Analytische Methoden

Analytische Methoden

Die analytische Chemie ist das Herzstück der chemischen Forschung und Industrie. Sie ermöglicht die Identifizierung von Substanzen (qualitative Analyse) und die Bestimmung ihrer Mengen (quantitative Analyse). Von der medizinischen Diagnostik bis zur Umweltüberwachung – analytische Methoden sind überall unverzichtbar.

Was ist analytische Chemie?

Analytische Chemie beschäftigt sich mit der Identifizierung und Quantifizierung von chemischen Verbindungen.

Zwei Hauptbereiche:

1. Qualitative Analyse: “Was ist da?” – Identifizierung von Substanzen
2. Quantitative Analyse: “Wie viel ist da?” – Bestimmung der Menge

Qualitative Analyse

Nachweisreaktionen für Kationen

Gruppe 1: Silbergruppe (Unlösliche Chloride)

Gruppe 2: Kupfergruppe (Schwer lösliche Sulfide)

Gruppe 3: Eisengruppe (Hydroxide)

Gruppe 4: Alkaligruppe (Lösliche Hydroxide)

Nachweisreaktionen für Anionen

Flammenfärbung

Die Flammenfärbung ist ein klassischer Nachweis für Metall-Ionen:

Quantitative Analyse

Gravimetrie

Gravimetrie basiert auf der Massenbestimmung durch Fällung.

Arbeitsschritte:

1. Einwaage der Probe
2. Fällung des Analyten
3. Filtration
4. Trocknen/Glühen
5. Wägung

Beispiel: Sulfat-Bestimmung $$\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4 v}$$

$$m(\ce{BaSO4}) = 0.2331 \text{ g}$$

$$n(\ce{BaSO4}) = \frac{m}{M} = \frac{0.2331 \text{ g}}{233.39 \text{ g/mol}} = 0.001 \text{ mol}$$

$$n(\ce{SO4^2-}) = n(\ce{BaSO4}) = 0.001 \text{ mol}$$

Maßanalyse (Titration)

Titration ist die quantitative Bestimmung durch Reaktion mit einer Lösung bekannter Konzentration.

Arbeitsweise:

1. Bürette mit Maßlösung füllen
2. Analyt in Kolben geben
3. Indikator zusetzen
4. Maßlösung zutropfen bis Äquivalenzpunkt

Berechnung: $$c_1 \cdot V_1 = c_2 \cdot V_2$$

• $c_1$ = Konzentration Maßlösung
• $V_1$ = verbrauchtes Volumen
• $c_2$ = Konzentration Analyt
• $V_2$ = Volumen Analyt

Titrationstechniken

Säure-Base-Titration

Beispiel: Salzsäure mit Natronlauge

$$\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$$

Äquivalenzpunkt: pH = 7 (Neutralisation) Indikator: Phenolphthalein (farblos → rot)

Titrationskurve:

pH
14 │             ┌────────
   │            /
   │           /
 7 │      ────┘    Äquivalenzpunkt
   │   /
   │  /
 0 │─┴─────────────────
   0       V(NaOH)

Redoxtitration

Beispiel: Permanganometrie

$$\ce{MnO4- + 5Fe^2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe^3+ + 4H2O}$$

Selbstindikator: Violett → farblos

Anwendung:

• Eisenbestimmung
• Wasserstoffperoxid-Bestimmung
• Nitrit-Bestimmung

Komplexometrie

Beispiel: EDTA-Titration (Chelatometrie)

$$\ce{Ca^2+ + EDTA^4- -> [Ca-EDTA]^2-}$$

Indikator: Eriochromschwarz T Farbumschlag: Rot → Blau

Anwendung:

• Wasserhärte-Bestimmung
• Metallspuren-Bestimmung

Fällungstitration

Beispiel: Mohr-Methode (Chlorid-Bestimmung)

$$\ce{Cl- + Ag+ -> AgCl v}$$

Indikator: Chromat ($\ce{Ag2CrO4}$ rotbraun)

Chromatographie

Prinzip der Chromatographie

Chromatographie trennt Substanzen basierend auf unterschiedlicher Verteilung zwischen einer stationären und einer mobilen Phase.

