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Skriptum zur Laborübung Wasser und Umwelt
CHE124 LU aus Analytischer Chemie
Version
SS2019
Wasser und Umwelt
1
Protokollführung
Die Protokolle (für jede Probe ist ein separates Protokoll abzugeben) müssen enthalten:
Probebeschreibung
Beschreibung der tatsächlich durchgeführten praktischen Analysen (Mengen und
Konzentrationsangaben!!!)
Reaktionsgleichungen
Resultate (gefundene Kationen, gefundene Anionen)
Bei Falschbestimmungen müssen beide Analysenergebnisse (inkl. Fehlerdiskussion),
d.h. die Analyse des falsch bestimmten Salzes, sowie die Analyse des korrekt bestimmten
Salzes angeführt werden.
Wasser und Umwelt
2
1 Wasser und Umwelt
Programm
1. Bestimmung der Wasserhärte
Bestimmung von Ca2+, Mg2+, HCO3- in einer Realprobe
Bestimmung von Ca2+ und Mg2+ in einer gestellten Probe
2. Säuren, Basen, Puffersysteme
Bestimmung der Konzentration einer Säure und einer Base mit Indikatoren
Potentiometrische Titration von 2 Säureproben – Bestimmung der Konzentration, der
Pufferkapazität und Identifizierung
Potentiometrischen Titration einer Umweltprobe mit Hilfe eines Titrierautomaten
3. Photometrische Bestimmung des Nährstoffgehaltes in Wasser
Photometrische Bestimmung von 2 der 3 Nährstoffe (Ammonium, Nitrit oder Nitrat)
in einer von den Assistenten gestellten Realprobe und einer Referenzprobe.
4. Bestimmung von gelöstem Sauerstoff nach Winkler
Der Einfluss der Temperatur und der Salinität auf die Konzentration an gelöstem
Sauerstoff in luftgesättigten Proben wird untersucht. Die Sauerstoffkonzentration wird
hierzu iodometrisch (nach Winkler) und amperometrisch (Clark Elektrode) bestimmt.
Punktebewertung
a) Ergebnisse:
1. Wasserhärte
Bestimmung von Ca2+ und Mg2+ in einer gestellten Probe: 3 Punkte
2. Säuren, Basen, Puffersysteme
Konzentration einer Säure und einer Base mit Indikatoren: 2 Punkte
Potentiometrische Titration von 2 Säureproben 2 Punkte
3. Photometrische Bestimmung des Nährstoffgehaltes in Wasser
2 Photometrische Bestimmungen: 4 Punkte
4. Bestimmung von gelöstem Sauerstoff nach Winkler 4 Punkte
b) Protokoll: max. 5 Punkte
c) Arbeitsweise: max. 5 Punkte
Summe: max. 25 Punkte
Wasser und Umwelt
3
1.1 Allgemein
Wasser ist die am häufigsten vorkommende und wichtigste chemische Verbindung auf der
Erdoberfläche. Es ist die Grundlage jeden Lebens auf der Erde. Deshalb wird zum Beispiel
auf anderen Planeten vor allem nach Wasser gesucht, um festzustellen, ob es dort Leben gibt
oder Leben gegeben hat. Der menschliche Körper besteht zu 60 bis 65% aus Wasser und
bereits 15% Wasserverlust führt zum Verdurstungstod. Wasser hat verschiedene
Eigenschaften, ohne die ein Leben von Menschen, Tieren und Pflanzen auf der Erde nicht
möglich wäre. Wasser kommt sowohl fest, flüssig als auch gasförmig vor. In der flüssigen
Phase ist es als Nichtelektrolyt das beste natürliche Lösungsmittel für viele Stoffe,
insbesondere für Ionen aber auch für Gase. Aus diesem Grunde ist nicht verwunderlich, dass
es auf der Erde kein reines Wasser gibt. Im Wasser können sich nicht nur essentielle
Verbindungen, z. B. Spurenelemente lösen, sondern auch Krankheitserreger oder toxische
Stoffe aus der Natur oder durch menschliche Einwirkung. Deshalb kommt der Wasseranalytik
eine wichtige Bedeutung zu. Je nach Art des Wassers wird es nach verschiedenen Kriterien
untersucht. Die Wasserarten lassen sich bezüglich ihrer Herkunft einteilen in
Oberflächenwasser, Grundwasser, Quellwasser, Mineral- und Heilwasser,
Niederschlagwasser und Abwasser. Zur Beurteilung der Trinkwasserqualität oder eines
Gewässers als Ökosystem wird immer eine größere Anzahl an Parametern herangezogen.
Tabelle 2.1 gibt einen Überblick über die Inhaltstoffe natürlicher Gewässer.
Im Zuge dieser Laborübung werden einige elementare und wichtige Analysemethoden der
Wasser und Umweltanalytik gelehrt und an gestellten und realen Proben durchgeführt. Hierzu
gehören die Härtebestimmung von Trinkwasser und mitgebrachten Proben, die Bestimmung
der Säurekapazität von Murwasser, die Bestimmung von gelöstem Sauerstoff und die
Untersuchung einer Probe aus der Kläranlage Graz auf Nitrat, Nitrit und Ammoniumionen.
Tabelle 2.1: Inhaltsstoffe natürlicher Gewässer
(Quelle: L. A. Hütter, Wasser und Wasseruntersuchung, Salle und Sauerländer)
Wasser und Umwelt
4
1.2 Bestimmung der Wasserhärte
Programm:
a) Bestimmung von Calcium und Magnesium
b) Bestimmung von Calcium
c) Bestimmung von Hydrogenkarbonat mit Hilfe eines Titrierautomaten
1.2.1 Einleitung
Das Wasser, das wir in der Natur vorfinden, ist nicht chemisch reines H2O, sondern enthält
eine Vielzahl von gelösten oder kolloidalen Verbindungen. Die wichtigsten gelösten Ionen
sind Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl-, NO3-, SO4
2- und CO32-. Dabei sind einige dieser Ionen in jeder
Form gut löslich, andere fallen wieder aus. Zu diesen Ionen gehören Ca2+ und Mg2+. Beide
bilden als Elemente der 2. Hauptgruppe schwerlösliche Carbonate und Sulfate.
Ca2+ und Mg2+ sind im Boden oft in Form von Carbonaten immobilisiert. Durch Wasser im
Boden, das einen pH < 7 (sauer) hat, können diese in Lösung gehen und an anderer Stelle in
Boden z.B. bei steigendem pH-Wert, wieder ausfallen. Zu den bekanntesten und
spektakulärsten Erscheinungen gehören Tropfsteinhöhlen wie die Lurgrotte 30 km nördlich
von Graz. In diesem Gleichgewicht spielt der Partialdruck des gelösten CO2 eine wichtige
Rolle. Im Porenwasser vom Gestein ist das CO2 in Form von Kohlensäure gelöst. Tritt es in
den Höhlenraum ein, so ändern sich der Partialdruck und damit auch das
Kohlensäuregleichgewicht. CaCO3 wird dann ausgefällt und bildet die beeindruckenden
Felsformationen.
