Analyse

Analyse Daniel Soñé Photography Public Domain In der Hydroponik und Aquaponik umfasst die Analyse verschiedene Aspekte, um die Gesundheit der Pflanzen, die Wasserqualität und das allgemeine Systemmanagement zu überwachen. Hier sind einige wichtige Aspekte der Analyse in beiden Systemen:

1. Wasserqualität

Die Überwachung der Wasserqualität ist entscheidend, um sicherzustellen, dass die Nährstoffe in den richtigen Konzentrationen vorhanden sind und dass keine schädlichen Substanzen wie Schwermetalle oder Pestizidrückstände vorhanden sind.

2. Nährstoffgehalt

Die Analyse des Nährstoffgehalts im Wasser ist wichtig, um sicherzustellen, dass die Pflanzen alle benötigten Nährstoffe erhalten. Dies kann durch regelmäßige Tests auf pH-Wert, Elektrische Leitfähigkeit (EC) und die Konzentration von Makro- und Mikronährstoffen erfolgen.

3. Pflanzengesundheit

Die Überwachung der Pflanzengesundheit umfasst die Beobachtung von Anzeichen für Nährstoffmängel, Krankheiten oder Schädlingsbefall. Visuelle Inspektionen der Pflanzen sowie die Überwachung von Wachstumsraten und Erträgen können wichtige Hinweise auf Probleme geben.

4. Systemleistung

Die Analyse der Systemleistung beinhaltet die Überwachung von Parametern wie Wasserstand, Pumpenfunktion, Belüftung und Temperatur. Abweichungen von den optimalen Bedingungen können auf Probleme im System hinweisen, die behoben werden müssen.

5. Ökologische Auswirkungen

In der Aquaponik ist es wichtig, die Auswirkungen des Systems auf die umgebende Umwelt zu analysieren, einschließlich des Wasserverbrauchs, der Abfallproduktion und des Energieverbrauchs.

Bild: Pipetting equipment inside the NCATS biology lab. Credit: Daniel Soñé Photography

KAT ID: 28

Quantitative Analyse von Kalium

Kalium kommt in Nährstofflösungen als freies Kalium-Ion (K⁺) vor. Hohe Konzentrationen beeinträchtigen die Funktion Fe, Mn und Zn. Zinkmängel sind häufig am offensichtlichsten. In der Literatur finden sich Empfehlungen die zwischen 100 ppm ( 2.5575 mmol/L) und 400 ppm (10.2302 mmol/L) liegen. Somit ist die Titration zur Konzentrationskontrolle sinnvoll.

Zur Bestimmung von Kalium gibt es verschiedene Methoden:

Flammenphotometrie: Messung der Emission von K⁺-Ionen.
Ionenselektive Elektroden: Direktmessung der Kaliumkonzentration.
Gravimetrische Fällung: Fällung als Kaliumtetraphenylborat (K[B(C₆H₅)₄]).
Titration mit Natriumtetraphenylborat (Na[B(C₆H₅)₄]): Präzise Bestimmung von K⁺.

Detaillierte Titration von Kalium mit Natriumtetraphenylborat

1. Prinzip der Methode

Kalium-Ionen (K⁺) reagieren mit Natriumtetraphenylborat (Na[B(C₆H₅)₄]) zu schwer löslichem Kaliumtetraphenylborat:

K ⁺ + Na [B(C₆H₅)₄] \to K [B(C₆H₅)₄] ↓ + Na ⁺

Der Endpunkt der Titration wird durch Trübungsmessung (Nephelometrie) oder visuell erkannt.

2. Chemikalien

0,01 mol/L Natriumtetraphenylborat-Lösung (Na[B(C₆H₅)₄])
Pufferlösung (pH = 7)
Indikator: Toluol-Extrakt (bei Trübungsbestimmung optional)

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (100 mL)
Pipette (10 mL)
Trübungsmessgerät (optional)

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 100-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL Pufferlösung hinzufügen.
Mit 0,01 mol/L Na[B(C₆H₅)₄] titrieren, bis eine anhaltende Trübung erkennbar ist.

5. Berechnung der Kalium-Konzentration

Die Konzentration von K⁺ berechnet sich nach der Formel:

c (K ⁺) = \frac{V Na[B(C₆H₅)₄] \cdot c Na[B(C₆H₅)₄]}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

Natriumtetraphenylborat-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 12,5 mL (0,0125 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c (K ⁺) = \frac{0.0125 \cdot 0.01}{0.050} = 0.0025 mol/L = 2.5 mmol/L

Fazit

Die Titration mit Natriumtetraphenylborat ist eine präzise Methode zur Bestimmung von Kalium in Nährstofflösungen.

