Säure-Base-Titration

📑 Inhaltsverzeichnis

Die Titration ist eine maßanalytische Methode zur Bestimmung der Konzentration einer unbekannten Lösung (Analyt) durch schrittweise Zugabe einer Lösung bekannter Konzentration (Titrant bzw. Maßlösung). Für Säure-Base-Titrationen verwendet man eine Bürette, einen Erlenmeyerkolben mit dem Analyten und einen Indikator oder ein pH-Meter.

Kernidee: Eine Titration ist eine kontrollierte Neutralisation mit Protokoll. Man neutralisiert die unbekannte Lösung nicht auf einmal, sondern tropfenweise — und liest ab, welches Volumen der Maßlösung bis zum Äquivalenzpunkt nötig war. Dort gilt: Die zugegebene Stoffmenge an $\ce{OH-}$ entspricht genau der Stoffmenge an $\ce{H3O+}$ im Analyten (oder umgekehrt). Weil Konzentration und Volumen des Titranten bekannt sind, liefert der Verbrauch die gesuchte Konzentration. Wer die drei Bausteine — Stoffmengenbilanz, Titrationskurve und Indikatorwahl — beherrscht, kann jede Säure-Base-Titration planen, durchführen und auswerten.

Leitfrage: Wie kann man mit einer Bürette, einer Maßlösung und wenigen Tropfen Farbstoff die Konzentration einer unbekannten Säure zuverlässig bestimmen — und warum liefert der falsche Indikator trotz sauberer Arbeit ein falsches Ergebnis?

Vorwissen und Einstieg

Prüfe kurz, was du schon mitbringst. Klappe die Antworten erst auf, wenn du selbst nachgedacht hast.

Was besagt der pH-Wert, und welche Ionen bestimmen ihn?
Was unterscheidet eine starke von einer schwachen Säure?
Wie lautet die Teilchenreaktion, die in jeder Neutralisation abläuft?

Antworten zum Vorwissen

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration: $\text{pH} = -\lg c(\ce{H3O+})$. Werte unter 7 bedeuten sauer, pH 7 neutral, Werte über 7 basisch.
Starke Säuren wie $\ce{HCl}$ dissoziieren in Wasser praktisch vollständig; schwache Säuren wie Essigsäure geben ihre Protonen nur teilweise ab — es stellt sich ein Gleichgewicht ein, das durch den $pK_s$-Wert charakterisiert wird.
$\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}$. Alle anderen Ionen sind Zuschauer.

Wenn dir diese Fragen leichtfallen, starte direkt mit den Lernzielen. Wenn nicht, lies zuerst Neutralisation, pH-Wert und Indikatoren und Säurestärke und pKs-Werte.

Lernziele

Nach dieser Seite kannst du:

den Aufbau einer Titration (Bürette, Vollpipette, Indikator oder pH-Meter) und die Schrittfolge einer sauberen Durchführung beschreiben
den Äquivalenzpunkt vom Umschlagspunkt unterscheiden und beide Punkte einer Titrationskurve zuordnen
unbekannte Konzentrationen aus dem Verbrauch am Äquivalenzpunkt berechnen — auch bei mehrprotonigen Säuren wie $\ce{H2SO4}$
Titrationskurven starker und schwacher Partner analysieren und den pH-Wert am Äquivalenzpunkt begründen
einen passenden Indikator anhand des Umschlagsbereichs auswählen und typische Fehlerquellen bewerten

Aufbau und Durchführung

Geräte: Bürette (gefüllt mit dem Titranten bekannter Konzentration), Vollpipette (für ein genau abgemessenes Analytvolumen), Erlenmeyerkolben, Rührstab oder Magnetrührer sowie Indikatorlösung oder pH-Meter mit Glaselektrode.

Durchführung in fünf Schritten:

Bürette mit der Maßlösung füllen und den Anfangsstand ablesen — Auge auf Höhe des Meniskus, sonst droht ein Parallaxenfehler.
Mit der Vollpipette ein abgemessenes Volumen des Analyten (z. B. $25{,}0$ ml) in den Erlenmeyerkolben geben und 2–3 Tropfen Indikator zusetzen.
Unter ständigem Rühren zutropfen. Anfangs darf es zügig gehen; kurz vor dem erwarteten Farbumschlag nur noch tröpfchenweise.
Beim ersten bleibenden Farbumschlag (Umschlagspunkt) den Zufluss stoppen und das verbrauchte Volumen ablesen.
Zur Kontrolle mindestens eine Parallelbestimmung anschließen und den Mittelwert bilden.