Dieses Phänomen hat aber auch andere Auswirkungen. In unserer Trinkwasserversorgung
verursachen Kalkablagerungen ein großes Problem. Verkalkte Rohrleitungen, Wasserkocher,
oder Waschmaschinen sind die Folge. Daher ist eine Bestimmung der Wasserhärte eine der
Routineaufgaben in einem wasseranalytischen Labor.
Auch für unseren Körper spielen Ca und Mg eine wichtige Rolle: unsere Knochen bestehen
aus Calcium-Phosphat - Calciumapatit. Auch für die Weiterleitung von Nervenreizen in
unseren Muskeln spielen Ca2+ zusammen mit K+-Ionen eine wichtige Rolle, ebenfalls wie
Mg2+.
Abbildung 2.1.1: Stuktur des Chelatbildners EDTA und eines Chelatkomplexes Me2+-EDTA
Wasser und Umwelt
5
Eine weitverbreitete Form der Bestimmung von Ca- und Mg-Ionen ist die komplexometrische
Titration. Dabei wird der Gehalt an Metallionen durch die Bildung eines Komplexes
bestimmt.
Das gängigste Verfahren, das auch nach DIN-Norm verwendet wird, ist die Umsetzung mit
dem Chelatbildner EDTA.
Wie aus der Vorlesung bekannt, haben die unterschiedlichen Metallionen unterschiedliche
Affinität zum Komplexbildner EDTA: Die Komplexbildungkonstanten bei pH 13 betragen
10,7 für Ca2+ bzw. 8,7 für Mg2+. Deshalb bildet sich in einer Lösung zuerst der Ca-EDTA-
Komplex. Erst wenn alles Ca2+ als Komplex gebunden ist, wird sich auch der Mg-EDTA-
Komplex bilden. Liegen beide Ionen gemeinsam in Lösung vor, ist eine getrennte
Endpunktbestimmung nicht möglich. Eine Unterscheidung zwischen Calcium und
Magnesium erfolgt durch zwei voneinander unabhängige Titrationen:
a) pH 10: Gemeinsame Titration von Ca2+ und Mg2+
b) pH 12: Bei diesem pH fällt Mg2+ als schwerlösliches Mg(OH)2 aus. Deshalb wird bei
diesem pH Wert nur Calcium erfasst.
In natürlichen Wässern ist Hydrogenkarbonat ein anionischer Hauptbestandteil. In alkalischer
Lösung (pH > 8,2) wird HCO3- in CO3
2- umgewandelt. Dieses bildet mit Calcium- und
Magnesiumionen schwerlösliche Karbonate. Aus diesem Grund muss HCO3- vor der
Bestimmung von Calcium und Magnesium entfernt werden. Die Entfernung erfolgt durch
Zugabe von mit HCl und dem Auskochen der gebildeten H2CO3 als CO2 nach folgender
Gleichung:
22323 COOHCOHHHCO
1.2.2 Durchführung
Glasgeräte
Bürette 10 mL
3 Erlenmeyer- oder Titrierkolben
Pasteur- und Vollpipetten
2 Bechergläser 100 mL
Geräte:
Magnetrührer
Heizplatte oder Bunsenbrenner mit Dreifuß
Autotitrator mit pH-Elektrode
Chemikalien:
0,1 mol/L HCl
25%ige Ammoniaklösung (NH4OH)
0,05 mol/L EDTA-Lösung
Indikator Calconcarbonsäure
Indikatorpuffertabletten
Titratorlösung: 0.1 mol/L HCl
Vorbereitungen:
Es werden je Teilnehmer eine selbst mitgebrachte Realprobe und eine gestellte Probe
untersucht. Für die Bestimmung ist eine geeignete Probemenge aus den Erwartungsgehalten
für Oberflächen- und Trinkwasser abzuschätzen. In der Probe sollen zwischen 4 und 10 mg
Ca und zwischen 2 und 6 mg Mg enthalten sein.
Der 100 ml Maßkolben mit der bereit gestellten Probe wird mit destilliertem Wasser
aufgefüllt und gut geschüttelt.
Jede Bestimmung ist dreifach durchzuführen!
Wasser und Umwelt
6
2.2.2.1.Calcium und Magnesiumbestimmung (Summentitration): Die Titration wird bei pH 10 durchgeführt. Eine genau gewogene oder pipettierte Menge der
Wasserprobe wird in einen Erlenmeyer Kolben gegeben und mit Aqua dest. auf etwa 100 –
150 mL verdünnt. Die Probe wird mit einer geeigneten Menge an 0,1 M HCl bis pH 3
angesäuert (Überprüfung mit Universalindikatorpapier). Anschließend wird kurz aufgekocht
und abgekühlt. Nach Zugabe einer Indikator-Puffertablette und 1 mL NH4OH konz. (25
Tropfen) wird mit EDTA titriert. Zu Beginn wird ziemlich schnell titriert. Wenn die Farbe der
Lösung beginnt, von rot nach grau-grün umzuschlagen, wird langsamer titriert; gegen Ende
der Titration wird EDTA tropfenweise zugegeben. Der Titrationsendpunkt ist erreicht, wenn
der letzte Rotschimmer verschwunden ist und die Lösung strahlend grün ist (bis zur letzten
Farbveränderung der Lösung).
Bei der gestellten Probe entfällt die Entfernung des Hydrogenkarbonates!!
2.2.2.2 Calciumbestimmung: Eine genau gewogene oder pipettierte Menge der Probe wird in einen Erlenmeyer Kolben
gegeben und mit Aqua dest. auf etwa 100 –150 mL verdünnt. Die Probe wird mit einer
geeigneten Menge an 0,1 M HCl versetzt, erhitzt und abgekühlt. Anschließend werden pro
100 mL Volumen 8-10 Plätzchen KOH zugesetzt (Fällung von Mg2+-Ionen). Nach Zugabe
von Calconcarbonsäure wird sofort mit EDTA titriert. Der Titrationsendpunkt ist erreicht,
wenn der letzte Rotschimmer verschwunden ist (bis zur reinen Blaufärbung Lösung).
Bei der gestellten Probe entfällt die Entfernung des Hydrogenkarbonates!!
2.2.2.3 Hydrogenkarbonatbestimmung: Diese Bestimmung wird mit dem Autotitrator nach Anweisung durchgeführt. 100 mL der
Wasserprobe (bei Leitungswasser, Mineralwasser mit Kohlensäure entsprechend angepasste
Menge) werden mit einer Vollpipette in ein 150 mL Becherglas pipettiert und mit einem
Magnetrührknochen versehen. Die Wasserprobe sollte sofort nach dem Abfüllen verarbeitet
werden, um das zusätzliche Lösen oder Entweichen von CO2 aus der Luft zu verhindern. Das
Becherglas wird auf den Magnetrührer das Autotitrators gestellt und die Rührgeschwindigkeit
so eingestellt, dass keine Luftblasen untergezogen werden. Die Elektrode und Bürettenspitze
werden so in die Probenlösung getaucht, dass die Strömung den frisch dosierten Titranten
nicht direkt gegen die Elektrode leitet. Die Probe wird nach einem dynamischen
Titrierprogramm mit 0,1 mol/L HCl titriert. Die Daten werden in Form einer Tabelle mit 2
Spalten (pH-Wert und Verbrauch) gespeichert und ausgewertet.
