Anorganische Chemie

Säure Base Titration

Bei der Säure Base Titration geht es darum die Konzentration einer Säure oder Base in einer Probelösung zu bestimmen. Wie genau das geht und was die Titrationskurve damit zu tun hat, erfährst du im Artikel.

Würdest du den Inhalt lieber in audiovisueller Form sehen, kannst du natürlich auch gleich auf unser Video  gehen!

Inhaltsübersicht

Säure Base Titration einfach erklärt

Die Säure Base Titration hilft dir dabei, die Konzentration einer Säure oder Base  in einer Probelösung herauszufinden. Dafür musst du aber auch vorher schon wissen, um welche Säure es sich dabei handelt. Während der Titration lässt du kontinuierlich eine starke Säure oder Base, die sogenannte Maßlösung, zu deiner Probelösung tropfen. Diese neutralisieren dort die enthaltenen Oxonium- bzw. Hydroxidionen.  Wegen dieser Neutralisationsreaktion nennt man die Säure-Base Titration auch Neutralisationtitration. Ziel ist es soviel an Maßlösung hinzuzugeben, dass der Äquivalenzpunkt  erreicht worden ist. Mithilfe des dieses Punkts  kann man dann auf die unbekannte Konzentration schließen. Dessen Erreichen kann man leicht durch einen Farbindikator in der Probelösung erkennen, der einen Farbumschlag erzeugt, wenn der entsprechende pH-Wert erreicht worden ist. 

Säure Base Titration Grundlagen

Um das Säure Base Titrationsverfahren, das auch Acidimetrie oder Alkalimetrie genannt wird, richtig verstehen zu können, startest du am besten, indem du dir den Versuchsaufbau genauer ansiehst.

Versuchsaufbau, Säure Base Titration
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Säure-Base-Titration Versuchsaufbau

Der Aufbau besteht im Allgemeinen immer aus einem Erlenmayerkolben, in dem sich deine zu analysierende Probelösung befindet und einer Bürette, über die du deine Maßlösung meist in 1 Milliliter-Schritten hinzu tropfst. An der Bürette ist eine Skala aufgetragen, die dir das Volumen anzeigt, das schon zur Probelösung hinzu gegeben worden ist. Trifft die Probelösung auf die Maßlösung, die entweder eine Säure oder Base ist, tritt dabei folgende Neutralisationsreaktion auf:

H3O+ + OH \rightarrow 2H2O

Je nachdem ob die Probelösung anfangs basisch oder sauer war, sinkt oder steigt der pH-Wert so und nähert sich dem Wert 7, also dem neutralen Punkt. Hat man diesen neutralen Punkt erreicht, kannst du also annehmen, dass alle Oxonium-Ionen und damit auch alle Säureteilchen von der zugegebenen, basischen Maßlösung neutralisiert worden sind. Daher muss an diesem Punkt die Stoffmenge der Säure der Stoffmenge der Base in der Probelösung entsprechen: 

n_{Probe} = n_{Maß}

  • n=Stoffmenge

Da du weiterhin auch noch das Volumen deiner Probelösung V_p und die Konzentration deiner Maßlösung c_m kennst,  kannst du dadurch leicht die Konzentration deiner Probelösung c_p errechnen.  

n_m = V_m * c_m

c_p = \frac{n_p}{V_p} = \frac{n_m}{V_p} = \frac{V_m*c_m}{V_p}

  • V_m=Volumen Maßlösung
  • V_p=anfängliches Volumen Probelösung
  • c_p=Konzentration Probelösung 
  • c_m=Konzentration Maßlösung

Jetzt musst du nur noch wissen, wann du den Äquivalenzpunkt erreicht hast. Dafür kannst du entweder einen Farbindikator oder ein pH-Meter verwenden. Wenn du dir einen Überblick verschaffen möchtest, welche Arten der Äquivalenzpunkt-Bestimmung es gibt, dann schau dir doch unseren Artikel dazu an. Du kannst dir aber auch gleich die etwas spezielleren Titrationsarten anschauen, wie die Konduktometrie %Verweisoder Potentiometrie

Äquivalenzpunkt der Titrationskurve

Der Äquivalenzpunkt bezeichnet den Endpunkt der Titration. Wenn du diesen erreicht hast, kannst du auf die Konzentration der Probelösung schließen. Jedoch liegt dieser Punkt nicht immer bei pH=7, wie man anfangs vielleicht annehmen könnte. Dieser Wert stimmt nur für sehr starke Basen oder Säure, wie HCl oder NaOH. Der Grund hierfür liegt in der Lage des chemischen Gleichgewichts der Säure Base Reaktion mit Wasser. Schau dir dafür doch mal das Beispiel Essigsäure an:

 Ac-H + H2O \rightarrow Ac + H3O+

Bei dieser Reaktion entsteht also als Produkt ein Acetat-Ion, das selbst wiederum schwach basische Eigenschaften aufweist. Wenn du also den Äquivalenzpunkt erreicht hast, an dem alle Essigsäuremoleküle neutralisiert worden sind, liegt in der Lösung eine schwache Base vor. Es wird sich also nicht pH=7 einstellen, sondern ein leicht basischer Wert, im Fall von Essigsäure in etwa pH=8,2. Dies musst du berücksichtigen, wenn du den passenden Indikator für deine Titration auswählst. 