ID: 610

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Kontext: Das Dünger-Kalkulationsprogramm und seine Ergebnisse in Hinsicht auf den berechneten pH-Wert.

Was das Programm nicht macht:

Kein dynamisches chemisches Gleichgewicht (kein pKa-Modell)
Keine exakte Aktivitätsrechnung
Keine EC-/Pufferungseinflüsse

Das Programm berechnet derzeit den pH rein aus der Nettoladung der Ionenbilanz, insbesondere aus OH⁻-Überschüssen, aber:

Eine echte Nährlösung wie z.B. die Steiner-Lösung hat eine komplexe Pufferwirkung und ist nicht allein über das Kationen/Anionen-Saldo berechenbar.

Das Modell rechnet:

Ladungssaldo = Kationenladung – Anionenladung
→ wenn > 0 → interpretiert als OH⁻-Konzentration → basisch
pOH = –log₁₀([OH⁻]), pH = 14 – pOH

ABER:
Nur weil die Nettoladung positiv ist, heißt das nicht, dass OH⁻ vorliegt.

Beispiel:

Ca²⁺, Mg²⁺, K⁺ → keine basischen Ionen
NO₃⁻, PO₄³⁻ → keine „starken“ Säuren
KH₂PO₄ wirkt puffernd sauer
Chelate wie Fe-EDTA wirken leicht sauer

"Wir" vermuten OH⁻, obwohl es keins gibt.

Keine Säure-Basen-Reaktion in diesem Modell

Es modelliert keine dieser realen Effekte:

Protonenabgabe / -aufnahme (H⁺, OH⁻)
Dissoziationskonstanten (pKa) von:
- H₂PO₄⁻ ↔ HPO₄²⁻ + H⁺
- BOH₃ (Borsäure)
- EDTA-Komplexen
Puffersysteme (z. B. Phosphatpuffer)
ID: 699
Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Kobalt

Kobalt kommt in Nährstofflösungen hauptsächlich als Kobalt(II)-Ion (Co²⁺) vor. Erforderlich bei Rhizobien, wichtig für die Knötchenbildung von Hülsenfrüchten. Nicht essentieller Mikronährstoff. Wobei hier die Obergrenze bei 0,1 ppm (0.0017 mmol/L) liegt. Das ist mit Titration in der Nährstofflösung nicht mehr zu bestimmen.

Zur Bestimmung von Kobalt gibt es verschiedene Methoden:

Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Bestimmung von Kobalt.
Spektralphotometrie mit Nitroso-R-Salz: Bildung eines farbigen Kobalt-Komplexes.
Komplexometrische Titration mit EDTA: Bildung eines stabilen Kobalt-EDTA-Komplexes.

Detaillierte Titration von Kobalt mit EDTA

1. Prinzip der Methode

Kobalt-Ionen (Co²⁺) reagieren mit Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA, C₁₀H₁₆N₂O₈) zu einem stabilen Komplex:

Co ²⁺ + EDTA ⁴⁻ \to [Co(EDTA)] ²⁻

Der Endpunkt der Titration wird mit Eriochromschwarz-T (ErioT) als Indikator erkannt. Die Farbänderung erfolgt von **rosa nach blau**.

2. Chemikalien

0,01 mol/L EDTA-Lösung (C₁₀H₁₆N₂O₈)
Pufferlösung (pH 10, NH₃/NH₄⁺-Puffer)
Eriochromschwarz-T (Indikator)

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (250 mL)
Pipette (10 mL)
Magnetrührer

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 250-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL Pufferlösung (pH 10) hinzufügen.
2-3 Tropfen Eriochromschwarz-T Indikator zugeben.
Mit 0,01 mol/L EDTA titrieren, bis der Farbumschlag von rosa nach blau erfolgt.

5. Berechnung der Kobalt-Konzentration

Die Konzentration von Co berechnet sich nach der Formel:

c (Co) = \frac{V EDTA \cdot c EDTA \cdot \frac{1}{1}}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

EDTA-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 9,2 mL (0,0092 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c (Co) = \frac{0.0092 \cdot 0.01 \cdot 1}{1 \cdot 0.050} = 0.00184 mol/L = 1.84 mmol/L

Fazit

Die komplexometrische Titration mit EDTA ist eine präzise Methode zur quantitativen Bestimmung von Kobalt in Nährstofflösungs-Konzentraten aber nicht in der Nährstofflösung selbst.

ID: 645

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Kupfer

Die Empfindlichkeit der Pflanzen gegenüber Kupfer ist sehr unterschiedlich.0,1 ppm können für einige Pflanzen toxisch sein, während eine Konzentration von bis zu 0,5 ppm für viele Pflanzen oft als ideal angesehen wird. Somit ist eine Titration bei der 1 ppm (0.0157 mmol/L) bereits die Obergrenze ist, nicht geeignet.