Protokoll:
Abschätzung der benötigten Probenmenge
Berechnung der Konzentrationen an HCO3-, Ca2+, Mg2+ in der Wasserprobe. Das
Ergebnis ist in mg/l und mol/l unter Angabe des Mittelwertes und der
Standardabweichung anzugeben. Die Berechnungen des Hydrogenkarbonats erfolgen
analog den Auswertungen des Versuch 2.3.1.4
Berechnung der Konzentrationen an Ca2+ und Mg2+ in der gestellten Probe. Das
Ergebnis ist in mg/l und mol/l unter Angabe des Mittelwertes und der
Standardabweichung anzugeben.
Umrechnung in Grad deutscher Härte (Gesamthärte Ca und Mg)
Die tabellierten Analysewerte der Realprobe sind anzugeben.
Wasser und Umwelt
7
1.3 Säuren, Basen und Puffersysteme
Programm:
a) Titrimetrische Bestimmung der Konzentration einer Säure und einer Base mit Indikatoren
b) Potentiometrische Titration einer Säureprobe – Bestimmung der Konzentration, der
Pufferkapazität und Identifizierung
c) Potentiometrischen Titration einer Wasserprobe mit Hilfe eines Titrierautomaten
(Durchführung unter 2.2)
Der Punkt a) und c) werden einzeln bearbeitet. Der Punkt b) wird in Gruppen durchgeführt.
Punktebewertung:
a) 2 Punkte
b) 2 Punkte
1.3.1 Grundlagen
Säure/Basen Reaktionen und Puffersysteme sind in der Technik, der Umwelt und für tierische
und menschliche Organismen von größter Bedeutung. Nahezu jede biochemische Reaktion
verlangt einen konstanten pH-Wert. Dies gilt auch für komplexe Ökosysteme wie sie z. B. in
Oberflächengewässern gefunden werden. Der pH-Wert von Wasser wird durch die gelösten
Säuren und Basen (und deren Eigenschaften als Puffer zu wirken) bestimmt.
Nach der Definition von Brønsted and Lowry sind Säuren Protonendonatoren und Basen
Protonenakkzeptoren. Löst man eine Säure oder eine Base in Wasser, entstehen durch
Protonierung oder Deprotonierung des Wassers H3O+ oder OH- - Ionen.
HA + H2O A- + H3O+ bzw. B- + H2O BH + OH- (1)
Die Gleichgewichte dieser Reaktionen können durch folgende Gleichungen beschrieben
werden
]][[
]][[
2
3
HAOH
OHAK
bzw. ][
]][[ 3
HA
OHAK S
(2)
]][[
]][[
2
BOH
OHBHK bzw.
][
]][[
B
OHBHK B (3)
Die Konstante KS ist ein Maß für die Stärke einer Säure oder Base. Sie wird meist als ihr
negativer Zehnerlogarithmus, der pKs-Wert, angegeben (auch pKa, vom engl. acid = Säure).
Starke Säuren oder Basen dissoziieren in wässrigen Lösungen vollständig, d.h. das
Gleichgewicht ist vollständig nach rechts verschoben. Bei schwachen Säuren oder Basen
können sowohl die dissoziierte als auch die undissoziierte Form vorliegen. In Puffersystemen
liegen beiden Formen vor. Daraus lässt sich die pH-stabilisierende Wirkung eines Puffers
erklären. Zugeführte H3O+ oder OH- -Ionen werden zu Wasser umgesetzt. Der pH-Wert eines
Puffersystems kann mit folgender Gleichung berechnet werden,
Wasser und Umwelt
8
][
][log
HA
ApKpH s
Henderson-Hasselbalch-Gleichung (4)
die durch Umformen aus Gleichung (2) erhalten wird.
Tabelle 2.: Auswahl an Säuren und Säurekonstanten
Säure pKs1 pKs2 pKs3
Essigsäure 4,76
Ammoniak 9,24
Kohlensäure 6,35 10,3
Zitronensäure 3,13 4,76 6,40
HCl -6
Maleinsäure 1,91 6,33
Phosphorsäure 2,15 7,20 12,4
Schwefelsäure -3 1.99
Malonsäure 2.9 5.7
Quelle: Daniel C. Harris, Lehrbuch der Quantitativen Analyse, 1997
Die Pufferwirkung in natürlichen Gewässer und Trinkwasser wird hauptsächlich durch
gelöstes CO2 bestimmt. CO2 ist in Wasser in freier und gebundener Form vorhanden.
Kohlensäure wird selbst gemäß Gl. (5) nur zu etwa 0.1% gebildet.
CO2 + H2O H2CO3 (5)
Man zieht ihre Bildung in die Gleichung für die 1. Dissoziationsstufe ein. Die komplette
Gleichung für die Dissoziation lautet dann:
(CO2 + H2O H2CO3) + H2O H3O+ + HCO3
- H3O+ + CO3
2- (6)
1.3.1.1 Endpunktbestimmung und Pufferkapazität
Die Endpunktbestimmung der Säure-Base Titrationen in diesem Versuch erfolgt mittels
Säure-Base- Indikatoren oder durch Titrationskurven die mit pH-Elektroden aufgezeichnet
werden.
Ermittlung des Endpunktes mit einer pH-Elektrode
Die pH-Glaselektrode ermöglicht die Bestimmung des pH-Wert (genauer genommen die
Bestimmung der Aktivität der H+ -Ionen) zu jedem Zeitpunkt der Titration. Aus der
Auftragung des pH-Werts gegen den Verbrauch des Titranten VT wird der Äquivalenzpunkt
bestimmt. In Abbildung 2.3.1 sind die theoretischen Titrationskurven für eine starke und eine
schwache Säure (pKs=5) dargestellt. In der Nähe des Äquivalenzpunktes ist der pH-Sprung
am deutlichsten. Mathematisch betrachtet ist im Äquivalenzpunkt die Steigung (1. Ableitung.
dpH/dV) der Kurve am größten und 2. Ableitung ist null; somit ist der Äquivalenzpunkt ein
Wendepunkt. Betrachtet man die schwache Säure tritt ein weiterer Wendepunkt im
Pufferbereich bei Ve/2 auf (Ve: Volumen am Äquivalenzpunkt). An dieser Stelle ist die
Konzentration der Säure der der konjugierten Base gleich groß und nach Einsetzen in die
Henderson-Hasselbalch Gleichung ergibt sich der Zusammenhang pH ~ pKs, und damit die
Wasser und Umwelt
9
0
2
4
6
8
10
12
14
0 5 10 15 20 25 30
VB [ml]
pH
-12
-9
-6
-3
0
3
6
9
12
0 5 10 15 20 25 30
VB [ml]
1. u
nd
2. A
ble
itu
ng
1. Ableitung
2. Ableitung
Möglichkeit zur Bestimmung des pKs-Wertes der Säure.
.