📺 Lernvideo: Maßanalytische Bestimmung

Lernvideo-Illustration: Einführung in die Chemie, Video zum Praktikum – Massanalyse von Zig’s Chemistry 42 (Prof. Siegfried Schindler) veranschaulicht ein gravimetrisches/volumetrisches Analyseverfahren — die praktische Umsetzung maßanalytischer Methoden im Labor.

Achtung — häufige Fehlvorstellung: „Umschlagspunkt und Äquivalenzpunkt sind dasselbe.“ Das stimmt nur näherungsweise. Der Äquivalenzpunkt ist der stöchiometrische Punkt der Reaktion: $n(\ce{H3O+}) = n(\ce{OH-})$. Er ist eine Eigenschaft der Lösung. Der Umschlagspunkt ist der Moment, in dem der Indikator umschlägt — eine Eigenschaft des Farbstoffs. Mit gut gewähltem Indikator fallen beide zusammen; mit falschem Indikator liegen sie deutlich auseinander, und man verbraucht systematisch zu viel oder zu wenig Maßlösung.

Auswertung: Rechnen am Äquivalenzpunkt

Für einprotonige Partner ist am Äquivalenzpunkt die Stoffmenge an Säure gleich der Stoffmenge an Base:

$$c(\text{Säure}) \cdot V(\text{Säure}) = c(\text{Base}) \cdot V(\text{Base})$$

Bei mehrprotonigen Säuren liefert die Reaktionsgleichung das Molverhältnis, z. B. $\ce{H2SO4 + 2 NaOH -> Na2SO4 + 2 H2O}$, also $n(\ce{NaOH}) = 2 \cdot n(\ce{H2SO4})$. Statt Formeln zu memorisieren, stelle immer die Teilchenbilanz auf: Wie viele $\ce{H3O+}$ liefert ein Teilchen der Säure, wie viele $\ce{OH-}$ braucht es dagegen?

Beispiel: $25{,}0$ ml Salzsäure unbekannter Konzentration werden mit $0{,}100$ mol/l Natronlauge titriert; der Verbrauch bis zum Umschlag beträgt $20{,}0$ ml.

$$n(\ce{NaOH}) = c \cdot V = 0{,}100\,\tfrac{\text{mol}}{\text{l}} \cdot 0{,}0200\,\text{l} = 2{,}00 \cdot 10^{-3}\,\text{mol} = n(\ce{HCl})$$$$c(\ce{HCl}) = \frac{2{,}00 \cdot 10^{-3}\,\text{mol}}{0{,}0250\,\text{l}} = 0{,}080\,\text{mol/l}$$

Titrationskurven lesen

Die Titrationskurve zeigt den pH-Wert als Funktion des zugegebenen Titrantvolumens. Ihr Verlauf verrät, welche Partner reagieren:

Starke Säure + starke Base (z. B. $\ce{HCl}$ mit $\ce{NaOH}$): Die Kurve startet tief sauer (pH $\approx 1$ bei $0{,}1$ mol/l), verläuft flach und springt am Äquivalenzpunkt bei pH $7$ fast senkrecht über mehrere pH-Einheiten nach oben. Danach flacht sie im Basischen ab.
Schwache Säure + starke Base (z. B. Essigsäure mit $\ce{NaOH}$): Die Kurve startet höher (pH $\approx 3$), durchläuft nach einem kurzen Anstieg einen flachen Pufferbereich und springt am Äquivalenzpunkt weniger steil. Der Äquivalenzpunkt liegt bei pH $> 7$. Im Halbäquivalenzpunkt (halber Verbrauch) gilt exakt $\text{pH} = pK_s$ der Säure — ein wichtiger Auswertekniff.
Starke Säure + schwache Base (z. B. $\ce{HCl}$ mit $\ce{NH3}$): spiegelbildlich — der Äquivalenzpunkt liegt bei pH $< 7$, weil das gebildete $\ce{NH4+}$-Ion sauer reagiert.

Achtung — häufige Fehlvorstellung: „Am Äquivalenzpunkt hat die Lösung immer pH 7.“ Das gilt nur für Paare aus starker Säure und starker Base. Das am Äquivalenzpunkt vorliegende Salz kann selbst sauer oder basisch reagieren: $\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}$ drückt den pH-Wert über 7, $\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$ unter 7.

