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Komplexometrische Titrationen mit EDTA

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di-Natriumethylendiamintetraacetat (Dinatrium-EDTA) p.a. (Xi)Eriochromschwarz T – Mischindikator (Verreibung 1 : 100 mitNaCl) (Xi)Murexid (Verreibung 1:100 mit NaCl) (Xi)Xylenolorange (Verreibung 1:100 mit KNO3) (Xi)Sulfosalicylsäurelösung 20 % (C)Zinksulfat p.a. (Xn)Kaliumiodid (Xn)NatriumacetatAmmoniaklösung 25 % (C, N, Xi)Ammoniumchlorid (Xi)Natronlauge 1M (C)________

Analysengut:Zinkammoniumsulfat (Xn)Bleinitrat (C, N, O, Xi, Xn)Kobaltnitratlösung 5 % (T)Liquor Ferri sesquichlorati DAB 6 (Eisen-III-chloridlösung, 10% Fe) (C)Quecksilber-II-nitratlösung “0,05 M“ (N, T, Xn)Basisches BismutnitratLeitungswasser

Versuchsdurchführung:

1. Herstellung der Reagenzien:

1.1 Maßlösungen:

0,1 M EDTA-Lösung: Das di-Natriumethylendiamintetraacetat (kurz: Dinatrium-EDTA) kommt üblicherweiseals Dihydrat in den Handel. Wenn man die Packung frisch angebrochen hat, kann man das luftstabile Salzdirekt als Urtiter verwenden und einfach einwiegen. Ist die Substanz dagegen schon eine Weile gelagertworden, so muss man davon ausgehen, dass sie etwas Feuchtigkeit enthält. In diesem Falle ist es besser,10-12 g davon auf einem flachen Teller ausgebreitet für 4-6 Stunden auf 120-140 °C zu erhitzen(Trockenschrank) um das Kristallwasser und evtl. gebundenes Wasser auszutreiben. Man enthält dann daskristallwasserfreie Salz, das ebenfalls als Urtiter verwendet werden kann. Allerdings ist es hygroskopisch undim Laufe der Zeit bildet sich das Hydrat zurück, so dass man es am besten gleich verbraucht und den Restvor einer späteren Verwendung erneut trocknet falls man es nicht absolut luftdicht (z.B. in Ampullleneingeschmolzen) aufbewahrt.

Man wägt 8,405 g des wasserfreien Salzes (oder 9,305 g des Dihydrates) ab und spült die Substanz mitdestilliertem Wasser quantitativ in einen 250 ml Messkolben (Wägegläschen mehrmals nachspülen!). Dannwird genau bis zur Ringmarke mit destilliertem Wasser aufgefüllt.

Die so hergestellte Maßlösung ist (eine ausreichend empfindliche Waage vorausgesetzt!) genau 0,1 molarund muss nicht eingestellt werden. Für viele Bestimmungen sind Lösungen niedrigerer Konzentration (0,05M oder 0,02 M) vorteilhaft, die man sich durch Verdünnen aus der 0,1 M-Lösung oder durch eineentsprechende Einwaage (4,2025 g bzw. 1,681 g wasserfreie Substanz in 250 ml) herstellen kann. Der Titerist über Jahre hinweg stabil, wenn die Lösung in einer Kunststoffflasche (Polyethylen) aufbewahrt wird.Glasflaschen sind ungeeignet, weil im Laufe der Zeit Calciumionen aus dem Glas abgegeben werden,wodurch der Titer der Maßlösung deutlich sinkt.

Für manche Bestimmungen braucht man das “Gegenstück“ zur EDTA-Lösung, nämlich eine Metallsalzlösungvon bekanntem Gehalt, mit dem man im Überschuss zugesetztes EDTA zurück titrieren kann. Gut geeignetist dafür Zinksulfat, das ein luftbeständiges Heptahydrat bildet (ZnSO

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4 x 7 H2O). Um eine 0,1 M Zinksulfatlösung zu erhalten, löst man 2,875 g des Salzes im Messkolben zu 100,0ml.

1.2 Komplexindikatoren:

Eriochromschwarz T: man verwendet eine Verreibung des Farbstoffes mit Natriumchlorid p.a. (1:100), vonder auf 100 ml Analysenlösung ca. 15-20 mg (eine Spatelspitze voll) zugefügt werden, bis eine deutlicheFärbung zu erkennen ist. Im Arzneibuch wird ein Mischindikator verwendet, der außer Erio T noch etwasMethylorange enthält, hierdurch wird der Umschlag (Metallkomplex weinrot, freier Farbstoff grün) bessererkennbar. Mit Erio T muss im alkalischen Bereich bei einem pH von ca. 8-10 gearbeitet werden, wozu maneinen Puffer zusetzt.

