Lehrbuch zur Prüfungsvorbereitung für Studenten mit Haupt- und Nebenfach Chemie.
Die sechste Auflage dieses Standardlehrbuchs vermittelt dem Studenten mit Chemie im Haupt- oder Nebenfach die Grundlagen zum theoretischen Verständnis und zur praktischen Anwendung klassischer und moderner Methoden der quantitativen Analyse.
Georg Schwedt, geb. 1943, studierte Chemie in Göttingen und promovierte an der Universität Hannover. Im Anschluss übernahm er eine Abteilungsleitung am Chemischen Untersuchungsamt Hagen, habilitierte sich 1978 in Analytischer Chemie an der Universität Siegen und wurde danach Direktor des Institutes für Lebensmittelchemie und Analytische Chemie der Universität Stuttgart. Seit 1987 ist er Professor für Anorganische und Analytische Chemie an der TU Clausthal.
Georg Schwedt entwickelte das Mitmachlabor SuperLab und ist mit seinen zahlreichen Experimentalvorträgen u. a. zur Lebensmittelchemie bundesweit bekannt. Zweimal wurde er vom Stifterverband für die Deutsche Wissenschaft im Förderprogramm Wissenschaft im Dialog ausgezeichnet. Er ist Autor zahlreicher Sach- und Lehrbücher. (Verlagsinformation)
/ AUS DEM INHALT: / / /
Vorwort zur 6. Auflage V
Vorwort zur 5. Auflage VII
Vorwort zur 7. Auflage IX
Symbole XIX
Mathematische Zeichen XXI
1 Einführung in die quantitative Analyse 1
1.1 Der analytische Prozess 1
1.2 Probennahme und Probenvorbereitung 2
1.3 Messung und Auswertung 4
1.4 Fehlerbetrachtung 5
1.4.1 Zufälliger und systematischer Fehler S
1.4.2 Standardabweichung 6
1.4.3 Nachweis- und Erfassungsgrenze 8
1.5 Umgang mit Dezimalstellen 9
1.5.1 Signifikante Ziffern 9
1.5.2 Rechnen mit Dezimalzahlen 9
1.5.3 Anwendungsbeispiele 10
2 Chemisches Gleichgewicht 13
2.1 Homogene Systeme 13
2.1.1 Kinetische Betrachtung 13
2.1.2 Thermodynamische Betrachtung 15
2.2 Heterogene Systeme 18
2.2.1 Gleichgewicht Lösung I/Lösung II 18
2.2.2 Gleichgewicht Gasphase/Lösung 19
2.2.3 Gleichgewicht Feststoff/Lösung 39
2.3 Schwache Elektrolyte 20
2.3.1 Einstufige Dissoziation 20
2.3.2 Mehrstufige Dissoziation 22
2.3.3 Experimentelle Bestimmung des Dissoziationsgrads 23
2.4 Starke Elektrolyte 25
2.4.1 Aktivitätsbegrifl 25
2.4.2 Berechnung von Aktivitätskoeffizienten 26
2.4.3 Experimentelle Bestimmung von Aktivitätskoeffizienten 28
3 Gravimétrie 29
Fällungsform und Wageform 29
Stöchiometrische Berechnungen 29
Lösen 32
Löslichkeitsprodukt 32
Löslichkeit 32
Fällungsgrad 34
Fällen 35
Keimbildung und Kristallwachstum 35
Kolloidbildung 36
Alterung 37
Mitfällung und Nachfällung 37
Komplexbildung 38
Fällung aus homogener Lösung 38
Anwendungsbeispiele 39
Chlorid-Fällung 39
Sulfat-Fällung 39
Hydroxid-Fällung 39
Phosphat-Fällung 40
Kalium-Bestimmung 40
Blei-Bestimmung 40
Organische Fällungsreagenzien 41
Praktische Hinweise 41
Filtrieren und Trocknen 43
Wägen 41
4 Maßanalyse (Titrimetrie) 45
Mengen-, Gehalts- und Konzentrationsangaben
Das Mol 45
Molare Masse 48
Gehalt und Konzentration 49
Mischungsaufgaben 53
Grundbegriffe der Maßanalyse 54
Volumenmessung 54
Titration 57
Indikation 58
Maßlösung 59
Probelösung 61
Titrationskurven 63
5 Säure-Base-Gleichgewichte 65
5.1 Säure-Base-Theorien 65
5.1.1 Arrhenius-Ostwald-Theorie 65
5.1.2 Brönsted-Theorie 67
5.1.3 Lewis-Theorie 68
5.1.4 Bjerrum-Theorie 69
5.2 Protolyse in wässriger Lösung 69
5.2.1 Eigendissoziation des Wassers 69
5.2.2 Säure-Base-Reaktion mit Wasser 70
5.3 Protolyse in nichtwässrigen Lösungsmitteln 72
5.4 Der pH-Wert 74
5.5 pH-Wert verschiedener Säure-und Basesysteme 76
5.5.1 Starke Protolyte 76
5.5.2 Schwache Protolyte 77
5.5.3 Mehrwertige Protolyte 78