Indikatorwahl

Regel: Der Umschlagsbereich des Indikators muss im steilen pH-Sprung der Titrationskurve liegen, der den Äquivalenzpunkt überdeckt. Nicht der pH-Wert des Äquivalenzpunkts allein ist entscheidend, sondern ob der Farbumschlag mitten im Sprung erfolgt — nur dann verursacht die Unsicherheit des Umschlags keinen messbaren Volumenfehler.

Indikator	Umschlagsbereich (pH)	Farbwechsel
Methylorange	3,1–4,4	rot → gelb
Bromthymolblau	6,0–7,6	gelb → blau
Phenolphthalein	8,2–10,0	farblos → rosa

Salzsäure mit Natronlauge: Der Sprung reicht etwa von pH 3 bis 11 — alle drei Indikatoren sind geeignet.
Essigsäure mit Natronlauge: Der Sprung liegt nur im Basischen. Phenolphthalein passt; Bromthymolblau ist grenzwertig. Methylorange schlägt schon mitten im Pufferbereich um und liefert einen systematischen Fehler.
Ammoniak mit Salzsäure: Der Äquivalenzpunkt liegt im Sauren — hier ist Methylorange die richtige Wahl, während Phenolphthalein erst weit hinter dem Äquivalenzpunkt umschlägt.

Mit einem pH-Meter umgeht man die Indikatorfrage: Man zeichnet die Titrationskurve auf und bestimmt den Äquivalenzpunkt aus dem steilsten Punkt (der größten Steigung) — am genauesten über die erste Ableitung $\frac{d\text{pH}}{dV}$, die am Äquivalenzpunkt ihr Maximum hat.

Fehlerquellen und Genauigkeit

Parallaxenfehler beim Ablesen der Bürette — Auge immer auf Meniskushöhe; Ablesegenauigkeit einer klassischen Bürette: $0{,}05$ ml.
Übertitrieren (zu schnelles Zutropfen, Tropfen an der Bürettenwand): Verbrauch zu groß → Ergebnis zu hoch.
Falscher Indikator: systematischer Fehler in eine feste Richtung (zu früh oder zu spät).
Ungenau abpipettiertes Analytvolumen, nicht gespülte oder feuchte Geräte.
$\ce{CO2}$-Aufnahme aus der Luft bei langen Titrationen: Kohlensäure verbraucht einen Teil der Natronlauge, der Verbrauch steigt, das Ergebnis wird zu hoch.

Verwandte Rechner: pH-Rechner | Titrations-Simulator | Redox-Titrationen

Zusammenfassung

Prinzip: Titration = kontrollierte Neutralisation mit mengenmäßigem Protokoll. Am Äquivalenzpunkt gilt $n(\ce{H3O+}) = n(\ce{OH-})$ (bei mehrprotonigen Säuren mit dem Faktor aus der Reaktionsgleichung); daraus folgt die gesuchte Konzentration.
Zwei Punkte sauber trennen: Der Äquivalenzpunkt ist stöchiometrisch definiert, der Umschlagspunkt ist die Farbgrenze des Indikators. Gute Indikatorwahl lässt beide zusammenfallen.
Rechnung: $n = c \cdot V$ für den Titranten, Molverhältnis aus der Teilchenreaktion ablesen, dann $c(\text{Analyt}) = n/V(\text{Analyt})$.
Kurve: starker/starker Partner → riesiger Sprung um pH 7; schwacher Partner → kleinerer Sprung, Puffergebiet, Halbäquivalenzpunkt mit $\text{pH} = pK_s$, Äquivalenzpunkt im Basischen (Säure) bzw. Sauren (Base).
Indikator und Fehler: Umschlagsbereich muss im pH-Sprung liegen; typische Fehler sind Parallaxe, Übertitrieren, falscher Indikator und $\ce{CO2}$-Aufnahme.

Übungen

Übe in drei Stufen: Starte mit Basis, wechsle zu Mittel, sobald die Aufgaben leichtfallen, und fordere dich mit Erweitert heraus.

Basis

Erkläre den Unterschied zwischen Äquivalenzpunkt und Umschlagspunkt. Warum fallen beide bei gut gewähltem Indikator praktisch zusammen?
Bei einer Titration werden $25{,}0$ ml einer $\ce{NaOH}$-Lösung unbekannter Konzentration mit $0{,}10$ mol/l $\ce{HCl}$ titriert. Der Verbrauch bis zum Umschlag beträgt $22{,}5$ ml. Berechne $c(\ce{NaOH})$.
Für die Titration von Salzsäure mit Natronlauge stehen Methylorange, Bromthymolblau und Phenolphthalein zur Verfügung. Prüfe, ob alle drei geeignet sind, und begründe mit dem pH-Sprung der Kurve.