Murexid: Das war der erste Metallkomplexindikator, der entdeckt wurde. Auch vom Murexid benutzt man eineVerreibung 1:100 mit Natriumchlorid, die man etwas großzügiger dosieren muss. Auf 100 ml Flüssigkeit sindca. 100 - 200 mg zuzusetzen, also ein bis zwei große Spatelspitzen. Der Umschlag erfolgt – abhängig vondem gebundenen Metallion - von orange bis gelb (Komplex) nach blauviolett (freies Murexid). Da derFarbumschlag oft nicht ganz scharf ist, arbeitet man am besten mit einer Vergleichslösung. Auch mit Murexidwird im basischen Bereich titriert.

Xylenolorange : Xylenolorange ist ein im sauren Milieu verwendbarer Indikator. Die Verreibung (1:100) wirdhier mit Kaliumnitrat hergestellt. Auf 100 ml Lösung verwendet man 20-25 mg davon. Während die Komplexeviolettrosa gefärbt sind, besitzt der freie Farbstoff eine gelbe Farbe.

1.3 Ammoniak-Pufferlösung pH 10:

5,4g Ammoniumchlorid und 35ml Ammoniaklösung 25 % werden mit Aqua dest. auf 100 ml aufgefüllt. Zu 100ml einer annähernd neutralen Flüssigkeit werden 3-5 ml der Pufferlösung gegeben.

2. Komplexometrische Bestimmungen:

2.1. Bestimmung von Zink und Cadmium:

Zur Bestimmung dieser Metalle soll die Analysenlösung in 100 ml nicht mehr als 50 mg Zn2+ oder 100 mg Cd2+ enthalten (gegebenenfalls verdünnen). Man setzt Ammoniakpuffer und Erio T zu und titriert mitEDTA-Lösung bis zum Farbumschlag von rot nach grün, der sehr scharf erfolgt.

1 ml 0,1 M EDTA = 6,537 mg Zn2+ bzw. 11,24 mg Cd2+



Auf diese Weise kann der Gehalt der Zinksulfat-Maßlösung überprüft werden. Umgekehrt kann analysenreines Zink als Urtitersubstanz dienen, wenn man den Titer einer EDTA-Lösung prüfen will. Dazuwird eine Zinkgranalie von 300-500 mg genau gewogen, in 2-3 ml Salzsäure 25 % gelöst (das geht spontanohne Erwärmen) und im Messkolben auf 100,0 ml aufgefüllt. Zwanzig Milliliter der Lösung werden wie obenangegeben titriert und der erwartete Verbrauch an Maßlösung (vorgelegte Zinkmenge in mg geteilt durch6,537) durch den tatsächlichen Verbrauch geteilt, um den Titer zu erhalten.

Ich habe die Methode benutzt, um ein selbst hergestelltes Präparat von Zinkammoniumsulfat auf seineZusammensetzung zu überprüfen. 200 mg des Salzes wurden abgewogen, in 90 ml Wasser gelöst, 5 mlAmmoniakpufferlösung und eine Spatelspitze Erio-T-Verreibung zugegeben und das ganze auf denMagnetrührer gestellt. Verbraucht habe ich bis zum Umschlag des indikators genau 5,00 ml Maßlösungentsprechend 32,69 mg Zink, was einem Anteil von 16,34 % entspricht (100,3% der Theorie). Bei einemTropfen weniger (4,95 ml) hätte sich ein Gehalt von 99,3% ergeben. Die Verwendung einer 0,05 M-Lösungwäre vermutlich genauer gewesen.

Auf die gleiche Weise kann Magnesium bestimmt werden (max. 30 mg/100 ml). Ein Milliliter ml 0,1 M EDTAentspricht 2,431 mg Mg




2+.

Titration von Zink




Farbänderung des Eriochromschwarz T - Mischindikators

2.2 Gesamthärte des Leitungswassers, Bestimmung von Calcium:

Um die Gesamthärte zu ermitteln, werden genau 100 ml der Wasserprobe mit 4 ml Ammoniakpufferlösungund 1 Prise Erio-T versetzt und mit 0,05 M oder 0,02 M EDTA bis zum Farbumschlag von weinrot nachblaugrün titriert.