 

Titrationskurve Verlauf

Nun hast du alle wichtigen Grundlagen in der Säure-Base Titration gelernt und kannst dir jetzt ein paar Praxisbeispiele anschauen. Dadurch kannst du verstehen, warum die Titrationskurven jene typischen Verlaufsformen haben. 

Titrationskurve einer starken Säure

Die wahrscheinlich einfachste Variante einer Säure Base Titrationskurve ist die einer starken Säure, wie HCl, mit einer starken Base, wie NaOH. Hier kannst du annehmen, dass die jeweilige schwache Base der Salzsäure, das Cl^--Ion, aufgrund des sehr großen pKb-Werts den pH-Wert nicht mehr beeinflusst. Daher muss der Äquivalenzpunkt bei pH=7 liegen. 

Titrationskurve bei starken Säuren und Basen
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Titrationskurve bei starken Säuren und Basen

Schau dir das jetzt einmal an einem konkreten Beispiel an: Du titrierst eine HCl-Probelösung von mit einer Maßlösung an NaOH. Bei starken Säuren und Basen kannst du annehmen, dass sie vollständig dissoziieren. Das folgende Reaktionsgleichgewicht liegt also komplett auf der Produktseite:

HCl + H2O\rightarrow Cl + H3O+

Es liegen also in der Probelösung nur Oxonium-Ionen und Chlorid-Ionen vor. Daher berechnet sich der anfängliche pH-Wert der Probelösung auch mit: 

pH= -lg(c_{HA_0})

c_{HA_0}= anfängliche Säurekonzentration in der Probelösung

Durch diese Gleichung findest du also den Schnittpunkt mit der y-Achse der Titrationskurve raus. Nun wird durch Zugabe der Maßlösung zur Probelösung der pH-Wert durch folgende Reaktion verändert: 

 H3O+ + OH \rightarrow 2H2O

Der pH-Wert steigt also und muss nach folgender Gleichung verlaufen:

pH= -lg( \frac{n_{HA_0} - V_{Ma\ss} * c_{Ma\ss}}{V_{Ma\ss}+V_{Probe_0}}})

  • n_(HA_0}=gesamte in der Lösung vorhandene Stoffmenge der Säure 
  • V_{Ma\ss}=Volumen der zugegebenen Maßlösung
  • V_{Probe_0}= anfängliches Volumen der Probelösung

Du musst bei der Berechnung des pH-Werts stets darauf achten, dass sich dein Gesamtvolumen verändert, da du ja eine Lösung hinzugibst. Der steile Anstieg der Titrationskurve ergibt sich dadurch, dass sich bei Erreichen des Äquivalenzpunktes die Steigung der lg-Funktion stark vergrößert. Das liegt daran, dass Nenner und Zähler der Funktion aufgrund gleicher Stoffmengen dann gleich groß sind und dann den Wert 1 unterschreiten. Danach kommt es zum für die lg-Funktion typischen sehr starken Anstieg der Titrationskurve. 

Titrationskurve schwacher Säuren

Die Titrationskurven schwacher Säuren, wie Essigsäure,  durch starke Basen sehen grundsätzlich sehr ähnlich zu denen der starken Säuren  aus, zumindest was den steilen Anstieg in der Mitte betrifft.

Titrationskurve bei schwachen Säuren und Basen
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Titrationskurve bei schwachen Säuren und Basen

Jedoch starten sie aufgrund des größeren pKs-Werts bei einem höheren pH-Wert, da das chemische Gleichgewicht der Dissoziationsgleichung eher auf der Eduktseite liegt: 

 Ac-H + H2O \rightarrow Ac + H3O+

Die Neutralisationsgleichung bleibt dabei aber die Gleiche, es werden nach wie vor Oxonium-Ionen neutralisiert: 

 H3O+ + OH \rightarrow 2H2O

Allerdings wird bei fortlaufender Neutralisation das chemische Gleichgewicht der Dissoziationsreaktion immer weiter auf die Produktseite verschoben gemäß dem Prinzip von Le-Chatelier. Dadurch verändert sich die Konzentration der Oxonium-Ionen am Anfang nur kaum. Man spricht hier auch vom sogenannten Puffer-Bereich

Schau dir doch wieder ein Beispiel an: Du titrierst eine Lösung an Essigsäure mit einer NaOH Lösung. 