Kupfer kann in Nährstofflösungen in verschiedenen Formen vorkommen, z. B. als:

Freies Kupfer-Ion (Cu²⁺) – direkt verfügbar für Pflanzen.
Komplexiertes Kupfer – gebunden an Chelate wie EDTA.

Zur Bestimmung von Kupfer gibt es mehrere Methoden:

Spektralphotometrie: Farbentwicklung mit Neocuproin oder Bicinchoninsäure.
Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Methode für Spurenanalyse.
Komplexometrische Titration mit EDTA: Geeignet für direkte Cu²⁺-Bestimmung.

Detaillierte Titration von Kupfer mit EDTA

1. Prinzip der Methode

Bei der Titration wird Kupfer (Cu²⁺) mit Ethylen-Diamin-Tetraacetat (EDTA) in einem basischen Medium komplexiert:

{Cu}_{2+} + EDTA ⁴⁻ \to [{Cu}_{EDTA}] ²⁻

Die Reaktion wird mit pH = 10 durchgeführt, um andere Metalle (z. B. Ca²⁺) auszuschließen.

2. Chemikalien

EDTA-Lösung (0,05 mol/L)
Ammoniak-Pufferlösung (pH = 10)
Indikator: Murexid (Farbumschlag von Gelb → Violett)

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (100 mL)
Pipette (10 mL)
pH-Messgerät

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 100-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL Ammoniak-Pufferlösung hinzufügen.
3-5 Tropfen Murexid-Indikator zugeben (Lösung färbt sich gelb).
Mit 0,05 mol/L EDTA titrieren, bis der Farbumschlag zu Violett erfolgt.

5. Berechnung der Kupfer-Konzentration

Die Konzentration von Cu²⁺ berechnet sich nach der Formel:

c ({Cu}_{2+}) = \frac{V EDTA \cdot c EDTA}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

EDTA-Konzentration: 0,05 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 9,4 mL (0,0094 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c ({Cu}_{2+}) = \frac{0.0094 \cdot 0.05}{0.050} = 0.0094 mol/L = 9.4 mmol/L

Fazit

Die komplexometrische Titration mit EDTA ist eine zuverlässige Methode zur quantitativen Bestimmung von Kupfer in Nährstofflösungs-Konzentraten aber nicht in Nährstofflösungen selbst.

ID: 616

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Lithium

Lithium kommt in Nährstofflösungen hauptsächlich als Lithium-Ion (Li⁺) vor. Li +kann den Chlorophyllgehalt einiger Pflanzen (z. B. Kartoffel- und Pfefferpflanzen )erhöhen. Nicht essentieller Mikronährstoff. Lithium gilt als nicht Essentiell. Obergrenzen finden sich in der Literatur selten. Da es sich hierbei nur um Spurenelemente handelt (< 0,1 ppm) ist eine Titration nicht genau genug.

Zur Bestimmung von Lithium gibt es verschiedene Methoden:

Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Methode zur Bestimmung von Lithium.
Flammenphotometrie: Eine einfache und empfindliche Methode zur Messung von Lithium.
Komplexometrische Titration mit EDTA: Eine weniger verbreitete Methode, aber möglich mit ausgewählten Indikatoren.

Detaillierte Fällungstitration von Lithium mit Ammoniumtetraphenylborat

1. Prinzip der Methode

Lithium-Ionen (Li⁺) reagieren mit Ammoniumtetraphenylborat (NH₄BPh₄) und bilden einen schwer löslichen Niederschlag:

Li⁺ + NH₄BPh₄ \to LiBPh₄ ↓ + NH₄⁺

Der Endpunkt der Titration wird durch eine Trübung oder gravimetrisch festgestellt.

2. Chemikalien

0,01 mol/L Ammoniumtetraphenylborat-Lösung (NH₄BPh₄)
Ethanol-Wasser-Gemisch als Lösungsmittel
Phenolphthalein als Trübungsindikator

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (250 mL)
Pipette (10 mL)
Magnetrührer

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 250-mL-Erlenmeyerkolben geben.
20 mL Ethanol-Wasser-Gemisch hinzufügen.
Mit 0,01 mol/L Ammoniumtetraphenylborat-Lösung titrieren, bis eine bleibende Trübung sichtbar wird.

