Konduktometrie

Bei der Konzentrationsbestimmung von Stoffen sollte das Ergebnis so genau wie möglich sein. Ein genaues Ergebnis ist dabei sowohl von exaktem Arbeiten als auch von dem jeweiligen Verfahren abhängig. Ein Verfahren, mit dem Du die Konzentration einer Säure, Base oder eines Salzes sehr exakt bestimmen kannst, ist die sogenannte Konduktometrie.

Prinzip der Konduktometrie

Die Konduktometrie ist eine quantitative Analysemethode. Dies bedeutet, dass Du mithilfe der Konduktometrie bestimmen kannst, wie groß die Konzentration des Stoffs ist, der in der Probelösung vorliegt. Die Konduktometrie gehört zu den Titrationsverfahren. Während man bei einer Säure-Base-Titration die Konzentration mithilfe eines Indikators bestimmt, benutzt man bei der Konduktometrie eine andere Methode.

Der Leitwert einer Probelösung wird mithilfe des elektrischen Widerstands der Lösung berechnet. Du erhältst den Leitwert, indem Du den Kehrbruchs des gemessenen Widerstands bildest ($\mathrm{G}=\frac{1}{\mathrm{R}}$). Mithilfe der Konduktometrie lassen sich nur Säuren, Basen und Salze untersuchen, da diese Stoffe in wässriger Lösung Ionen bilden. Durch diese frei beweglichen Ionen kann die Lösung den elektrischen Strom leiten. Wie hoch die Leitfähigkeit der Lösung ist, hängt dabei von folgenden Faktoren ab:

• die Konzentration der Lösung
• die Ionenladungszahl
• die Beweglichkeit der Ionen

Abhängigkeiten der Ionenleitfähigkeit

Die Leitfähigkeit der Probelösung hängt unter anderem von der Konzentration der Probelösung ab. So liegen bei einer höheren Konzentration mehr gelöste Ionen pro Volumen in der Lösung vor, die den elektrischen Strom leiten können. Ist die Konzentration der Probelösung geringer, so enthält sie weniger gelöste Ionen pro Volumen, wodurch die Leitfähigkeit der Lösung kleiner ist.

Wie schnell sich ein Ion in einer wässrigen Lösung bewegen kann, hat ebenfalls Auswirkungen auf die Leitfähigkeit. Die Bewegungsgeschwindigkeit von Ionen wird auch als Ionenäquivalentleitfähigkeit (λ, gesprochen: "Lambda") bezeichnet. Besonders schnell können sich Hydroxidionen und Oxoniumionen im Wasser fortbewegen.

Ionen (außer Oxoniumionen und Hydroxidionen) werden aufgrund ihrer Ladung von dem negativen oder positiven Pol der Elektroden angezogen. Da sie frei beweglich sind, bahnen sie sich einen Weg durch die Lösung zum jeweiligen Pol. Die Ladung der Oxoniumionen und der Hydroxidionen wandert stattdessen über eine Kette von Wassermolekülen. Wie sehr sich die Ionenäquivalentleitfähigkeit der beiden Ionen von anderen Ionen bei einer Temperatur von 25 °Celsius unterscheiden, kannst Du in der folgenden Tabelle erkennen.

Aufbau der Konduktometrie

Der Aufbau der Konduktometrie unterscheidet sich nicht allzu sehr von dem Aufbau anderer Titrationsmethoden, wie der Säure-Base-Titration. Auch bei der Konduktometrie findest Du ein Gefäß, in dem sich der zu untersuchende Stoff in gelöster Form befindet. Das Gefäß kann etwa ein Becherglas oder ein Erlenmeyerkolben sein. Dabei ist die Konzentration des Stoffs unbekannt.

Mithilfe einer Bürette kannst Du tropfenweise die geeignete Maßlösung in die Probelösung geben. Die verwendete Menge kann dabei an der Maßskala der Bürette abgelesen werden. Anders als bei der Probelösung ist die Konzentration der Maßlösung bekannt. Zusätzlich kann die Probelösung mithilfe eines Magnetrührers und einem Magnetrührstäbchen dauerhaft vermischt werden, sodass sich die Maßlösung gleichmäßig in der Probelösung verteilt und die Messergebnisse nicht verfälscht werden.

