Säure-Base-Titration im virtuellen Labor: Titrationskurven

Aktualisiert am 2026-10-06

Diese Säure-Base-Titration im virtuellen Labor deckt zwei Schulversuche in einer Simulation ab. Teil A passt zum Pflichtversuch (required practical) von AQA GCSE zur Titration: Die Lernenden geben Natronlauge aus einer Bürette zu Salzsäure, bis der Indikator umschlägt, notieren den Verbrauch und berechnen die Säurekonzentration. Teil B folgt dem Labor von AP Chemistry dazu, wie die Säurestärke eine Titrationskurve prägt: Die Lernenden titrieren eine starke und eine schwache Säure, vergleichen die Kurven, lesen den pKs-Wert am Halbäquivalenzpunkt ab und testen zwei Indikatoren. Jeder Tropfen aktualisiert pH-Wert und Kurve, sodass die Lernenden sehen, warum der Endpunkt so scharf ist.

Säure-Base-Titration und Titrationskurve

Lehrplanbezug

AQA GCSE Chemistry 4.4.2.5 (Titrationen) und der zugehörige Pflichtversuch zur Bestimmung der reagierenden Volumina einer starken Säure und einer starken Lauge.
AP Chemistry Unit 8, Topic 8.5 Acid–Base Titrations (SAP-9.E), und das Labor von AP Chemistry zu Titrationskurven von Säuren unterschiedlicher Stärke und Konzentration.
Dieselbe Titration kommt in IB Chemistry und A-level Chemistry vor.

Simulic ist weder mit dem College Board noch mit AQA verbunden und wird von ihnen nicht unterstützt. In Deutschland passt der Versuch zur Maßanalyse und zu Titrationskurven in der Oberstufe Chemie.

Vor dem Experiment (5 min)

Lassen Sie die Lernenden sich auf eine Vorhersage festlegen:

„20 mL HCl mit 0,10 M und 20 mL CH₃COOH mit 0,10 M werden jeweils mit NaOH (0,10 M) titriert. Welche Säure braucht mehr NaOH bis zum Äquivalenzpunkt?“

Rechnen Sie mit vielen Stimmen für HCl („sie ist die stärkere Säure“). Lassen Sie die Frage offen.

Durchführung in der Simulation

Teil A: reagierende Volumina (GCSE)

Stellen Sie Säure auf HCl, C(Säure) auf 0,08 M, V(Säure) auf 25 mL, C(NaOH) auf 0,10 M und Indikator auf Phenolphthalein. Legen Sie diese Werte im Klassenlink fest.
Grobtitration: Klicken Sie auf +1 mL, bis sich der Kolben pink färbt. Notieren Sie das Volumen.
Klicken Sie auf Neu starten. Geben Sie +1 mL zu, bis Sie 1 mL unter dem Wert der Grobtitration sind, und klicken Sie dann auf +1 Tropfen bis zur ersten Pinkfärbung. Notieren Sie den Bürettenstand.
Berechnen Sie: Stoffmenge NaOH = 0,10 × Verbrauch (in L), Stoffmenge HCl = Stoffmenge NaOH, Konzentration HCl = Stoffmenge ÷ 0,025 L.

Teil B: Kurven starker und schwacher Säuren (AP)

Stellen Sie HCl, 0,10 M, 20 mL, NaOH 0,10 M, Phenolphthalein ein. Notieren Sie den pH-Wert bei jedem Volumen der Tabelle.
Stellen Sie Säure auf CH₃COOH um und wiederholen Sie.
Stellen Sie für jede Säure Indikator auf Methylorange um. Lesen Sie ab, wo die Simulation den Farbumschlag angibt.

V(NaOH) (mL)	0	5	10	15	19	20	21	25
pH, HCl
pH, CH₃COOH

Erwartete Ergebnisse

Teil A. Bei 20,00 mL ist der Kolben bei pH 7,00 noch farblos. Der nächste Tropfen (20,05 mL) bringt den pH-Wert auf 10,05, und der Kolben färbt sich pink. Mit einem Verbrauch von 20,05 mL: n(NaOH) = 0,10 × 0,02005 = 0,002005 mol, und c(HCl) = 0,002005 ÷ 0,025 = 0,080 mol/L. Wiederholte Titrationen ergeben denselben Wert, weil die Simulation keine Ablesefehler hat.

