Georg Schwedt, geb. 1943, studierte Chemie in Göttingen und promovierte an der Universität Hannover. Im Anschluss übernahm er eine Abteilungsleitung am Chemischen Untersuchungsamt Hagen, habilitierte sich 1978 in Analytischer Chemie an der Universität Siegen und wurde danach Direktor des Institutes für Lebensmittelchemie und Analytische Chemie der Universität Stuttgart. Seit 1987 ist er Professor für Anorganische und Analytische Chemie an der TU Clausthal.Georg Schwedt entwickelte das Mitmachlabor SuperLab und ist mit seinen zahlreichen Experimentalvorträgen u. a. zur Lebensmittelchemie bundesweit bekannt. Zweimal wurde er vom Stifterverband für die Deutsche Wissenschaft im Förderprogramm Wissenschaft im Dialog ausgezeichnet. Er ist Autor zahlreicher Sach- und Lehrbücher.

"Das seit 1980 bewährte Buch wurde in seiner 6. Auflage an die Bedürfnisse der Bachelorstudiengänge angepasst. (...) Vor den klassischen Kapiteln erfolgt eine gründliche Erarbeitung der theoretischen Grundlagen auf der Basis der Gleichgewichte."CHEMIE in der Schule Heft 60 (Juli 2011)

• Vorwort zur 6. Auflage vVorwort zur 5. Auflage viiVorwort zur 1. Auflage ixSymbole xixMathematische Zeichen xxi1 Einführung in die quantitative Analyse 11.1 Der analytische Prozess 11.2 Probennahme und Probenvorbereitung 21.3 Messung und Auswertung 41.4 Fehlerbetrachtung 51.4.1 Zufälliger und systematischer Fehler 51.4.2 Standardabweichung 61.4.3 Nachweis- und Erfassungsgrenze 81.5 Umgang mit Dezimalstellen 91.5.1 Signifikante Ziffern 91.5.2 Rechnen mit Dezimalzahlen 91.5.3 Anwendungsbeispiele 102 Chemisches Gleichgewicht 132.1 Homogene Systeme 132.1.1 Kinetische Betrachtung 132.1.2 Thermodynamische Betrachtung 152.2 Heterogene Systeme 182.2.1 Gleichgewicht Lösung I/lösung II 182.2.2 Gleichgewicht Gasphase/Lösung 192.2.3 Gleichgewicht Feststoff/Lösung 192.3 Schwache Elektrolyte 202.3.1 Einstufige Dissoziation 202.3.2 Mehrstufige Dissoziation 222.3.3 Experimentelle Bestimmung des Dissoziationsgrads 232.4 Starke Elektrolyte 252.4.1 Aktivitätsbegriff 252.4.2 Berechnung von Aktivitätskoeffizienten 262.4.3 Experimentelle Bestimmung von Aktivitätskoeffizienten 283 Gravimetrie 293.1 Fällungsform und Wägeform 293.2 Stöchiometrische Berechnungen 293.3 Lösen 323.3.1 Löslichkeitsprodukt 323.3.2 Löslichkeit 323.3.3 Fällungsgrad 343.4 Fällen 353.4.1 Keimbildung und Kristallwachstum 353.4.2 Kolloidbildung 363.4.3 Alterung 373.4.4 Mitfällung und Nachfällung 373.4.5 Komplexbildung 383.4.6 Fällung aus homogener Lösung 383.5 Anwendungsbeispiele 393.5.1 Chlorid-Fällung 393.5.2 Sulfat-Fällung 393.5.3 Hydroxid-Fällung 393.5.4 Phosphat-Fällung 403.5.5 Kalium-Bestimmung 403.5.6 Blei-Bestimmung 403.6 Organische Fällungsreagenzien 413.7 Praktische Hinweise 413.7.1 Filtrieren und Trocknen 413.7.2 Wägen 414 Maßanalyse (Titrimetrie) 454.1 Mengen-, Gehalts- und Konzentrationsangaben 454.1.1 Das Mol 454.1.2 Molare Masse 484.1.3 Gehalt und Konzentration 494.1.4 Mischungsaufgaben 534.2 Grundbegriffe der Maßanalyse 544.2.1 Volumenmessung 544.2.2 Titration 574.2.3 Indikation 584.2.4 Maßlösung 594.2.5 Probelösung 614.2.6 Titrationskurven 635 Säure-Base-Gleichgewichte 655.1 Säure-Base-Theorien 655.1.1 Arrhenius-Ostwald-Theorie 655.1.2 Brönsted-Theorie 675.1.3 Lewis-Theorie 685.1.4 Bjerrum-Theorie 695.2 Protolyse in wässriger Lösung 695.2.1 Eigendissoziation des Wassers 695.2.2 Säure-Base-Reaktion mit Wasser 705.3 Protolyse in nichtwässrigen Lösungsmitteln 725.4 Der pH-Wert 745.5 pH-Wert verschiedener Säure- und Basesysteme 