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
0 2 4 6 8 10 12 14
VB [ml]
pH
Äquivalenzpunkt
Wendepunkte
Ve
Pufferbereich
starke Säure
schwache Säure
Abbildung 2.3.1. pH-Verlauf der Titration einer starken und einer schwachen Säure
(pKS=5) mit 0,1 mol/L Natronlauge.
Die genaue Bestimmung Äquivalenzpunkte erfolgt mittels Bildung der 1. und 2. Ableitung:
Bestimmung des Wendepunkts durch die Bildung der 1. und 2. Ableitung der Titrierkurve.
Hierzu können in der Laborübung die Differenzenquotienten pH/ V und ( pH/
V)/ V herangezogen werden, die mit einer Tabellenkalkulation schnell berechnet
werden. Aus dem Schnittpunkt der 2. Ableitung mit der x-Achse kann der
Äquivalenzpunkt abgelesen werden. Dies wird in Abbildung 2.3.2 am Beispiel einer 0,1
mol/L Phosphorsäure, die mit 0,1 mol/L Natronlauge titriert, wird gezeigt.
A)
B)
Abb.2.3.2: A) Titrationskuve
einer 0,1mol/L Phosphorsäure;
B) 1. und 2. Ableitung der
Titrationskurve
Wasser und Umwelt
10
Endpunktsbestimmung mit Indikatoren
Wie aus der Abbildung 2.3.1 ersichtlich ist, sind die pH-Sprünge am Äquvalenzpunkt und die
Lage des Äquivalenzpunktes von der Stärke der zu titrierenden Säure abhängig. Bei der
Titration mit Indikatoren ist die Lage des Äquivalenzpunktes für die Wahl des Indikators von
entscheidender Bedeutung. Säure-Basen-Indikatoren sind selbst Säuren oder Basen deren
protonierte und deprotonierte Form unterschiedlich gefärbt sind. Die Umschlagsbereich eines
Säure-Basen-Indikators muss in der Nähe des Äquivalenzpunktes liegen. Tabelle 2.3 gibt eine
Übersicht über die wichtigsten pH-Indikatoren und deren Umschlagsbereiche.
Tabelle 2.3: pH-Indikatoren, Umschlagsbereiche und Farbwechsel
Indikator Umschlagsbereich
pH Farbwechsel
Thymolblau 1,2 – 2,8 rot – gelb
Dimethylgelb 2,9 – 4,0 rot – gelb
Bromphenolblau 3,0 – 4,6 gelb – blauviolett
Methylorange 3,0 – 4,4 rot – gelborange
Bromkresolgrün 3,8 – 5,4 gelb – blau
2,5-Dinitrophenol 4,0 – 5,8 farblos – gelb
Methylrot 4,4 – 6,2 rot – gelb
Lackmus 4,5 – 8,3 rot – blauviolett
Bromkresolpurpur 5,2 – 6,8 gelb – violett
Bromphenolrot 5,4 – 6,8 gelb – purpur
Alizarin 5,8 – 7,2 gelb – rotviolett
Bromthymolblau 6,0 – 7,5 gelb – blau
Phenolrot 6,4 – 8,2 gelb – rot
m-Kresolpurpur 7,4 – 9,0 gelb – violett
Thymolblau 8,0 – 9,6 gelb – blau
Phenolphthalein 8,4 – 10,0 farblos – purpur
Alizaringelb R 10,0 – 12,0 hellgelb – orangerot
Quelle: Thieme Römpp Online, http://www.roempp.com/
Pufferkapazität
Bei der Titration von schwachen Säuren und Basen werden Pufferbereiche durchlaufen. In
diesen Bereichen ändert sich der pH-Wert nicht wesentlich. Als ein Maß für die
Pufferwirkung dient die Pufferkapazität , die folgendermaßen definiert ist
dpH
dC
dpH
dC sB
Die Pufferkapazität gibt also an, welche Menge an starker Säure oder Base eine Lösung
aufnehmen kann ohne dass sich der pH-Wert wesentlich ändert. Je größer der Wert von ist,
umso mehr widersteht die Lösung pH-Änderungen. Abbildung 2.3.3.A zeigt die Auftragung
der Titrationskurve einer schwachen Säure (pKs=5) in Konzentrationen von 0,05, 0,1 und 0,15
mol/L als Konzentration der Base gegen den pH-Wert. Die Ableitung dieser Kurve liefert die
Pufferkapazitäten und ist in Abbildung 2.3.3. B dargestellt.
Wasser und Umwelt
11
0,00
0,01
0,02
0,03
0,04
0,05
0,06
0,07
0,08
0,09
0,10
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
pH
[
mo
l/l]
0.05 mol/l
0.1 mol/l
0.15 mol/l
Säurekapazität:
Die Puffereigenschaften von Gewässern und Oberflächengewässern werden hauptsächlich
durch gelöstes Kohlendioxid, Hydrogenkarbonat und Karbonat bestimmt. Dieses System
weist Pufferzonen im pH-Bereich von 5,4-7,4 und von 9 - 11 auf. Entsprechend treten
„Sprünge“ der Titrationkurve bei pH-Werten von 3 - 5 und zwischen 7,5 - 9 auf. Es können
aber auch andere Puffersubstanzen gelöst sein. Dies hat zur Folge, dass sich die pH-Sprünge
abschwächen oder gar in mehrere Teilsprünge aufteilen. Aus diesem Grund wird bei
Wasseranalysen bis zu einem bestimmten pH-Wert titriert, unabhängig davon ob pH-Sprünge
auftreten oder nicht. Es wurden hierzu die Begriffe Säurekapazität (KS 4,3 bzw. KS 8,2) und
Basenkapazität (KB 4,3 bzw. KB 8,2) eingeführt. Die Säurekapazität ist definiert als die Menge
an Säure die nötig ist um eine Wasserprobe auf den pH-Wert 4,3 bzw. 8,2 zu bringen. Die
Basenkapazität ist demnach die Menge an Base die nötig ist um eine Wasserprobe auf den
pH-Wert 4,3 bzw. 8,2 zu bringen.
A)
0,00
0,02
0,04
0,06
0,08
0,10
0,12
0,14
0,16
0,18
0,20
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
pH
CS
[m
ol/
l]
0.15 mol/l
0.1 mol/l
0.05 mol/l
B)
Abb. 2.3.3:
A) CB als Funktionen des pH für eine schwache Säure in verschiedenen Konzentrationen
und B) die Pufferkapazität β als Funktion des pH
Wasser und Umwelt
12
1.3.1.2 Titrimetrische Säure/Base Bestimmung mit Indikatoren
Die Konzentration einer Essigsäure- und einer Natriumcarbonatlösung wird titrimetrisch mit
Hilfe eines Farbindikators bestimmt.