Teil B. Messwerte aus der Simulation:

V(NaOH) (mL)	0	5	10	15	19	20	21	25
pH, HCl	1,00	1,22	1,48	1,85	2,59	7,00	11,39	12,05
pH, CH₃COOH	2,88	4,27	4,75	5,22	6,02	8,72	11,39	12,05

Beide Säuren erreichen den Äquivalenzpunkt bei 20,00 mL: Gleiche Stoffmengen Säure brauchen gleiche Stoffmengen NaOH.
Die schwache Säure beginnt höher, steigt in einem Pufferbereich sanft an und hat ihren Äquivalenzpunkt bei pH 8,72, nicht bei 7.
Am Halbäquivalenzpunkt (10,00 mL) beträgt der pH-Wert der schwachen Säure 4,75, passend zu pKs = 4,74.
Phenolphthalein schlägt bei 20,00 mL (HCl) und 19,99 mL (CH₃COOH) um. Methylorange funktioniert bei HCl (19,98 mL), schlägt bei CH₃COOH aber schon bei 6,22 mL um, ein Fehler von etwa −69 %.

Fragen für die Lernenden

(Vorhersage, nach dem Experiment erneut gestellt) Welche Säure braucht mehr NaOH bis zum Äquivalenzpunkt?
Was ist in Teil B die unabhängige Variable?
Wie groß ist in Teil A die Konzentration der HCl?
Welchen pH-Wert hat die CH₃COOH-Lösung am Halbäquivalenzpunkt, und was sagt er Ihnen?
Warum ist Methylorange ein schlechter Indikator für die Titration von CH₃COOH?

Antworten für Lehrkräfte: (1) Beide gleich viel: 20,00 mL. (2) Die Art der Säure, stark oder schwach. (3) 0,080 mol/L (akzeptiert 0,078–0,082). (4) 4,75, gleich dem pKs-Wert der Essigsäure (akzeptiert 4,72–4,78). (5) Sein Umschlag (pH 3,1–4,4) liegt im Pufferbereich, weit vor dem steilen Sprung, daher schlägt er bei etwa 6 mL statt bei 20 mL um.

Häufige Fehlvorstellungen

„Eine starke Säure braucht mehr Lauge.“ Die Stärke ändert den pH-Wert, nicht die Stoffmenge der Säure. Gleiche Stoffmengen brauchen gleiche Volumina.
„Der Äquivalenzpunkt liegt immer bei pH 7.“ Nur bei einer starken Säure mit einer starken Base. Acetat-Ionen machen die Lösung der schwachen Säure am Äquivalenzpunkt basisch.
„Endpunkt und Äquivalenzpunkt sind dasselbe.“ Der Endpunkt ist dort, wo der Indikator umschlägt. Er stimmt nur dann mit dem Äquivalenzpunkt überein, wenn der Umschlagbereich des Indikators im Sprung liegt.

Erweiterung

Konzentration und Sprung: Stellen Sie beide Konzentrationen auf 0,01 M und vergleichen Sie die Größe des pH-Sprungs mit der Kurve bei 0,10 M. Fragen Sie, welcher Indikator noch funktioniert.
Grenzen der Bürette: Stellen Sie C(Säure) auf 0,5 M und V(Säure) auf 50 mL. Die Simulation warnt, dass das Äquivalenzvolumen über 50 mL liegt. Die Lernenden planen die Titration so um, dass der Verbrauch 10–25 mL beträgt.

Häufige Fragen

Lässt sich die Säurekonzentration als echte Unbekannte verbergen?

Nein. Die Simulation zeigt die Säurekonzentration und das Äquivalenzvolumen an. Nutzen Sie Teil A für Technik und Berechnung und heben Sie echte Unbekannte für das Labor auf.

Meine Klasse ist nur auf GCSE-Niveau. Welche Fragen soll ich verwenden?

Die Fragen 1 und 3 und die Durchführung von Teil A. Ersetzen Sie die Fragen 4 und 5 durch eigene, zum Beispiel „Warum geben wir die NaOH nahe dem Endpunkt tropfenweise zu?“

Warum springt der pH-Wert mit einem Tropfen von 7,00 auf 10,05?

Am Äquivalenzpunkt gibt es keinen Überschuss an Säure oder Base. Ein zusätzlicher Tropfen NaOH mit 0,10 M ist ein großer Überschuss an OH⁻ in einer Lösung mit fast keinem H⁺, daher steigt der pH-Wert um etwa drei Einheiten.