Anders als bei der Säure-Base-Titration wird die Probelösung nicht mit einem Indikator versetzt. Du gibst stattdessen eine Tauchzelle, auch Leitfähigkeitsmesszelle oder Konduktometer genannt, in die Probelösung. Diese besteht aus einer Anode und einer Kathode, die an eine Wechselstromquelle angeschlossen und parallel zueinander angeordnet sind. Der Konduktometer kann den Widerstand der Probelösung messen.

Auswertung der Konduktometrie

Der Äquivalenzpunkt einer Konduktometrie muss grafisch, mithilfe der sogenannten Extrapolation, bestimmen. Dabei erstellt man aus den gemessenen Leitwerten ein Diagramm und verbindet die einzelnen Punkte. Dieses Diagramm stellt die Leitfähigkeit in Abhängigkeit zum Volumen der hinzugefügten Maßlösung bei. Der Verlauf einer Leitfähigkeitstitration besitzt typischerweise eine V-Form. Du kannst die einzelnen Messpunkte also durch zwei Geraden verbinden. Der Tiefpunkt des "Vs" ist dabei der Äquivalenzpunkt der Titration.

Anwendung der Konduktometrie

Die Konduktometrie hat eine große Bedeutung bei Säure-Base-Titrationen, sowie Fällungstitrationen. Dabei kann der Äquivalenzpunkt von starken Säuren und Basen auch bei sehr großen Verdünnungen sehr exakt bestimmt werden. Dies ist bei anderen Titrationsverfahren wie der Säure-Base-Titration schwierig. Bei Fällungstitrationen spielt die Konduktometrie eine wichtige Rolle, da hier teilweise geeignete Indikatoren fehlen, um den Äquivalenzpunkt durch andere Verfahren zu bestimmen.

Beispiel einer Konduktometrie

In diesem Beispiel handelt es sich um eine konduktometrische Säure-Base-Titration, bei der eine starke Säure durch eine starke Base neutralisiert wird. Dabei wird in 50 ml Salzsäure (HCl) mit Natronlauge der Konzentration 1 $\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$ titriert.

$$\begin{gathered} \mathrm{Probelösung}:{\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{Cl}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)} \\ \mathrm{Maßlösung}:{{{\mathrm{OH}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{\mathrm{Na}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)} \end{gathered}$$

$\mathrm{Neutralisationsreaktion}:{\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{Cl}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{Na}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{OH}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}\to 2{\mathrm{H}}_2{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{Cl}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{Na}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

Vor dem Erreichen des Äquivalenzpunktes

Die Oxoniumionen (H₃O⁺) werden vor dem Erreichen des Äquivalenzpunktes mit den in der Maßlösung enthaltenen Hydroxidionen (OH^-) neutralisiert. Wie Du anhand der Reaktionsgleichung erkennen kannst, enthält die Probelösung durch die Zugabe der Maßlösung auch Natriumionen. Da diese die Leitfähigkeit der Probelösung aber nicht so stark wie die Oxonium- und Hydroxidionen beeinflussen, sinkt die Leitfähigkeit trotz der ansteigenden Konzentration an Natriumionen.

Der Äquivalenzpunkt

Ist der Äquivalenzpunkt erreicht, so entspricht die Probelösung, wie Du an der oben abgebildeten Reaktionsgleichung erkennen kannst, einer reinen Kochsalzlösung (NaCl_(aq)).

Nach dem Erreichen des Äquivalenzpunktes

Gibt man nach dem Erreichen des Äquivalenzpunktes weiter Natronlauge zur Probelösung hinzu, so steigt die Anzahl an Hydroxidionen in der Probelösung an. Die Hydroxidionen können ab dem Erreichen des Äquivalenzpunktes nicht mehr neutralisiert werden, da dazu keine Oxoniumionen mehr vorhanden sind. Dadurch steigt die Leitfähigkeit der Probelösung wieder an.