5. Berechnung der Lithium-Konzentration

Die Konzentration von Lithium berechnet sich nach der Formel:

c (Li) = \frac{V NH₄BPh₄ \cdot c NH₄BPh₄}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

Ammoniumtetraphenylborat-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 7,5 mL (0,0075 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c (Li) = \frac{0.0075 \cdot 0.01}{0.050} = 0.0015 mol/L = 1.5 mmol/L

Fazit

Die Fällungstitration mit Ammoniumtetraphenylborat ist eine zuverlässige Methode zur quantitativen Bestimmung von Lithium in Nährstofflösungs-Konzentraten aber nicht in der Nährstofflösung selbst.

ID: 648

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Magnesium

Magnesium kommt in Nährstofflösungen als freies Magnesium-Ion (Mg²⁺) vor. Mg sollte die Ca²⁺-Konzentration aufgrund der kompetitiven Aufnahme nicht überschreiten. Empfehlungen reichen von 50 ppm (2.0568 mmol/L) bis 100 ppm (4.1135 mmol/L). Somit ist die Titration ausreichend genau.

Zur Bestimmung von Magnesium gibt es verschiedene Methoden:

Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Bestimmung von Mg²⁺.
Komplexometrische Titration mit EDTA: Präzise Bestimmung durch Bildung stabiler Chelatkomplexe.
Flammenphotometrie: Messung der Emission von Mg²⁺-Ionen.

Detaillierte Titration von Magnesium mit EDTA

1. Prinzip der Methode

Magnesium-Ionen (Mg²⁺) bilden mit Ethylen-Diamin-Tetraacetat (EDTA) einen stabilen Komplex:

{Mg}_{2+} + EDTA ⁴⁻ \to [{Mg}_{EDTA}] ²⁻

Die Titration erfolgt im pH-Bereich von 10 mit Ammoniak-Puffer. Als Indikator dient Eriochromschwarz T, das beim Endpunkt von Rot nach Blau umschlägt.

2. Chemikalien

0,01 mol/L EDTA-Lösung
Ammoniak-Pufferlösung (pH = 10)
Eriochromschwarz T als Indikator

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (100 mL)
Pipette (10 mL)
pH-Messgerät

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 100-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL Ammoniak-Pufferlösung hinzufügen.
3-5 Tropfen Eriochromschwarz T zugeben (Lösung färbt sich rot).
Mit 0,01 mol/L EDTA titrieren, bis der Farbumschlag von Rot nach Blau erfolgt.

5. Berechnung der Magnesium-Konzentration

Die Konzentration von Mg²⁺ berechnet sich nach der Formel:

c ({Mg}_{2+}) = \frac{V EDTA \cdot c EDTA}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

EDTA-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 8,3 mL (0,0083 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c ({Mg}_{2+}) = \frac{0.0083 \cdot 0.01}{0.050} = 0.00166 mol/L = 1.66 mmol/L

Fazit

Die EDTA-Titration ist eine zuverlässige Methode zur quantitativen Bestimmung von Magnesium in Nährstofflösungen.

ID: 617

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Mangan

Mangan kommt in Nährstofflösungen als Mn²⁺-Ion vor. Empfehlungen liegen zwischen 0,5 ppm (0.0091 mmol/L) und 1 ppm (0.0182 mmol/L). Somit ist eine Konzentrationsbestimmung durch Titration nicht möglich.

Zur Bestimmung von Mangan gibt es verschiedene Methoden:

Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Bestimmung von Mn²⁺.
Oxidimetrische Titration mit KMnO₄: Direktbestimmung durch Redoxreaktion.
Komplexometrische Titration mit EDTA: Präzise Bestimmung durch Chelatbildung.
Spektralphotometrie: Farbkomplexbildung mit geeigneten Reagenzien.

Detaillierte Titration von Mangan mit Kaliumpermanganat (KMnO₄)

1. Prinzip der Methode

Mangan-Ionen (Mn²⁺) werden durch Kaliumpermanganat (KMnO₄) oxidiert. In saurer Lösung reagiert Mn²⁺ mit KMnO₄ nach der Gleichung:

5 {Fe}_{2+} + MnO 4 ⁻ + 8 H_{⁺} \to 5 {Fe}_{3+} + Mn ²⁺ + 4 H_{2} O

Der Endpunkt der Titration wird durch die schwache rosa Färbung des nicht umgesetzten Permanganats erkannt.

2. Chemikalien

0,01 mol/L Kaliumpermanganat-Lösung (KMnO₄)
Schwefelsäure (H₂SO₄), 1 mol/L
Destilliertes Wasser

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (250 mL)
Pipette (10 mL)
Magnetrührer

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 250-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL 1 mol/L Schwefelsäure hinzufügen.
Mit 0,01 mol/L KMnO₄ titrieren, bis eine schwach rosa Färbung bestehen bleibt.

