Grundlagen der Analytischen Chemie - Exam.pdf

Aufgabe 1)

Gravimetrische Analyse ist eine präzise Methode zur Bestimmung der Menge eines Analyten in einer Probe durch exakte Wiegetechniken. Man unterscheidet zwei Hauptverfahren: Präzipitationsverfahren und Volatilisation. Beim Präzipitationsverfahren wird der Analyt in eine schwerlösliche Verbindung umgewandelt, die dann gefällt, gefiltert, getrocknet und gewogen wird. Wohingegen beim Volatilisationsverfahren der Analyt in eine flüchtige Verbindung umgewandelt wird und nach Austritt des Gases gewogen wird. Die Berechnungen sindstets auf chemischer Stöchiometrie basieren, was äußerst präzises und sauberes Arbeiten für genaue Ergebnisse erfordert. Diese Methoden finden Anwendung bei der Bestimmung von Elementen wie Chlorid, Sulfaten und Phosphaten sowie in der Analyse von Metallen und Mineralien.

a)

1. Fällungsanalyse von Chlorid: In einer wässrigen Probe soll der Chloridgehalt mittels gravimetrischer Fällungsanalyse bestimmt werden. Der Analyt wird in Form von Silberchlorid (AgCl) gefällt. Im Experiment wurden 0,3456 g AgCl erhalten. Berechne den Gehalt an Chlorid (Cl⁻) in der Probe (in Gramm). Beachte, dass die molaren Massen wie folgt sind: Ag = 107,87 g/mol und Cl = 35,45 g/mol.

• Berechne zunächst die Molmasse von AgCl
• Bestimme danach die Stoffmenge (in mol) von AgCl in der erhaltenen Masse
• Leite schließlich die Masse (in g) des enthaltenen Chlorids ab

Lösung:

1. Fällungsanalyse von Chlorid: In einer wässrigen Probe soll der Chloridgehalt mittels gravimetrischer Fällungsanalyse bestimmt werden. Der Analyt wird in Form von Silberchlorid (AgCl) gefällt. Im Experiment wurden 0,3456 g AgCl erhalten. Berechne den Gehalt an Chlorid (Cl⁻) in der Probe (in Gramm). Beachte, dass die molaren Massen wie folgt sind: Ag = 107,87 g/mol und Cl = 35,45 g/mol.

• Berechne zunächst die Molmasse von AgCl
• Bestimme danach die Stoffmenge (in mol) von AgCl in der erhaltenen Masse
• Leite schließlich die Masse (in g) des enthaltenen Chlorids ab

• Berechnung der Molmasse von AgCl:

Die Molmasse von AgCl wird berechnet, indem die molaren Massen der beiden Elemente addiert werden.

Molmasse von AgCl = Molmasse von Ag + Molmasse von Cl

Molmasse von AgCl = 107,87 g/mol + 35,45 g/mol = 143,32 g/mol

• Bestimme danach die Stoffmenge (in mol) von AgCl in der erhaltenen Masse:

Die Stoffmenge (n) wird berechnet, indem die Masse (m) durch die Molmasse (M) geteilt wird:

n = \(\frac{m}{M}\)

n_AgCl = \(\frac{0,3456 g}{143,32 g/mol}\) = 0,002411 mol AgCl

• Leite schließlich die Masse (in g) des enthaltenen Chlorids ab:

Da das Verhältnis von AgCl zu Cl in der Verbindung 1:1 beträgt, entspricht die Stoffmenge an Chlorid der Stoffmenge an AgCl. Nun berechnen wir die Masse des Chlorids (m_Cl⁻) mit der Molmasse von Cl (M_Cl⁻):

m_Cl⁻ = n_Cl⁻ × M_Cl⁻

m_Cl⁻ = 0,002411 mol × 35,45 g/mol = 0,0855 g

Der Gehalt an Chlorid (Cl⁻) in der Probe beträgt 0,0855 g.

b)

2. Anwendung der Volatilisation: Eine Probe, die Phosphat (PO₄³⁻) enthält, wird mittels thermischer Zersetzung in flüchtiges P₂O₅ zerlegt. Angenommen, eine 0,2500 g Probe liefert durch thermische Zersetzung 0,1500 g P₂O₅. Berechne die ursprüngliche Masse des Phosphats (PO₄³⁻) in der Probe. Die molaren Massen sind: P = 30,97 g/mol und O = 16,00 g/mol.