5.5.4 Gemische starker Protolyte 79
5.5.5 Gemische schwacher Protolyte 79
5.5.6 Gemische aus starken und schwachen Protolyten 80
5.6 pH-Wert von Salzlösungen 83
6 Säure-Base-Titration 83
6.1 Titration starker Protolyte 83
6.2 Titration schwacher Protolyte 85
6.2.1 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base 85
6.2.2 Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure 87
6.2.3 Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base 88
6.3 Säure-Base-Indikatoren 89
6.3.1 Zweifarbige Indikatoren 89
6.3.2 Einfarbige Indikatoren 91
6.3.3 Mischindikatoren 93
6.4 Titrationsfehler 93
6.4.1 Systematischer Fehler 93
6.4.2 Zufälliger Fehler 95
6.5 Anwendungsbeispiele 96
6.5.1 Titration von Carbonat (pKb = 3,6) 96
6.5.2 Titration von Borsäure (pKs = 9,3) 96
6.5.3 Titration von Ammonium (pKs = 9,25) 97
6.5.4 Kjeldahl-Aufschluss 97
6.5.5 Wasserhärte-Bestimmung 98
6.6 Titration in nichtwässrigen Lösungsmitteln 99
6.6.1 Wahl des Lösungsmittels 99
6.6.2 Titration von Basen 99
6.6.3 Titration von Säuren 100
6.7 Hägg-Diagramme 100
6.7.1 Mathematische Ableitung 300
6.7.2 Geometrische Konstruktion 102
6.7.3 Hägg-Diagramm einer schwachen Säure (pKs < 7) 103
6.7A Indikation des Titrationsendpunkts 304
6.7.5 Hägg-Diagramm einer schwachen Base (pKs > 7) 105
6.7.6 Hägg-Diagramm einer zweiwertigen Säure 306
6.7.7 Hägg-Diagramm von Salzen schwacher Protolyte 108
6.8 Titration mehrwertiger Protolyte 109
6.8.1 Titrationsdiagramm 309
6.8.2 Berechnung der stöchiometrischen Punkte 110
6.8.3 Verschiebung des Titrierexponenten bei hoher lonenstärke 112
6.9 Titration mehrerer Protolyte 133
6.10 Pufferlösungen 115
6.10.1 Pufferbereich 115
6.10.2 pH-Wert von Pufferlösungen 116
6.10.3 Pufferkapazität 117
6.10.4 Grafische Darstellung der Pufferfunktion 119
6.10.5 Anwendung von Pufferlösungen 320
7 Fällungsanalyse 121
7.1 Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt 121
7.2 Schwerlösliche Säuren und Basen 122
7.3 Schwerlösliche Salze 324
7.3.1 pH-Abhängigkeit der Löslichkeit 124
7.3.2 Löslichkeitsdiagramm 125
7.3.3 Gekoppelte Salzauflösung und Salzfällung 128
7.4 Sulfidfällung 129
7.5 Hydroxidfällung 131
7.6 Fällung und Komplexbildung 133
7.6.1 Löslichkeit von Silberhalogeniden in Ammoniak 133
7.6.2 Trennung von Cu und Cd durch Fällung von CdS aus den Cyanokomplexen 134
7.7 Fällungstitration 134
7.7.1 Titrationskurve 134
7.7.2 Fraktionierte Fällung 336
7.7.3 Hägg-Diagramm zur Fällungstitration 138
7.8 Fällungsindikation 140
7.8.1 Titration ohne Indikator ("Cyanid nach Liebig") 140
7.8.2 Indikation durch farbigen Niederschlag ("Chlorid nach Mohr") 140
7.8.3 Indikation durch Anfärben des Fällungsprodukts (Adsorptionsindikatoren nach Fajans) 343
7.8.4 Indikation durch farbige Lösung ("Silber nach Volhard") 142
7.8.5 Fluorid-Bestimmung 143
8 Komplexometrie 145
8.1 Komplexbildung 145
8.2 Analytische Anwendung 347
Inhaltsverzeichnis I XV
8.2.1 Mehrzähnige Liganden 347
8.2.2 Titrationskurve 150
8.2.3 Konditionalkonstante 352
8.3 Titrationsverfahren 354
8.4 Indikation 356
9 Redoxvorgänge 359
9.1 Oxidation und Reduktion 359
9.2 Elektrodenpotenzial 162
9.3 Allgemeine Form des Redoxpotenzials 366
9.4 Wasserstoff- und Sauerstoff-Elektrode 368
9.5 Normalpotenzial und Spannungsreihe 369
9.6 Redoxamphoterie 373
9.6.1 Luthersche Regel 173
9.6.2 Redox-Disproportionierung und -Komproportionierung 174
9.6.3 Gleichgewichtspotenzial 375
9.6.4 Anwendungsbeispiele 376
9.7 Gleichgewichtskonstante von Redoxreaktionen 177
9.8 Redoxtitration 179
9.8.1 Äquivalenzpotenzial 379
9.8.2 Titrationskurve 380
9.8.3 Berechnung der charakteristischen Punkte 181
