8 Säure-Base-Titrationen
8.1 Neutralisationsreaktion
Basen und Säuren haben gegenteilige Eigenschaften. Bei der Reaktion zwischen Säure und Base heben diese sich gegenseitig in ihren Eigenschaften auf. Eine Säure kann mit einer Base und eine Base mit einer Säure in ihrer Wirkung neutralisiert werden. Die Neutralisation entspricht einem Protonenübergang
CH₃COOH(aq) + NH₃(aq) → CH₃COO⁻(aq) + NH₄⁺(aq)
Für eine vollständige Neutralisation sollte am besten einer der beiden Reaktionspartner eine starke Säure oder Base sein und die eingesetzten Stoffmengen das stöchiometrische Verhältnis von Säure und Base abbilden.
Die Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base oder einem Hydroxid ergibt eine neutrale Lösung.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Die Neutralisation einer schwachen Säure mit einer starken Base oder Hydroxid ergibt eine basische Lösung. Aus der schwachen Säure wird die korrespondierende schwache Base gebildet.
CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l)
Die Neutralisation einer schwachen Base mit einer starken Säure ergibt eine saure Lösung weil aus der schwachen Base die korrespondierende schwache Säure gebildet wird.
HCOONa(aq) + HCl(aq) → HCOOH(aq) + H₂O(l)

Aufgabe
Sodbrennen entsteht durch überschüssige Magensäure (HCl 0,5 %) welche mit »Bullrich Salz Magentabletten« neutralisiert werden kann. Magensäure enthält Salzsäure mit einem Massenanteil von 0,5 %. Für die Dichte kann 1,0 g/mL angenommen werden.
Berechnen Sie welches Volumen an Magensäure mit einer Tablette mit 850 mg NaHCO₃ neutralisiert wird. 

8.2 Maßanalyse
Die Maßlanalyse oder Titrimetrie ist eine Methode zur quantitativen Bestimmung eines Stoffes (Analyt) in einem Stoffgemisch (Probe). Sie beantwortet die Frage, wie viel Analyt in der Probe enthalten ist.
I. Prinzip
Zu einem bestimmten Volumen der Probelösung wird genau so viel Reagenzlösung bekannter Konzentration (Maßlösung) hinzugegeben, wie zur vollständigen Umsetzung des Analyten erforderlich ist. Aus der Konzentration der Maßlösung und dem Volumen, das zum Erreichen der vollständigen Umsetzung (äquivalenzpunkt) benötigt wird, lässt sich die Menge des Analyten berechnen. Der äquivalenzpunkt muss durch eine geeignete Methode klar erkennbar sein.

Aus der ursprünglich Probe wird durch Verdünnen, Auflösen oder Aufschluss eine Probelösung zur Analyse hergestellt. Andernfalls entspricht die Probe der Probelösung. Von der Probelösung mit unbestimmter Konzentration an Analyt wird mit einer Vollpipette ein geeignetes Volumen entnommen, in einen Erlenmeyerkolben gegeben und ggf. mit einigen Tropfen Farbindikator versetzt. Die Maßlösung mit bekannter Konzentration an Reagenz wird mit Hilfe einer Bürette tropfenweise unter Rühren zu der Probelösung gegeben bis der Farbumschlag des Indikators eintritt. Der Farbumschlag markiert den äquivalenzpunkt. Ohne Farbindikator wird über den Äquivalenzpunkt hinaus titriert und dieser mithilfe einer elektrochemisch (pH-metrisch, konduktometrisch, ...) angelegten Kurve bestimmt.

Die zu bestimmende Größe ist die Konzentration in der Probelösung, aus der der Gehalt in Probe berechnet wird. Am äquivalenzpunkt entspricht das Stoffmengenverhältnis von Analyt zu Reagenz dem Verhältnis der Koeffizienten der Bestimmungsreaktion. Aus dem Verhältnis 1:1 ergibt sich n(Analyt) = n(Reagenz) c(Analyt) · V(Probelösung)= c(Reagenz) · VÄq(Maßlösung) c(Analyt) = c(Reagenz) ·  VÄq(Maßlösung)   V(Probelösung)

8.3 Säure-Base-Titrationen mit Farbindikator
8.3.1 Säure-Base-Titrationen
Säure-Base-Titrationen sind maßanalytische Bestimmungen mittels einer Neutralisationsreaktion. Die Probe kann als Analyten starke oder schwache Säuren bzw. Basen enthalten. Das Reagenz in der Maßlösung ist immer eine starke Base bzw. Säure.
Als Farbindikatoren dienen schwache Säure/Base-Paare die sich farblich voneinander unterscheiden. Da sie in sehr geringer Menge vorliegen, haben sie keinen Einfluss auf den pH. Ihr Gleichgewicht wird vom pH bestimmt. In saurer Lösung liegt vor allem die saure Form vor und ist farbgebend. In basischer Lösung ist die basische Form farbgebend.
Der pH-Bereich in dem beide Formen in ähnlichen Mengen vorliegen und eine Mischfarbe entsteht ist der Umschlagbereich.