Den pH-Wert am Anfang kannst du dabei folgendermaßen ausrechnen:  pH= 0,5 (pKs-log(c_{HA_0})

Herleitung der Titrationsgleichung für schwache Säuren

Diese Gleichung kannst du aus dem Massenwirkungsgesetz herleiten. Wenn du hierfür nochmal wiederholen willst, was das MWG eigentlich ist, klicke doch hier. Für die Dissoziationsreaktion gilt folgendes MWG:

K_S = \frac{c_{H_3O^+}*c_{A^-}}{c_{HA_0}}

Hierbei nimmst du an, dass die Säure kaum dissoziiert, also die Gleichgewichtskonzentration von Essigsäure kaum von der Anfangskonzentration abweicht. Außerdem weißt du, dass aufgrund der Stöchiometrie die Konzentration des Acetats und der Oxonium-Ionen gleich groß sein muss: 

K_S = \frac{c_{H_3O^+}^2}{c_{HA_0}}

Nun musst du nur noch nach der Oxonium-Ionen Konzentration umstellen und den negativen, dekadischen Logarithmus davon nehmen und erhältst die obige Gleichung. 

Henderson Hasselbalch Gleichung in der Titration schwacher Säuren 

Für den weiteren Verlauf der Titrationskurve gilt diese obige, einfache Gleichung aber nicht mehr, dann musst du die Henderson-Hasselbalch Gleichung anwenden. 

pH= pKs + log(\frac{c_{A^-}}{c_{HA}})

Aber Achtung hier handelt es sich bei c_{HA} um eine sich ändernde Gleichgewichtskonzentration, nicht mehr um die Anfangskonzentration!

Es gibt bei der Titration von schwachen Basen und Säuren neben dem Äquivalenzpunkt auch noch einen weiteren charakteristischen Punkt: den Halbäquivalenzpunkt. Dieser tritt dann ein, wenn man so viel Maßlösung hinzugibt, dass genau die Hälfte der Säuremoleküle neutralisiert worden sind. Dann ist die Konzentration der Säuremoleküle und ihrer korrespondierenden Basemoleküle gleich groß: 

c_{HA} = c_{A^-}

Diesen Zusammenhang kannst du dann in die Henderson-Hasselbalch Gleichung einsetzen und erhältst: 

pH= pKs + log(\frac{c_{A^-}}{c_{HA}})  =  pKs + log(\frac{c_{HA}}{c_{HA}}) = pKs + log(1)= pKs

An diesem Punkt entspricht also der pH-Wert auch dem pKs-Wert der Säure. Diesen Punkt findest du immer im flachen, unteren Verlauf der Titrationskurve. Er ist gleichzeitig auch der Punkt, in dessen Umgebung sich der pH-Wert am wenigsten durch Zugabe der Maßlösung ändert. 

Titrationskurve mehrprotoniger Säuren 

Zum Schluss kannst du dir noch die Titrationskurve mehrprotoniger Säuren, wie Schwefelsäure, anschauen. Diese zeichnen sich dadurch aus, dass sie bei der Dissoziation mehrere Protonen abgeben können. Am Beispiel Schwefelsäure sähe das dann so aus: 

H2SO4 + H2O\rightarrow HSO4 + H3O+  ;  pKs= -3

HSO4 + H2O \rightarrow H3O+ + SO42-  ; pKs= 1,9

Wie du anhand der pKs-Werten erkennen kannst, kann man nur die erste Dissoziationsstufe als stark beschreiben, der Schritt vom Hydrogensulfat (HSO_4^-) zum Sulfat-Ion (SO_4^-) dagegen ist eher eine mittelstarke, saure Dissoziation.  Da es hier zwei Dissoziationsstufen gibt, kommt es logischerweise auch zu zwei Äquivalenzpunkten: 

%Bild der H2so4 Titration: http://www.e-learning.chemie.fu-berlin.de/fragen/s_b/f06/c06.html

Bei mehrprotonigen Säuren ist es allerdings so, dass der 2. oder bei Phosphorsäure auch 3. Äquivalenzpunkt oftmals aus der gemessenen Titrationskurve nicht mehr bestimmbar ist. Das liegt daran, dass die pH-Sprünge um den Äquivalenzpunkt immer kleiner werden und so nicht mehr genau bestimmbar sind. 

 

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