Grundtypen:

1. Säulenchromatographie – Stationäre Phase in Säule
2. Dünnschichtchromatographie (DC) – Stationäre Phase auf Platte
3. Gaschromatographie (GC) – Gasphase als mobile Phase
4. Hochleistungsflüssigkeitschromatographie (HPLC) – Flüssigphase unter Druck

Dünnschichtchromatographie (DC)

Durchführung:

1. Stationäre Phase: Kieselgel auf Aluminiumfolie
2. Probe auftragen (Startlinie)
3. Entwickeln im Fließmittel (Laufmittel)
4. Visualisierung (UV, Ninhydrin, etc.)

Rf-Wert (Retentionsfaktor): $$R_f = \frac{\text{Strecke Substanz}}{\text{Strecke Lösungsmittelfront}}$$

$$0 < R_f < 1$$

Beispiel: Laufmittelfront: 8 cm Substanz A: 4 cm → $R_f = 0.5$ Substanz B: 2 cm → $R_f = 0.25$

Gaschromatographie (GC)

Prinzip: Verdampfte Probe wird durch Trägergas durch Trennsäule geschickt.

Anwendung:

• Alkoholbestimmung im Blut
• Aromastoff-Analyse
• Umweltanalytik (Pesticide)

Hochleistungsflüssigkeitschromatographie (HPLC)

Prinzip: Flüssige Phase wird unter hohem Druck durch Säule gepresst.

Anwendung:

• Pharmazeutische Analyse
• Lebensmittelanalytik
• Vitaminbestimmung

Spektroskopische Methoden

UV-Vis-Spektroskopie

Prinzip: Absorption von ultraviolettem und sichtbarem Licht.

Anwendung:

• Konzentrationsbestimmung (Lambert-Beersches Gesetz)
• Farbstoff-Analyse
• Proteinkonzentration

Lambert-Beersches Gesetz: $$A = \varepsilon \cdot c \cdot d$$

• $A$ = Absorption
• $\varepsilon$ = Extinktionskoeffizient
• $c$ = Konzentration
• $d$ = Schichtdicke

Infrarotspektroskopie (IR)

Prinzip: Absorption von Infrarotstrahlung durch molekulare Schwingungen.

Anwendung:

• Strukturaufklärung
• Funktionellen Gruppen nachweisen
• Qualitative Analyse

Wichtige Banden:

Atomspektroskopie

AAS (Atomabsorptionsspektroskopie):

• Nachweis von Metallspuren
• Konzentrationsbereich: ppb bis ppm

ICP-OES (Induktiv gekoppeltes Plasma):

• Multielement-Analyse
• Hohe Empfindlichkeit

ICP-MS (Massenspektrometrie):

• Spurenanalyse
• Isotopenverhältnisse

Elektrochemische Methoden

Potentiometrie

Prinzip: Messung der Potentialdifferenz zwischen zwei Elektroden.

Beispiel: pH-Messung mit Glaselektrode

$$E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \cdot \ln(a(\ce{H+}))$$

$$\text{pH} = -\log(a(\ce{H+}))$$

Leitfähigkeitsmessung

Prinzip: Messung des elektrischen Widerstands einer Lösung.

Anwendung:

• Reinheitsprüfung von Wasser
• Reaktionsverfolgung
• Endpunkterkennung bei Titration

Moderne Analysenmethoden

Massenspektrometrie (MS)

Prinzip: Ionen werden nach ihrem Masse-Ladungs-Verhältnis getrennt.

Anwendung:

• Molekülmassenbestimmung
• Strukturaufklärung
• Proteomanalyse
• Umweltanalytik

Typen:

• EI-MS (Elektronenstoß-Ionisation)
• ESI-MS (Elektrospray-Ionisation)
• MALDI-TOF (Matrix-assistierte Laserdesorption)

Kernspinresonanz (NMR)

Prinzip: Kerne mit Spin werden in magnetischem Feld resonant angeregt.