• Bestimme die Molmasse von P₂O₅
• Berechne die Stoffmenge (in mol) von P₂O₅
• Bestimme die Masse (in g) des ursprünglichen PO₄³⁻ in der Probe

Lösung:

2. Anwendung der Volatilisation: Eine Probe, die Phosphat (PO₄³⁻) enthält, wird mittels thermischer Zersetzung in flüchtiges P₂O₅ zerlegt. Angenommen, eine 0,2500 g Probe liefert durch thermische Zersetzung 0,1500 g P₂O₅. Berechne die ursprüngliche Masse des Phosphats (PO₄³⁻) in der Probe. Die molaren Massen sind: P = 30,97 g/mol und O = 16,00 g/mol.

• Bestimme die Molmasse von P₂O₅
• Berechne die Stoffmenge (in mol) von P₂O₅
• Bestimme die Masse (in g) des ursprünglichen PO₄³⁻ in der Probe

• Berechnung der Molmasse von P₂O₅:

Die Molmasse von P₂O₅ wird berechnet, indem die molaren Massen der Elemente Phosphor (P) und Sauerstoff (O) mit ihren jeweiligen Anzahlen multipliziert und addiert werden.

Molmasse von P₂O₅ = 2 × Molmasse von P + 5 × Molmasse von O

Molmasse von P₂O₅ = 2 × 30,97 g/mol + 5 × 16,00 g/mol = 61,94 g/mol + 80,00 g/mol = 141,94 g/mol

• Berechne die Stoffmenge (in mol) von P₂O₅ in der erhaltenen Masse:

Die Stoffmenge (n) wird berechnet, indem die Masse (m) durch die Molmasse (M) geteilt wird:

n = \(\frac{m}{M}\)

n_P₂O₅ = \(\frac{0,1500 g}{141,94 g/mol}\) = 0,001057 mol P₂O₅

• Bestimme die Masse (in g) des ursprünglichen PO₄³⁻ in der Probe:

Das Verhältnis von P₂O₅ zu PO₄³⁻ in der chemischen Reaktion kann durch Betrachtung der Zersetzung ermittelt werden:

P₂O₅ + 3 H₂O → 2 H₃PO₄

Das Verhältnis der molaren Mengen von P₂O₅ zu PO₄³⁻ beträgt 1:2, daher entspricht die Hälfte der Stoffmenge von P₂O₅ der Stoffmenge von PO₄³⁻.

n_PO₄³⁻ = 2 × n_P₂O₅ = 2 × 0,001057 mol = 0,002114 mol PO₄³⁻

Nun berechnen wir die Masse des PO₄³⁻ (m_PO₄³⁻) mit der Molmasse von PO₄³⁻ (M_PO₄³⁻):

m_PO₄³⁻ = n_PO₄³⁻ × M_PO₄³⁻

Die Molmasse von PO₄³⁻ ergibt sich aus der Summe der Molmassen der Bestandteile: P (30,97 g/mol) und O₄ (4 × 16,00 g/mol) = 30,97 g/mol + 64,00 g/mol = 94,97 g/mol

m_PO₄³⁻ = 0,002114 mol × 94,97 g/mol = 0,2009 g

Die ursprüngliche Masse des Phosphats (PO₄³⁻) in der Probe beträgt 0,2009 g.

c)

3. Präzision und Sauberkeit in der gravimetrischen Analyse: Erläutere, warum Präzision und Sauberkeit in der gravimetrischen Analyse von größter Bedeutung sind. Diskutiere mindestens drei mögliche Fehlerquellen und deren Einfluss auf die Genauigkeit der Ergebnisse.

• Welche Art von Verunreinigungen kann während der Filtration auftreten?
• Wie beeinflussen ungenaue Temperaturkontrollen den Trocknungsschritt?
• Welche Auswirkungen hat unsaubere Glaswaren auf die Fällungsreaktion?

