besetzt nur eine Koordinationsstelle = einzähniger Ligand Ligand besetzt mehrere Koordinationsstellen = mehrzähniger Ligand (Chelatligand) Bsp.: Ethylendiamin ( en ) Ethylendiamintetraacetat (EDTA) H 2 N NH 2 H + OOC H 2 C N N H + OOC H 2 C CH 2 COO H + /Na + CH 2 COO H + /Na + zweizähniger Chelatligand sechszähniger Chelatligand bevorzugte KoZs in Komplexen: 2, 4 und vor allem 6. geometrische Anordnung der Liganden um das Zentralatom: linear (KoZ = 2), tetraedrisch oder quadratisch-planar (KoZ = 4), oktaedrisch (KoZ = 6). M M M M

9 Komplexe Grundlagen Ausgewählte Eigenschaften von Komplexen: Komplexe der Übergangsmetalle sind oft charakteristisch gefärbt Bsp.: [Cu(H 2 O) 4 ] NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ] H 2 O hellblau tiefblau, violett [Fe(H 2 O) 6 ] CN leicht grünlich [Fe(CN) 6 ] H 2 O gelblich Komplexe zeigen in Lösung oft nur eine sehr geringe Dissoziation Bsp.: Leitfähigkeit einer K 4 [Fe(CN) 6 ]-Lösung entspricht einer Lösung von 4K + und einem [Fe(CN) 6 ] 4 -Ion und nicht der von 4K +, Fe 2+ und 6CN. bei "stabilen" Komplexen keine typischen (Ionen-)Reaktionen für die Einzel-Ionen/-Liganden in Lösung Bsp.: AgCl lässt sich aus einer Lösung von [Ag(NH 3 ) 2 ] + nicht fällen NH 3 -Nachweise können negativ ausfallen

10 Komplexe Grundlagen Ausgewählte Eigenschaften von Komplexen: thermodynamische Stabilität eines Komplexes über die Komplexbildungs- oder Komplex-Dissoziations-Gleichgewichtskonstante Bsp.: Fe CN [Fe(CN) 6 ] 4 K β = 1 K Diss = [[Fe(CN) 6 ] 4 ] [Fe 2+ ] [CN ] 6 = L 6 /mol 6 K β = (Brutto-)Komplexbildungskonstante oder (Brutto-)Stabilitätskonstante je größer K β, desto stabiler der Komplex

11 Komplexe Grundlagen Ausgewählte Eigenschaften von Komplexen: Chelateffekt: Konkurrieren ein einzähniger und ein mehrzähniger Ligand bei gleichen Donoratomen in möglichst identischer Umgebung miteinander um ein Metallzentrum, wird der mehrzähnige Ligand die entsprechende Zahl an einzähnigen Liganden ersetzen. Bsp.: [Ni(NH 3 ) 6 ] en [Ni(en) 3 ] NH 3 Erklärungen u.a. Zunahme der Entropie; wahrscheinlichere Anbindung von zwei verknüpften Donoratome in Chelatligand (Wahrscheinlichkeitsproblematik, Modell von Schwarzenbach); geringere Abstoßung in Chelatligand (enthalpischer Effekt) Chelatringe besonders stabil bei Ausbildung von 5- und 6-Ringen: D D M D D M D = Donoratom

12 Komplexe Grundlagen Ausgewählte Eigenschaften von Komplexen: Beschreibung der Bindungsverhältnisse in Komplexen mit der Kristallfeld- bzw. der Ligandenfeldtheorie oder mit der MO-Theorie Aufspaltung der d-orbitale im Kristallfeld erklärt die relative Stabilität, die Farbigkeit, den Magnetismus usw. der Komplexen Beispiele/Anwendungen von Komplexbildung in der qualitativen Analyse: Eisen- oder Nitrat-Nachweis mit der Ringprobe Bildung von Eisenrhodanid und Entfärbung mit Fluorid Nachweis von Co 2+ neben Ni 2+ mit Ammoniumrhodanid Nachweis von Nickel mit Dimethylglyoxim usw.

