Säure-Base-Titration

Im Labor arbeitest Du oft mit vielen verschiedenen Lösungen. Daher kennst Du manchmal nicht mehr die genaue Konzentration einer bestimmten Säure oder Base. Das stellt aber für die Durchführung von Experimenten ein Problem dar, weshalb Du die Konzentration bestimmen musst. Eine einfache Methode, um die unbekannte Konzentration zu bestimmen, ist die Säure-Base-Titration.

Grundprinzipien der Säure-Base-Titration

Bei der Säure-Base-Titration gibst Du zu einer Probelösung unbekannter Konzentration eine Maßlösung, dessen Konzentration Dir bekannt ist. Bei der Maßlösung handelt es sich um eine starke Säure oder Base.

Es kommt zu einer Reaktion, bei der die entsprechenden Oxoniumionen (H₃O⁺) und Hydroxidionen (OH^-) neutralisiert werden, in dem Wasser entsteht. Wenn die Lösung neutralisiert wurde, kannst Du aus dem verwendeten Volumen an Maßlösung, die Konzentration der Probelösung berechnen.

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

Die H₃O⁺-Ionen der Säure werden durch die OH^--Ionen der Base neutralisiert und der pH-Wert der Lösung nähert sich dem neutralen Wert 7. Demnach sind an diesem Punkt die Stoffmengen (n) der Maß- und der Probelösung identisch.

${\mathrm{n}}_{\mathrm{Probelösung}}={\mathrm{n}}_{\mathrm{Maßlösung}}$

Als Äquivalenzpunkt bezeichnet man den Punkt im Titrationsprozess, an dem in der Lösung genau so viele Hydroxidionen wie Oxoniumionen vorhanden ist. Eine bestimmte Stoffmenge an Säure wurde mit der entsprechenden Stoffmenge an Base neutralisiert. Dies ist der Endpunkt.

Die Maßlösung wird so lange zur Probelösung hinzugetropft, bis die Äquivalenzstoffmengen gleich sind und der in der Probelösung enthaltende Indikator sich färbt.

Um den Äquivalenzpunkt während der Titration erkennen zu können, wird ein Indikator eingesetzt. pH-Indikatoren sind Farbstoffe, die man der Probelösung zusetzt. Je nachdem, ob eine Lösung sauer oder basisch ist, verändern sie ihre Farbe. Sobald der pH-Indikator während der Titration seinen Farbumschlag hat, ist der Äquivalenzpunkt erreicht.

Hier siehst Du einige häufig verwendete pH-Indikatoren und ihre Umschlagbereiche aufgelistet.

Während der Säure-Base-Titration steigt die sogenannte Titrationskurve. An der Bürette kannst Du das verbrauchte Volumen an Maßlösung abmessen und über eine Umrechnung, die Konzentration des gesuchten Stoffes berechnen.

Säure-Base-Titration Durchführung

Für die Säure-Base-Titration füllst Du eine Maßlösung bekannter Konzentration in eine Bürette. In einem Erlenmeyerkolben darunter befindet sich die Probelösung mit dem Indikator.

Jetzt gibst Du nach und nach Maßlösung zur Probelösung hinzu, bis der Indikator umschlägt und der Äquivalenzpunkt erreicht ist. Jetzt kannst Du ablesen, wie viel Volumen an Maßlösung Du verwendet hast.

Um nun die Konzentration (c) der Probelösung berechnen zu können, benötigst Du diese Titrationsformel:

${\mathrm{c}}_{\mathrm{Maßlösung}}=\frac{{\mathrm{n}}_{\mathrm{Maßlösung}}}{{\mathrm{V}}_{\mathrm{Maßlösung}}}\mathrm{bzw}.{\mathrm{n}}_{\mathrm{Maßlösung}}={\mathrm{V}}_{\mathrm{Maßlösung}}\times {\mathrm{c}}_{\mathrm{Maßlösung}}$

Um nun die unbekannte Konzentration der Salzsäurelösung zu berechnen, kannst Du so vorgehen:

${\mathrm{n}}_{\mathrm{Maßlösung}}=0,01\mathrm{L}\times 0,1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}=0,001\mathrm{mol}$

${\mathrm{c}}_{\mathrm{Probelösung}}=\frac{0,001\mathrm{mol}}{0,01\mathrm{L}}=0,1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$

Die Konzentration der Salzsäurelösung beträgt somit 0,1 $\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$.

Bei der Titration einer starken Base (Probelösung) mit einer starken Säure (Maßlösung) würde die Titrationskurve umgekehrt aussehen. Das heißt, der pH-Wert würde von basisch zu sauer sinken.

Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

Bei der Titration einer schwachen Säure (Probelösung) mit einer starken Base (Maßlösung) steigt der pH-Wert der Lösung von sauer nach basisch. Jedoch verläuft die Titrationskurve etwas anders als bei einer starken Säure.

