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Transkript Säure-Base-Titration

Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt "Volumetrie II - Säure-Base-Titration". Der Film gehört zur Reihe "Quantitative Analytik". Für die notwendigen Vorkenntnisse solltest Du Dir unbedingt das Video "Volumetrie" angesehen haben. Es wäre auch schön, wenn Du bereits das Video "Volumetrie I - Komplexometrie" gesehen hast. Mein Ziel ist es, dass Du in diesem Video grundlegende Vorstellungen über die Säure-Base-Titration erwirbst. Den Film habe ich in 5 Abschnitte untergliedert: 1. Das Wesen der Säure-Base-Titration 2. Alkalimetrie 3. Acidimetrie 4. Titration von Phosphorsäure 5. Zusammenfassung   1. Das Wesen der Säure-Base-Titration Über Titration haben wir bereits im Video Volumetrie gesprochen. Hier ist der prinzipielle Vorgang der Säure-Base-Titration dargestellt. Beim aufmerksamen Anschauen stellt Ihr fest, dass hier eine Säure mit einer Base titriert wird. Ich schreibe in der Reaktionsgleichung NaOH+HCL->NaCl+H2O. Natriumhydroxid reagiert mit Salzsäure zu Natriumchlorid und Wasser. Wir wissen, dass die eigentliche Reaktion, die Ionenreaktion von Hydroxidionen und Wasserstoffionen ist, also: OH- + H+ -> H2O, einem Molekül Wasser. Indikatoren zeigen durch einen Farbumschlag das Ende der Titration an. Gut geeignet für diese Titration ist der Indikator Phenolphthalein. Er schlägt um von farblos im sauren Bereich zu pinkfarben im basischen Bereich. Die hier betrachtete Titration "eine Säure wird mit einer Base bestimmt" bezeichnet man als Alkalimetrie. Es gibt aber auch den umgekehrten Fall, wo eine Base mit einer Säure titriert wird. Ich schreibe dann auch umgekehrt: HCl+NaOH->NaCl+H2O. Salzsäure reagiert mit Natronlauge zu Natriumchlorid und Wasser. Die Ionenreaktion verläuft wie bei der Alkalimetrie. Ich schreibe hier nur umgekehrt: H+ + OH- -> H2O. Ein Wasserstoffion reagiert mit einem Hydroxidion zu einem Wassermolekül. Als Indikator zur Feststellung des Äquivalenzpunktes bietet sich hier Methylrot an. Wir haben hier einen Farbumschlag von gelb, im basischen Bereich, zu rot, im sauren Bereich. Diese Variante der Säure-Base-Titration, wo man eine Base mit einer Säure bestimmt, bezeichnet man als Acidimetrie. Das Erreichen des Äquivalenzpunktes, d. h. das Erreichen des Endes der Titration befindet sich in beiden Fällen bei pH=7. Noch ein kurzes Wort bezüglich der Äquivalenzpunktbestimmung. Als Erstes hat die Verwendung von Indikatoren nach wie vor eine große Bedeutung. Eine große Anzahl von Säure-Base-Titrationen werden als Zweites mithilfe von pH-Metern kontrolliert. Als Drittes gibt es im immer stärkeren Maße Bestrebungen, die Säure-Base-Titrationen zu automatisieren, d. h. den pH-Wert und den Verbrauch an Titrator simultan zu bestimmen. Titrator ist das, was man zutropft.