Da die Lösungen am Äquivalenzpunkt neutral und mehr oder weniger sauer oder basisch sein können muss für jede Titration ein passender Farbindikator gewählt werden, der am Äquivalenzpunkt die Farbe ändert. Der pH-Wert der Lösung am Äquivalenzpunkt sollte also im Umschlagbereich des Indikators liegen.

Analyt in der Probe	Reagenz in der Maßlösung	pH-Wert am Äquivalenzpunkt
Starke Säure Starke Base Schwache Säure     Schwache Base	Starke Base (NaOH)         Starke Säure (HCl)     Starke Base (NaOH)     Starke Säure (HCl)	7    7 > 7 < 7

Die Titration von schwachen Säuren wird gewöhnlich mit Phenolphthalein als Indikator durchgeführt. Für schwache Basen kommen zum Beispiel Methylrot oder Methylorange in Frage. Der Äquivalenzpunkt von Titrationen starker Säuren oder Basen wird mit Bromthymolblau bestimmt.

Aufgaben
1. Geben Sie jeweils die Probe- und Maßlösung an, formulieren Sie die Neutralisationsgleichung und berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration des Analyten in der Probe. 
(a) 10,0 mL Salzsäure werden mit Natronlauge (c(NaOH) = 0,050 mol/L) titriert. Bei Zugabe von 12,6 ml Natronlauge ist der Äquivalenzpunkt erreicht. 






(b) Zur Titration von 25,0 mL Kalilauge werden 13,5 mL Perchlorsäure 0,100 mol/L benötigt. 






(c) In einem 100-mL-Messkolben werden 11,5 ml einer Salpetersäureprobe (Probe) mit destilliertem Wasser bis zur Eichmarke aufgefüllt und homogenisiert. 25,0 mL der verdünnten Salpetersäure (Probelösung) werden mit 18,4 mL Natronlauge 0,25 mol/L titriert. 












(d) Zur Titration von 25,0 mL Schwefelsäure werden 12,9 mL Natronlauge (0,80 M) benötigt. 

8.3.2 Farbindikatoren sind schwache Säure-Base-Paare

Farbindikatoren sind schwache Säure/Base-Paare, HIn/In⁻, bei denen sich Säure und Base farblich voneinander unterscheiden. Sie werden den Reaktionsgemischen in geringen Mengen zugegeben und haben daher keinen Einfluss auf den pH aber färben die Lösung. Ihr Gleichgewicht wird vom pH bestimmt und folgt der Henderson-Hasselbalch Gleichung.

pH = pKS + log(

c(In−)   c(HIn)

Das Konzentrationsverhältnis der sauren zur basischen Form des Indikators wird durch den pH der Lösung bestimmt.

Aufgaben
1. Überprüfen Sie, welcher Indikator für die Titration einer Essigsäurelösung, der ungefähren Konzentration 0,1 mol/L, durch Titration mit Natronlauge, der Konzentration c = 0,100 mol/L, geeignet ist. Berechnen Sie dazu den pH-Wert der Probelösung am Äquivalenzpunkt indem Sie annehmen, dass die gesamte Menge an Essigsäure zu Acetat umgesetzt wurde. Beziehen Sie auch die Volumenänderung durch die Zugabe der Maßlösung mit ein. 













2. 30 mL einer Butanamin-Lösung, C₄H₉NH₂(aq), der ungefähren Konzentration 0,1 mol/L werden mit 0,100 mol/L Salzsäure titriert. pK_S(C₄H₉NH₃⁺)=3,40. Erstellen Sie die Neutralisationsgleichung und schlagen Sie einen geeigneten Indikator vor. Begründen Sie Ihre Antwort. 