5. Berechnung der Mangan-Konzentration

Die Konzentration von Mn²⁺ berechnet sich nach der Formel:

c ({Mn}_{2+}) = \frac{V KMnO₄ \cdot c KMnO₄ \cdot \frac{5}{1}}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

Kaliumpermanganat-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 7,2 mL (0,0072 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c ({Mn}_{2+}) = \frac{0.0072 \cdot 0.01 \cdot 5}{0.050} = 0.0072 mol/L = 7.2 mmol/L

Fazit

Die Redoxtitration mit KMnO₄ ist eine präzise Methode zur quantitativen Bestimmung von Mangan in Nährstofflösungs-Konzentraten aber nicht in der Nährstofflösung selbst.

ID: 618

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Molybdän

Molybdän kommt in Nährstofflösungen hauptsächlich als Molybdat-Ion (MoO₄²⁻) vor. Ein Bestandteil des Enzyms Nitratreduktase, der von Rhizobien zur Stickstofffixierung benötigt wird. Empfehlungen liegen zwischen 0,001 ppm (1.0963e-8 mol/L) und 0,05 ppm (0.0005 mmol/L). Somit ist die Bestimmung durch Titration nicht genau genug.

Zur Bestimmung von Molybdän gibt es verschiedene Methoden:

Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Bestimmung von Mo.
Spektralphotometrie mit Thiocyanat: Bildung eines roten Mo-Thiocyanat-Komplexes.
Redoxtitration mit Eisen(II)-sulfat: Reduktion von Molybdän(VI) zu Molybdän(III).

Detaillierte Titration von Molybdän mit Eisen(II)-sulfat

1. Prinzip der Methode

Molybdat-Ionen (MoO₄²⁻) werden in saurer Lösung mit Eisen(II)-sulfat (Fe²⁺) reduziert:

2 MoO 4^{2-} + 8 H ⁺ + 6 Fe ²⁺ \to 2 Mo ³⁺ + 3 Fe ³⁺ + 4 H 2 O

Der Endpunkt der Titration wird durch die Farbänderung von blau nach farblos erkannt.

2. Chemikalien

0,01 mol/L Eisen(II)-sulfat-Lösung (FeSO₄)
1 mol/L Schwefelsäure (H₂SO₄)
Destilliertes Wasser

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (250 mL)
Pipette (10 mL)
Magnetrührer

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 250-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL 1 mol/L Schwefelsäure hinzufügen.
Mit 0,01 mol/L FeSO₄ titrieren, bis die blaue Färbung verschwindet.

5. Berechnung der Molybdän-Konzentration

Die Konzentration von Mo berechnet sich nach der Formel:

c (Mo) = \frac{V FeSO₄ \cdot c FeSO₄ \cdot \frac{2}{6}}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

Eisen(II)-sulfat-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 6,8 mL (0,0068 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c (Mo) = \frac{0.0068 \cdot 0.01 \cdot 2}{6 \cdot 0.050} = 0.00453 mol/L = 4.53 mmol/L

Fazit

Die Redoxtitration mit Eisen(II)-Sulfat ist eine sehr zuverlässige Methode zur quantitativen Bestimmung von Molybdän in Nährstofflösungs-Konzentraten aber nicht in der Nährstofflösung selbst.

ID: 619

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Anwendbarkeit der Titration zur Analyse von Nährstoffzusätzen in Hydroponiklösungen

Anwendbarkeit der Titration zur Analyse von Nährstoffzusätzen in Hydroponiklösungen

So "einfach" und günstig die Titration auch ist, bei der Analyse von Nährstofflösungen stößt sie bei einigen Substanzen an ihre technischen Grenzen. In hydroponischen Systemen werden unterschiedliche Nährstoffzusätze eingesetzt, deren Konzentrationen stark variieren. Dies beeinflusst, welche Stoffe sinnvoll mittels Titration analysiert werden können und bei welchen aufgrund zu geringer Konzentrationen empfindlichere Analyseverfahren nötig sind. Im Menü sind die einzelnen Stoffe mit einer Ampel markiert die die Eignung der Titration in der Nährstofflösung anzeigen die die Pflanzen versorgen. Bei der unverdünnten Stammlösung sind praktisch alle Substanzen mit der Titration gut zu dosieren und kontrollieren.

Geeignet für Nährstofflösungen: , Bedingt geeignet: , ungeeignet:

Aber: wenn Sie die Nährstofflösungen selbst erstellen und dabei mit Verdünnungen von 1 zu 1'000 oder sogar 1 zu 100'000 arbeiten, ist eine Titration bei fast allen Stoffen schon wieder im Bereich des möglichen und sinnvollen. Deshalb finden Sie auch Titrationsanleitungen für Substanzen die in der normalen Verdünnung einer Nährstofflösung so nicht mehr gemessen werden können.