Glasgeräte
Bürette 10 mL
2 Titrierkolben 250 mL
2 Vollpipetten 10 mL
2 Maßkolben 100 mL
Geräte
1 Magnetrührer
Taschen pH-Meter
Chemikalien:
Titerlösung: 0.1 mol/L NaOH
Titerlösung: 0.1 mol/L HCl
Phenolphthalein
Methylrot
Methylorange
Durchführung:
Die 100 mL Maßkolben Nr. 1 und 2 werden mit destilliertem Wasser aufgefüllt und gut
umgeschüttelt. Es wird überprüft ob die Probenlösung sauer oder basisch reagiert und die
entsprechenden Titratoren und Indikatoren ausgewählt. 10 mL der jeweiligen Probe werden in
einen 250 mL Titrierkolben pipettiert und auf ca. 100 mL verdünnt. Es werden 2-3 Tropfen
eines passenden Indikators zugeben. Jede Probe wird dreimal titriert und die Konzentration
der vorliegenden Säure oder Base bestimmt. Was ist bei der Titration von Natriumkarbonat zu
beachten?
Jede Bestimmung ist dreifach durchzuführen
Protokoll:
Begründung der Auswahl der Indikatoren anhand der pKs-Werte der zu
untersuchenden Proben
Berechnung der Konzentrationen der vorliegenden Probelösungen in mol/l unter
Angabe des Mittelwertes und der Standardabweichung.
Berechnen Sie den pH-Wert der vorliegenden Probelösungen aufgrund der von Ihnen
bestimmten Konzentration.
1.3.1.3 Potentiometrische Säure/BaseTitration
Wässrige Lösungen ein- und mehrprotoniger Säuren werden mit einer starken Base titriert.
Der Titrationsverlauf wird mit Hilfe einer pH-Elektrode aufgezeichnet. Aus den Messdaten
wird eine Titrationskurve erstellt und diese graphisch und rechnerisch analysiert.
Glasgeräte:
Bürette 10 mL
2 Vollpipetten 20 mL
2 Bechergläser 50 mL
2 Bechergläser100 mL
1 Vollpipette 100 ml
Geräte:
1 Magnetrührer
pH-Meter mit pH-Elektrode
Chemikalien:
Titerlösung: 0,1 mol/L NaOH
Wasser und Umwelt
13
Durchführung:
Aufbau eines Messplatzes und Kalibrierung der pH-Elektrode nach Anweisung des Betreuers.
Die NaOH-Titerlösung wird aus einer Titrisol-Ampulle® (gebrauchsfertige Maßlösung) durch
Ansetzen in einem 1-L-Messkolben hergestellt.
Jede Gruppe untersucht eine der bereitgestellten Proben im 100ml- Masskolben. Dieser wird
bis zur Eichmarke aufgefüllt und geschüttelt. Das eingesetzte Probenvolumen für eine
Titration beträgt 20 mL. Jede Probe wird in einen 50 mL Becherglas mit 0,1 mol/L NaOH
titriert. Die Probe darf nicht verdünnt werden.
Zunächst wird eine Übersichtstitration in 0,5 mL Schritten durchgeführt. Nach jeder Zugabe
muss eine bestimmte Zeit abgewartet werden bis sich der pH-Wert stabilisiert hat. Die
Übersichtstitration dient der ungefähren Ermittlung der Lage der pH-Sprünge und der
Pufferbereiche.
Anschließend wird mit einer weiteren Probe eine genaue Titration durchgeführt. Hierzu wird
in unmittelbarer Nähe des Äquivalenzpunktes die Schrittgröße auf 0,2 mL bis maximal
0,4 mL erniedrigt.
Protokoll:
Erstellung der Titrationskurve (pH vs. VT ) in einem Tabellenkalkulationsprogramm
und Bestimmung der Äquivalenzpunkte mittels Ableitungen.
Markieren Sie die Äquivalenzpunkte und den Pufferbereich.
Graphische Darstellung der Pufferkapazität. Bestimmung der pKs Werte anhand der
Henderson-Hasselbalch Gleichung
Identifizierung der Lösung anhand der pKs-Werte und der Interpretation der
Titrationskurve. Um welche Säure handelt es sich?
1.3.1.4 Bestimmung der Pufferkapazität einer Wasserprobe
Geräte
2 Bechergläser 100 mL
Autotitrator mit pH-Elektrode
Reagenzien:
Titerlösung: 0,1 mol/L HCl
Durchführung:
Dieser Versuch wird unter 2.2.2.3 Hydrogenkarbonatbestimmung (anderer Praktikumstag)
durchgeführt.
Protokoll:
Darstellung der Titrationskurve und Bestimmung der Äquivalenzpunkte
Bestimmung der Säurekapazität (Ks 4,3) der mitgebrachten Probe (Wasserhärteversuch)
aus der Titrationskurve.
Bestimmung der Pufferkapazität der Gewässerprobe und Vergleich mit Werten aus
vorigem Versuch. In welchem Bereich puffert die Probe am besten?
Wasser und Umwelt
14
1.4 Bestimmung des Nährstoffgehaltes in Wasser (Nitrat, Nitrit und Ammonium)
Programm:
Photometrische Bestimmung von 2 der 3 Nährstoffe (Ammonium, Nitrit oder Nitrat) in einer
von den Assistenten gestellten Realprobe und einer Referenzprobe.
Dieser Punkt wird in Gruppen bearbeitet. Dabei werden die Kalibrationsproben und die
notwendigen Lösungen gemeinsam hergestellt, die für jeden Teilnehmer gestellte Referenz-
Probe wird einzeln gewertet
Punktebewertung:
Je 2 Punkte für 2 der 3 Nährstoffe in der Referenzprobe
1.4.1 Einleitung
Kalium, Phosphor und Stickstoff sind die drei wichtigsten Elemente, die Pflanzen aufnehmen
müssen. Dabei kann Stickstoff in Form von Ammonium oder Nitrat von der Pflanze verwertet
werden. Durch mikrobielle Aktivität können verschiedene Stickstoffspezies in einander
umgewandelt werden (siehe Abbildung 2.4.1.).
Abbildung 2.4.1: Stickstoffkreislauf (Quelle: www.wasser-wissen.de)
Im Rahmen dieses Versuches werden die drei wichtigsten Stickstoffspezies (Ammonium,
Nitrat, Nitrit) in einer gestellten Wasserprobe, die wir am Ablauf einer Kläranlage (Vorfluter)
entnommen haben, bestimmt. Auf Grund der Toxizität von Nitrat und Nitrit sind Grenzwerte
für Trinkwasser festgelegt und die Bestimmung in einer DIN-Norm beschrieben. Die
gängigsten Verfahren sind dabei die Ionenchromatographie und die Photometrie. Bei der
photometrischen Bestimmung reagieren die Analyten mit Reagenzien zu farbigen
Verbindungen, die mittels Absorptionmessungen quantitativ bestimmt werden können.
Farbige Verbindungen absorbieren Licht einer bestimmten Wellenlänge in Abhängigkeit der
Konzentration. Den Zusammenhang beschreibt das Gesetz von Lambert-Beer.
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lcI
IA **log 0
Die Bestimmung der drei Nährstoffe läuft nach folgenden Reaktionen:
Nitrat:
Aus Natriumsalicylat und Nitrat wird unter Einwirkung von Schwefelsäure Nitrosalicylsäure
gebildet. Das Reaktionsprodukt zeigt ein Absorptionsmaximum bei 420 nm.