765.5.1 Starke Protolyte 765.5.2 Schwache Protolyte 775.5.3 Mehrwertige Protolyte 785.5.4 Gemische starker Protolyte 795.5.5 Gemische schwacher Protolyte 795.5.6 Gemische aus starken und schwachen Protolyten 805.6 pH-Wert von Salzlösungen 816 Säure-Base-Titration 836.1 Titration starker Protolyte 836.2 Titration schwacher Protolyte 856.2.1 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base 856.2.2 Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure 876.2.3 Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base 886.3 Säure-Base-Indikatoren 896.3.1 Zweifarbige Indikatoren 896.3.2 Einfarbige Indikatoren 916.3.3 Mischindikatoren 936.4 Titrationsfehler 936.4.1 Systematischer Fehler 936.4.2 Zufälliger Fehler 956.5 Anwendungsbeispiele 966.5.1 Titration von Carbonat (pKb =3,6) 966.5.2 Titration von Borsäure (pKs =9,3) 966.5.3 Titration von Ammonium (pKs = 9,25) 976.5.4 Kjeldahl-Aufschluss 976.5.5 Wasserhärte-Bestimmung 986.6 Titration in nichtwässrigen Lösungsmitteln 996.6.1 Wahl des Lösungsmittels 996.6.2 Titration von Basen 996.6.3 Titration von Säuren 1006.7 Hägg-Diagramme 1006.7.1 Mathematische Ableitung 1006.7.2 Geometrische Konstruktion 1026.7.3 Hägg-Diagramm einer schwachen Säure (pKs <7) 1036.7.4 Indikation des Titrationsendpunkts 1046.7.5 Hägg-Diagramm einer schwachen Base (pKs >7) 1056.7.6 Hägg-Diagramm einer zweiwertigen Säure 1066.7.7 Hägg-Diagramm von Salzen schwacher Protolyte 1086.8 Titration mehrwertiger Protolyte 1096.8.1 Titrationsdiagramm 1096.8.2 Berechnung der stöchiometrischen Punkte 1106.8.3 Verschiebung des Titrierexponenten bei hoher lonenstärke 1126.9 Titration mehrerer Protolyte 1136.10 Pufferlösungen 1156.10.1 Pufferbereich 1156.10.2 pH-Wert von Pufferlösungen 1166.10.3 Pufferkapazität 1176.10.4 Grafische Darstellung der Pufferfunktion 1196.10.5 Anwendung von Pufferlösungen 1207 Fällungsanalyse 1217.1 Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt 1217.2 Schwerlösliche Säuren und Basen 1227.3 Schwerlösliche Salze 1247.3.1 pH-Abhängigkeit der Löslichkeit 1247.3.2 Löslichkeitsdiagramm 1257.3.3 Gekoppelte Salzauflösung und Salzfällung 1287.4 Sulfidfällung 1297.5 Hydroxidfällung 1317.6 Fällung und Komplexbildung 1337.6.1 Löslichkeit von Silberhalogeniden in Ammoniak 1337.6.2 Trennung von Cu und Cd durch Fällung von CdS aus den Cyanokomplexen 1347.7 Fällungstitration 1347.7.1 Titrationskurve 1347.7.2 Fraktionierte Fällung 1367.7.3 Hägg-Diagramm zur Fällungstitration 1387.8 Fällungsindikation 1407.8.1 Titration ohne Indikator („Cyanid nach Liebig“) 1407.8.2 Indikation durch farbigen Niederschlag („Chlorid nach Mohr“) 1407.8.3 Indikation durch Anfärben des Fällungsprodukts (Adsorptionsindikatoren nach Fajans) 1417.8.4 Indikation durch farbige Lösung („Silber nach Volhard“) 1427.8.5 Fluorid-Bestimmung 1438 Komplexometrie 1458.1 Komplexbildung 1458.2 Analytische Anwendung 1478.2.1 Mehrzähnige Liganden 1478.2.2 Titrationskurve 1508.2.3 Konditionalkonstante 1528.3 Titrationsverfahren 1548.4 Indikation 1569 Redoxvorgänge 1599.1 Oxidation und Reduktion 1599.2 Elektrodenpotenzial 1629.3 Allgemeine Form des Redoxpotenzials 1669.4 Wasserstoff- und Sauerstoff-Elektrode 1689.5 Normalpotenzial und Spannungsreihe 1699.6 Redoxamphoterie 1739.6.1 Luthersche Regel 1739.6.2 Redox-Disproportionierung und -Komproportionierung 1749.6.3 Gleichgewichtspotenzial 1759.6.4 Anwendungsbeispiele 1769.7 Gleichgewichtskonstante von Redoxreaktionen 1779.8 Redoxtitration 1799.8.1 Äquivalenzpotenzial 1799.8.2 Titrationskurve 