Makronährstoffe (hohe Konzentrationen)

Die folgenden Nährstoffe liegen in hydroponischen Lösungen häufig in relativ hohen Konzentrationen vor (im mg/L- bis g/L-Bereich) und können daher mit klassischen Titrationsmethoden bestimmt werden:

Stickstoff: Vorwiegend als Nitrate (NO₃⁻) oder Ammonium (NH₄⁺) – Titrationsverfahren (z. B. Rücktitration nach Umwandlung in Ammonium) sind geeignet.
Phosphor: Vorwiegend als Phosphat (PO₄³⁻) – beispielsweise mittels Fällungstitration oder spektrophotometrischer Methoden.
Kalium: Liegt als Kalium-Ion (K⁺) vor – Titration mit speziellen Reagenzien (z. B. Natriumtetraphenylborat) ist möglich.
Calcium: Vorwiegend als Ca²⁺ – Komplexometrische Titration mit EDTA ist etabliert.
Magnesium: Vorwiegend als Mg²⁺ – ebenfalls gut über EDTA-Titration bestimmbar.
Schwefel: In Form von Sulfat (SO₄²⁻) – gravimetrische oder turbidimetrische Titrationsmethoden können hier eingesetzt werden.

Mikronährstoffe (geringe Konzentrationen: Spurenelemente)

Viele Mikronährstoffe werden in hydroponischen Lösungen in sehr niedrigen Konzentrationen (oft im µg/L- oder niedrigen mg/L-Bereich) zugeführt. Für diese Elemente ist die klassische Titration meist nicht ausreichend empfindlich. Dazu zählen:

Eisen (Fe)
Mangan (Mn)
Kupfer (Cu)
Zink (Zn)
Bor (B)
Molybdän (Mo)
Kobalt (Co)
Nickel (Ni)
Weitere Spurenelemente wie Arsen (As) und Blei (Pb) fallen ebenfalls in diese Kategorie. Natürlich sind diese Stoffe nicht in der Nährstofflösung die Sie zusammenstellen, aber vielleicht in dem Wasser (Brunnen, Regen, etc.) das Sie verwenden möchten. Für Giftstoffe sehen Sie sich bitte die qualitativen Analysen an.

Für diese Spurenelemente sind empfindlichere Methoden wie Atomabsorptionsspektrometrie (AAS), ICP-MS oder elektrochemische Verfahren (z. B. Anodische Stripping-Voltammetrie) vorzuziehen.

Fazit

Titrationsmethoden eignen sich besonders gut für die Analyse von Makronährstoffen, da diese in höheren Konzentrationen vorliegen. Für Mikronährstoffe, deren Gehalte oft sehr niedrig sind, reichen klassische Titrationsverfahren in der Regel nicht aus – hier sind instrumentelle Verfahren mit höherer Empfindlichkeit erforderlich.

ID: 671

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Natrium

Natrium kommt in Nährstofflösungen in der Regel nicht vor. Na⁺ kann K⁺ in einigen Pflanzenfunktionenteilweise ersetzen aber K⁺ ist immer noch der essentieller Nährstoff (Enzymaktivierung, Turgor, osmotische Regulierung).

Zur Bestimmung von Natrium gibt es verschiedene Methoden:

Flammenphotometrie: Eine schnelle und präzise Methode zur quantitativen Bestimmung von Natrium.
Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Bestimmung in sehr geringen Konzentrationen.
Fällungstitration mit Aluminiumoxinat: Eine chemische Methode zur Bestimmung von Natrium.

Detaillierte Titration von Natrium mittels Fällungstitration

1. Prinzip der Methode

Natrium kann mit Aluminiumoxinat (C₉H₆NO₂Al) in einem leicht alkalischen Medium ausgefällt werden. Die Reaktion verläuft wie folgt:

Na⁺ + Al(Ox)₃ \to Na[Al(Ox)₃]

Das gebildete Natriumoxinat-Komplex kann durch Rücktitration bestimmt werden.

2. Chemikalien

0,01 mol/L Aluminiumoxinat-Lösung
0,01 mol/L Perchlorsäure (HClO₄) zur Rücktitration
Phenolphthalein als Indikator
Natriumchloridlösung als Standard

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (250 mL)
Pipette (10 mL)
Magnetrührer

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 250-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL Aluminiumoxinat-Lösung hinzufügen.
Unter Rühren einige Minuten warten, bis der Niederschlag vollständig ausgebildet ist.
Überschüssiges Aluminiumoxinat mit 0,01 mol/L Perchlorsäure zurücktitrieren.
Endpunkt durch Farbumschlag von rosa nach farblos mit Phenolphthalein bestimmen.