OH
ONaO
NO3
OH
OHO
O2N
H2SO
4 O
OHO
O2N
OH
OHO
O2N
+-
Lösung 3 -
-
Nitrit:
Nitrit wird in saurer Lösung nach Zugabe von Sulfanilamin und N-(naphthyl)-
ethylendiaminhydrochlorid zu einer Diazoverbindung umgesetzt, die bei 543 nm ein
Absorptionsmaximum zeigt.
SO
NH2
NH2
O
NH
NH3+
NO2 N
N S NH2
O
O
Cl
+
-
Ammonium:
NH4+ Ionen reagieren bei pH 12,6 mit Hypochlorit-Ionen und Salicylat-Ionen in Gegenwart
von Nitroprussid als Katalysator zu einem blauen Farbstoff mit einem Absorptionsmaximum
bei 630 nm.
NH3
OCl NH2Cl OH
OH
OOH
NH2Cl
Na2[Fe(CN)
5NO]
O
N
Cl
OOH
OH
OOH
N
O OH
OH O
O
OH
+ +--
+2+
Zur Bestimmung werden mehrere Lösungen mit ansteigender Konzentration hergestellt, mit
deren Hilfe eine Kalibrationsgleichung aufgestellt wird.
Die Proben unbekannten Gehaltes werden nach der gleichen Vorschrift umgesetzt und
vermessen. Über die Kalibrationsgleichung kann die Konzentration in der Probe berechnet
A ............... Absorption
I0 ............... Intensität vor Wechselwirkung
I ................ Intensität nach Wechselwirkung
molarer Absorptionskoeffizient
c ................ Konzentration
l ................ Schichtdicke
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werden.
1.4.2 Durchführung
Bei der Auswahl von Ammonium muss diese Bestimmung zuerst und unbedingt sehr zügig
begonnen werden, da die Ausbildung des Farbkomplexes mindestens 90 min (längstens 180
min.) Reaktionszeit benötigt. Die Proben sind nach Möglichkeit erst kurz vor der Messung in
die Küvetten umzufüllen. Je Gruppe ist eine Realprobe (Ablauf Kläranlage) und je
Teilnehmer eine synthetische Probe zu bestimmen. Jede Probe ist dreifach, die
Kalibrationslösungen nur einmal für jede 2er Gruppe zu bestimmen.
Der 100 mL Maßkolben mit der gestellten Probe wird aufgefüllt und gut geschüttelt.
1.4.2.1 Ammoniumbestimmung nach DIN EN 38406 5
Glasgeräte:
Einwegküvetten
1 Automatikpipette 1000 µL
1 Automatikpipette 200 µl
15 Polyethylenröhrchen 50 ml
Pasteurpipetten
1 Maßkolben 100 ml
Geräte
Photometer
Chemikalien:
Ammoniumchlorid (NH4Cl)
Reagenz 1:
Natriumsalycilat
Trinatriumzitrat
Na-Nitroprussiddihydrat
Reagenz 2:
Natriumhydroxid
Dichloroisocyanursäure
Herstellung der Kalibrationslösung:
Aus Ammoniumchlorid wird eine Stammlösung mit einer Konzentration von 0,1 g/L
Ammonium hergestellt. Die Kalibrationslösungen werden aus dieser Stammlösung in 50 ml
Polyethylenröhrchen hergestellt. Die Kalibrationslösungen sollen genau 0,1 mg/L, 0,2 mg/L,
0,4 mg/L, 0,6 mg/L und 1,0 mg/L Ammonium enthalten. Das entsprechende Volumen an
Standardlösung wird in die Polyethylenröhrchen pipettiert, jeweils 4 ml Reagenz 1, danach
4 ml Reagenz 2 zugegeben, bis zur 50 ml Marke aufgefüllt und geschüttelt. Zusätzlich wird
eine Blindprobe aus den Reagenzien und deionisiertem Wasser hergestellt.
Herstellung des Farbkomplexes mit der Probelösung:
Aus der Probenlösung werden 1 ml entnommen und in ein 50 ml Polyethylenröhrchen
pipettiert, 4 ml Reagenz 1, danach 4 ml Reagenz 2 zugegeben, auf 50 ml aufgefüllt und
geschüttelt.
Photometrische Bestimmung:
Die Kalibrations- und Probenlösungen werden mindestens 90 min. und längstens 180 min
aufbewahrt und anschließend photometrisch am Absorptionsmaximum vermessen.
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1.4.2.2 Nitritbestimmung:
Glasgeräte
Einwegküvetten
Automatik Pipette 200 µl
Automatik Pipette 1000 µl
15 Probenröhrchen 50 ml
Pasteurpipetten
Geräte:
Photometer
Chemikalien:
Natriumnitrit (NaNO2)
Reagenz 3:
N-(1-Naphthyl)Ethylendiamindihydrochlorid
Sulfanilamid (0,1%)
Phosphorsäure
Herstellung der Kalibrationslösungen:
Aus Natriumnitrit wird eine Stammlösung mit einer Konzentration von 0,1 g/L Nitrit
hergestellt. Die Kalibrationslösungen werden aus dieser Stammlösung in 50 ml
Polyethylenröhrchen hergestellt. Die Kalibrationslösungen sollen genau 0,05 mg/L, 0,1 mg/L,
0,2 mg/L, 0,4 mg/L und 0,6 mg/L Nitrit enthalten. Das entsprechende Volumen an
Standardlösung wird in die Polyethylenröhrchen pipettiert, 0.2 ml Reagenz 3 zugegeben und
auf die 50 ml Marke aufgefüllt. Zusätzlich wird eine Blindprobe hergestellt.
Herstellung des Farbkomplexes mit der Probelösung:
Der Probenlösung werden 1 ml entnommen und in ein 50 ml Polyethylenröhrchen pipettiert,
0,2 ml Reagenz 3 zugegeben, auf 50 ml aufgefüllt und geschüttelt.
Photometrische Bestimmung:
Die Kalibrations- und Probenlösungen werden nach 60-90 min im Photometer am
Absorptionsmaximum vermessen.
1.4.2.3 Nitratbestimmung:
Glasgeräte
Einwegküvetten
Vollpipette 10 mL
15 Bechergläser/Erlenmeyerkolben 50 ml
Automatikpipette 1000 µl
Vollpipette 5 ml
Vollpipette 20 ml
5 Maßkolben 100 ml
Pasteurpipetten
Geräte:
Photometer
Heizplatte oder Sandbad
Chemikalien:
NaOH-Plätzchen
Schwefelsäure konz. (H2SO4)
K-Na-Tartrat (KNaC4H4O6 · 4 H2O)
Natriumsalicylat
Natriumnitrat (NaNO3)
Herstellung der Reagenzien:
100 mL einer Natriumsalicylatlösung der Konzentration 5 g/L
400 mL einer alkalischen (200 g/L NaOH) K-Na-Tatratlösung der Konzentration 30 g/L
Herstellung der Kalibrationslösungen:
Aus Natriumnitrat wird eine Stammlösung mit einer Konzentration 0,05 g/L Nitrat hergestellt.
