Die Bestimmung von Schwefels?ure neben anorganischen und organischen S?uren durch potentiometrische Titration in Methanol

Zusammenfassung Es wurde gefunden, daß sich Schwefelsäure sehr einfach neben anderen anorganischen und organischen Säuren in Methanol mit Cyclohexylamin als Titrant potentiometrisch titrieren läßt.Sulfathaltige Salzmischungen können in methanolisch-wäßriger Lösung mit Hilfe eines Kationenaustauschers in die entsprechenden Säuren übergeführt und anschließend mit Cyclohexylamin potentiometrisch titriert werden.Sulfate von anorganischen und organischen Basen lassen sich — soweit in Methanol löslich — mit starken Säuren direkt potentiometrisch titrieren.     

Das Verhalten der drei Chloressigsäuren in Lösung

Zusammenfassung Im Anschluß an eine vom Verfasser ausgearbeitete mikroanalytische Bestimmung der drei Chloressigsäuren wurde getrachtet, mit Hilfe von Verteilungsversuchen Aufschlüsse über den Lösungszustand der Chloressigsäuren in bestimmten organischen Solventien zu gewinnen. Diese Solventien dienen als Testflüssigkeiten bei der Mikrobestimmung auf demKofler-Heiztisch.Prim. n-Butanol und m-Kresol befolgen recht gut eine vonMoelwyn-Hughes u.a. aufgestellte, vom Verfasser modifizierte Gleichung, in der das Verhältnis der Aktivitäten der Chloressigsäuren in Wasser und im organischen Solvens als Funktion der Aktivität der wässerigen Chloressigsäurelösungen auftritt (Gl. 11). Beim Phenolum liquefactum besteht eine derartige Gesetzmäßigkeit, wohl infolge der wechselnden Zusammensetzung der organischen Phase, nicht. Es zeigt sich, daß von allen drei Säuren die Trichloressigsäure in der organischen Phase am stärksten assoziiert ist. Dies steht im Einklang mit der relativ größten Empfindlichkeit der Trichloressigsäure bei der Mikrobestimmung.Mit Hilfe der Mikromethode vonFischer ¹ konnte erstmals die Verteilung der Chloressigsäuren im Phenol und im m-Kresol studiert werden. Unter der vereinfachenden Annahme, daß alle Moleküle in der organischen Phase dimerisiert sind, lassen sich für diese beiden organischen Solventien Verteilungskurven zeichnen.Mit 5 Abbildungen     

Beitr?ge zur Bestimmung der gebundenen und freien Kohlens?ure

Zusammenlassung Die Störungen, die sich bei der Titration von 0,01 n Säuren oder Laugen in Gegenwart von Phenolphthalein als Indicator durch den CO₂-Gehalt der Luft ergeben, können nach den Versuchen der Verfasser ausgeschaltet werden, wenn man die Flüssigkeitsoberfläche mit (Propan und Butan enthaltendem) Pentan bedeckt. Es wird ferner festgestellt, daß die Ursache der Entfärbung des Phenolphthaleins bzw. das Verblassen der Farbe in alkalischen Lösungen auch im Falle verdünnter Laugen in der teilweisen Spaltung der lactonartigen Bindung im Phenolphthalein zu suchen ist. Es empfiehlt sich daher, vor dem Endpunkt der Titration erneut einige Tropfen Phenolphthaleinlösung zuzusetzen. Bei Verwendung von Ba(OH)₂-Lösung als Fällungsreagens lassen sich auch kleine Carbonatgehalte in Alkalilaugen genau bestimmen.     

Acid-base titrations using fluorescent indicators and fiber optical light guides

Summary A report is given on acid-base titrations with fluorescent indicators whose colour changes are followed with the help of fibre optical light guides. Acids as well as bases can be titrated using the almost ideal pH-indicator, 1-hydroxypyren-3, 6,8-trisulphonate. The method offers some principal advantages over electrochemical ones: (a) No reference signals are required; (b) there are no interferences by electrochemical potentials; (c) relatively inexpensive components may be used; (d) solutions harmful to glass electrodes may be titrated as well. The sensitivity of the method towards daylight is a disadvantage, so that titrations have to be performed in diffuse light or, even better, in the dark.