1 ml 0,05 M EDTA = 2,8° dGH (deutsche Gesamthärte)1 ml 0,02 M EDTA = 1,122° dGH

Zur Bestimmung von Calcium soll die Flüssigkeit maximal 50 mg Ca2+ in 100 ml enthalten und wird pro 100ml mit 2 ml 1 N Natronlauge (falls sie sauer reagiert muss man zuvor neutralisieren!) sowie 100 mgMurexidverreibung versetzt. Dann titriert man mit EDTA von rosarot bis violett (Vergleichslösung!). DieKarbonathärte des Wassers ist zuvor durch Zusatz einer berechneten Menge 0,1 N Salzsäure und kurzesKochen zu entfernen.

1 ml 0,1 M EDTA = 4,008 mg Ca2+

1 ml 0,05 M EDTA = 2,004 mg Ca2+

1 ml 0,02 M EDTA = 1,002 mg Ca2+

Ich habe bei der Härtebestimmung unseres Leitungswassers 16,2 ml 0,02 M EDTA-Lösung verbraucht. DasWasser hat somit 18,1 °dGH! Die Titration mit Murexid ergab für 100 ml HCO3

--freies Wasser einenVerbrauch von einmal 12,3 und einmal 12,4 ml. Man darf davon ausgehen, dass Leitungswasser außerCalcium und Magnesium keine weiteren mit EDTA reagierenden Metalle enthält. Damit ergibt sich:Summe Erdalkalien: 3,24 mmol/l (16,2 : 5)Calcium : 2,46 mmol/l = 98,6 mg/lMagnesium: (3,24 - 2,46 =) 0,78 mmol/l = 19 mg/l







Farbänderung des Erio-T-Mischindikators bei Titration mit 0,02 M EDTA (Bestimmung der Wasserhärte), daszweite Bild zeigt die Zwischenfarbe vor dem Umschlag nach Grün




Farbwechsel von Murexid bei Titration von Calcium. Der Umschlag ist nicht ganz leicht zu erkennen, weshalbeine Vergleichslösung vorteilhaft ist




Farbumschlag von Murexid bei pH 12 mit (links) und ohne Calcium (rechts)

2.3 Bestimmung von Blei und Quecksilber:

Blei und Quecksilber können unter Verwendung von Erio T mittels Rücktitration bestimmt werden.Die Probe, die 10-200 mg Blei bzw. Quecksilber enthalten kann, wird mit Natronlauge annäherndneutralisiert, mit 20,0 ml 0,05 M EDTA-lösung versetzt (im Falle von Quecksilber bildet sich dabei kurzfristigein weißer Niederschlag, der sich rasch wieder auflöst) und auf 90 bis 100 ml verdünnt. Nach Zugabe vonAmmoniakpuffer und Erio T wird mit 0,05 M Zinksulfatlösung bis zum Farbumschlag des Indikators titriert, derdiesmal umgekehrt von Grün nach Weinrot erfolgt. Werden dabei x ml Zinksulfatlösung verbraucht, sobeträgt die durch den Anlayt gebundene Menge EDTA = 20-x. Bei kleinen Mengen verwendet man eine 0,02M EDTA bzw. ZnSO4-Lösung.

1 ml 0,1 M EDTA = 20,06 mg Hg2+ bzw. 22,32 mg Pb2+

1 ml 0,05 M EDTA = 10,03 mg Hg2+ bzw. 11,16 mg Pb2+

Von selbst hergestelltem Bleinitrat wurden 200 mg abgewogen und in 50 ml Wasser gelöst. Dann wurde mit20,0 ml 0,05 M EDTA-Lösung versetzt und mit destilliertem Wasser auf etwa 90 ml aufgefüllt. Nach Zugabeder üblichen Mengen an Ammoniakpufferlösung und Erio-T-Mischindikator wurde mit 0,05 M Zinksulfatlösungtitriert. Der Verbrauch betrug 8,00 ml Zinklösung, was bedeutet, dass 12,00 ml der EDTA-Lösung durch dasBlei des Präparates gebunden worden waren. Bei einer Molmasse von 333 g für Bleinitrat ergibt sich, dass 1ml 0,05 M EDTA = 16,65 mg Pb(NO3)2 entspricht. Analysenergebnis: 199,8 mg, mithin ein Gehalt von 99,9 %im Präparat.

