Titration

Die Titration ist eine Methode zur quantitativen Analyse von sauren oder alkalischen Lösungen. Dabei wird beispielsweise eine Lösung mit einem unbestimmten Anteil an Säure mit einer Base neutralisiert. Dabei wird der Umschlagspunkt eines Systems als Äquivalentpunkt bezeichnet. Wo der jeweilige Äquivalenzpunkt einer Titration liegt häng von den beteiligten Säuren und Basen ab. Der Äquivalenzpunkt wird von einem Säure-Base-Indikator angezeigt. Da wie zuvor erwähnt je nach Säure oder Base die Titration unterschiedlich verläuft, muss man verschiedene Fälle unterscheiden.

1. Titration einer starken Base mit einer starken Säure (1 protonig): Im folgenden Beispiel soll eine 50ml-Probe einer Natronlauge (NaOH-Lösung) mit 0,1M Salzsäure (HCl) titriert werden. Die Probenlösung wird in einem Erlenmeyerkolben vorgelegt. Als Indikator eignet sich in diesem Fall Phenolphtalein oder Bromthymolblau. In diesem Fall ist es empfehlenswert mit dem Indikatorbromthymolblau zu arbeiten, da der Farbumschlag von blau nach gelb besser wahrzunehmen ist als der Farbumschlag von rosa nach farblos. Es werden 2-3 Tropfen des Indikators hinzugegeben. Nun füllt man die 0,1M HCl in die Bürette ein, so dass die Bürette bis zu Eichstrich mit der Maßlösung gefüllt ist. Anschließend lässt man ganz langsam Salzsäure in die Probenlösung tropfen, wobei nach jedem Tropfen für gute Durchmischung gesorgt werden muss (z.B. mit Hilfe eines Magnetrührers). Nun wird solange titriert bis die Lösung grün gefärbt ist. An diesem Punkt ist der Äquivalenzpunkt erreicht und anhand des verbrauchten Volumen an Maßlösung kann die Menge an Natriumhydroxid beziehungsweise an Hydroxid-Ionen bestimmt werden. Man kann den Äquivalenzpunkt auch zeichnerisch bestimmen. Dazu muss mit Hilfe einer Messelektrode ständig der pH-Wert bestimmt werden. In ein Diagramm wird nun der pH-Wert in Abhängigkeit des zugegebenen Volumen an Maßlösung eingetragen. Man stellt fest, dass der pH-Wert erst nur in kleinen Schritten sinkt. An einer Stelle hat die Kurve jedoch einen starken pH-Sprung. An diesem Punkt nähert sich die Hydronium-Ionen-Konzentration der Konzentration der Hydroxid-Ionen an. Der Wendepunkt der Kurve ist der Äquivalenzpunkt der bei dieser Titrationsart bei pH 7 liegt.

Berechnung der OH--Konzentration: Wenn für die 50ml Probenlösung 10ml Maßlösung benötigt wurden ergibt sich daraus eine Hydroxis-Ionen-Menge von 0,02mol. Mit Hilfe der Molmasse von 17g/mol ergibt sich daraus 0,085g/L Hydroxid.

Analog zur Titration einer starken Base mit einer starken Säure verhält sich die Titration einer starken Säure mit einer starker Basen.

 2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base: Ein Beispiel für eine schwache Säure ist die Essigsäure mit einem pKs-Wert von 1,8∙10-5. Betrachtet man sich die Titrationskurve so fällt auf das der Anfangs-pH-Wert höher liegt als bei einer Titration einer starken Säure. Außerdem steigt der pH-Wert zu Beginn der Titration stärker an und der Äquivalenzpunkt entspricht nicht dem Neutralpunkt bei pH 7. Der Äquivalenzpunkt liegt in einem solchen Fall über 7.

3. Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base: Eine solche Titration ist praktisch unsinnig, da sich kein deutlicher Äquivalenzpunkt zeigt der pH-Wert macht bei dieser Art von Titration keinen deutlichen Sprung, sodass eine solche Titration keinen Sinn macht.

4. Titration einer mehrprotonigen Säure mit einer starken Base:  bei einer solchen Titration wird man mehrere Äquivalenzpunkte finden. Die Anzahl der Äquivalenzpunkte ist gleich der pro Molekül abgegebenen Protonenzahl. Man stellt fest, dass der erste Äquivalenzpunkt einen deutlicheren pH-Wert-Sprung aufweist als die nachfolgenden Äquivalenzpunkte. Dies hängt damit zusammen, dass die zweite oder dritte Dissoziationsstufe schwächer ist als die erste. Somit ist der pKs-Wert der ersten Protolysestufe generell kleiner als die darauf folgenden.

 

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