Lösung:

3. Präzision und Sauberkeit in der gravimetrischen Analyse: Präzision und Sauberkeit sind in der gravimetrischen Analyse von größter Bedeutung, weil schon kleinste Fehler oder Verunreinigungen das Ergebnis erheblich verfälschen können. Die Genauigkeit der Bestimmung eines Analyten hängt davon ab, wie genau die Masse des gebildeten Niederschlags gemessen wird. Hier sind drei mögliche Fehlerquellen und deren Einfluss auf die Genauigkeit der Ergebnisse:

• Verunreinigungen während der Filtration:

Während der Filtration kann es zu Verunreinigungen durch Staub, Schwebeteilchen oder Rückstände auf dem Filterpapier kommen. Diese zusätzlichen Partikel erhöhen die gemessene Masse des Niederschlags und führen zu einem Überschätzen der Analytenmasse in der Probe.

• Ungenaue Temperaturkontrollen beim Trocknen:

Die Trocknung des Niederschlags muss bei einer konstanten und präzisen Temperatur durchgeführt werden. Übermäßige Temperaturen können dazu führen, dass der Niederschlag weiter zersetzt wird oder dass Feuchtigkeit nicht vollständig entfernt wird, während zu niedrige Temperaturen dazu führen können, dass der Niederschlag nicht vollständig getrocknet wird. Beides würde die Masse des Niederschlags und damit die Berechnung des Analyten verfälschen.

• Unsanitäre Glaswaren:

Unsaubere Glaswaren können Rückstände von vorherigen Experimenten oder Reinigungsmitteln enthalten, die mit dem Niederschlag reagieren oder zusätzliche Masse beitragen können. Diese Verunreinigungen verfälschen die Ergebnisse, da sie als Teil des Analytenmassen gemessen werden.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass hohe Präzision und saubere Arbeitsweisen in jedem Schritt der gravimetrischen Analyse entscheidend sind, um zuverlässige und genaue Ergebnisse zu erzielen.

Aufgabe 2)

In einem Experiment zur Bestimmung der Säurekonzentration in einer unbekannten HCl-Lösung wird eine Säure-Basen-Titration mit einer NaOH-Maßlösung durchgeführt. Dabei wird der Äquivalenzpunkt mithilfe eines pH-Meters ermittelt. Die Konzentration der NaOH-Maßlösung beträgt 0,1 M. Während der Titration werden 25 mL der HCl-Lösung mit 30 mL der NaOH-Maßlösung neutralisiert.

a)

a) Berechne die Stoffmenge an NaOH, die verbraucht wurde, um den Äquivalenzpunkt zu erreichen.

Lösung:

• Um die Stoffmenge (\(n\)) der verbrauchten NaOH zu berechnen, verwenden wir die Formel:

• Dabei ist \(c\) die Konzentration der NaOH-Maßlösung (in mol/L) und \(V\) das verwendete Volumen der NaOH-Maßlösung (in Litern).
• Gegeben:
• \(c = 0{,}1\) M (Konzentration der NaOH-Maßlösung)
• \(V = 30\) mL = 0{,}030 L (Volumen der NaOH-Maßlösung)

• Setze die Werte in die Formel ein:

• Die Stoffmenge an NaOH, die verbraucht wurde, um den Äquivalenzpunkt zu erreichen, beträgt somit \(n = 0{,}003\) mol.

b)

b) Bestimme die Stoffmenge an HCl, die in der vorliegenden Konzentration neutralisiert wurde.

Lösung:

• Um die Stoffmenge (\(n_{\text{HCl}}\)) an HCl zu berechnen, die neutralisiert wurde, müssen wir die Reaktionsgleichung betrachten und wissen, dass im Äquivalenzpunkt die Stoffmengen von HCl und NaOH gleich sind.
• Die Reaktionsgleichung lautet:
\[\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}\]
• Da im Äquivalenzpunkt die Stoffmenge der HCl der Stoffmenge der NaOH entspricht, können wir die bereits berechnete Stoffmenge der NaOH verwenden:
• \(n_{\text{NaOH}} = 0{,}003 \text{ mol}\)
• Daraus folgt:
\[n_{\text{HCl}} = n_{\text{NaOH}} = 0{,}003 \text{ mol}\]
• Die Stoffmenge an HCl, die in der vorliegenden Konzentration neutralisiert wurde, beträgt somit \(n_{\text{HCl}} = 0{,}003\) mol.

c)

c) Berechne die Konzentration der unbekannten HCl-Lösung.