Eine selbst hergestellte Quecksilber-II-nitratlösung von 0,05 M Gehalt, die ich für die Chloridtitrationbenötigte, wurde analog auf ihren Gehalt geprüft: 10,0 ml wurden neutralisiert, mit 20,0 ml 0,05 M EDTAversetzt und mit 0,05 M Zinksulfatlösung zurücktitriert. Der Verbrauch von 10,1 ml bedeutete, dass meineQuecksilberlösung 9,9 ml EDTA verbraucht hatte. Der Faktor betrug damit 1,01.Bei der Titration von Quecksilber kann zusätzlich eine Kontrolle erfolgen, ob das Salz rein ist. Dazu gibt manzur austitrierten Lösung etwa 1 g Kaliumiodid. Der Indikator schlägt wieder nach Grün um, und es wird erneutmit Zinksulfat bis zur Rückkehr der roten Färbung titriert. Wenn keine anderen Schwermetalle zugegen sind,muss der Verbrauch an Zinksulfatlösung bei der zweiten Titration mit dem bei der ersten Titration ermitteltenVerbrauch an EDTA übereinstimmen. Dies war bei mir der Fall: ich habe 9,925 ml Zinksulfatlösungverbraucht. Artikel im Web: http://illumina-chemie.de/komplexometrische-titrationen-mit-edta-t3678.html






Rücktitration von Quecksilber: die grüne Farbe schlägt am Endpunkt nach Rot, und nach Zugabe vonKaliumiodid erneut nach Grün um

2.4 Bestimmung von Kupfer:

Kupfer wird mit Murexid in schwach ammoniakalischer Lösung (pH ca. 8 ) titriert. Dazu wird die nicht mehrals 30 mg Cu2+ enthaltende Lösung tropfenweise mit verdünnter Ammoniaklösung (konzentrierten Ammoniak1:10 verdünnen, Gebrauchslösung ca. 2,5 %ig – 1,5 M) versetzt, bis die anfänglich sich bildende Trübung(durch Kupferhydroxid) eben wieder gelöst ist. Ein Überschuss ist zu vermeiden. Nach Zugabe vom Murexidtitriert man mit EDTA bis zum Farbumschlag von braungelb nach violett, wobei eine ziegelroteÜbergangsfarbe auftritt (Vergleichslösung!)

1 ml 0,1 M EDTA = 6,355 mg Cu2+

1 ml 0,05 M EDTA = 3,178 mg Cu2+

1 ml 0,02 M EDTA = 1,271 mg Cu2+

Für meine Leuchtsteinfabrikation hatte ich eine alkoholische Kupfernitratlösung hergestellt, die 1 mg Kupferpro ml enthalten sollte (0,1%). Um den Gehalt zu überprüfen, wurden 10 ml der Lösung mit 50 ml Wasserverdünnt, mit Ammoniak versetzt, Murexid zugegeben und titriert. Der Verbrauch betrug 8,025 ml 0,02 MEDTA. Das entspricht 10,2 mg Kupfer und meine Lösung war somit 0,102 %ig.







Farbwechsel von Murexid bei der Titration von Kupfer

Vergleichslösungen zum Farbumschlag von Murexid mit (links) und ohne Kupfer (rechts)

2.5 Bestimmung von Kobalt:

Die Bestimmung von Kobalt ist der des Kupfers sehr ähnlich, der Umschlag ist aber schwerer zu erkennen.Die Lösung darf nicht zu viel freies Ammoniak enthalten. Konkret geht man folgendermaßen vor:

Die bis zu 50 mg Kobalt enthaltende Lösung wird auf 100 ml aufgefüllt und mit einer Spatelspitze (ca. 150 -200 mg) Ammoniumchlorid versetzt. Nach Zugabe von Murexid bildet sich eine orange-rötliche Farbe aus.Nun wird verdünntes Ammoniak (ca. 1,5 M bzw. 2,5 %) zugetropft, bis eine rein gelbe Färbung vorliegt (ca. 3Tropfen), und die Titration begonnen. Bald wird das Gelb wieder dunkler, und es werden unter gutem Rührenwiederholt 2-3 Tropfen Ammoniak zugefügt, wobei sich die Farbe jedes Mal wieder nach Gelb aufhellt. WennDie orangerote Farbe auf Ammoniakzusatz nicht mehr verschwindet ist der Endpunkt fast erreicht. Man gibtnochmals 3 Tropfen Ammoniak zu und titriert bis zum Erreichen einer violettroten Farbe (Vergleichslösung!)