  1. Alkalimetrie Hier wird Säure gegen Base titriert. Also Säure ist im Gefäß unten und die Base wird von oben zugetropft. Die Säure ist der Titrand - die Substanz, deren Gehalt bestimmt wird. Die Base ist der Titrator, mit deren Hilfe man den Gehalt des Titranden bestimmt. Der Versuchsaufbau ist aus dem Video "Volumetrie" gut bekannt. Oben die Bürette, unten ein Becherglas, oder, wie hier abgebildet, ein Erlenmeyerkolben. In der Bürette befindet sich der Titrator, die Base. Im Erlenmeyerkolben ist der Titrand, die Säure, die bestimmt werden soll. Wir nehmen wieder unsere Beispielverbindungen. Titrator: Natriumhydroxid und Titrand: Salzsäure. Man erhält bei der Alkalimetrie etwa eine solche Titrationskurve. Wie Ihr seht, sind hier 2 Kurven. Wir haben zu unterscheiden zwischen a) und b). a) ist die Kurve, die der Titration entspricht, wenn sich im Erlenmeyerkolben eine starke Säure - und das ist hier so - Salzsäure befindet. Das Ende der Titration ist hier bei pH=7 erreicht. Anders verhält es sich bei b). Hier befindet sich im Erlenmeyerkolben eine schwache Säure - Essigsäure. Der pH-Wert am Ende der Titration ist größer als 7. Das Ende der Titration wird durch sogenannte Äquivalenzpunkte angegeben. Mathematisch gesehen sind das Wendepunkte dieser Kurve. Interessant und analytisch wichtig ist bei der Essigsäure der Halbäquivalenzpunkt. Der pH-Wert ist dort gleich dem pKs-Wert der Säure, nämlich 4,75.

  2. Acidimetrie Bei der Acidimetrie wird eine Base gegen eine Säure titriert, d. h. unten im Erlenmeyerkolben befindet sich die Base und von oben wird die Säure hineingetropft, um den Gehalt der Base zu bestimmen. Im Vergleich zur Alkalimetrie tauschen hier Base und Säure ihre Plätze. In der Bürette befindet sich der Titrator, die Säure, Salzsäure, HCl. Im Erlenmeyerkolben ist der Titrand, das ist die zu untersuchende Base, in unserem Fall Natriumhydroxid, NaOH. Schauen wir uns nun die Titrationskurve an, in der Grafik haben wir zwei Kurven, nämlich a) und b). Bei a) ist der Titrand Natriumhydroxid, wie in unserer Darstellung. Das Ende der Titration ist exakt bei pH=7 erreicht. Die Kurve b) entspricht der Titration, wo der Titrand Ammoniak ist. Ammoniak hat die Formel NH3 und ist eine schwache Base. Der pH-Wert des Endes der Titration ist hier kleiner als 7. Wir erinnern uns, die Punkte, die das Ende der Titration bezeichnen, nennt man Äquivalenzpunkte. Der Halbäquivalenzpunkt ist hier ebenso leicht zu ermitteln wie bei der Alkalimetrie. Der pH-Wert ist nämlich gleich dem pKs-Wert des Ammoniaks, nämlich 9,25. 

  3. Titration von Phosphorsäure Um Phosphorsäure zu bestimmen, bedarf es einer Base. Günstig dafür ist Natriumhydroxid. Das Verfahren haben wir bereits besprochen, man nennt es Alkalimetrie. Für Phosphorsäure kann man 3 Dissoziationsstufen formulieren, es handelt sich um eine sogenannte 3-basige Säure. In der 1. Dissoziationsstufe in wässriger Lösung entsteht neben dem Hydroniumion ein Dihydrogenphosphation. In der 2. Dissoziationsstufe dissoziiert dieses weiter zum Hydrogenphosphation, und schließlich bildet sich in der 3. Stufe aus diesem, neben dem Hydroniumion, ein Phosphation. Instruktiv ist die Titrationskurve, wo der pH-Wert gegen die Menge an zugegebenen Natriumhydroxid aufgetragen wird. Die beiden schwarz eingetragenen Punkte sind hier 2 Äquivalenzpunkte. Die 3 rot eingetragenen Punkte sind Halbäquivalenzpunkte. Witzig ist, dass es so aussieht, als ob eine Gerade durch alle diese Punkte verläuft. Die Titrationskurve sieht aber so aus.. Die Äquivalenzpunkte sind Wendepunkte der Kurve. Für die Halbäquivalenzpunkte gilt: pH=pKs. Die pKs-Werte der 3 Dissoziationsstufen der Phosphorsäure betragen: 2,2; 7,2 und 12,7. Ihr werdet sicher schon festgestellt haben, dass die Titrationskurve nur 2 Äquivalenzpunkte aufweist. Was ist mit dem 3. passiert? Hat er sich in Luft aufgelöst? Schaut euch einmal bitte den pKs-Wert der 3. Dissoziationsstufe an. Dieser Wert ist sehr hoch, das bedeutet, dass es sich bei diesem Ion um eine sehr schwache Säure handelt. Mit so einer schwachen Säure kann selbst Natriumhydroxid, als starke Base, nicht mehr reagieren. Schaut doch einmal bitte, wo der pH-Wert des entsprechenden Äquivalenzpunktes 3 liegen müsste.. Bei über 15! Das ist beim besten Willen nicht zu schaffen, daher gibt es keinen 3. Äquivalenzpunkt. Wir können bei der Titration von Phosphorsäure mit Natriumhydroxid die Äquivalenzpunkte 1 und 2, aber nicht den 3. Äquivalenzpunkt im äußerst hohen pH-Bereich bestimmen. 