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Säure-Basen-Titrationen mit Hilfe fluorescierender Indicatoren und faseroptischer Lichtleiter

Zusammenfassung Es wird über die Möglichkeit von SäureBasen-Titrationen mit Hilfe eines Fluorescenzindicators unter Verwendung faseroptischer Lichtleiter berichtet. Säuren und Basen lassen sich, auch in Gegenwart farbiger oder fluorescierender Störstoffe, mit Hilfe des als ideal angesehenen pH-Indicators 1-Hydroxypyren-3,6,8-trisulfonat titrieren. Das Verfahren bietet gegenüber elektrochemischen Verfahren einige prinzipielle Vorteile: (a) Es werden keine Referenzmessungen benötigt; (b) es können keine Störungen durch elektrische Potentiale auftreten; (c) die Titrationen werden mit Hilfe kostengünstiger Elemente durchgeführt; (d) es können auch Lösungen titriert werden, die Glaselektroden angreifen würden. Nachteilig ist die Empfindlichkeit gegenüber dem Umgebungslicht, so daß entweder bei diffusem Licht oder überhaupt im Dunkeln gearbeitet werden muß.

     

Über das System N2O5-HNO3

Zusammenfassung Es wurde gezeigt, daß sich durch Auflösen von kristallisiertem N₂O₃ in 100% iger Salpetersäure höchstkonzentrierte Säuren herstellen lassen, die kaum durch N₂O₄ verunreinigt sind. Die Löslichkeit hat bei 90% Gesamt-N₂O₅ — nahezu entsprechend einem Verhältnis von N₂O₅.4HNO₃ (89·96% Gesamt-N₂O₅) — ihre Grenze erreicht. Von diesen Säuren wurden neben der chemischen Zusammensetzung bestimmt: spezifisches Gewicht, elektrische Leitfähigkeit, Dampfdruck, Siedepunkt, Gefrierpunkt, Lösungswärme, spezifische Wärme und Verhalten gegen Schmiedeeisen, Gußeisen und V2A-Stahl.Das spezifische Gewicht von N₂O₅ wurde bei 0° mit 2·05 festgestellt.     

Bestimmung des tats?chlichen S?urechloridgehalts von Benzoylchlorid und Palmitoylchlorid

Zusammenfassung Zur Bestimmung des Säurechloridgehalts von Benzoyl- und Palmitoylchlorid wird ein Verfahren beschrieben, bei dem die zu untersuchende Probe in Gegenwart von eisessigsaurer Quecksilber(II)-acetatlösung mit einer Lösung von Morpholin in Tetrachlorkohlenstoff umgesetzt wird. Das Säurechlorid reagiert mit dem Morpholin unter Säureamidbildung. Der Überschuß der Morpholinbase wird mit HClO₄ in Gegenwart von Tropäolin 00 als Indicator zurücktitriert. Parallel wird eine Blindprobe durchgeführt. Säurechloride mit kürzeren Kohlenstoffketten lassen sich mit dieser Methode nicht bestimmen.     

Ein Iterationsverfahren zur Berechnung der Dissoziationskonstanten vom Ampholyten oder zweibasischen Säuren

Zusammenfassung Durch Messung des pH-Wertes bei Zugabe von HCl bzw. NaOH zu Ampholyten des Typs NH₂–X–COOH oder zu primären Salzen zweibasischer Säuren können beide Dissoziationskonstanten dieser Verbindungen bestimmt werden. Durch cin Iterationsverfahren lassen sich beide Konstanten genau berechnen, auch wenn sie sich nur wenig voneinander unterscheiden. Das Verfahren wird auf o- und p-Aminobenzoesäure in wäßriger Lösung (10 und 25° C) angewendet.

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By measuring the pH, when HCl resp. NaOH are added to ampholytes of the type NH₂–X–COOH or to primary salts of dibasic acids, both dissociation constants can be determined. An iterative method permits to calculate both constants exactly, even if they differ only by a small amount. This method is applied to o- and p-aminobenzoic acid in aqueous solution (10 and 25° C).