5. Berechnung der Natrium-Konzentration

Die Konzentration von Na⁺ berechnet sich nach der Formel:

c (Na⁺) = \frac{V HClO₄ \cdot c HClO₄}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

Perchlorsäure-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 7,8 mL (0,0078 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c (Na⁺) = \frac{0.0078 \cdot 0.01}{0.050} = 0.00156 mol/L = 1.56 mmol/L

Fazit

Die Fällungstitration mit Aluminiumoxinat ist eine praktikable Methode zur quantitativen Bestimmung von Natrium in Nährstofflösungen, jedoch weniger präzise als Flammenphotometrie oder AAS.

ID: 646

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Quantitative Analyse von Nickel

Nickel kommt in Nährstofflösungen hauptsächlich als Nickel-Ion (Ni²⁺) vor. Unentbehrlich für viele Pflanzen (z. B. Hülsenfrüchte und einige Getreidepflanzen).Wird auch im Enzym Urease verwendet. Empfehlungen reichen von 0,05 ppm (0.0009 mmol/L) bis 1,5 ppm (0.0233 mmol/L). Dies ist durch Titration nicht mehr zu Bestimmen.

Zur Bestimmung von Nickel gibt es verschiedene Methoden:

Atomabsorptionsspektroskopie (AAS): Hochpräzise Bestimmung von Nickel.
Komplexometrische Titration mit EDTA: Bildung eines stabilen Ni-EDTA-Komplexes.
Spektralphotometrie mit Dimethylglyoxim (DMG): Farbentwicklung durch Komplexbildung.

Detaillierte Titration von Nickel mit EDTA

1. Prinzip der Methode

Nickel-Ionen (Ni²⁺) reagieren mit Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA, C₁₀H₁₆N₂O₈) zu einem stabilen Komplex:

Ni ²⁺ + EDTA ⁴⁻ \to [Ni(EDTA)] ²⁻

Der Endpunkt der Titration wird mit dem Murexid-Indikator erkannt. Die Farbänderung erfolgt von violett nach gelb-orange.

2. Chemikalien

0,01 mol/L EDTA-Lösung (C₁₀H₁₆N₂O₈)
Pufferlösung (pH 9-10, NH₃/NH₄⁺-Puffer)
Murexid (Indikator)

3. Versuchsaufbau

Benötigte Geräte:

Bürette (25 mL, Teilung 0,1 mL)
Erlenmeyerkolben (250 mL)
Pipette (10 mL)
Magnetrührer

4. Durchführung

10 mL der Nährstofflösung in einen 250-mL-Erlenmeyerkolben geben.
10 mL Pufferlösung (pH 9-10) hinzufügen.
2-3 Tropfen Murexid-Indikator zugeben.
Mit 0,01 mol/L EDTA titrieren, bis der Farbumschlag von violett nach gelb-orange erfolgt.

5. Berechnung der Nickel-Konzentration

Die Konzentration von Ni berechnet sich nach der Formel:

c (Ni) = \frac{V EDTA \cdot c EDTA \cdot \frac{1}{1}}{V Probe}

6. Beispielrechnung:

EDTA-Konzentration: 0,01 mol/L
Verbrauchtes Volumen: 12,4 mL (0,0124 L)
Probenvolumen: 50 mL (0,050 L)

c (Ni) = \frac{0.0124 \cdot 0.01 \cdot 1}{1 \cdot 0.050} = 0.00248 mol/L = 2.48 mmol/L

Ergänzung:

Falls andere Indikatoren (z. B. Xylenorange) verwendet werden, ist der Farbumschlag Rot → Gelb.
Die Methode funktioniert optimal bei pH 9–10, aber höhere pH-Werte (>10) sollten vermieden werden, da Nickelhydroxid (Ni(OH)₂) ausfallen könnte.

Fazit

Die komplexometrische Titration mit EDTA ist eine präzise Methode zur quantitativen Bestimmung von Nickel in Nährstofflösungs-Konzentraten aber nicht in der Nährstofflösung selbst.

ID: 624

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Einfache Analysemethoden für Pestizide, Fungizide und Herbizide in Boden und Wasser

Bei der Analyse von Pestiziden, Fungiziden und Herbiziden in Boden- und Wasserproben können verschiedene Methoden angewendet werden. Insbesondere für Labore, die mit handelsüblichen Chemikalien arbeiten, bieten sich folgende, relativ einfach durchführbare Verfahren an:

1. Dünnschichtchromatographie (TLC)

Die Dünnschichtchromatographie ist eine kostengünstige und relativ einfache Methode, um verschiedene Pestizidklassen voneinander zu trennen und qualitativ zu erkennen.
Vorteile:

Einfache Ausrüstung (TLC-Platten, Lösungsmittel, UV-Lampe, Sprühreagenzien)
Schnelle Vor-Screening-Methode
Niedrige Kosten

Nach der Entwicklung der Platte können die Flecken unter UV-Licht oder durch spezielle Sprühreagenzien sichtbar gemacht werden, um die Anwesenheit von Pestizidrückständen zu beurteilen.