1 ml 0,1 M EDTA = 5,893 mg Co




2+

1 ml 0,05 M EDTA = 2,947 mg Co2+

1 ml 0,02 M EDTA = 1,179 mg Co2+

In meinem Reagenzienschrank steht eine Kobaltnitratlösung 5 % für Lötrohranalysen. Bezieht sich derGehalt auf das kristallwasserhaltige, oder das wasserfreie Salz? Es wurden 1000 µl der Lösung nach deroben beschriebenen Methode mit 0,02 M EDTA titriert und ein Verbrauch von 13,8 ml gefunden. Das ergibt16,25 mg Kobalt, die 50,47 mg Co(NO3)2 entsprechen. Die Gehaltsangabe bezieht sich also auf daswasserfreie Salz.




Farbwechsel von Murexid bei der Titration von Kobalt. oben: neutrale Lösung (links) und nach Zugabe von 3Tropfen verdünntem Ammoniakunten: Rückbildung der orangegelben Farbe während der Titration (links) - hier muss erneut Ammoniakzugegeben werden bis die gelbe Farbe wiederkehrt. Schließlich schlägt der Indikator nach Violett um (rechts)

2.6 Bestimmung von Bismut:

Bismut kann in saurer Lösung auch neben anderen Kationen bestimmt werden. Die Konzentration soll nichtüber 60 mg/100 ml betragen. Als Indikator dient Xylenolorange, der ideale pH liegt bei etwa 2. Stark saureLösungen werden mit etwas Natriumacetat abgestumpft (pH-Papier!). Nachdem der Indikator zugefügtwurde, titriert man mit EDTA bis die Farbe von Violettrot nach Gelb umschlägt.

1 ml 0,1 M EDTA = 20,90 mg Bi3+

1 ml 0,05 M EDTA = 10,45 mg Bi




3+

1 ml 0,02 M EDTA = 4,18 mg Bi3+

Untersucht habe ich eine Probe basisches Bismutnitrat. Es wurden 100 mg abgewogen und in einerMischung aus 0,4 ml Salpetersäure und 1 ml Wasser unter Erwärmen gelöst. Die Lösung wurde auf 100 mlverdünnt und Xylenolorange zugegeben. Bis zum Farbumschlag – der sehr scharf erfolgte – wurden 17,1 ml0,02 M EDTA-Lösung verbraucht. Das entspricht 71,48 mg Bismut und einem Gehalt von 71,5%.




Farbwechsel von Xylenolorange bei der Titration von Bismut. Obwohl eine Zwischenfarbe auftritt, ist derUmschlag nach Gelb ziemlich scharf zu erkennen

2.7 Bestimmung von Eisen-III:

Auch Eisen wird in saurer Lösung bestimmt, und zwar als Fe3+. Zweiwertiges Eisen muss zuvor durchKochen mit Wasserstoffperoxid in die dreiwertige Form überführt werden. Es werden bis zu 100 mg/100 mltitriert, der pH wird durch Zusatz von wenig Natriumacetat auf 2-3 eingestellt (man darf nicht zu viel nehmen,da sich sonst ein störender, roter Eisen-II-acetatkomplex bildet). Wenn viel freie Säure vorliegt, wird diesezuvor mit Ammoniak teilweise neutralisiert. Als Indikator kann Sulfosalicylsäure verwendet werden, die mit Fe3+ eine tiefviolette Färbung ergibt. Auf 100 ml gibt man 2 Tropfen einer 20 %igen Lösung der Substanz zu. MitEDTA wird dann bis zur reinen Gelbfärbung – der EDTA-Eisen-Komplex hat eine zitronengelbe Farbe –titriert.

1 ml 0,1 M EDTA = 5,585 mg Fe3+

1 ml 0,05 M EDTA = 2,7925 mg Fe3+

1 ml 0,02 M EDTA = 1,117 mg Fe3+

Mittels Jodometrie hatte ich bereits eine alte Probe des DAB 6-Präparates Liquor Ferri sesquichloratiuntersucht, das 9,8 – 10,3 % Eisen enthalten soll. Nachdem der Gehalt deutlich zu hoch gewesen war, hatteich die Lösung entsprechend verdünnt. Hat sie jetzt die geforderte Stärke? Es wurden 1000 µl mit 120 mlAqua dest verdünnt und eine Spatelspitze Natriumacetat zugegeben, worauf eine dunkelgelbe Farbeentstand, die nach Zugabe von Sulfosalicylsäure fast schwarzviolett wurde. Bei der Titration mit 0,1 M EDTAhellte sich die Farbe gegen Ende immer mehr auf und ging über Braun und Orange schließlich in rein Gelbüber. Der Verbrauch von 18,45 ml entspricht 103,04 mg Eisen und somit einem Gehalt von 10,3%.