Lösung:

• Um die Konzentration (\(c_{\text{HCl}}\)) der unbekannten HCl-Lösung zu berechnen, verwenden wir die folgende Formel:

• Dabei ist \(n\) die Stoffmenge der HCl (in mol) und \(V\) das Volumen der HCl-Lösung (in Litern).
• Gegeben:
• \(n_{\text{HCl}} = \) 0,003 mol (aus vorheriger Berechnung)
• \(V_{\text{HCl}} = \) 25 mL = 0,025 L
• Setze die Werte in die Formel ein:

• Die Konzentration der unbekannten HCl-Lösung beträgt somit \(c_{\text{HCl}} = 0,12 \text{ mol/L}\).

d)

d) Diskutiere den Vorteil der Verwendung eines pH-Meters gegenüber einem Indikator zur Ermittlung des Äquivalenzpunktes bei dieser Titration.

Lösung:

• Die Verwendung eines pH-Meters gegenüber einem Indikator zur Ermittlung des Äquivalenzpunktes bei einer Titration bietet mehrere Vorteile:
• Genauigkeit: Ein pH-Meter misst den pH-Wert kontinuierlich und mit hoher Präzision, was eine genauere Bestimmung des Äquivalenzpunktes ermöglicht. Im Gegensatz dazu sind Indikatoren oft weniger präzise, da sie nur einen Farbumschlag innerhalb eines bestimmten pH-Bereichs zeigen.
• Objektivität: Ein pH-Meter liefert objektive, numerische Werte, während die Interpretation des Farbumschlags eines Indikators subjektiv sein kann und von der Wahrnehmung des Experimentators abhängt.
• Klarheit bei schwachen Säuren und Basen: Bei Titrationen mit schwachen Säuren und Basen oder bei sehr niedrigen Konzentrationen kann der Farbumschlag eines Indikators unklar oder wenig ausgeprägt sein. Ein pH-Meter ist in solchen Situationen zuverlässiger.
• Eignung für farbige Lösungen: In Fällen, in denen die zu titrierende Lösung selbst farbig ist, kann der Farbumschlag eines Indikators schwer zu erkennen sein. Ein pH-Meter ist unabhängig von der Farbe der Lösung und daher eine bessere Wahl.
• Aufzeichnung der Titrationskurve: Mit einem pH-Meter ist es möglich, die Titrationskurve (pH gegen Volumen der zugegebenen Titrationslösung) aufzuzeichnen. Dies ermöglicht eine gründlichere Analyse des Titrationsvorgangs und eine genauere Bestimmung des Äquivalenzpunktes.

Aufgabe 3)

Du hast eine unbekannte wässrige Probe, die sowohl Anionen als auch Kationen enthält. Deine Aufgabe ist es, diese Ionen zu identifizieren und zu quantifizieren. Verwende dazu die in der Vorlesung 'Grundlagen der Analytischen Chemie' beschriebenen Methoden.

a)

Beschreibe den Ablauf einer Vermischungsreaktion, bei der Du durch Fällung eine mögliche Identifizierung eines Anions und eines Kations in Deiner Probe erreichen kannst. Welche Fällungsreagenzien würdest Du verwenden und welche Unterschiede in der Löslichkeit sind für die Analyse entscheidend?