     

Über die Elektrolyse der Lösungen einiger fettsaurer Salze in den entsprechenden wasserfreien Säuren

Zusammenfassung Die elektrolytische Zersetzung von Alkaliacetaten, gelöst in wasserfreier Essigsäure, von Alkalipropionaten in wasserfreier Propionsäure und von Natriumformiat in Ameisensäure wurde untersucht und der Einfluß der Konzentration der Lösungen, der Temperatur und der Stromdichte auf die Zusammensetzung der entwickelten Gase festgestellt.Die bei der Elektrolyse der Lösungen in den Säuren entstehenden Produkte sind qualitativ dieselben wie bei der Zersetzung angesäuerter wässeriger Lösungen der gleichen fettsauren Alkalien, ihr Mengenverhältnis ist jedoch vielfach anders. Eine Ausnahme macht das bei der Formiätelektrolyse gebildete Kohlenoxydgas, das bei wässerigen Lösungen bisher anscheinend noch nicht nachgewiesen wurde, und möglicherweise das aus Propionat entstehende Butylen, falls dessen Bildung sich bestätigt, für welches dasselbe gilt.Temperaturerhöhung, Konzentrationssteigerung und Vermehrung der Stromdichte wirken bei Lösungen in den Säuren im großen und ganzen im gleichen Sinne wie bei wässerigen. Nur die Größe ihres Einflusses ist in beiden Fällen verschieden, und zwar bei den Säurelösungen durchwegs gering.Diese Gleichartigkeit des Verlaufes legt den Schluß nahe, daß in beiden Fällen die Hauptreaktionen dieselben sind. Da aber bei den Lösungen in den Säuren Wasser ausgeschlossen ist, wird man für die Formulierung der mutmaßlichen Vorgänge alle Reaktionen außer Betracht lassen müssen, die mit der Teilnahme des Wassers rechnen, und zwar nach Möglichkeit auch bei den wässerigen Lösungen.In allen Fällen ließen sich im Anschluß an Formeln von Hamonet die Vorgänge als verschiedenartig verlaufende Wechselwirkungen zwischen zwei (oder mehr) entladenen Säureanionen darstellen.     

Über die Geschwindigkeit der Zersetzung des Ozons in wässeriger Lösung

Zusammenfassung Es wurde eine Methode angegeben, um eine relativ starke Lösung von Ozon in verdünnten Säuren herzustellen.Die Bedingungen, unter denen sich der Ozongehalt jodometrisch bestimmen läßt, wurden geprüft.Es wurde festgestellt, daß sich bei der Zersetzung des gelösten Ozons kein anderes Endprodukt bildet als Sauerstoff.Bei den Versuchen in saurer Lösung zeigte sich, daß die Zersetzungsgeschwindigkeit unter anscheinend gleichen Bedingungen sehr variabel war; doch waren die Bemühungen, diese Unregelmäßigkeiten auf die Anwesenheit eines Katalysators zurückzuführen, ergebnislos.In alkalischer Lösung waren derartige Unregelmäßigkeiten nicht deutlich bemerkbar.Die Zersetzung des Ozons geht in einigermaßen stark sauren Lösungen langsam vor sich, ihre Geschwindigkeit nimmt mit abnehmender Konzentration des Wasserstoffions zu, aber nicht proportional derselben, sondern langsamer.In den stärksten der untersuchten sauren Lösungen (0·01 normal) verläuft die Reaktion annähernd nach der zweiten Ordnung, in den schwächer sauren und den alkalischen liegt ihre Ordnung zwischen der ersten und zweiten.Macht man die Annahme, daß sich zwei Reaktionen superponieren, von denen die eine mono-, die andere bimolekular ist, so gelangt man zu der Differentialgleichungdx/dt=A(a–x)²+B(a– x), durch welche sich die Versuche gut darstellen lassen.In den sauren Lösungen überwiegt das erste Glied; der Verlauf der Reaktion ist daher annähernd bimolekular, in den schwächer sauren und alkalischen Lösungen kommt die monomolekulare Reaktion mehr zur Geltung.