13 Komplexometrie: Anwendungsbeispiele Wasser, Abwasser, Umweltschutz - Alkalinität von Flugasche, Wasser, - anionische Tenside in Industrie-Abwasser - chemischer Sauerstoffbedarf (CSB) von Abwasser - Iodid-Spuren in Meerwasser - Oxidierbarkeit von Trink-/Abwasser (KMnO 4 -Verbrauch) - Sulfat in Klärschlamm und Wasserproben - Gesamthärte - Säure-/Basekapazität Applikationen z.b. unter

14 Komplexometrie: Anwendungsbeispiele Lebensmittel und Getränke - Acidität von Milch und Joghurt - Calcium und Magnesium in Wasserproben, Frucht- und Gemüsesäften - Essigsäure und Chlorid in Mayonnaise - Iodid-Spuren in Kochsalz - Natriumcyclamat in Süßstoffen - reduzierende Zucker in Wein und Süßigkeiten -SO 2 -Bestimmung in Wein - Vitamin C in Fruchtsäften - Säurezahl von Fetten und Ölen - Gesamtsäure in Wein, Obst- und Fruchtsäften - Proteinbestimmung Applikationen z.b. unter

15 Titrationsarten direkte Titration: Maßlösung zu Probelösung Beispiel: 9. Analyse im Anorg.-Analyt. Grundpraktikum: Bestimmung von Calcium und Magnesium nebeneinander Beispiel: Maßlösung EDTA V = Messgröße c =! Details siehe Seminar Komplexometrie Beispiel: Probelösung Ca 2+ /Mg 2+ V =! c =?

16 Redoxtitration Titrationsarten inverse / umgekehrte Titration: Probelösung zu Maßlösung Beispiel: 8. Analyse im Anorg.-Analyt. Grundpraktikum: Bestimmung von Mangan Beispiel: Probelösung Mn 2+ V = Messgröße c =? Details siehe Seminar Komplexometrie Beispiel: Maßlösung EDTA V =! c =!

17 Grundlagen Komplexometrie / Komplexbildungsreaktion A + n B AB n Bildung eines möglichst stabilen Komplexes; B = Komplexbildner Komplexometrie: M + n L ML n maßanalytisches Verfahren zur quantitativen Bestimmung von Metall-Ionen unter Anwendung der Komplexbildung Metall-Kation (= Probe) bildet mit dem Liganden (= Titrator, Maßlösung) einen stabilen stöchiometrischen Komplex aus der benötigten Ligandenmenge wird die gesuchte Stoffmenge des Metall- Kations bestimmt

18 Grundlagen Problem: einzähnige Liganden (L) als Maßlösungen nicht geeignet, stetige Koordination an Metall-Ionen, kontinuierlicher Übergang zwischen M(H 2 O) n x L x -Spezies, kein deutlicher Sprung zu beobachten Bsp.: kontinuierliche Farbveränderung bei der Reaktion Cu 2+ mit NH 3 [Cu(H 2 O) 4 ] NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ] H 2 O K β = kein Sprung ; gemäß den Stufen-Stabilitätskonstanten K i liegen alle Spezies nebeneinander vor: [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ + NH 3 [Cu(H 2 O) 3 NH 3 ] 2+ + NH 3 [Cu(H 2 O) 2 (NH 3 ) 2 ] 2+ + NH 3 [Cu(H 2 O)(NH 3 ) 3 ] 2+ + NH 3 [Cu(H 2 O) 3 NH 3 ] 2+ + H 2 O [Cu(H 2 O) 2 (NH 3 ) 2 ] 2+ + H 2 O [Cu(H 2 O)(NH 3 ) 3 ] 2+ + H 2 O [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ + H 2 O K 1 = K 2 = K 3 = K 4 = K i : Stufenstabilitätskonstanten; K β = K 1 K 2 K 3 K 4 für pk < 4 sind die Stufen nebeneinander nicht erfassbar

19 Grundlagen Lösung: gleichzeitiger Ersatz der n einzähnigen Liganden mit einem n-zähnigen Liganden Bsp.: Substitution von 4 H 2 O mit vierzähnigem Chelatliganden wie Triethylentetramin (trien): H 2 N-(CH 2 ) 2 -N-(CH 2 ) 2 -N-(CH 2 ) 2 -NH 2 + [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ [Cu(trien)] H 2 O als Maßlösung in der Komplexometrie werden nur mehrzähnige Liganden (Chelatbildner, Komplexone) mit Stickstoff- oder Sauerstoff- Koordinationsstellen verwendet. die verwendeten organischen Liganden bilden im Allgemeinen 1:1-Komplexe mit dem zu bestimmenden Metall. Beispiele für kommerziell erhältliche Komplexone oder Titriplexe (Merck): HOOCCH 2 N CH 2 COOH CH 2 COOH Nitrilotriessigsäure (Titriplex I) HOOCCH 2 N CH 2 CH 2 N HOOCCH 2 CH 2 COOH CH 2 COOH Ethylendiamintetraessigsäure (H 4 EDTA, Titriplex II)