Lösung:

Um eine Vermischungsreaktion zur Identifizierung eines Anions und eines Kations durchzuführen, kannst Du den folgenden Ablauf befolgen:

• Vorbereitung der Probe: Stelle sicher, dass die wässrige Probe homogen ist, indem Du sie gut vermischst.
• Bestimmung der erwarteten Ionen: Basierend auf Deiner Vorlesung 'Grundlagen der Analytischen Chemie' solltest Du mögliche Anionen und Kationen bestimmen, die in der Probe vorhanden sein könnten (z.B. Cl^-, SO₄^2-, Na⁺, Ca²⁺).
• Wahl der Fällungsreagenzien: Wähle die geeigneten Fällungsreagenzien aus, um spezifische Anionen und Kationen zu identifizieren. Zum Beispiel:
  • Für die Fällung von Chlorid-Ionen (Cl^-) könntest Du Silbernitrat (AgNO₃) verwenden. Es bildet mit Cl^- einen weißen Niederschlag von Silberchlorid (AgCl).
  • Für Sulfat-Ionen (SO₄^2-) könntest Du Bariumchlorid (BaCl₂) verwenden, das mit SO₄^2- einen weißen Niederschlag von Bariumsulfat (BaSO₄) bildet.
  • Für Kationen wie Calcium (Ca²⁺) könntest Du eine Natriumcarbonatlösung (Na₂CO₃) verwenden, um Calciumcarbonat (CaCO₃) zu fällen.
• Durchführung der Fällungsreaktionen: Gib tropfenweise die Fällungsreagenzien zu Deiner Probe und beobachte die Bildung eines Niederschlags. Dies kannst Du nacheinander für verschiedene Anionen und Kationen durchführen, um sie zu identifizieren.
  • AgNO₃ + Cl^- → AgCl (weißer Niederschlag)
  • BaCl₂ + SO₄^2- → BaSO₄ (weißer Niederschlag)
  • Na₂CO₃ + Ca²⁺ → CaCO₃ (weißer Niederschlag)
• Unterschiede in der Löslichkeit: Ein entscheidender Faktor bei der Fällungsanalyse ist der Unterschied in der Löslichkeit der gebildeten Niederschläge. Die Löslichkeitsproduktkonstante (K_sp) gibt an, wie stark ein Stoff in Wasser löslich ist. Stoffe mit einem kleinen K_sp-Wert sind schlecht löslich und neigen eher zur Fällung. Zum Beispiel:
  • Silberchlorid (AgCl): K_sp = 1.77 × 10^-10
  • Bariumsulfat (BaSO₄): K_sp = 1.08 × 10^-10
  • Calciumcarbonat (CaCO₃): K_sp = 4.96 × 10^-9
• Quantifizierung: Sobald Du die Ionen identifiziert hast, kannst Du sie durch gravimetrische Analyse oder Titration genauer quantifizieren. Dies würde eine genauere Untersuchung der Niederschläge oder der verbleibenden Ionen in der Lösung erfordern.

Durch die Durchführung dieses Ablaufs kannst Du eine mögliche Identifizierung und Quantifizierung der Anionen und Kationen in Deiner unbekannten wässrigen Probe erreichen.

b)

Erkläre, wie die Flammenfärbung genutzt werden kann, um spezifische Kationen in der Probe zu identifizieren. Nenne mindestens drei Kationen, die Du anhand ihrer charakteristischen Flammenfärbung eindeutig identifizieren kannst.

Lösung:

Die Flammenfärbung ist eine Methode, die dazu verwendet werden kann, spezifische Kationen in einer Probe zu identifizieren, indem man die Farbe der Flamme beobachtet, wenn die Probe erhitzt wird. Diese Methode beruht darauf, dass bestimmte Metalle beim Erhitzen Licht in charakteristischen Wellenlängen emittieren, was zu spezifischen Flammenfarben führt.

Ablauf der Flammenfärbung

• Vorbereitung der Probe: Die unbekannte wässrige Probe wird auf ein zusammengerolltes, sauberes Platin- oder Nickeldraht geschmolzen oder in ein Wattestäbchen getaucht.
• Erhitzung: Der Draht oder das Wattestäbchen wird in die nichtleuchtende, heiße Zone einer Bunsenflamme gehalten.
• Beobachtung der Flammenfärbung: Beobachte die Farbe der Flamme, die durch die Probe verursacht wird. Verschiedene Kationen erzeugen unterschiedliche Farben, die charakteristisch für das jeweilige Metall sind.