Vorbereitung der Titration von Eisen-III. die Analysenlösung (links) ist blassgelb gefärbt und nimmt nachZugabe von Natriumacetat (rechts) eine dunklere Farbe an







Farbwechsel bei der Titration von Eisen mit Sulfosalicylsäure als Indikator

Entsorgung:

Die schwermetallhaltigen Analysenlösungen werden mit den anorganischen Abfällen entsorgt.Überschüssige EDTA-Lösung kann ins Abwasser gegeben werden.

Erklärungen:

Unter Komplexen versteht man in der Chemie Moleküle, in denen ein zentrales Metallatom von einem odermehreren Molekülen oder Ionen umgeben ist, die Liganden genannt werden. Dabei wirken die an das Metallkoordinierten Liganden als Lewis-Basen, die ein freies Elektronenpaar zur Verfügung stellen, über welchessie mit unbesetzten Valenzorbitalen des Metallions in Wechselwirkung treten. Komplexbildung ist bei denIonen der meisten schweren und vor allem der Übergangsmetalle, die Regel. So liegen Eisen-III-ionen inwässriger Lösung als Hexaaquokomplexe [Fe(H2O)6]

3+ vor. Die Anzahl der an ein Metallatom koordiniertenLiganden heißt Koordinationszahl. Sie beträgt häufig 6 (Eisen, Kobalt, Nickel, Platin-IV, Chrom-III) oder 4(Kupfer, Gold-III, Blei, Quecksilber, Zink).

Die Stabilität eines Komplexes, das heißt inwieweit das Gleichgewicht der Reaktion

Me + n X <---> [MeXn]

auf der rechten Seite zu liegen kommt, kann nach dem Massenwirkungsgesetz durch die Konstante

[tex]frac{[MeX^n]}{[Me] [X]^n}= K[/tex]

dargestellt werden. Je größer K, desto weniger dissoziiert - und somit stabiler - ist der Komplex. Nun gibt eseinzähnige und mehrzähnige Liganden. Bei den letzteren handelt es sich um Moleküle, die an mehr als nureine Koordinationsstelle des Metallatoms binden. Komplexe mit mehrzähnigen Liganden sind in der Regelviel stabiler also solche mit einzähnigen. Diese Tatsache bildet die Grundlage der Komplexometrie.Die als Komplexbildner eingesetzte




Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA), hat folgende Struktur:

Das Molekül besitzt vier COOH-Gruppen und kann somit einfach bis vierfach negativ geladene Anionenbilden. In Reaktionsgleichungen wird EDTA oft mit "Y" bezeichnet, di-Natriumethylendiamintetraacetat wäresomit Na2H2Y und das EDTA-Anion würde man als Y4- formulieren. Nach der neueren Nomenklatur wird dasAnion, wenn es als Ligand in einem Komplex vorliegt, in runden Klammern klein geschrieben, also mit"(edta)" bezeichnet, wärend EDTA die freie Säure bzw. ihre Anionen darstellt. EDTA ist ein sechszähnigerLigand: sowohl über die vier COO--Gruppen, als auch über die freien Elektronenpaare der Stickstoffatome,kann das Molekül an ein Metallion binden. Dabei umschließt es das Zentralatom wie eine Kralle oder einedreidimensionale Klammer wobei eine oktaedrische Struktur entsteht, die aus fünf Fünferringen besteht:

[size=9](Bild aus Wikipedia)[/size]

Nach dem griechischen Wort chelé, das Kralle oder Krebsschere bedeutet, werden diese Komplexe Chelateund Moleküle wie EDTA Chelatbildner genannt. Chelatbildner „krallen“ sich sozusagen die Metallionen, unddie entstehenden Komplexe sind im Allgemeinen sehr viel stabiler, als die die Komplexe des betreffendenMetalls mit einzähnigen Liganden, die durch den Chelatbildner vollständig verdrängt werden.

[size=9




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Poethke, Walter: Praktikum der Maßanalyse; 2. Auflage 1980, Verlag Harri Deutsch, Thun undFrankfurt/Main; ISBN 3-87144-535-5Waselowsky, Kurt: mit Meßkolben und Bürette – kleines Praktikum der Maßanalyse; Kosmos – Franck’scheVerlagshandlung Stuttgart 1987; ISBN 3-440-05719-4Deutsches Arzneibuch, 6. Ausgabe 1926, Nachdruck 1951Europäisches Arzneibuch, 7. Ausgabe 2011



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