20 Grundlagen Beispiel für einen EDTA-Komplex sechszähniger Ligand, oktaedrische Koordination die nach außen gerichteten O-Atome bedingen die sehr gute Wasserlöslichkeit des Komplexes O O O N O M N O Komplexbildungskonstanten K β = Stabilitätskonstanten der Komplexe O O O sehr hoch für zwei- und dreiwertige Metall-Ionen: M n+ + Y 4 K β = [ [MY] 4+n ] [M n+ ] [Y 4 ] [MY] 4+n M n+ K β pk β K Mg Ca Hg Fe je größer K β, desto stabiler der Komplex (vgl. J.-B., Tab. 3.17)

21 Grundlagen Konzentration an freien Metall-Ionen in Komplexgleichgewichten mit EDTA häufig geringer als in gesättigten Lösungen eines schwerlöslichen Salzes dieses Kations. Beispiel: CaCO 3 K L (CaCO 3 ) = [Ca 2+ ][CO 3 2- ] = mol 2 /L 2 [Ca 2+ ] = (K L ) 1/2 = mol/l pk β für [CaY] 2 = 10.7, Sei Ausgangskonzentration [CaY] 2 = 10 1 mol/l mit Y = EDTA K β = [ [CaY] 2 ] [Ca 2+ ] [Y 4 ] bei Komplexdissoziation gilt [Ca 2+ ] = [Y 4 ] K β = [ [CaY]2 ] [Ca 2+ ] 2 [Ca 2+ ] 2 = [ [CaY]2 ] = K β mol 2 /L 2 = mol 2 /L 2 [Ca 2+ ] = mol/l Bestimmung von Ca 2+ mit EDTA aus festem CaCO 3 möglich Auflösung von festem CaCO 3 mit EDTA möglich

22 ph-abhängigkeit ph-abhängigkeit der Komplexbildung mit EDTA 4 (=Y 4 ): bei Komplexbildung/Stabilitätskonstante ist ph-abhängigkeit zu berücksichtigen H 4 Y H 3 Y H 2 Y 2 HY 3 M n+ + Y 4 [MY] 4+n Stabilitätskonstante K β = [ [MY] 4+n ] [M n+ ] [Y 4 ] gilt so nur, wenn alles EDTA als Y 4 vorliegt

23 ph-abhängigkeit Y 4 wäre in Wasser eine mittelstarke Base, es sind also die folgenden Dissoziationsstufen zu berücksichtigen: H 4 Y H 3 Y + H + pk 1 = 2.0 H 3 Y H 2 Y 2 + H + pk 2 = 2.67 H 2 Y 2 HY 3 + H + pk 3 = 6.16 HY 3 Y 4 + H + pk 4 = realistischere Formulierung der Komplexbildung: H 4 Y H 3 Y M n+ + 2 H H [MY] 4+n + 2 H 3 O + 2 Y 2 2 O + K β = [ [MY] 4+n ] [H 3 O + ] 2 [M n+ ] [H 2 Y 2 ] HY 3 unbekannt Y 4

24 ph-abhängigkeit Verständnis der ph-abhängigkeit: Ligand mit freiem Elektronenpaar an Donoratom L H + M n+ Konkurrenz von Proton und Metall-Ion um Ligand-Anbindung [LH m ] m+ + M n+ [ML] n+ + m H + ph-niedrig [H 3 O] + hoch Komplex wird zerstört ph-hoch [H 3 O] + niedrig Komplex wird gebildet

25 ph-abhängigkeit Erfassung der ph-abhängigkeit: Definition einer effektiven Komplexbildungskonstante, K β ' K β ' = [ [MY] 4+n ] [M n+ ] [Y' 4 ] [Y' 4 ] = Konzentration aller nicht-komplexierten EDTA-Spezies [Y' 4 ] = [Y 4 ] + [HY 3 ] + [H 2 Y 2 ] + [H 3 Y ] + [H 4 Y] H 4 Y H 3 Y H 2 Y 2 K 1 K 2 Bsp. HY 3 Y 4 + H + mit K 4 [HY 3 ] = usw. [H + ] [Y 4 ] K 4 HY 3 K 3 Y 4 K 4 [Y' 4 ] = [Y 4 ] (1+ [H + ] K 4 + [H + ] 2 K 3 K 4 + [H + ] 3 K 2 K 3 K 4 [H + ] 4 + ) K 1 K 2 K 3 K 4 = f(ph) = α H Wasserstoff-Koeffizient