Beispiele für charakteristische Flammenfärbungen

• Natrium (Na⁺): gelb
• Kalium (K⁺): violett
• Kalzium (Ca²⁺): ziegelrot
• Barium (Ba²⁺): grün
• Strontium (Sr²⁺): rot
• Kupfer (Cu²⁺): blaugrün

Durch die Beobachtung der Flammenfärbung kannst Du also die Anwesenheit von bestimmten Kationen identifizieren. Die spezifischen Farben entstehen, weil die Elektronen in den äußeren Schalen der Metallatome beim Erhitzen auf ein höheres Energieniveau angehoben werden und beim Zurückfallen auf ein niedrigeres Energieniveau Licht in spezifischen Wellenlängen emittieren.

Diese Methode ist besonders nützlich zur schnellen und vorläufigen Identifikation von Metallen in einer Probe, bevor weiterführende und genauere analytische Methoden zur Quantifizierung angewendet werden.

c)

Beschreibe detailliert, wie Du die UV-Vis-Spektroskopie verwenden kannst, um die Konzentration eines spezifischen Anions in der Probe zu bestimmen. Gehe dabei auf die Erstellung einer Kalibrierkurve ein und erläutere, wie Du die Konzentration des Anions berechnest.

Lösung:

Die UV-Vis-Spektroskopie ist eine effektive Methode, um die Konzentration eines spezifischen Anions in einer wässrigen Probe zu bestimmen. Der Prozess umfasst mehrere Schritte: von der Vorbereitung der Probe bis hin zur Erstellung einer Kalibrierkurve und der Berechnung der Anionkonzentration. Folgend findest Du eine detaillierte Anleitung:

Schritt-für-Schritt-Anleitung zur Verwendung der UV-Vis-Spektroskopie

• Probenvorbereitung: Bereite die unbekannte wässrige Probe vor. Es ist oft notwendig, ein spezifisches Reagenz hinzuzufügen, das mit dem Anion reagiert und einen farbigen Komplex bildet, der mittels UV-Vis-Spektroskopie analysiert werden kann.
• Wahl des Farbreagenzes: Wähle ein Farbreagenz, das eine spezifische und starke Farbreaktion mit dem Anion zeigt. Zum Beispiel kann Nitrit (NO₂^-) mit dem Griess-Reagenz zu einem Azofarbstoff reagieren, der im sichtbaren Bereich absorbiert.
• Durchführung der Messung: Fülle die vorbereitete Probe in eine Küvette. Stelle sicher, dass die Küvette sauber und frei von Luftblasen ist. Verwende ein UV-Vis-Spektrophotometer, um die Absorption der Probe bei der Wellenlänge der maximalen Absorption (λ_max) zu messen. Diese Wellenlänge ist spezifisch für den Anion-Farbreagenz-Komplex.
• Erstellung einer Kalibrierkurve:
  • Bereite eine Reihe von Standardlösungen des Anions mit bekannten Konzentrationen vor. Diese Standards sollten die gleichen Verhältnisse von Reagenz und Wasser wie die unbekannte Probe enthalten.
  • Messe die Absorption dieser Standardlösungen bei λ_max und notiere die Werte.
  • Trage die gemessenen Absorptionen gegen die entsprechenden Anionkonzentrationen auf und erstelle eine Kalibrierkurve (Absorption vs. Konzentration).
  • Finde die beste lineare Anpassung der Daten, die üblicherweise durch die Gleichung der Form A = εbc beschrieben wird, wobei A die Absorption, ε der molare Extinktionskoeffizient, b die Küvettenlänge und c die Konzentration des Anions ist.
• Bestimmung der Anionkonzentration:
  • Messe die Absorption der unbekannten Probe bei λ_max und notiere den Wert.
  • Verwende die Gleichung der Kalibrierkurve, um die Konzentration des Anions in der unbekannten Probe zu berechnen. Wenn die Kalibrierkurve z.B. die Form A = 0.02 c hat, wobei b = 1 cm ist, erhält man ε = 0.02 L mol^-1 cm^-1.
  • Berechne die Konzentration c der unbekannten Probe mit der Formel c = A / (εb). Angenommen, die gemessene Absorption beträgt 0.5, dann ergibt sich die Konzentration zu c = 0.5 / 0.02 = 25 mM.