8.4 pH-metrische Maßanalyse
8.4.1 Die pH-metrische Bestimmung des Äquivalenzpunktes  (Seite 76 lesen)
c) Verlauf des pH-Wertes (mit einer pH-Elektrode gemessen, Titrationskurve)

Eine zehnfache Verminderung der H3O+-Konzentration entspricht der Zunahme einer pH-Einheit. Konzentrations-änderungen bei sehr geringen H3O+-Konzentrationen werden so sichtbar. Die Titrationskurve verläuft über fast den gesamten Neutralisationsvorgang flach um dann dann um den Äquivalenzpunkt (Äq) sprunghaft anzusteigen. Am Äquivalenzpunkt ist die Steigung am größten (Wendepunkt).

d) Bestimmung des Äquivalenzpunktes

Die gängigste graphische Vorgehensweise ist die Dreigeradenmethode. Zwei parallele Tangenten werden an die gekrümmten Bereiche gelegt. Eine dritte parallele Gerade wird mit gleichem Abstand zu beiden Tangenten eingezeichnet. Der Schnittpunkt dieser Gerade mit der Titrationskurve markiert den Äquivalenzpunkt.

Aufgabe
50,0 mL Gurkenwasser werden mit Natronlauge 0,100 M titriert. Die Äquivalenzpunktbestimmung erfolgt pH-metrisch. Für jeden zugesetzten Milliliter Maßlösung (Mls) wird der pH-Wert der Lösung aufgenommen. Die Säure im Gurkenwasser stammt aus zugesetztem Essig.  

V(Mls)/mL	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9
pH	3,2	3,7	4,1	4,3	4,5	4,6	4,8	5,0	5,1	5,3
V(Mls)/mL	10	11	12	13	14	15	16	17	18	19
pH	5,6	6,1	10,9	11,4	11,6	11,8	11,8	11,9	12,0	12,1

(a) Erstellen Sie die Neutralisationsgleichung.



(b) Tragen Sie die Messwerte auf Millimeterpapier auf und verbinden Sie die Punkte zu einer Titrationskurve.
(c) Ermitteln Sie den Äquivalenzpunkt mit der Dreigeradenmethode.
(d) Berechnen Sie die Massenkonzentration an Essigsäure im Gurkenwasser.




(e) Schlagen Sie vor wie bei einer zweiten Messung die Präzision verbessert werden kann.



(f) Schlagen Sie einen geeigneten Indikator für eine maßanalytische Bestimmung ohne pH-Meter vor.

8.4.2 Bereiche und Berechnung von Titrationskurven (Seite 79 lesen)

Die Berechnungen die im Buch angegeben sind erlauben die vollständige Darstellung der Titrationskurven von einwertigen starken oder schwachen Säuren/Basen mit starken Basen/Säuren. In der Praxis genügt es aber einige bestimmte Koordinaten berechnen zu können und daraus eventuell die vollständige Kurve ableiten zu können.

a) Titration einer starken Säure mit einer starken Base



Zwei Eigenschaften sind charakteristisch für die Titrationskurve einer starken Säure mit einer starken Base:

(i)	Der Äquivalenzpunkt entspricht dem Neutralpunkt.
(ii)	Der Kurvenbeginn ist flach.

Aufgabe 
25 mL Salzsäure werden mit 16 ml Natronlauge 0,025 M titriert.
(a) Geben Sie die Reaktionsgleichung an.




(b) Formulieren Sie das Stoffmengenverhältnis n(Säure)/n(Base).




(c) Berechnen Sie den pH-Wert der Probelösung.

Drei Eigenschaften sind charakteristisch für die Titrationskurve einer schwachen Base mit einer starken Säure.

(i)	Schneller Abstieg des pH-Wertes am Beginn der Kurve.
(ii)	Der pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt (erster Wendepunkt) entspricht dem pKS der schwachen Säure.
(iii)	Der Äquivalenzpunkt (zweiter Wendepunkt) entspricht nicht dem Neutralpunkt: pHÄq < 7

Aufgaben
1. 20 mL Natriumcyanid werden mit 14,5 ml Salzsäure 0,80 M mit den nötigen Vorsichtsmaßnahmen titriert. 
(a) Geben Sie die Reaktionsgleichung an.




(b) Formulieren Sie das Stoffmengenverhältnis n(Base)/n(Säure).





(c) Berechnen Sie den pH-Wert der Probelösung.






(d) Berechnen Sie den pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt. Begründen Sie Ihre Antwort.






(e) Berechnen Sie den pH-Wert am Äquivalenzpunkt.







(f) Berechnen Sie den pH-Wert nach Zugabe von 10 ml Salzsäure.










(g) Berechnen Sie den pH-Wert nach Zugabe von 25 ml Salzsäure.

Inhaltsverzeichnis

Zurück

Weiter