  4. Zusammenfassung Die Säure-Base-Titration ist eine der möglichen Varianten der Volumetrie. Wird mit einer Base eine Säure bestimmt, so spricht man von Alkalimetrie. Wird mit einer Säure eine Base untersucht, so ist das die Acidimetrie. Ein populärer Indikator für die Alkalimetrie ist Phenolphthalein. Phenolphthalein nimmt im basischen Bereich eine rosane Farbe an. Gut geeignet für die Acidimetrie ist Methylrot. Methylrot erhält im sauren Bereich eine rote Farbe. Genauso ist es natürlich möglich, die Äquivalenzpunkte mithilfe eines pH-Meters zu bestimmen. Titriert man die 3-basige Säure Phosphorsäure mit Natriumhydroxid, so können nur 2 Äquivalenzpunkte bestimmt werden. Der 3. ist nicht bestimmbar, weil er in einem äußerst stark basischen Bereich ermittelt werden müsste.

Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute. Auf Wiedersehen!

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2 Kommentare
  1. 001

    Hallo,

    ich hatte schon geantwortet, aber irgendwie ist das verschwunden.

    Nochmal:

    Schau dir einmal genau die Titrationskurve an. Um den Äquivalenzpunkt zu erreichen, muss ein pH - Wert von etwa 15 erreicht werden.
    Bis zum ordentlichen Ende der Titration müsste ein pH - Wert von etwa 16 erreicht werden.
    Und nun wollen wir einmal überlegen:
    pH = 15 bedeutet eine Konzentration an Base von 10 mol/l, pH = 16 von gar 100 mol/l (!). Nehmen wir einmal an, dass es sich bei der Base um Natriumhydroxid NaOH handelt. Bei 10 mol/l bedeut müssten 400 g an NaOH (molare Masse 40 g/mol) in 1000 ml wässriger Lösung enthalten sein. 100 mol/l bedeuten 4000 g NaOH in 1000 ml Lösung. Das ist völlig unmöglich.
    Und noch etwas:
    Und noch etwas:
    Bei hohen Konzentrationen wie 10 mol/l NaOH ist der pH - Wert geringer als es die Konzentration erwarten ließe. Denn bei hohen Konzentrationen reicht das Wasser nicht für eine vollständige Dissoziation:

    NaOH ----> Na+ + OH-

    Die Säure ist in der dritten Dissoziationsstufe einfach zu schwach, als dass sie mit herkömmlichen (wenn auch starken) Basen neutralisiert werden könnte.
    Eine solche Neutralisation wäre möglich durch Superbasen. Diese dissozieren auch ohne Lösungsmittel leichter. Um ein homogenes Reaktionssystem zu erlangen, bedarf es geeigneter Lösungsmittel. Aber das wäre dann nicht Wasser.
    Die wässrige Titration der dritten Dissoziationsstufe der Phosphorsäure ist daher nicht möglich.

    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa einem Jahr
  2. Default

    Hallo. Ich verstehe nicht so ganz warum kein dritter pks entstehen kann

    Von Dina Chouli, vor etwa einem Jahr