Säure-Base-Titration und Titrationskurve

ChemieSäuren, Basen und TitrationAlter 17–18Virtuelles Labor

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Geben Sie Natronlauge tropfenweise aus einer Bürette zur Säure im Erlenmeyerkolben. Das pH-Volumen-Diagramm wird mit jedem Tropfen aktualisiert und zeigt den steilen pH-Sprung am Äquivalenzpunkt. Ändern Sie starke/schwache Säure, Konzentrationen und Indikator und erkennen Sie, warum man bei der Titration einer schwachen Säure Phenolphthalein statt Methylorange braucht. Eine Ansicht „Praktikum mit pH-Elektrode“ ergänzt eine schwache Base (NH₃ mit HCl), eine schwache Säure mit einer schwachen Base sowie die mehrprotonigen Säuren H₃PO₄, Citronensäure und Na₂CO₃: Elektrode mit Pufferlösungen kalibrieren, Messwerttabelle aufnehmen, Äquivalenzpunkte über ΔpH/ΔV finden und den pKs-Wert am Halbäquivalenzpunkt ablesen. Ein Urtitersubstanz-Praktikum stellt Oxalsäure- oder Natriumcarbonatlösung im 250-mL-Messkolben her und titriert NaOH oder HCl bis zu übereinstimmenden Verbräuchen, um Stoffmengen- und Massenkonzentration zu bestimmen.

Lektion: Säure-Base-Titration (Praktikum)

Was sie zeigt

Bei einer Säure-Base-Titration wird aus einer Bürette eine Lösung zugegeben, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist, an dem Säure und Base im genauen Stoffmengenverhältnis reagiert haben. Die Kurve des pH-Werts gegen das Volumen zeigt dort einen steilen Sprung. Starke Säure mit starker Base springt um pH 7; eine schwache Säure zeigt einen Pufferbereich mit pH = pKs am Halbäquivalenzpunkt und einen basischen Äquivalenzpunkt. Mehrprotonige Säuren können mehrere Sprünge zeigen, und ein geeigneter Indikator schlägt im Sprung um. Eine Urtitersubstanz wie Oxalsäure oder wasserfreies Natriumcarbonat wird eingewogen und auf ein bekanntes Volumen aufgefüllt, um die genaue Konzentration einer anderen Lösung zu bestimmen.

So funktioniert es

Wählen Sie in Klassische Titration die Säure und den Indikator, geben Sie NaOH mit +1 mL und +1 Tropfen zu und beobachten Sie den Farbumschlag. pH-Praktikum bietet weitere Systeme: Elektrode mit Puffern kalibrieren, nach jeder Zugabe Messwert notieren drücken und den Endpunkt über ΔpH/ΔV finden. Im Urtiter-Praktikum stellen Sie die Einwaage ein, drücken Überführen und lösen, füllen bis zur Eichmarke auf, drücken Verschließen und mischen und titrieren mit Neue Titration und Messwert notieren, bis zwei Verbräuche übereinstimmen; dann drücken Sie Prüfen.

Einstellbare Parameter

Zu titrierende Säure HCl (starke Säure), CH₃COOH (schwache Säure, Ks = 1,8×10⁻⁵)
Konzentration der Lösung im Kolben 0,01–0,5 M
Volumen der Lösung im Kolben 5–50 mL
Konzentration der Maßlösung in der Bürette 0,01–0,5 M
Indikator Phenolphthalein (8,2–10), Methylorange (3,1–4,4), Methylrot (4,4–6,2), Bromthymolblau (6,0–7,6), Thymolphthalein (9,3–10,5)
Ansicht Klassische Titration (HCl oder CH₃COOH mit NaOH), Praktikum mit pH-Elektrode (mehr Systeme, Messwerttabelle), Urtitersubstanz-Praktikum (Maßlösung herstellen, übereinstimmende Verbräuche)
Titrationssystem (Praktikumsansicht) HCl + NaOH (starke Säure, starke Base), CH₃COOH + NaOH (schwache Säure, starke Base), NH₃ + HCl (schwache Base, starke Säure), CH₃COOH + NH₃ (schwache Säure, schwache Base), H₃PO₄ + NaOH (dreiprotonige Säure), Citronensäure + NaOH (dreiprotonige Säure), Na₂CO₃ + HCl (zwei Äquivalenzpunkte)
Urtitersubstanz (Urtitersubstanz-Praktikum) Oxalsäure-Dihydrat, titriert mit NaOH, Wasserfreies Natriumcarbonat, titriert mit HCl
Einwaage der Urtitersubstanz 0,2–5 g

Fragen zum Erkunden

Warum liegt der pH-Wert am Äquivalenzpunkt über 7, wenn CH₃COOH mit NaOH titriert wird?
Warum schlägt Methylorange bei der Titration von CH₃COOH zu früh um?
Warum eignet sich Methylrot besser als Phenolphthalein, wenn NH₃ mit HCl titriert wird?

Häufige Fragen

Was ist der Unterschied zwischen Äquivalenzpunkt und Endpunkt einer Titration?

Am Äquivalenzpunkt haben Säure und Base im genauen Stoffmengenverhältnis reagiert, der Endpunkt ist dagegen die Stelle, an der man die Änderung tatsächlich erkennt, meist den Farbumschlag des Indikators. Ein geeigneter Indikator schlägt innerhalb des pH-Sprungs um, sodass beide Punkte fast zusammenfallen. Mit einer pH-Elektrode liegt der Endpunkt dort, wo ΔpH/ΔV am größten ist.

Warum gilt am Halbäquivalenzpunkt pH = pKs?

Am Halbäquivalenzpunkt ist die Hälfte der schwachen Säure in ihre korrespondierende Base umgewandelt, also gilt [HA] = [A⁻]. Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung pH = pKs + log([A⁻]/[HA]) vereinfacht sich dann zu pH = pKs, weil log 1 = 0 ist. Für CH₃COOH mit Ks = 1,8×10⁻⁵ liegt der pH-Wert an diesem Punkt bei etwa 4,74.

Warum ist NaOH keine Urtitersubstanz?

NaOH ist keine Urtitersubstanz, weil es Wasser und CO₂ aus der Luft aufnimmt und die eingewogene Masse daher keiner genauen Stoffmenge entspricht. Eine Urtitersubstanz muss rein, beständig und gut wägbar sein, wie Oxalsäure-Dihydrat oder wasserfreies Natriumcarbonat. NaOH-Lösungen werden deshalb durch Titration gegen eine solche Substanz eingestellt.

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