Säure-Base-Titration

Eine unbekannte Menge mit einer bekannten Lösung bestimmen

Bei einer Titration wird eine Probe mit einer Maßlösung bekannter Konzentration zur Reaktion gebracht. Man misst, welches Volumen der Maßlösung bis zum passenden Reaktionsverhältnis benötigt wird. Daraus lässt sich die Stoffmenge in der Probe berechnen.

Bei der Säure-Base-Titration nutzt man eine Protonenübertragung. Ein typisches Schulbeispiel ist eine Salzsäureprobe unbekannter Konzentration, die mit Natronlauge bekannter Konzentration titriert wird. Die Reaktionsgleichung liefert das Verhältnis der Stoffmengen.

Die Titration ist damit ein quantitatives Verfahren: Gesucht ist eine Menge oder Konzentration. Ein einfacher Indikatortest, der nur „sauer“ zeigt, beantwortet diese Frage noch nicht.

Welche Aufgabe haben die Geräte?

Vollpipette: Mit ihr wird ein genau bekanntes Probenvolumen, zum Beispiel 25,00 mL, abgemessen und in einen Erlenmeyerkolben gegeben. Die Pipette bestimmt, auf welche Probenmenge sich die spätere Rechnung bezieht.

Bürette: Sie enthält die Maßlösung. An ihrer Skala liest man Anfangs- und Endstand ab. Die Differenz ist das abgegebene Volumen. Der Endstand allein ist nur dann gleich dem Verbrauch, wenn bei genau null begonnen wurde.

Erlenmeyerkolben und Rühren: Hier reagieren Probe und Maßlösung. Gute Durchmischung verhindert, dass eine lokale Färbung direkt unter der Tropfstelle fälschlich als Endpunkt gedeutet wird.

Indikator oder pH-Elektrode: Sie helfen, den Endpunkt beziehungsweise den Verlauf des pH-Werts zu erkennen. Ein Indikator muss zur Titration passen. Ein pH-Messgerät benötigt eine geeignete Kalibrierung. Praktisches Arbeiten erfolgt nach Unterrichtsanleitung.

Die drei Bereiche der Kurve lesen

Vor dem Äquivalenzpunkt: Die vorgelegte Salzsäure liegt im Überschuss vor. Jede Zugabe setzt einen Teil der Oxoniumionen um. Gleichzeitig wächst das Gesamtvolumen. Der pH-Wert steigt.

In der Nähe des Äquivalenzpunkts: Schon eine kleine zusätzliche Zugabe verändert den pH-Wert stark. Dieser steile Bereich heißt pH-Sprung. Die Kurve ist trotzdem stetig: Es gibt keinen mathematischen Sprung, sondern eine sehr starke Änderung auf kleinem Volumenintervall.

Nach dem Äquivalenzpunkt: Die zugegebene Natronlauge liegt im Überschuss vor. Ihr verbleibendes Hydroxid bestimmt den basischen pH-Wert. Die Kurve wird mit größerer Zugabe wieder flacher.

In der Grafik sind anfangs 25,0 mL Salzsäure mit 0,100 mol/L vorhanden. Da die Natronlauge dieselbe Konzentration besitzt und das Verhältnis 1 : 1 gilt, liegt der Äquivalenzpunkt bei 25,0 mL Zugabe. Die Kurve zeigt dieses Modell, nicht automatisch den Verlauf jeder Säure-Base-Titration.

Äquivalenzpunkt und Endpunkt unterscheiden

Der Äquivalenzpunkt ist chemisch definiert: Probe und Maßlösung sind im Verhältnis der Reaktionsgleichung umgesetzt. Der Endpunkt ist die beobachtete Stelle, an der man die Titration beendet, zum Beispiel bei einem bleibenden Farbumschlag.