Anwendung:

• Strukturaufklärung organischer Moleküle
• Konformationsanalyse
• Mischungsanalyse

¹H-NMR:

• Chemische Verschiebung (δ)
• Kopplungsmuster
• Integrationsverhältnis

Qualitätskontrolle

Gütekriterien

Richtigkeit: Nähe zum wahren Wert

Präzision: Wiederholbarkeit

Nachweisgrenze (LOD): Kleinste nachweisbare Konzentration

Bestimmungsgrenze (LOQ): Kleinste quantifizierbare Konzentration

$$\text{LOQ} = \frac{10 \cdot \sigma}{s}$$

$$\text{LOD} = \frac{3 \cdot \sigma}{s}$$

• $\sigma$ = Standardabweichung
• $s$ = Steigung der Kalibriergeraden

Praktische Anwendungen

1. Wasseranalyse

Parameter:

• pH-Wert
• Leitfähigkeit
• Härte (Ca²⁺, Mg²⁺)
• Nitrat, Phosphat
• Schwermetalle

2. Lebensmittelanalytik

Untersuchungen:

• Nährstoffgehalt
• Rückstände (Pesticide)
• Verderbnisprodukte
• Authentizität

3. Pharmazeutische Qualität

Tests:

• Reinheit (HPLC)
• Gehalt (Titration, HPLC)
• Identität (IR, NMR)
• Stabilität

Experimente

Experiment 1: Säure-Base-Titration

Materialien: Salzsäure (c unbekannt), Natronlauge (c = 0.1 mol/L), Phenolphthalein, Bürette, Erlenmeyerkolben

Durchführung:

1. HCl in Kolben pipettieren
2. Indikator zugeben
3. Mit NaOH titrieren bis Farbumschlag
4. Volumen ablesen

Erklärung: Neutralisation, Äquivalenzpunkt bei pH = 7

Experiment 2: Dünnschichtchromatographie

Materialien: DC-Platten, Spinat-Extrakt, Laufmittel, UV-Lampe

Durchführung:

1. Spinatblätter zerkleinern, extrahieren
2. Extrakt auf DC-Platte auftragen
3. In Laufmittelkammer entwickeln
4. Unter UV betrachten

Erklärung: Trennung nach Polarität, Rf-Wert-Berechnung

Experiment 3: Flammenfärbung

Materialien: Salzlösungen (NaCl, KCl, CaCl₂), Platindraht, Bunsenbrenner

Durchführung:

1. Platindraht in Salzlösung tauchen
2. In Flamme halten
3. Farbe beobachten

Erklärung: Anregung von Elektronen, charakteristische Emission

Berechnungen

Beispiel: Säure-Base-Titration

Gegeben:

• 25 mL Salzsäure
• Verbrauch: 22.5 mL NaOH (c = 0.1 mol/L)

Berechnung: $$c(\ce{HCl}) \cdot V(\ce{HCl}) = c(\ce{NaOH}) \cdot V(\ce{NaOH})$$

$$c(\ce{HCl}) = \frac{0.1 \text{ mol/L} \cdot 22.5 \text{ mL}}{25 \text{ mL}}$$

$$c(\ce{HCl}) = 0.09 \text{ mol/L}$$

Beispiel: Gravimetrische Sulfat-Bestimmung

Gegeben:

• Einwaage Probe: 0.500 g
• Masse BaSO₄: 0.2331 g
• M(BaSO₄) = 233.39 g/mol
• M(SO₄²⁻) = 96.06 g/mol

Berechnung: $$n(\ce{BaSO4}) = \frac{0.2331 \text{ g}}{233.39 \text{ g/mol}} = 0.001 \text{ mol}$$

$$n(\ce{SO4^2-}) = n(\ce{BaSO4}) = 0.001 \text{ mol}$$

$$m(\ce{SO4^2-}) = 0.001 \text{ mol} \cdot 96.06 \text{ g/mol} = 0.09606 \text{ g}$$

$$w(\ce{SO4^2-}) = \frac{0.09606 \text{ g}}{0.500 \text{ g}} \cdot 100% = 19.21%$$

Lernziele

Nach Abschluss dieses Themenbereichs sollten Sie:

• ✅ Qualitative von quantitativer Analyse unterscheiden können
• ✅ Wichtige Nachweisreaktionen durchführen können
• ✅ Verschiedene Titrationstechniken anwenden können
• ✅ Chromatographische Methoden erklären können
• ✅ Spektroskopische Prinzipien verstehen können
• ✅ Elektrochemische Analysenmethoden kennen
• ✅ Ergebnisse berechnen und auswerten können
• ✅ Gütekriterien beurteilen können

Weiterführende Themen

• Anorganische Verbindungen – Nachweisreaktionen im Detail
• Säuren und Basen – Säure-Base-Reaktionen
• Redoxreaktionen – Redoxtitration
• pH-Rechner – pH-Wert Berechnungen