Lösungen zu Basis

Der Äquivalenzpunkt ist die stöchiometrische Situation $n(\ce{H3O+}) = n(\ce{OH-})$ — eine Eigenschaft der Lösung. Der Umschlagspunkt ist der Farbübergang des Indikators — eine Eigenschaft des Farbstoffs. Liegt der Umschlagsbereich im steilen pH-Sprung um den Äquivalenzpunkt, löst der Farbumschlag (und damit der Stopp der Zugabe) so nah am Äquivalenzpunkt aus, dass der Unterschied kleiner als die Ablesegenauigkeit ist.
$n(\ce{HCl}) = c \cdot V = 0{,}10\,\tfrac{\text{mol}}{\text{l}} \cdot 0{,}0225\,\text{l} = 2{,}25 \cdot 10^{-3}$ mol $= n(\ce{NaOH})$. Damit: $c(\ce{NaOH}) = \frac{2{,}25 \cdot 10^{-3}\,\text{mol}}{0{,}0250\,\text{l}} = 0{,}090$ mol/l.
Ja, alle drei sind geeignet. Bei starker Säure mit starker Base springt der pH-Wert am Äquivalenzpunkt von etwa pH 3 auf etwa pH 11. Alle drei Umschlagsbereiche (3,1–4,4; 6,0–7,6; 8,2–10,0) liegen vollständig in diesem Sprung, sodass der Farbumschlag in einem Volumenbereich von wenigen Hundertstel Millilitern erfolgt.

Mittel

Für die Titration einer schwachen Säure ($pK_s = 4{,}75$) mit $0{,}10$ mol/l $\ce{NaOH}$ stehen Methylorange (pH 3,1–4,4), Bromthymolblau (pH 6,0–7,6) und Phenolphthalein (pH 8,2–10,0) zur Verfügung. Wähle den passenden Indikator und begründe die Entscheidung.
$20{,}0$ ml einer Schwefelsäure unbekannter Konzentration werden mit $0{,}100$ mol/l Natronlauge titriert; der Verbrauch beträgt $15{,}0$ ml. Bestimme $c(\ce{H2SO4})$. Beachte die Wertigkeit der Säure.
In der Titrationskurve einer schwachen Säure mit Natronlauge liegt der Äquivalenzpunkt bei $25{,}0$ ml Verbrauch. Bei $12{,}5$ ml misst das pH-Meter den Wert $4{,}75$. Erkläre, was der Halbäquivalenzpunkt aussagt, und ordne die Säure anhand des Wertes zu.
Ein Schüler titriert Essigsäure ($c = 0{,}10$ mol/l) mit Natronlauge ($c = 0{,}10$ mol/l) und verwendet Methylorange als Indikator. Der Farbumschlag erfolgt deutlich zu früh. Erkläre den Fehler und beurteile, ob die berechnete Konzentration zu hoch oder zu niedrig ausfällt.

Lösungen zu Mittel

Phenolphthalein. Bei einer schwachen Säure liegt der pH-Sprung erst im Basischen (etwa pH 7–11), der Äquivalenzpunkt bei pH $> 7$ (für $0{,}1$ mol/l Essigsäure um pH 8,7). Der Umschlagsbereich 8,2–10,0 liegt im Sprung. Methylorange (3,1–4,4) schlägt bereits im Puffergebiet um, Bromthymolblau (6,0–7,6) knapp vor dem Sprung — beides ergibt einen systematischen Volumenfehler.
$n(\ce{NaOH}) = 0{,}100\,\tfrac{\text{mol}}{\text{l}} \cdot 0{,}0150\,\text{l} = 1{,}50 \cdot 10^{-3}$ mol. Wegen $\ce{H2SO4 + 2 NaOH -> Na2SO4 + 2 H2O}$ gilt $n(\ce{H2SO4}) = \tfrac{1}{2} \cdot n(\ce{NaOH}) = 7{,}50 \cdot 10^{-4}$ mol. Also $c(\ce{H2SO4}) = \frac{7{,}50 \cdot 10^{-4}\,\text{mol}}{0{,}0200\,\text{l}} = 0{,}0375$ mol/l $\approx 0{,}038$ mol/l.
Im Halbäquivalenzpunkt sind Säure und ihre Base (z. B. $\ce{CH3COOH}$ und $\ce{CH3COO-}$) im Verhältnis 1 : 1 vorhanden — der pH-Wert entspricht dann dem $pK_s$-Wert: $\text{pH} = pK_s = 4{,}75$. Das ist charakteristisch für Essigsäure.
Methylorange schlägt bei pH 3,1–4,4 um — mitten im Puffergebiet der Essigsäure, lange vor dem Äquivalenzpunkt bei pH 8,7. Der Schüler stoppt zu früh und liest ein zu kleines Verbrauchsvolumen $V(\ce{NaOH})$ ab. Da $c(\text{Säure}) \sim V(\ce{NaOH})$, fällt das berechnete Ergebnis zu niedrig aus.