26 ph-abhängigkeit Erfassung der ph-abhängigkeit: [Y' 4 ] = [Y 4 ] α H K β ' = [ [MY] 4+n ] [M n+ ] [Y' 4 ] = [ [MY] 4+n ] [M n+ ] [Y 4 ] α H = K β α H lg K β ' = lg K β lgα H pk β ' = pk β lgα H = const., ph-unabhängig ph-abhängigkeit bedingt pk β ' pk β da lg α H ph-wert (vgl. J.-B., Tab. 3.18) lg α H pk β ' pk β = max. Komplexstabilität

27 ph-abhängigkeit ph 14 lg α H 0 pk β ' pk β pk β = max. Komplexstabilität komplexometrische Titration bei möglichst hohen ph-werten Nebenreaktion: Hydroxidfällung zu beachten Forderung für die Durchführbarkeit einer komplexometrische Titration: pk β ' > 7! Bsp.: Mg 2+ pk β = für pk β ' > 7 muss gelten lg α H < 1.69 ph-wert > 8.5 gleichzeitig anwesende Kationen mit pk β ' < 3 stören nicht ( pk β ' = 4!)

28 ph-abhängigkeit realistische Formulierung der Komplexbildung: M n+ + [H 2 Y] H 2 O [MY] 4+n + 2 H 3 O + Forderung: keine ph-wertänderung durch die freiwerdenden H 3 O + -Ionen Reaktion in Puffersystem sorgfältige ph-wert Einstellung und Einhaltung ist Grundforderung aller komplexometrischen Titrationen

29 Praktikumsversuche Anorganisch-Analytisches Grundpraktikum 8. Analyse: Bestimmung von Mangan 9. Analyse: Bestimmung von Calcium und Magnesium nebeneinander Instrumenteller Kurs A Details siehe Seminar Komplexometrie 6. Ionenselektive Elektroden

30 Grundlagen Einteilung Endpunkterkennung chemische Indikation, z.b. mit Farbindikatoren oder aufgrund von Eigenfärbung optische/visuelle Endpunkterkennung Titrationen im Anorganisch-Analytischen Grundpraktikum physikalische Indikation instrumentelle Endpunkterkennung, z.b. potentiometrisch, photometrisch Titrationen im Instrumentellen Kurs A

31 Endpunkt / Äquivalenzpunkt Äquivalentstoffmenge Maßlösung = Äquivalentstoffmenge Probelösung Komplexometrie n Metall eq = n Ligand eq n M z M = n L z L hier Äquivalentzahl z = Zahl der gebundenen Liganden/Metalle Bsp.: jeder EDTA-Ligand bindet ein M n+ jedes M n+ bindet ein EDTA-Liganden z = 1 n = c V, n = m/m n eq = c eq V

32 Endpunkterkennung mit Farbindikator chemische Indikation, z.b. mit Farbindikatoren oder aufgrund von Eigenfärbung optische/visuelle Endpunkterkennung Titrationen im Anorganisch-Analytischen Grundpraktikum Farbindikatoren: organische Farbstoffe, selbst Komplexbildner, aber schwächer als EDTA freier Indikator hat andere Farbe als Indikator-Metall-Komplex. 1) Bildung Indikator-Metall-Komplex: M n+ + HX 2 + H 2 O [MX] 3+n + H 3 O + 2) Hauptreaktion: M n+ + [H 2 Y] H 2 O [MY] 4+n + 2 H 3 O + 3) Indikatorreaktion Farbumschlag: [MX] 3+n + [H 2 Y] 2 + H 2 O [MY] 4+n + HX 2 + H 3 O + Farbe1 Farbe2

33 Endpunkterkennung mit Farbindikator chemische Indikation Farbindikator, Beispiel Erio T (Eriochromschwarz T) OH HO HO 3 S N N O 2 N ph-abhängigkeit: H 3 X H 2 X HX 2 X 3 ph: < >12 Farbe rot blau gelborange in Indikatorpuffertablette bei 9. Analyse: Bestimmung von Calcium und Magnesium

34 Endpunkterkennung mit Farbindikator chemische Indikation Farbindikator, Beispiel Erio T (Eriochromschwarz T) 3) Indikatorreaktion Farbumschlag: [MX] 3+n + [H 2 Y] 2 + H 2 O [MY] 4+n + HX 2 + H 3 O + weinrot blau Farbwechsel weinrot blau schlecht zu erkennen Mischindikator: Erio T / Methylrot (= gelb im alkalischen) Indikatorreaktion Farbumschlag: [MX] 3+n + [H 2 Y] 2 + H 2 O [MY] 4+n + HX 2 + H 3 O + rot(violett) grau grün auch photometrisch-instrumentelle Endpunktindikation möglich!