Ein gut gewählter Indikator schlägt im steilen Kurvenabschnitt nahe dem Äquivalenzpunkt um. So liegt der beobachtete Endpunkt möglichst dicht am gesuchten Äquivalenzpunkt. Die beiden Begriffe beschreiben dennoch nicht exakt dasselbe.

Für starke Säure und starke Base liegt der Äquivalenzpunkt bei 25 °C näherungsweise bei pH 7. Bei einer schwachen Säure mit starker Base liegt er typischerweise über 7. Deshalb darf man nicht jede Titration einfach beim Erreichen von pH 7 beenden.

Beispiel: Konzentration einer Salzsäureprobe bestimmen

25,00 mL einer Salzsäureprobe werden mit Natronlauge der Konzentration 0,1000 mol/L titriert. Der Bürettenstand steigt von 1,20 mL auf 19,80 mL. Der Verbrauch beträgt also 18,60 mL.

1. Reaktionsverhältnis feststellen: HCl und NaOH reagieren 1 : 1.

2. Verbrauchte Stoffmenge der Maßlösung:

3. Auf die Probe übertragen: Am Äquivalenzpunkt entspricht das 0,001860 mol HCl.

4. Durch das ursprüngliche Probenvolumen teilen:

Der Nenner ist hier das abgemessene ursprüngliche Probenvolumen, nicht das Volumen nach der Titration. Gesucht ist die Konzentration der Ausgangsprobe. Das unterscheidet diese Rechnung von der Berechnung eines pH-Werts in der fertigen Mischung.

Warum zusätzliches Wasser im Kolben die Stoffmenge nicht ändert

Wird der abgemessenen Probe etwas reines Wasser hinzugefügt, bleibt ihre enthaltene Säurestoffmenge gleich. Für die vollständige Umsetzung wird daher idealerweise dieselbe Menge Maßlösung benötigt. Die Konzentration im Kolben und der Verlauf der pH-Kurve können sich jedoch ändern.

Für die Konzentration der ursprünglichen Probe rechnet man weiterhin mit dem ursprünglich pipettierten Probenvolumen. Wurde dagegen schon vor dem Pipettieren eine Stammlösung gezielt verdünnt, muss der entsprechende Verdünnungsfaktor bei der Rückrechnung berücksichtigt werden.

Typische Fehler und ihre Folgen

Den Endpunkt überschreiten: Wird zu viel Maßlösung zugegeben und der gesamte Verbrauch als passend gewertet, wird im gezeigten Säurebeispiel eine zu große Säurekonzentration berechnet. In der Nähe des Endpunkts wird deshalb vorsichtig dosiert.

Die Bürette falsch ablesen: Abgelesen wird auf Augenhöhe am vorgesehenen Meniskus. Luftblasen in der Spitze oder eine fehlerhafte Differenz aus Anfangs- und Endstand verfälschen das erfasste Zugabevolumen.

Das falsche Mengenverhältnis verwenden: Bei vollständiger Neutralisation von H₂SO₄ mit NaOH ist das Verhältnis 1 : 2. Dann ist die Säurestoffmenge die Hälfte der verbrauchten NaOH-Stoffmenge. Eine auswendig gelernte Gleichung ohne Reaktionsprüfung reicht nicht.

Eine Einzelmessung für exakt halten: Wiederholungen mit gut übereinstimmenden Verbrauchsvolumina helfen, zufällige Abweichungen zu erkennen. Die angegebenen Stellen müssen zur Genauigkeit der Geräte und Maßlösung passen.

Unterrichtsimpuls: Erst erklären, dann rechnen

Stelle den Regler zunächst auf 12,5 mL. Ist die Lösung bereits neutral, weil die Hälfte des Äquivalenzvolumens erreicht ist? Nein: Es ist noch Säure im Überschuss vorhanden. Vergleiche anschließend 24,9, 25,0 und 25,1 mL und lass erklären, weshalb wenige Tropfen nahe dem Äquivalenzpunkt so wichtig sind.

Sechs Aufgaben zum Selbstcheck

Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.

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