Säure-Base-Titration: Ablauf und Berechnung

Die Probelösung enthält die unbekannte Konzentration. Die Maßlösung hat eine bekannte Konzentration und fließt aus einer Bürette zur Probe. Bei einer sauren Probe wählst du eine basische Maßlösung, bei einer basischen Probe eine saure. Starke Säuren und starke Basen werden hier als vollständig in Ionen zerfallen behandelt. Für ihre Neutralisation gilt:

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

Bei einer gedanklich beschriebenen Messung wird zuerst ein bekanntes Probenvolumen mit einer Pipette und Pipettierhilfe abgemessen und in einen Erlenmeyerkolben oder ein Becherglas gegeben. Die Bürette wird mit der Maßlösung gefüllt und ihr Anfangsstand notiert. Während die Maßlösung unter Mischen zur Probe fließt, zeigt ein geeigneter Indikator oder eine pH-Elektrode den Verlauf. Nahe dem erwarteten Endpunkt erfolgt die Zugabe tropfenweise. Der Verbrauch ist Endstand minus Anfangsstand. Wird die abgemessene Probe zuvor mit Wasser verdünnt, bleibt ihre Stoffmenge gleich; für die ursprüngliche Konzentration zählt weiter das vor der Verdünnung abgemessene Volumen. Die praktische Durchführung richtet sich nach einer stoff- und konzentrationsbezogenen Gefährdungsbeurteilung.

Zuerst wird die Reaktionsgleichung ausgeglichen. Für die bekannte Maßlösung gilt n_\mathrm M=c_\mathrm M V_\mathrm M: n ist die Stoffmenge in mol, c die Stoffmengenkonzentration in mol/L und V das Volumen in L. Haben Probe und Maßlösung die Koeffizienten \nu_\mathrm P und \nu_\mathrm M, dann gilt am Äquivalenzpunkt:

\frac{n_\mathrm P}{\nu_\mathrm P}=\frac{n_\mathrm M}{\nu_\mathrm M}

Daraus folgt für die ursprüngliche Probe:

c_\mathrm P=\frac{\nu_\mathrm P}{\nu_\mathrm M}\frac{c_\mathrm M V_\mathrm M}{V_\mathrm P}

Der Äquivalenzpunkt beschreibt das Reaktionsverhältnis. Der Neutralpunkt bezeichnet bei etwa 25 °C pH 7. Der Umschlagspunkt ist der beobachtete Farbumschlag des Indikators. Bei einer starken Säure mit starker Base fallen Äquivalenz- und Neutralpunkt näherungsweise zusammen; bei einer schwachen Säure mit starker Base liegt der Äquivalenzpunkt im Basischen. Der Indikator soll im steilen pH-Sprung umschlagen. Bei Salpetersäure und Kalilauge liegt der Bereich von Bromthymolblau (etwa pH 6,0 bis 7,6) im Sprung. Für diese Paarung ist Bromthymolblau daher geeignet.

Die Titrationskurve ordnet dem zugegebenen Maßlösungsvolumen den pH-Wert zu. Bei saurer Probe und basischer Maßlösung steigt sie, umgekehrt sinkt sie. Bei starker Säure und starker Base ist der Sprung um den Äquivalenzpunkt meist steil. Eine schwache Säure mit starker Base bildet davor einen Pufferbereich: Die Säure und ihre zugehörige Base dämpfen die pH-Änderung. Die Zahl pK_\mathrm S kennzeichnet die Stärke einer schwachen Säure. Eine Puffer-Näherung ist eine vereinfachte Rechnung und liefert hier einen ungefähren Wert. Bei einer einprotonigen schwachen Säure ist am Halbäquivalenzpunkt die Hälfte der Säure umgesetzt; Säure und zugehörige Base liegen gleich konzentriert vor. Unter der Puffer-Näherung gilt dort näherungsweise \mathrm{pH}=pK_\mathrm S. Am Äquivalenzpunkt liegt die zugehörige Base vor und die Lösung ist basisch. Mehrprotonige Säuren können mehrere Äquivalenzpunkte haben, deren Sprünge nicht alle deutlich erkennbar sind.

Ein Indikator ist passend, wenn sein Umschlagsbereich im steilen Kurvenabschnitt liegt. Eine pH-Elektrode liefert stattdessen Messwerte ohne Farbwahrnehmung. Bei einer Leitfähigkeitstitration wird Leitfähigkeit statt pH gegen das Maßlösungsvolumen aufgetragen. Für Salpetersäure mit Kalilauge sinkt sie vor dem Äquivalenzpunkt, weil bewegliche Oxonium-Ionen durch weniger bewegliche Kalium-Ionen ersetzt werden; danach steigt sie wegen überschüssiger Hydroxid-Ionen. Diese Form gilt nicht für jede Titration.