Die Titration ist eine maßanalytische Methode zur Bestimmung der Konzentration einer unbekannten Lösung (Analyt) durch schrittweise Zugabe einer Lösung mit bekannter Konzentration (Titrant). Für Säure-Base-Titrationen verwendet man eine Bürette, einen Erlenmeyerkolben mit dem Analyten und einen Indikator oder ein pH-Meter.
Durchführung: Ein abgemessenes Volumen der Analytlösung wird in den Kolben gegeben, Indikatorlösung hinzugefügt, und der Titrant wird aus der Bürette tropfenweise zugegeben. Sobald der Umschlagspunkt des Indikators erreicht ist, wird die Titration gestoppt und das verbrauchte Volumen abgelesen.
Die Berechnung folgt dem Prinzip der Stoffmenge am Äquivalenzpunkt: $n(\text{Säure}) = n(\text{Base})$, also $c_1 \cdot V_1 = c_2 \cdot V_2$. Beispiel: 25,0 ml einer Salzsäure-Lösung werden mit 0,1 M Natronlauge titriert. Verbraucht: 20,0 ml NaOH. Dann: $c(\text{HCl}) = \frac{0,1 \cdot 20,0}{25,0} = 0,080 \, \text{mol/l}$.
Verwandte Rechner: pH-Rechner | Titrations-Simulator | Redox-Titrationen
Die Titrationskurve zeigt den pH-Wert als Funktion des zugegebenen Volumens. Am Äquivalenzpunkt steigt der pH-Wert bei einer starken Säure mit starker Base sehr steil an — fast vertikal. Bei schwachen Säuren ist der Sprung weniger steil und der Äquivalenzpunkt liegt bei pH > 7.
Indikatorwahl ist entscheidend: Der Umschlagsbereich des Indikators muss den Äquivalenzpunkt überdecken. Für starke Säure mit starker Base: Phenolphthalein (Umschlag pH 8,2-10,0) oder Bromthymolblau (pH 6,0-7,6). Für schwache Säure mit starker Base: Phenolphthalein. Die Wahl eines falschen Indikators führt zu systematischen Fehlern.
Fehlerquellen bei der Titration: Parallaxenfehler beim Ablesen der Bürette (Auge auf Höhe des Meniskus), ungenaues Abpipettieren des Analyten, zu spätes Erkennen des Umschlagspunkts, nicht vollständig ausgespülte Geräte, CO₂-Aufnahme aus der Luft bei langen Titrationen.
Übungen
Bei einer Titration werden 25,0 mL einer $NaOH$-Lösung unbekannter Konzentration mit $0,10$ M $HCl$ titriert. Der Verbrauch bis zum Äquivalenzpunkt beträgt 22,5 mL. Berechne $c(NaOH)$.
Für die Titration einer schwachen Säure ($pK_s = 4,75$) mit $0,10$ M $NaOH$ stehen folgende Indikatoren zur Verfügung: Methylorange (Umschlag pH 3,1–4,4), Bromthymolblau (pH 6,0–7,6) und Phenolphthalein (pH 8,2–10,0). Welchen Indikator wählst du? Begründe.
Eine Titrationskurve zeigt einen pH-Sprung von pH 3 auf pH 11 bei Zugabe von nur 0,2 mL um den Äquivalenzpunkt. Handelt es sich um eine starke oder schwache Säure, die mit einer starken Base titriert wird? Begründe.
Ein Schüler titriert Essigsäure ($c = 0,10$ mol/L) mit $NaOH$ ($c = 0,10$ mol/L) und verwendet Methylorange als Indikator. Der Farbumschlag erfolgt zu früh. Erkläre den Fehler und den resultierenden Konzentrationsfehler (zu hoch oder zu niedrig?).
Berechne die Masse an Oxalsäure ($H_2C_2O_4 \cdot 2H_2O$, $M = 126,07$ g/mol), die für eine $0,050$ molare Maßlösung (2,0 L) eingewogen werden muss. Oxalsäure ist zweiprotonig.
Verwandte Themen
- Neutralisation – Säure-Base-Reaktionen, Neutralisationsenthalpie, pH-Wert nach Neutralisation und praktische Anwendungen der Neutralisation in Alltag und Labor.
- pH-Wert und Indikatoren – Der pH-Wert gibt die Konzentration von $H^+$-Ionen in einer Lösung an. Indikatoren zeigen durch Farbumschlag an, ob sauer oder basisch.
- Pufferlösungen – Pufferlösungen halten den pH-Wert auch bei Zugabe von Säure oder Base nahezu konstant. Sie bestehen aus einem schwachen Säure-Base-Paar.
- Säurestärke und pKs-Werte – Starke und schwache Säuren, pKs-Werte, Zusammenhang mit dem pH-Wert, Vergleich der Säurestärke anhand von Beispielen.