2. Enzymhemmungstests

Besonders für Organophosphat-Pestizide eignen sich Enzymhemmungstests, z. B. der Acetylcholinesterase-Inhibitionstest.
Vorteile:

Einfache Durchführung in Mikrotiterplatten
Semiquantitative Abschätzung der Pestizidbelastung
Hohe Sensitivität für bestimmte Pestizidklassen

3. Colorimetrische Tests

Einige Pestizide, Fungizide und Herbizide reagieren mit spezifischen chemischen Reagenzien und verursachen einen Farbumschlag.
Vorteile:

Visuelle Erkennung durch Farbumschlag
Keine teuren Instrumente erforderlich
Relativ schnelle Ergebnisse

4. Immunoassays (z.B. ELISA)

ELISA-Kits sind für spezifische Pestizide verfügbar und bieten eine hohe Spezifität.
Vorteile:

Hohe Spezifität und Empfindlichkeit
Schnelle Analyse, oft automatisierbar

Hinweis: Diese Kits können zwar relativ einfach eingesetzt werden, aber sie sind oft kostenpflichtig und können weniger "chemisch" im klassischen Sinne sein, da sie auf vorgefertigten Reagenzien basieren.

Fazit

Titrationsmethoden sind in der Regel für die Bestimmung von Nährstoffen geeignet, die in relativ hohen Konzentrationen (Makronährstoffe) vorhanden sind. Bei Pestiziden, Fungiziden und Herbiziden, die oftmals in sehr niedrigen Konzentrationen (Spurenelemente) vorkommen, stößt die klassische Titration jedoch an ihre Grenzen.

Empfehlungen:

Verwenden Sie Dünnschichtchromatographie (TLC) als Screening-Methode, um eine qualitative Aussage über das Vorhandensein verschiedener Wirkstoffe zu erhalten.
Ergänzen Sie den Nachweis durch Enzymhemmungstests oder colorimetrische Tests für spezifische Pestizidklassen.
Bei Bedarf können auch Immunoassays (ELISA) eingesetzt werden, um die Ergebnisse zu verfeinern.

Insgesamt bieten sich für Labore, die mit handelsüblichen Chemikalien arbeiten, vor allem TLC, einfache enzymatische und colorimetrische Methoden an, um erste Hinweise auf die Anwesenheit von Pestiziden, Fungiziden und Herbiziden in Boden und Wasser zu erhalten.

ID: 676

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

pH-Berechnung aus Calciumhydroxid (Ca(OH)₂)

Calciumhydroxid ist eine starke Base, die in Wasser vollständig dissoziiert:

Ca(OH) 2 \to Ca 2+ + 2 OH -

Gegeben ist eine Netto-Ionenladung von:

0.0270 mol/L

Da jede Einheit Ca(OH)₂ zwei OH⁻-Ionen liefert, ergibt sich:

[OH -] = 0.0270 mol/L

Daraus berechnen wir den pOH-Wert:

pOH = - \log (0.0270) \approx 1.57

Und schließlich:

pH = 14 - pOH \approx 12.43

Ergebnis: Die Lösung hat einen pH-Wert von ungefähr 12.43.

Quelle: Atkins & de Paula – Physical Chemistry, 12th Ed.

ID: 697

Kontext:

Details: Hauptkategorie: Technik; Kategorie: Analyse; Auch verfügbar:

Seite 2 von 3

Borgmann Aquaponik & Hydroponik

Themen

Analyse

Kalium, quantitative Analyse

Keine Säure-Basen-Reaktion

Kobalt, quantitative Analyse

Fazit

Kupfer, quantitative Analyse

Lithium, quantitative Analyse

Magnesium, quantitative Analyse

Mangan, quantitative Analyse

Molybdän, quantitative Analyse

Nachweisgrenzen / Sinnfrage zu Titration

Natrium, quantitative Analyse

Fazit

Nickel, quantitative Analyse

Pestizide, Fungizide und Herbizide

pH aus OH-Konzentration berechnen

pH-Berechnung aus Calciumhydroxid (Ca(OH)₂)

Technik

Artikel zur Technik

Rechtlicher Hinweis

Themen

Technik

Artikel zur Technik