Erweitert

Berechne die Masse an Oxalsäure ($\ce{H2C2O4 \cdot 2H2O}$, $M = 126{,}07$ g/mol), die für 2,0 l einer $0{,}050$ molaren Maßlösung eingewogen werden muss. Begründe, warum Oxalsäure als Urtitersubstanz geeignet ist.
$25{,}0$ ml Essigsäure ($c = 0{,}100$ mol/l, $K_s = 1{,}75 \cdot 10^{-5}$) werden mit $25{,}0$ ml Natronlauge ($c = 0{,}100$ mol/l) bis zum Äquivalenzpunkt versetzt. Berechne den pH-Wert der Lösung am Äquivalenzpunkt über die Hydrolyse des Acetat-Ions.
Eine Titrationskurve zeigt einen pH-Sprung von pH 3 auf pH 11 bei Zugabe von nur $0{,}2$ ml um den Äquivalenzpunkt. Analysiere, ob eine starke oder eine schwache Säure mit einer starken Base titriert wurde, und begründe deine Antwort.
Entwickle ein Verfahren zur Bestimmung der Konzentration einer Haushaltsammoniaklösung ($\ce{NH3}$, schwache Base): Wähle Titrant, dessen Konzentration, und einen passenden Indikator. Begründe, warum Phenolphthalein hier das Ergebnis verfälschen würde.

Lösungen zu Erweitert

$n = c \cdot V = 0{,}050\,\tfrac{\text{mol}}{\text{l}} \cdot 2{,}0\,\text{l} = 0{,}10$ mol. $m = n \cdot M = 0{,}10\,\text{mol} \cdot 126{,}07\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}} \approx 12{,}6$ g. Oxalsäure ist als Urtitersubstanz (Primärstandard) geeignet, weil sie als kristallines Dihydrat genau definiert, luftstabil und leicht rein darstellbar ist und sich exakt einwägen lässt.
Am Äquivalenzpunkt liegen $2{,}50$ mmol Acetat in $50{,}0$ ml, also $c(\ce{CH3COO-}) = 0{,}0500$ mol/l. Basenkonstante: $K_b = \frac{K_W}{K_s} = \frac{1{,}0 \cdot 10^{-14}}{1{,}75 \cdot 10^{-5}} = 5{,}7 \cdot 10^{-10}$. Aus $\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}$ folgt $c(\ce{OH-}) \approx \sqrt{K_b \cdot c} = \sqrt{5{,}7 \cdot 10^{-10} \cdot 0{,}0500} \approx 5{,}3 \cdot 10^{-6}$ mol/l. pOH $\approx 5{,}3$, also pH $\approx 8{,}7$ — der Äquivalenzpunkt liegt deutlich im Basischen.
Es handelt sich um eine starke Säure. Ein Sprung, der bereits bei pH 3 einsetzt und über 8 pH-Einheiten auf nur $0{,}2$ ml verläuft, zeigt die extrem hohe Steilheit, die nur bei vollständig dissoziierten Partnern auftritt. Eine schwache Säure würde den Sprung erst im Neutralen/Basischen zeigen, und der Sprung wäre deutlich flacher und schmaler im pH-Hub.
Titrant: Salzsäure-Maßlösung (z. B. $0{,}100$ mol/l), Ansäuern ist hier sinnvoll, da $\ce{NH3}$ flüchtig ist; vorgelegtes Volumen mit Vollpipette. Der Äquivalenzpunkt liegt im Sauren (pH $\approx 5$), weil das gebildete $\ce{NH4+}$ hydrolysiert: $\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$. Passender Indikator ist daher Methylorange (3,1–4,4, im Sprung). Phenolphthalein schlägt erst bei pH 8,2 um — weit hinter dem Äquivalenzpunkt; der Verbrauch wäre zu groß und die berechnete $\ce{NH3}$-Konzentration zu hoch.