35 Grundlagen Einteilung Endpunkterkennung chemische Indikation, z.b. mit Farbindikatoren oder aufgrund von Eigenfärbung optische/visuelle Endpunkterkennung Titrationen im Anorganisch-Analytischen Grundpraktikum physikalische Indikation instrumentelle Endpunkterkennung, z.b. potentiometrisch Titrationen im Instrumentellen Kurs A photometrisch

36 potent. Endpunkterkennung z.b. mit Cu-Metall-Elektrode Beispiel für ionenselektive Elektrode Aufbau: Festkörperelektrode, hier als Einzelelektrode Elektrodenschaft aus Kunststoff Cu mit elektroaktiver Oberflächenbelegung von CuS (s. Vers. 6 Ionenselektive Elektroden)

37 potent. Endpunkterkennung Hg flüssig für Ableitelektrodenkontakt Vers. 6 Ionenselektive Elektroden, separate Kalomel-Referenzelektrode zu Cu-selektiver Elektrode äußerer Elektrodenschaft für Elektrolyt, K 2 SO 4 innerer Elektrodenschaft für Hg/Hg 2 Cl 2 und Ableitelektrode (oben) Membran für Festkörper- Elektrolyt-Kontakt Diaphragma (Stromschlüssel)

38 potentiometrische Endpunkterkennung vergleiche übliche Schemazeichnung zu Metall-ISE und Referenzelektrode (z.b. Skript Instr. Analyt. Grundpraktikum, S. 18) M M n+ -Salzlösung

39 potentiometrische Endpunkterkennung physikalische Indikation Potentiometrie Bsp.: Ca 2+ -Bestimmung mit Cu-Ionenselektiver Elektrode (Cu-ISE)

40 potentiometrische Endpunkterkennung physikalische Indikation Potentiometrie Bsp.: Ca 2+ -Bestimmung mit Cu-ionenselektiver Elektrode (Cu-ISE)

41 potentiometrische Endpunkterkennung physikalische Indikation Potentiometrie Bsp.: Ca 2+ -Bestimmung mit Cu-ionenselektiver Elektrode (Cu-ISE) vgl. Vers. 6 Ionenselektive Elektroden Wie soll das funktionieren?? Titrator (Maßlösung): EDTA oder EGTA COOH HOOC N O O N COOH HOOC EGTA = Ethylenglykol-O,O'-bis-(2-aminoethyl)-N,N,N',N'-tetraessigsäure/~acetat = Chelatligand für Ca-Bestimmungen in Gegenwart von Magnesium Cu-ISE detektiert a(cu 2+ ) c(cu 2+ ) in Lösung!! Bestimmung in Gegenwart von etwas Cu 2+

42 potentiometrische Endpunkterkennung physikalische Indikation Potentiometrie Bsp.: Ca 2+ -Bestimmung mit Cu-ionenselektiver Elektrode (Cu-ISE) Problem: pk-wert (in Wasser!) [Ca(EDTA)] [Cu(EDTA)] bei Titration würde Cu 2+ zuerst komplexiert Cu-ISE würde die nachfolgende Ca 2+ -Komplexierung nicht mehr anzeigen Lösung: Titration in konz. NH 3 /NH 4 Cl-Puffer bei ph = 10 Bildung von [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ (pk β = 12.6) senkt Komplexstabilität von [Cu(EDTA)] 2 unter [Ca(EDTA)] 2 in NH 3 : [Cu(EDTA)] 2 + Ca 2+ [Ca(EDTA)] 2 +Cu 2+ Cu 2+ wird (als [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ ) erst nach Ca 2+ von Cu-ISE erfasst! Fehler-Erfassung durch vorhandene Cu 2+ -Ionen: separate Cu 2+ -"Blindwert"- /Konzentrationsbestimmung ( Differenz gibt Ca 2+ ) oder Einbringen des Cu 2+ als [Cu(EDTA)] 2 -Komplex und Reaktion mit Ca 2+ nach obiger Gleichung

43 Komplexometrie Zusammenfassung Metall-Komplexe/Koordinationsverbindungen Grundbegriffe Titrationsarten Komplexometrie Komplexone, Chelatbildner Stabilitätskonstanten ph-abhängigkeit Indikationsmethoden Farbindikatoren Mischindikator Potentiometrie Cu-ionenselektive Elektrode