9.9 Redoxindikatoren 183
9.9.1 Zweifarbige Indikatoren 383
9.9.2 Einfarbige Indikatoren 384
9.10 Kinetik von Redoxreaktionen 185
9.10.1 Reaktionshemmung 185
9.10.2 Induktion 386
10 Redoxtitration 389
10.1 Manganometrie 190
10.1.1 Grundgleichungen 190
10.1.2 Manganometrische Eisen-Bestimmung 393
10.1.3 Oxalat-, Peroxid-und Nitrit-Bestimmung 192
10.1.4 Mangan-Bestimmung nach Volhard-Wolff 393
10.2 Dichromatometrie 393
10.3 Bromatometrie 394
10.4 Iodometrie 395
10.4.1 Oxidimetrische Bestimmungen 197
10.4.2 Reduktometrische Bestimmungen 399
10.5 Cerimetrie 203
11 Trennungen 203
11.1 Aufschluss und Trennung 203
11.2 Stöchiometrische Berechnungen 204
11.3 Nasschemische Trennmethoden 206
11.3.1 Gruppentrennungen 206
11.3.2 Spezifische Fällung 207
11.3.3 Komplexbildung 208
11.3.4 Redoxreaktionen 209
11.4 Physikalisch-chemische Methoden 209
11.4.1 Destillation 209
11.4.2 Extraktion 210
11.4.3 Ionenaustausch 233
11.4.4 Elektrolyse 211
11.5 Aufschlüsse 212
11.5.1 Die Schmelze als Reaktionsmedium (Theorie von Bjerrum) 212
11.5.2 Sulfid-Aufschluss 233
11.5.3 Silicat-Aufschluss 214
11.5.4 Aufschluss von organischen Verbindungen 216
11.5.5 Moderne Aufschlussverfahren 218
11.6 Ionenaustauscher 218
11.6.1 Charakterisierung von Ionenaustauschern 223
11.7 Chromatografie 222
11.7.1 Verteilungsgleichgewicht 222
11.7.2 Flüssigkeits-Chromatografie (LC) 223
11.7.3 lonen-Chromatografie 226
11.7A Gas-Chromatografie (GC) 226
11.7.5 Grundgleichungen der Chromatografie 229
12 Elektrochemische Methoden 231
12.1 Elektrolyse 233
12.1.1 Grundbegriffe 231
12.1.2 Zersetzungsspannung 234
12.1.3 Elektrogravimetrie 235
12.1.4 Coulometrie 238
12.1.5 Weitere Beispiele für coulometrische Redoxtitrationen 240
12.2 Konduktometrie 241
12.2.1 Theorie der Leitfähigkeit 241
12.2.2 Durchführung der Messung 246
12.2.3 Konduktometrische Titration 246
12.3 Potenziometrie 250
12.3.1 Grundlagen 250
12.3.2 Durchführung 251
12.3.3 Indikatorelektroden zur pH-Messung 252
12.3.4 Ionenselektive Elektroden 256
12 A Polarisationsmethoden 258
12.4.1 Polarografie 259
12.4.2 Voltametrische Titration 262
12.4.3 Dead-Stop-Titration 265
13 Optische Methoden 269
13.1 Das elektromagnetische Spektrum 269
13.2 Brechungs- und Beugungsmethoden 273
13.2.1 Refraktometrie 271
13.2.2 Polarimetrie 272
13.3 Absorptionsmethoden 273
13.3.1 Lambert-Beersches Gesetz 274
13.3.2 Spektralphotometer 275
13.3.3 Kolorimetrie 275
13.3.4 Fotometrie 276
13.3.5 Atomabsorptionsspektrometrie (AAS) 279
13.4 Emissionsspektrometrie 280
13.4.1 Übersicht 280
13.4.2 Flammenfotometrie 281
13.4.3 ICP-OES 282
A Anhang 285
A.l Physikalische Größen, Einheiten und Konstanten 285
A.l.l SI-Basiseinheiten 285
A.1.2 Abgeleitete SI-Einheiten 286
A.l.3 Besondere Bezeichnungen für Vielfache von SI-Einheiten 286
A.l A Einheiten, die nicht mehr verwendet werden sollen 287
A.1.5 SI-Dezimalvorsätze 287
A.l.6 Umrechnung alter und neuer Energieeinheiten 287
A.l.7 Umrechnungsfaktoren für Druckeinheiten 288
A.l.8 Physikalische Konstanten (auf 5 Dezimalen gerundet) 288
A.2 Aktivitätskoeffizienten und analytische Konstanten 289
A.2.1 Bestimmung von Aktivitätskoeffizienten nach Kielland 289
A.2.2 Von der effektiven Größe des hydratisierten Ions abhängiger fc-Parameter 290
A.2.3 Aktivitätskoeffizienten jj, berechnet nach Kielland für wässrige Lösungen bei 25° C 293
A.2.4 Löslichkeit anorganischer Verbindungen in Wasser bei 20°C 292
A.2.5 Löslichkeitsprodukte KL 294
A.2.6 Säurekonstanten pKs + pKb = 14 295
A.2.7 Normalpotenziale 296
A.2.8 Die chemischen Elemente 299
Literatur 301
Index 307