MINT lernen

Die Säure-Base-Titration

Tropfen für Tropfen zur unbekannten Konzentration — der Farbumschlag sagt dir, wann du aufhören musst.

1

Das Prinzip der Titration

Eine Lösung bekannter Konzentration neutralisiert eine Probe unbekannter Konzentration — gemessen wird das verbrauchte Volumen.

  • Titration:Verfahren der Maßanalyse: Aus dem Volumenverbrauch einer Maßlösung ermittelt man die Stoffmenge in der Probe.
  • Maßlösung:Lösung mit genau bekannter Konzentration in der Bürette, z. B. Natronlauge \(c = 0{,}100\ \mathrm{mol/L}\).
  • Probelösung:genau abgemessenes Volumen (Vollpipette) im Erlenmeyerkolben, dazu einige Tropfen Indikator.
  • Neutralisation:\(\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}\) — auch eine schwache Säure reagiert dabei vollständig.
  • Äquivalenzpunkt:Die zugegebene Stoffmenge an \(\ce{OH-}\) entspricht genau der Stoffmenge der Säure: \(n(\ce{OH-}) = n(\text{Säure})\).
  • Indikator:Farbstoff, der am Äquivalenzpunkt die Farbe wechselt — dort wird der Hahn geschlossen.

Herleitung:

\(n(\text{Säure}) = n(\ce{OH-})\)
Start
Am Äquivalenzpunkt, für eine einprotonige Säure.
\(c(\text{Säure})\cdot V(\text{Säure}) = c(\ce{OH-})\cdot V(\ce{OH-})\)
\(n = c\cdot V\)
Beide Stoffmengen über Konzentration und Volumen ausdrücken.
\(c(\text{Säure}) = \dfrac{c(\ce{OH-})\cdot V(\ce{OH-})}{V(\text{Säure})}\)
Ergebnis
\(|\;:\,V(\text{Säure})\) — alle Volumina in derselben Einheit.
Merke

Titration: \(c(\text{Säure}) = \dfrac{c(\ce{OH-})\cdot V(\ce{OH-})}{V(\text{Säure})}\)

2

Genau titrieren und ablesen

  • Bürette ablesen:auf Augenhöhe am tiefsten Punkt des Meniskus; die Skala zählt von oben nach unten, abgelesen wird auf \(0{,}05\ \mathrm{mL}\).
  • Verbrauch:\(V = V_{\text{Ende}} - V_{\text{Anfang}}\) — der Anfangsstand ist fast nie genau \(0\).
  • Vorgehen:erst zügig, kurz vor dem erwarteten Umschlag tropfenweise; dabei ständig umschwenken.
  • Endpunkt:Der Farbumschlag bleibt beim Umschwenken bestehen.
  • Übertitrieren:Jeder Tropfen zu viel vergrößert \(V\) — die berechnete Konzentration fällt zu groß aus.

Lies zuerst den Anfangsstand ab: Ziehe die orange Ablesemarke (oder ↑/↓ in 0,05-mL-Schritten) an den tiefsten Punkt des Meniskus (Bild↑/Bild↓ springt um 1 mL) — die Lupe hilft — und drücke „Ablesen“. Titriere dann bis zum bleibenden Farbumschlag und lies den Endstand genauso ab.

Titrierstand

Halte fest: Nur die Differenz der beiden Bürettenstände zählt — und schon ein zu spät geschlossener Hahn verfälscht die berechnete Konzentration.

3

Allgemeine Hinweise

Differenz bilden

Der Endstand allein ist nicht der Verbrauch. Ziehe immer den Anfangsstand ab: \(V = V_{\text{Ende}} - V_{\text{Anfang}}\).

Einheiten im Bruch

In \(c = \dfrac{c(\ce{OH-})\cdot V(\ce{OH-})}{V(\text{Säure})}\) kürzen sich die Volumeneinheiten — beide in \(\mathrm{mL}\) einsetzen genügt.

Mehrprotonige Säuren

Für Schwefelsäure gilt \(n(\ce{OH-}) = 2\cdot n(\ce{H2SO4})\) — die Stoffmengen am Äquivalenzpunkt sind dann nicht gleich.

Videos