Säure-Base-Titration — Ablauf, Berechnungen & Indikatoren

Die Säure-Base-Titration ist eine Methode, um die unbekannte Konzentration einer Säure oder Base zu bestimmen, indem man sie mit einer Standardlösung bekannter Konzentration reagieren lässt. Dabei gibt man die Standardlösung so lange zu, bis die Reaktion den Äquivalenzpunkt erreicht, an dem Säure und Base genau im Stoffmengenverhältnis der ausgeglichenen Reaktionsgleichung umgesetzt haben.

In einem typischen Laboraufbau misst man die Probe ab, gibt den Titranten aus einer Bürette zu, beobachtet den Endpunkt und verwendet das verbrauchte Titrationsvolumen, um die unbekannte Konzentration zu berechnen. Wenn die Reaktion $1{:}1$ ist, funktioniert die Kurzform $C_aV_a = C_bV_b$. Ist sie nicht $1{:}1$, muss man zuerst die ausgeglichene Reaktionsgleichung verwenden.

Warum die Säure-Base-Titration funktioniert

Die Methode funktioniert, weil die Neutralisation der Stöchiometrie folgt. Am Äquivalenzpunkt sind die reagierenden Mengen nicht nur „ungefähr“ gleich. Sie entsprechen genau der ausgeglichenen chemischen Gleichung.

Diese Bedingung ist wichtig. HCl und NaOH reagieren im Verhältnis $1{:}1$, aber Schwefelsäure und Natriumhydroxid reagieren im Verhältnis $1{:}2$:

$$\mathrm{H_2SO_4} + 2\mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na_2SO_4} + 2\mathrm{H_2O}$$

Deshalb reicht das Volumen allein nie aus. Man braucht auch das Stoffmengenverhältnis aus der Gleichung.

Säure-Base-Titration Schritt für Schritt

Eine übliche Titration im Unterricht oder Labor läuft meist in diesen Schritten ab:

1. Die Bürette mit der Standardlösung spülen und füllen.
2. Ein bekanntes Volumen der unbekannten Lösung mit der Pipette in einen Kolben geben.
3. Einige Tropfen eines geeigneten Indikators zugeben oder eine pH-Sonde verwenden.
4. Den Titranten unter Schwenken zugeben und in der Nähe des Endpunkts tropfenweise arbeiten.
5. Den Bürettenstand notieren, sobald der Endpunkt sichtbar ist.
6. Die Titration wiederholen, bis übereinstimmende Titriervolumina erhalten werden.

Der Endpunkt ist das sichtbare Signal, zum Beispiel ein Farbumschlag. Der Äquivalenzpunkt ist der stöchiometrische Punkt aus der Chemie. In Schulaufgaben werden beide oft gleichgesetzt, aber in der echten Laborpraxis liegen sie nur nahe beieinander.

Formel und Berechnung bei der Säure-Base-Titration

Am sichersten ist es, mit den Stoffmengen und der ausgeglichenen Reaktionsgleichung zu beginnen:

$$\frac{n_{\text{Säure}}}{a} = \frac{n_{\text{Base}}}{b}$$

wobei $a$ und $b$ die stöchiometrischen Koeffizienten aus der ausgeglichenen Gleichung sind.

Da $n = CV$ gilt, wird daraus:

$$\frac{C_{\text{Säure}}V_{\text{Säure}}}{a} = \frac{C_{\text{Base}}V_{\text{Base}}}{b}$$

Das ist die allgemeine Beziehung für die Säure-Base-Titration.

Die Kurzform

$$C_aV_a = C_bV_b$$

gilt nur, wenn die Reaktion $1{:}1$ ist.

Durchgerechnetes Beispiel: Eine unbekannte HCl-Konzentration bestimmen

Angenommen, $25.0\ \mathrm{mL}$ Salzsäure werden mit $0.100\ \mathrm{mol/L}$ Natriumhydroxid titriert. Der Endpunkt wird erreicht, nachdem $18.4\ \mathrm{mL}$ NaOH zugegeben wurden. Bestimme die Konzentration der HCl.