Die daraus erstellten Kalibrationsstandards für die Messungen sollen genau 0,2 mg/L, 0,5
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mg/L; 1mg/L, 2 mg/L, 5 mg/L und 10 mg/L Nitrat enthalten.
Herstellung des Farbkomplexes mit den Probelösungen:
10 mL Blindprobe, Probe- bzw. Kalibrationslösung werden mit weiteren 10 mL Wasser und
1 mL Natriumsalicylatlösung versetzt und gut gemischt. Die Lösungen werden nun vorsichtig
auf dem Sandbad eingetrocknet (gerade bis zur Trockene, Lösung und Rückstand nicht
anbrennen lassen!). Der Rückstand wird von der Heizplatte genommen und abkühlen
gelassen. Jetzt wird der Rückstand vorsichtig mit 1 mL konz. Schwefelsäure übergossen und
nach 10 Minuten mit 5 mL Wasser (Achtung Hitzebildung!) und 20 mL Tartratlösung
versetzt.
Photometrische Bestimmung:
Die Lösungen werden frühestens nach 10 Minuten bei einer Wellenlänge von 420 nm
vermessen.
Protokoll:
Bestimmen sie den dekadischen molaren Absorptionskoeffizienten der gebildeten
farbigen Verbindungen der bestimmten Ionen
Unter Verwendung der Konzentrations- bzw. Absorptionswerte wird eine
Kalibriergerade für Nitrit/Nitrat und Ammonium errechnet. Die Kalibriergerade ist
grafisch darzustellen, inklusive aller wichtigen Parameter wie Steigung,
Ordinatenabschnitt, Bestimmtheitsmaß und richtige Beschriftungen für Ordinate und
Abszisse.
Rechnerische Bestimmung des Gehaltes der Proben in mg/l und mol/l anhand der
Kalibriergeraden.
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1.5 Bestimmung von gelöst Sauerstoff nach Winkler
Programm:
Der Einfluss der Temperatur und der Salinität auf die Konzentration an gelöstem Sauerstoff in
luftgesättigten Proben wird untersucht. Die Sauerstoffkonzentration wird hierzu iodometrisch
und mit Hilfe eines optischen Sensors bestimmt.
Punktebewertung:
4 Punkte
1.5.1 Allgemein
Sauerstoff ist für das Leben der tierischen und pflanzlichen Organismen im Wasser
unerlässlich. Eine biologische Selbstreinigung, d.h. ein Abbau organischer Stoffe durch
Mikroorganismen ist nur mit Hilfe von Sauerstoff möglich. In das Wasser gelangt Sauerstoff
sowohl aus der Luft über die Wasseroberfläche als auch aus chlorophyllhaltigen Lebewesen
(grünen Pflanzen) infolge der Photosynthese. Verbraucht wird der Sauerstoff durch die
Atmung der meisten im Wasser lebenden Organismen. Grundwässer und mit Abwasser
belastete Oberflächenwässer weisen ein mehr oder weniger hohes Sauerstoffdefizit auf. Als
Sauerstoffdefizit wird der Sauerstofffehlbetrag zwischen dem tatsächlich ermittelten
Sauerstoffgehalt und dem theoretischen Sauerstoff- Sättigungswert, der der Wassertemperatur
z.Z. der Probenahme entspricht, bezeichnet. Die theoretischen Sauerstoff-Sättigungswerte
können aus der folgenden Tabelle entnommen werden:
Tabelle zur Ermittlung der Sauerstoffsättigung
Der Sättigungswert des Sauerstoffs hängt von der Temperatur des Wassers ab. Es gelten für
einen Luftdruck von 1013 mbar folgende Konzentrationen in reinem Wasser:
°C 15 20 25 30 35 40
mg/l 10,06 9,08 8,25 7,55 6,94 6,41
Der Sättigungswert hängt auch von der Menge an gelösten Salzen ab. Es gelten bei einem
Luftdruck von 760 mbar und 25° C folgende Konzentrationen für verschiedenen Salinitäten:
Salinität [%] 0 0,9 3,5
mg/l 8,27 7,81 6,60
Bei hoher pflanzlicher Produktion in Oberflächenwässern kann auch eine Übersättigung an
Sauerstoff auftreten. In eisenhaltigen und manganhaltigen Wässern erfolgt bei ausreichender
Sauerstoffzufuhr eine Ausflockung dieser Metalle als schwerlösliche Hydroxide.
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1.5.1.1 Theorie
Sauerstoffbestimmung nach Winkler:
Die Bestimmung des Sauerstoffgehaltes nach Winkler beruht auf mehreren Redox-
Vorgängen:
1. Der im Wasser gelöste Sauerstoff wird dadurch fixiert, indem er im alkalischen Medium
Mn(II) zu Mn(III) oxidiert, wobei Mangan(III)hydroxid und das dehydratisierte
Manganoxidhydrat ausfallen:
Mn2+ + 2 OH- ↔ Mn(OH)2 (weiß)
2 Mn(OH)2 + ½ O2 + H2O (l) 2 Mn(OH)3 und 2 MnO(OH) + 2 H2O
2. Der Niederschlag geht bei Behandlung mit starken Säuren in Form von Mn(III)-Ionen in
Lösung; diese oxidieren eine dem ursprünglich gelösten Sauerstoff äquivalente Menge an
Iodid-Ionen:
2 Mn3+ + 2 I- 2 Mn2+ + I2
3. Das so gebildete Iod kann titrimetrisch mit einer Natriumthiosulfat- Lösung bestimmt
werden:
I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O6
2-
Aus dem Verbrauch an Thiosulfat lässt sich indirekt der Gehalt an Sauerstoff errechnen. Die
Endpunktanzeige ist durch das vollständige Verschwinden von Iod gekennzeichnet. Dieses
bildet mit einem Überschuss an Iodid das tiefbraun gefärbte Triiodid-lon, so dass der
Endpunkt aufgrund der Eigenfarbe erkennbar wäre. Dennoch wird gegen Ende der Titration
eine geringe Menge Stärke-Lösung zugesetzt. Stärke bildet mit geringsten Spuren Iod in
Anwesenheit von Iodid eine tiefblau gefärbte Einschlussverbindung. Die Einlagerung der
Iodatome ist reversibel, so dass nach Reduktion des Iods auch die blaue Farbe verschwindet.
Sauerstoffbestimmung mit optischem Sauerstoffsensor:
Alternativ zur iodometrischen Bestimmung von Sauerstoff hat sich die direkte Messung mit
optischen Sensoren etabliert. Die Methode ist beruht auf der Messung der Löschung der
Luminezenz eines Indikatorfarbstoffes durch Sauerstoff. Der Farbstoff ist in eine
Polymerschicht eingebettet und diese auf eine optische Faser aufgebracht. Die Änderung der
Lumineszenz wird mit einem faseroptischen Messgerät detektiert.