1809.8.3 Berechnung der charakteristischen Punkte 1819.9 Redoxindikatoren 1839.9.1 Zweifarbige Indikatoren 1839.9.2 Einfarbige Indikatoren 1849.10 Kinetik von Redoxreaktionen 1859.10.1 Reaktionshemmung 1859.10.2 Induktion 18610 Redoxtitration 18910.1 Manganometrie 19010.1.1 Grundgleichungen 19010.1.2 Manganometrische Eisen-Bestimmung 19110.1.3 Oxalat-, Peroxid- und Nitrit-Bestimmung 19210.1.4 Mangan-Bestimmung nach Volhard-Wolff 19310.2 Dichromatometrie 19310.3 Bromatometrie 19410.4 Iodometrie 19510.4.1 Oxidimetrische Bestimmungen 19710.4.2 Reduktometrische Bestimmungen 19910.5 Cerimetrie 20111 Trennungen 20311.1 Aufschluss und Trennung 20311.2 Stöchiometrische Berechnungen 20411.3 Nasschemische Trennmethoden 20611.3.1 Gruppentrennungen 20611.3.2 Spezifische Fällung 20711.3.3 Komplexbildung 20811.3.4 Redoxreaktionen 20911.4 Physikalisch-chemische Methoden 20911.4.1 Destillation 20911.4.2 Extraktion 21011.4.3 Ionenaustausch 21111.4.4 Elektrolyse 21111.5 Aufschlüsse 21211.5.1 Die Schmelze als Reaktionsmedium (Theorie von Bjerrum) 21211.5.2 Sulfid-Aufschluss 21311.5.3 Silicat-Aufschluss 21411.5.4 Aufschluss von organischen Verbindungen 21611.5.5 Moderne Aufschlussverfahren 21811.6 Ionenaustauscher 21811.6.1 Charakterisierung von Ionenaustauschern 22111.7 Chromatografie 22211.7.1 Verteilungsgleichgewicht 22211.7.2 Flüssigkeits-Chromatografie (LC) 22311.7.3 Ionen-Chromatografie 22611.7.4 Gas-Chromatografie (GC) 22611.7.5 Grundgleichungen der Chromatografie 22912 Elektrochemische Methoden 23112.1 Elektrolyse 23112.1.1 Grundbegriffe 23112.1.2 Zersetzungsspannung 23412.1.3 Elektrogravimetrie 23512.1.4 Coulometrie 23812.1.5 Weitere Beispiele für coulometrische Redoxtitrationen 24012.2 Konduktometrie 24112.2.1 Theorie der Leitfähigkeit 24112.2.2 Durchführung der Messung 24612.2.3 Konduktometrische Titration 24612.3 Potenziometrie 25012.3.1 Grundlagen 25012.3.2 Durchführung 25112.3.3 Indikatorelektroden zur pH-Messung 25212.3.4 Ionenselektive Elektroden 25612.4 Polarisationsmethoden 25812.4.1 Polarografie 25912.4.2 Voltametrische Titration 26212.4.3 Dead-Stop-Titration 26513 Optische Methoden 26913.1 Das elektromagnetische Spektrum 26913.2 Brechungs- und Beugungsmethoden 27113.2.1 Refraktometrie 27113.2.2 Polarimetrie 27213.3 Absorptionsmethoden 27313.3.1 Lambert-Beersches Gesetz 27413.3.2 Spektralphotometer 27513.3.3 Kolorimetrie 27513.3.4 Fotometrie 27613.3.5 Atomabsorptionsspektrometrie (AAS) 27913.4 Emissionsspektrometrie 28013.4.1 Übersicht 28013.4.2 Flammenfotometrie 28113.4.3 Icp-oes 282A Anhang 285A. 1 Physikalische Größen, Einheiten und Konstanten 285A.. 1 SI-Basiseinheiten 285A.1. 2 Abgeleitete SI-Einheiten 286A.1. 3 Besondere Bezeichnungen für Vielfache von SI-Einheiten 286A.1. 4 Einheiten, die nicht mehr verwendet werden sollen 287A.1. 5 SI-Dezimalvorsätze 287A.1. 6 Umrechnung alter und neuer Energieeinheiten 287A.1. 7 Umrechnungsfaktoren für Druckeinheiten 288A.1. 8 Physikalische Konstanten (auf 5 Dezimalen gerundet) 288A. 2 Aktivitätskoeffizienten und analytische Konstanten 289A.2. 1 Bestimmung von Aktivitätskoeffizienten nach Kielland 289A.. 2 Von der effektiven Größe des hydratisierten Ions abhängiger k-Parameter 290A.2. 3 Aktivitätskoeffizienten F I , Berechnet Nach Kielland für wässrige Lösungen bei 25◦c 291A.2. 4 Löslichkeit anorganischer Verbindungen in Wasser bei 20◦c 292A.2. 5 löslichkeitsprodukte KL 294A.2. 6 Säurekonstanten pKs +pKb = 14 295A.2. 7 Normalpotenziale 296A.2. 8 Die chemischen Elemente 299Literatur 301Index 307