Beispiel einer Kalibrierkurve und Berechnung

• Kalibrierkurvengleichung: A = 0.02 c (ε = 0.02 L mol^-1 cm^-1, b = 1 cm)
• Gemessene Absorption der unbekannten Probe: 0.5
• Berechnete Anionkonzentration: c = 0.5 / 0.02 = 25 mM

Durch diese Schritte kannst Du die Konzentration eines spezifischen Anions in Deiner unbekannten wässrigen Probe genau bestimmen. Die Erstellung und Verwendung einer Kalibrierkurve sind dabei entscheidend, um präzise und reproduzierbare Ergebnisse zu garantieren.

d)

Eine Deiner Methoden zur quantitativen Bestimmung von Ionen ist die Absorptionsspektroskopie mittels Atomabsorptionsspektrometrie (AAS). Erkläre die Grundlagen dieser Methode und wie Du sie anwenden würdest, um die Konzentration von Natrium in der Probe zu bestimmen. Berechne die Konzentration des Natriums, wenn die absorbierte Strahlung bei 589 nm 0,75 beträgt und der Kalibrierwert 0,60 mg/L pro Absorptionseinheit ist.

Lösung:

Die Atomabsorptionsspektrometrie (AAS) ist eine analytische Methode zur quantitativen Bestimmung von Elementen in Lösungen. Sie basiert darauf, dass Atome in einem gasförmigen Zustand spezifische Wellenlängen von Licht absorbieren. Die Menge des absorbierten Lichts ist proportional zur Konzentration der Atome in der Probe.

Grundlagen der Atomabsorptionsspektrometrie (AAS)

• Strahlungsquelle: Eine Hohlkathodenlampe, die das spezifische Spektrum des zu bestimmenden Elements (in diesem Fall Natrium) emittiert.
• Atomisierung: Die Probe wird in eine Flamme oder einen Graphitofen gegeben, um die enthaltenen Natriumatome in den gasförmigen Zustand zu überführen.
• Monochromator: Ein optisches Element, das das Licht der spezifischen Wellenlänge (589 nm für Natrium) auswählt.
• Detektor: Ein Detektor misst die Intensität des Lichts, das von den atomisierten Natriumatomen absorbiert wird.
• Auswertung: Die Absorption wird mit Kalibrierstandards verglichen, um die Konzentration des Elements in der Probe zu bestimmen.

Anwendung der AAS zur Bestimmung der Natriumkonzentration

Um die Konzentration von Natrium in Deiner Probe zu bestimmen, gehst Du wie folgt vor:

• Probenvorbereitung: Bereite Deine unbekannte wässrige Probe vor, indem Du sie gegebenenfalls verdünnst.
• Kalibrierung: Erstelle eine Kalibrierkurve mit Standardlösungen bekannter Natriumkonzentrationen. Messe die Absorption dieser Standards bei 589 nm und trage die Ergebnisse gegen die Konzentrationen auf.
• Messung der Probe: Messe die Absorption der unbekannten Probe bei 589 nm. In diesem Fall beträgt die absorbierte Strahlung 0.75.

Berechnung der Natriumkonzentration

Basierend auf dem Kalibrierwert kannst Du die Konzentration von Natrium in der Probe berechnen. Der Kalibrierwert ist 0,60 mg/L pro Absorptionseinheit.

• Gegebene Daten: Absorption (A) = 0,75 Kalibrierwert = 0,60 mg/L pro Absorptionseinheit
• Berechnung: Konzentration (C) = Absorption * Kalibrierwert C = 0,75 * 0,60 mg/L C = 0,45 mg/L

Die berechnete Konzentration von Natrium in der Probe beträgt 0,45 mg/L.

Diese Schritte ermöglichen es Dir, die Konzentration von Natrium in Deiner unbekannten wässrigen Probe genau zu bestimmen, indem Du die Atomabsorptionsspektrometrie anwendest.