Durchführung
Glasgeräte
9 Winkler-Flaschen 300 mL
Bürette 25 mL
3 Bechergläser 5000 mL
Barometer
3 Messpipetten 5 mL
Pasteurpipetten
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Geräte:
3 Laborwasserbäder
6 Aquarienpumpen zur Belüftung
6 Thermometer digital
Optischer Sauerstoffsensor
Chemikalien:
Fixierungsreagenz: Mangan(II)chlorid
Lösung (800 g/L)
Fällungsreagenz-Lösung: Alkalische Iodid-
Azid-Lösung
Phosphorsäure ~85%
Indikator-Stärke-Lösung
Natriumthiosulfat (Na2S2O3)
Die Abhängigkeit der Sauerstofflöslichkeit von der Temperatur oder der Salzkonzentration
wird jeweils von zwei Gruppen untersucht. Folgende Wasserproben liegen vor
Jede Probe wird dreifach bestimmt.
1.5.2 Iodometrische Titration
1.5.2.1 Probenahme:
Im Labor soll die reale Probennahme im Feld simuliert werden. Die Probennahme erfolgt mit
speziellen nummerierten Glasflaschen mit abgeschrägtem Glasstopfen. Das Volumen der
Flasche ist fix vermerkt. Zu beachten ist:
Flaschen und Stopfen dürfen nicht vertauscht werden
Die Messung der Temperatur ist für alle Proben erforderlich
Die Flaschen müssen mit Probenwasser vorgespült werden
Die Flaschen werden in das Probenwasser eingetaucht und so vorsichtig befüllt, dass
beim Füllvorgang keine Turbulenzen und Verwirbelungen auftreten. Das Wasser
muss langsam in die Flasche laufen
Die Flaschen werden bis zum Rand gefüllt und durch Aufsetzen des Stopfens
verschlossen..In der fertig verschlossenen Flasche darf sich keine Luftblase befinden.
Die Untersuchung der Temperaturabhängigkeit erfolgt mit Hilfe von herkömmlichen
Laborwasserbädern, wobei das Wasserreservoir die Probe darstellt. Das Wasserreservoir ist
mit einer elektrischen Pumpe belüftet um eine konstante Luftsättigung zu erreichen. Die
Proben werden hier direkt gezogen.
Die Probennahme für die Untersuchung der Salinität erfolgt in 5000 mL Bechergläsern die
mit der entsprechenden Lösung befüllt sind. Die Lösung wird mit einer elektrischen Pumpe
belüftet.
Temperatur: Salinität:
Wasser bei 25 ° C
Deionisiertes Wasser
Wasser bei 35° C
NaCl-Lösung 0,9 %
Wasser bei 45 °C NaCl-Lösung 3,5 %
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Reagenzienzugabe:
1. Gleich nach der Probennahme wird der Sauerstoff durch die Zugabe von Mangan(II)-
chlorid-Lösung fixiert.. Mit der Messpipette werden 2 mL Fixierungsreagenz auf folgende
Weise zugegeben: Die Pipette wird bis etwas unter den Flaschenhals eingeführt und
entleert. Wegen der hohen Dichte sollte die konzentrierte Mangan(II)-chlorid-Lösung
ohne starke Vermischung zu Boden sinken, was an der Schlierenbildung erkennbar sein
muss.
2. Anschließend werden 2 mL Fällungsreagenz in gleicher Weise zugegeben. Auch diese
Lösung muss aufgrund ihrer hohen Dichte zu Boden sinken. Es bildet sich das schwer
lösliche Mangan(II)hydroxid. Nach der Zugabe wird die Flasche durch blasenfreies
Aufsetzen des Stopfens verschlossen, die Flasche wird dabei schräg gehalten. Dabei fließt
das durch die Reagenzzugabe verdrängte Probenwasser aus dem Flaschenhals ab. Dieses
Volumen muss bei der Berechnung des Sauerstoffgehalts berücksichtigt werden. Die
Flaschen werden dann innerhalb der ersten 30 min mehrmals geschüttelt.
3. Dann wird das Absetzen des Niederschlags abgewartet. Die Flasche sollte nach frühestens
60 min nach Reagenzienzugabe geöffnet werden. Die Probe kann so max. 2 Tage
lichtgeschützt aufbewahrt werden. Bis sich der Niederschlag abgesetzt hat wird in der
Zwischenzeit die Titratorlösung hergestellt.
4. Von dem gut abgesetzten Niederschlag saugt oder pipettiert man 1/3 der überstehenden
Lösung vorsichtig ab. Der Niederschlag darf dabei nicht aufgewirbelt werden um Verluste
zu vermeiden..
5. Nun wird der Niederschlag durch Zugabe von 5 mL Phosphorsäure gelöst. Die Flasche
wird zur Vermeidung von Verlusten mit dem Stopfen sofort verschlossen (Iod ist flüchtig)
und bis zur Auflösung des Niederschlags geschwenkt. Die Iod-Bildungsreaktion ist dann
abgeschlossen.
1.5.2.2 Titration
Herstellung und Einstellung der Titratorlösung:
Jede Gruppe stellt die benötige Menge einer 0,0125 mol/L Natriumthiosulfatlösung durch
Einwiegen der entsprechenden Menge Natriumthiosulfat, her.
Anschließend erfolgt das Einstellen der Titratorlösung. Als Urtitersubstanz wird Kaliumiodat
verwendet. Kaliumiodat wird in saurer Lösung durch überschüssiges Kaliumiodid zu Iod
reduziert, das mit Thiosulfat titriert wird:
IO3- + 5 I- + 6 H+ 3 I2 + 3 H2O
Es werden 40- 50 mg KIO3 genau abgewogen und in einem 100 mL Maßkolben in Wasser
gelöst. Von dieser Lösung werden 10 mL in einen Erlenmeyerkolben pipettiert und etwas
verdünnt. Nach Zugabe von 50 mg KI wird mit verd. HCl angesäuert (pH 3) und mit der
zuvor hergestellten Natriumthiosulfat titriert.
Diese Titration wird noch weitere zweimal wiederholt. Aus dem Mittelwert wird die genaue
Konzentration der Natriumthiosulfatlösung bestimmt.
Titration der Proben:
Die Titration des entstandenen Iods mittels Na-Thiosulfat-Lösung erfolgt mit Hilfe eines
Magnetrührers in der Flasche. Die Lösungen werden ohne Indikator und möglichst schnell
titriert bis nur noch eine schwach gelbe Färbung erkennbar ist. Nun setzt man einige Tropfen
Stärkelösung zu und titriert langsam bis zum Verschwinden der blauen Farbe.
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1.5.3 Optische Sauerstoff-Messung:
Der Sauerstoffgehalt der Proben wird mit Hilfe einer Sauerstoff-Optode bestimmt. Der
kalibrierte Sensor wird in direkt in die Probe gehalten und der Sauerstoff-Wert abgelesen.
Protokoll:
Berechnung des Sauerstoffgehalts der Proben in den Konzentrationseinheiten mg/l und
mol/l (Mittelwert und Standardabweichung)
Graphische Darstellung O2-Konzentration vs. Salzkonzentration oder Temperatur.
Vergleich der Werte mit tabellierten Werten (siehe Einleitung)
Vergleich der titrimetrischen Methode und der Messungen mit dem Sensor. Welche
Methode würden Sie für die Bestimmung in Feldversuchen einsetzen?