In diesem Beispiel wurden 20 ml Essigsäure (CH₃COOH), deren Konzentration nicht bekannt ist, mit einer Natronlauge (NaOH), deren Konzentration 0,1 $\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$ beträgt, titriert.

Zu Beginn der Säure-Base-Titration liegt der pH-Wert höher, da nur ein kleiner Teil der Essigsäure dissoziiert vorliegt. Dissoziation bedeutet, dass ein Molekül in zwei oder mehrere einfache Moleküle getrennt wird. Das heißt, die Essigsäure liegt zu einem geringen Anteil als Acetat- (CH₃COO^-) und H⁺-Ionen vor.

Die Titrationskurve verläuft nicht steil im Bereich des pk_s-Wertes, da hier zunächst die Natronlauge verbraucht wird, um die Essigsäure zu neutralisieren.

Die Besonderheit bei dieser Säure-Base-Titration ist, dass der Äquivalenzpunkt und der Neutralpunkt nicht identisch sind. Am Neutralpunkt beträgt der pH-Wert der Lösung 7 und die Lösung ist neutral. Das liegt daran, dass am Äquivalenzpunkt die gesamte Essigsäure neutralisiert wurde und die Lösung dann Natriumacetat (C₂H₃NaO₂) enthält.

Natriumacetat reagiert in wässriger Lösung schwach basisch, weshalb der Äquivalenzpunkt im schwach basischen Bereich liegt. Bei der Reaktion mit Natronlauge entsteht das basische Acetat-Ion.

${\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}+\mathrm{NaOH}\rightleftharpoons {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Im Verlauf der Titration verändert sich der pH-Wert in einem großen Intervall. Es kommt nicht zu einem schnellen pH-Sprung wie bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base.

Um nun die unbekannte Konzentration der Essigsäurelösung zu berechnen, kannst Du so vorgehen wie bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base:

${\mathrm{n}}_{\mathrm{Maßlösung}}=0,04\mathrm{L}\times 0,1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}=0,004\mathrm{mol}$

${\mathrm{c}}_{\mathrm{Probelösung}}=\frac{0,004\mathrm{mol}}{0,02\mathrm{L}}=0,2\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$

Die Konzentration der Essigsäurelösung beträgt somit 0,2 $\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}$.

Wenn Du eine schwache Base mit einer starken Säure titrieren würdest, wäre der Verlauf ähnlich. Die Kurve würde dann im basischen Bereich beginnen und im sauren Bereich enden. Der Äquivalenzpunkt wäre dann im sauren Bereich, also unter 7.

Titration einer mehrprotonigen Säure

Die Besonderheit bei der Titration von mehrprotonigen Säuren wie Phosphorsäure (H₃PO₄), Schwefelsäure (H₂SO₄) oder Kohlensäure (H₂CO₃) ist, dass es mehrere Äquivalenzpunkte gibt. Es gibt immer so viele Äquivalenzpunkte wie Protonen. So hat Phosphorsäure (H₃PO₄) beispielsweise drei Protonen und demnach gibt es bei der Titration 3 Äquivalenzpunkte.

Bei der Reaktion mit Phosphorsäure laufen drei Säure-Base-Reaktionen ab, bei denen stufenweise die Protonen abgegeben werden:

$$\begin{gathered} 1.{\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4+\mathrm{NaOH}\to {\mathrm{H}}_2{{\mathrm{PO}}_4}^{-}+{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 2.{\mathrm{H}}_2{{\mathrm{PO}}_4}^{-}+\mathrm{NaOH}\to {{\mathrm{HPO}}_4}^{2-}+{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 3.{{\mathrm{HPO}}_4}^{2-}+\mathrm{NaOH}\to {{\mathrm{PO}}_4}^{3-}+{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \end{gathered}$$

Deswegen gibt es hier auch 3 Äquivalenzpunkte und mehrere pH-Sprünge, wie Du in dieser Abbildung sehen kannst.

Um die Konzentration der Phosphorsäure zu berechnen, musst Du die Reaktionsgleichung aufstellen:

${\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4+3\mathrm{NaOH}\to {\mathrm{Na}}_3{\mathrm{PO}}_4+3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Demnach ist am Äquivalenzpunkt die Stoffmenge der verbrauchten Maßlösung, dreimal so hoch wie die der Phosphorsäure:

$\mathrm{n}\left(\mathrm{NaOH}\right)=3\mathrm{n}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4\right)$ bzw. $\frac{1}{3}\mathrm{n}\left(\mathrm{NaOH}\right)=\mathrm{n}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4\right)$

Die Konzentration kannst Du anschließend mit dieser Formel berechnen:

$\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4\right)=\frac{\frac{1}{2}\mathrm{n}\left(\mathrm{NaOH}\right)}{\mathrm{V}\left(\mathrm{NaOH}\right)}$

Indem Du jetzt die Volumina der Natronlauge an einem der Äquivalenzpunkte in die Gleichung einsetzt, erhältst Du die Konzentration der Phosphorsäure.