Zuerst schreibt man die Reaktion auf:

$$\mathrm{HCl} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{NaCl} + \mathrm{H_2O}$$

Dies ist eine $1{:}1$-Reaktion, also sind die Stoffmengen von HCl und NaOH am Äquivalenzpunkt gleich.

Bestimme die zugegebene Stoffmenge an NaOH:

$$n(\mathrm{NaOH}) = CV = 0.100 \times 0.0184 = 0.00184\ \mathrm{mol}$$

Also enthielt die HCl-Probe ebenfalls:

$$n(\mathrm{HCl}) = 0.00184\ \mathrm{mol}$$

Nun teilt man durch das Säurevolumen in Litern:

$$C(\mathrm{HCl}) = \frac{0.00184}{0.0250} = 0.0736\ \mathrm{mol/L}$$

Die Säurekonzentration ist also:

$$0.0736\ \mathrm{mol/L}$$

Dieses Beispiel zeigt die Logik der meisten Titrationsaufgaben: Bekannte Konzentration plus gemessenes Volumen ergibt die Stoffmenge, und aus der Stoffmenge folgt die unbekannte Konzentration.

So wählt man den richtigen Indikator

Ein Indikator sollte im steilen Bereich der Titrationskurve seine Farbe ändern. Liegt sein Umschlagsbereich weit vom starken pH-Sprung entfernt, kann er den Endpunkt zu früh oder zu spät anzeigen.

Bei einer Titration starke Säure–starke Base können mehrere gängige Indikatoren funktionieren, weil der pH-Sprung in der Nähe des Äquivalenzpunkts groß ist. Bei einer Titration schwache Säure–starke Base ist meist ein Indikator mit Umschlagsbereich im basischen Bereich besser geeignet, weil der Äquivalenzpunkt in verdünnter wässriger Lösung typischerweise über $7$ liegt. Bei einer Titration starke Säure–schwache Base passt oft ein Indikator, der im sauren Bereich umschlägt, besser.

Die praktische Regel ist einfach: Den Indikator an die Titrationskurve anpassen, nicht nur an die Namen der Reagenzien.

Häufige Fehler bei der Säure-Base-Titration

$C_aV_a = C_bV_b$ automatisch verwenden

Diese Kurzform ist nur für eine $1{:}1$-Reaktion gültig. Wenn die Koeffizienten unterschiedlich sind, muss man zuerst die ausgeglichene Gleichung verwenden.

Endpunkt und Äquivalenzpunkt verwechseln

Der Endpunkt ist das, was man beobachtet. Der Äquivalenzpunkt ist das, was durch die Stöchiometrie festgelegt ist. Sie sollten nahe beieinander liegen, sind aber per Definition nicht identisch.

Den Endpunkt überschreiten

Der größte Teil des nützlichen Volumens wird sicher vor den letzten wenigen Tropfen zugegeben. In der Nähe des Endpunkts kann schon ein zusätzlicher Tropfen entscheidend sein.

Volumeneinheiten vermischen

Wenn man Stoffmengen mit $n = CV$ berechnet, muss die Konzentration in $\mathrm{mol/L}$ und das Volumen in $\mathrm{L}$ eingesetzt werden. Wenn man die Verhältnisform auf beiden Seiten verwendet, müssen die Volumeneinheiten trotzdem übereinstimmen.

Wann die Säure-Base-Titration verwendet wird

Die Säure-Base-Titration wird verwendet, um unbekannte Konzentrationen zu bestimmen, Lösungen einzustellen und die Konzentration einer Probe zu überprüfen. Außerdem macht sie das Konzept der Neutralisation zu einer messbaren Labormethode.

Am nützlichsten ist sie, wenn die Neutralisationsreaktion klar definiert ist und der Endpunkt eindeutig erkannt werden kann.

Probiere eine ähnliche Aufgabe

Ändere im durchgerechneten Beispiel das NaOH-Volumen von $18.4\ \mathrm{mL}$ auf $22.0\ \mathrm{mL}$ und löse die Aufgabe erneut. Versuche danach einen Fall, der nicht $1{:}1$ ist, zum Beispiel $\mathrm{H_2SO_4}$ mit NaOH, und beachte, dass sich der Ansatz schon vor der eigentlichen Rechnung ändert.