Calconcarbonsäure

Calconcarbonsäure
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Komplexometrische Titration		quantitative Analyse

Calconcarbonsäure ist eine spezifische Nachweisreagenz zur komplexometrischen Bestimmung von Calcium. Man nutzt hierbei den Effekt, dass Calcium mit verschiedenen Liganden unterschiedlich farbige Komplexe bildet. Die Bestimmungsgrenze liegt bei ca. 0,5 mg/L.

Herstellung der Calconcarbonsäure-Lösung

Calconcarbonsäure ist in Wasser unlöslich, in Ethanol löst sie sich mit violetter Farbe, in Alkalihydroxidlösung wie Natronlauge löst sie sich unter Salzbildung mit blauer Farbe auf. Laborüblicher Ansatz ist eine Lösung von 0,4 g Calconcarbonsäure in 100 mL Ethanol. Begrenzt haltbar.

Laborpraxis: Bestimmung des Calciumgehaltes in Trinkwasser

Mit der Nahrung sollten täglich ca. 700 mg Calcium aufgenommen werden. Ein Grenzwert für den Calciumgehalt in Trinkwasser gemäß Trinkwasserverordnung in der gültigen Fassung ist NICHT festgelegt, in der Altfassung von 1990 lag der Grenzwert für Ca bei 400 mg/L.

Eine Wasserprobe soll auf ihren Calciumgehalt überprüft werden. Dies kann z. B. mit Hilfe der Calconcarbonsäure erfolgen.

Titration

Bei der Titration Calciumionen gegen EDTA mit Calconcarbonsäure als Indikator lassen sich zwei konkurrierende Komplex-Reaktionen der Calciumionen beobachten:

Ca²⁺-Ionen bilden mit Calconcarbonsäure einen roten Komplex, der vergleichsweise instabil ist.

Ca²⁺-Ionen bilden mit EDTA einen stabileren farblosen Komplex. Es erscheint die blaue Eigenfarbe der Calconcarbonsäure.

Durchführung

In einem Erlenmeyerkolben werden 100 mL der Ca-haltigen Probelösung durch Zugabe von ca. 10 mL Natronlauge (c = 1 mol/L) auf einen pH-Wert von 12 und 13 eingestellt (s. u.: Fehler vermeiden).
1 mL Calconcarbonsäure-Lösung hinzugeben.
Die Bürette wird mit der Na₂-EDTA-Maßlösung (c = 0,1 mol/L) befüllt und bis zur Farbänderung von rot (Hinweis) nach blau titriert.
Das EDTA als stärkerer Komplexbildner entreißt dem roten Calconcarbonsäure-Komplex das Calcium und bildet einen farblosen Ca-EDTA-Komplex. Am Umschlagpunkt erscheint die blaue Eigenfarbe der freien Calconcarbonsäure (ohne violetten Unterton).

Auswertung

Aus der bis zum Farbumschlag hinzu gegebenen EDTA-Menge lässt sich die Ca-Konzentration der Probelösung und damit die Menge des ursprünglich vorhandenen Calciums berechnen. Ca und EDTA reagieren im Stoffmengenverhältnis 1:1. Bei einem Verbrauch von z. B. V(EDTA) = 23 mL gilt also:

		c(EDTA) · V(EDTA)
c(Ca)	=	────────────
		V(Ca)

		0,1 mol · 23 mL
c(Ca)	=	──────────
		L · 100 mL

		mol
c(Ca)	=	0,023 ───
		L

Aus diesem Zwischenergebnis und lässt sich über die molaren Massen von Ca die absolute Menge an Calcium berechnen, die in der Lösung enthalten ist:

Gegeben: M(Ca) = 40,08 g · mol⁻¹ gemäß PSE; V(Ca-Lsg.) = 100 mL; c(Ca-Lsg.) gemäß Zwischenergebnis, z. B. 0,023 mol/L
Gesucht: m(Ca)

Lösung: m = M · n und n = c · Vm(Ca) = c · V · M

Einsetzen: m(Ca) = 0,023 mol/L · 0,1 L · 40,08 g · mol⁻¹

Antwort: m(Ca) = 0,092 g = 92,2 mg

Bewertung: Der Calciumgehalt der Trinkwasserprobe wird mit 92,2 mg / 100 mL bestimmt, das entspricht einem Gehalt von 922 mg/L. Im Vergleich zum (nicht mehr gültigen) Grenzwert aus der Altfassung der Trinkwasserverordnung von 1990 liegt der Probe-Wert mehr als doppelt so hoch. Gemessen an der Empfehlung, mit der Nahrung täglich ca. 700 mg Calcium aufzunehmen, kann der Messwert als unbedenklich gelten.

Verallgemeinerung

Der Verbrauch von 1 mL EDTA-Lsg. mit c = 0,1 mol/L entspricht einem Ca-Gehalt von 4,008 mg.

Fehler vermeiden

Da EDTA auch mit Magnesium-Ionen Komplexe bildet, wird Natronlauge zugesetzt, um die Magnesium-Ionen im pH-Bereich 12 - 13 als Hydroxid auszufällen und damit den Störfaktor zu entfernen. Andernfalls würde man einen vermeintlich höheren Ca-Gehalt, also die Summe von Magnesium und Calcium bestimmen.
Da auch Ca(OH)₂ ziemlich schwerlöslich ist, fällt bei einer Ca-Konzentration von mehr als 0,01 mol/L Calciumhydroxid aus. Um dies zu verhindern, wird der Ca-Lösung erst die Calconcarbonsäure und dann die Natronlauge hinzugefügt.
Durch Anlagerung des Ca-Calconcarbonsäurekomplexes an Mg(OH)₂ entsteht ein intensiveres Rot und dadurch ein schärferer Umschlag, daher setzt man magnesiumfreien Proben Mg²⁺-Ionen zu.
Weniger ist mehr: Gibt man der Probe zuviel Indikator hinzu, wird das Rot des Komplexes durch die violette Färbung des Indikators überlagert, der Farbwechsel rot-blau ist schlecht zu erkennen.

Sicherheitshinweise

Bei der Verwendung von Calconcarbonsäure beim Experimentieren gilt:

Auf Chemikalien-Gefäßen finden sich codierte Hinweise auf Gefährdungen und entsprechende Vorsorgemaßnahmen beim Umgang mit dieser Chemikalie. Diese sogenannten H- & P-Sätze hängen gemeinsam mit den Arbeitsregeln für Schülerexperimente als Betriebsanweisung im Chemieraum aus und müssen in jedem Fall beachtet werden!