Bestimmung der Konzentration der Salzsäure

Möchtest Du nun die Konzentration der Salzsäure aus dem Versuch berechnen, musst Du den Äquivalenzpunkt der Titration grafisch bestimmen. An diesem Punkt sind die Stoffmengen der Natronlauge und der Salzsäure äquivalent:

n(NaOH) = n(HCl)

Da die Konzentration und das Volumen der hin zu gegebenen Natronlauge bekannt ist, kannst Du die Stoffmenge der Natronlauge mithilfe folgender Formel berechnen:

$$\begin{gathered} \mathrm{n}\left(\mathrm{NaOH}\right)=\mathrm{c}\left(\mathrm{NaOH}\right)\times \mathrm{V}\left(\mathrm{NaOH}\right) \\ \mathrm{n}\left(\mathrm{NaOH}\right)=1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\times 0,005\mathrm{L} \\ =0,005\mathrm{mol} \end{gathered}$$

Am Äquivalenzpunkt der konduktometrischen Titration wurde insgesamt eine Stoffmenge von 0,005 mol der Natronlauge zur Probelösung hinzugegeben. Mit diesem Wissen kannst Du nun die ursprüngliche Konzentration der Salzsäure berechnen:

$$\begin{gathered} \mathrm{c}\left(\mathrm{HCl}\right)=\frac{\mathrm{n}\left(\mathrm{HCl}\right)}{\mathrm{V}\left(\mathrm{HCl}\right)} \\ \mathrm{c}\left(\mathrm{HCl}\right)=\frac{0,005\mathrm{mol}}{0,05\mathrm{L}} \\ =0,01\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}} \end{gathered}$$

Die Konzentration der Salzsäure lag zu Beginn der Titration also bei 0,01 $\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$.

Konduktometrie – Säure-Base-Titration

Der Verlauf einer Konduktometrie einer Säure oder Base hängt von deren Stärke ab. Im Beispiel hast Du den Verlauf einer Konduktometrie einer starken Säure gesehen. Titriert man jedoch eine schwache Base oder Säure so sie der Verlauf anders aus.

Du kannst anstatt Salzsäure auch Essigsäure (CH₃COOH) mit Natronlauge titrieren. Essigsäure ist im Gegensatz zur Salzsäure eine schwache Säure. Die Reaktionsgleichung dieser Titration lautet folgendermaßen:

${\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-}\to {\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Bei der Titration bilden sich sogenannte Acetat-Ionen (CH₃COO^-), die gemeinsam mit der Essigsäure eine Pufferlösung bilden. Dadurch reagiert die Natronlauge nicht mit den Oxoniumionen, sondern direkt mit den nicht dissoziierten Molekülen der Essigsäure. Aufgrund dessen bleibt die Konzentration der Oxoniumionen und somit der Leitwert bis zum Äquivalenzpunkt nahezu konstant. Wird der Äquivalenzpunkt überschritten, so steigt die Leitfähigkeit, durch die weitere Zugabe von Hydroxidionen, an.

Konduktometrie – Varianten

Bei Konduktometrie unterscheidet man zwischen zwei verschiedenen Verfahren. Dabei handelt es sich um das Bestimmungsverfahren und das Indikationsverfahren. Beide Verfahren fokussieren sich auf die Änderung der Leitfähigkeit der Probelösung.

Das Indikationsverfahren beschreibt das Verfahren, bei dem Du mithilfe der Leitfähigkeitsänderung den Äquivalenzpunkt einer Titration bestimmen kannst. Das Indikationsverfahren ist die Variante der Konduktometrie, die Du in dieser Erklärung schon kennengelernt hast. Beim Bestimmungsverfahren hingegen misst Du die Leitfähigkeit der Probelösung und bestimmst anschließend mithilfe von Eichkurven die Konzentration der Probelösung.