Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 19.01.12

horizontal rule

Säuren und Basen: Typen von Titrationskurven

horizontal rule

Vortrag von Andreas Bock im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - Anorganische Chemie" WS/SS 00/01

horizontal rule

Gliederung:

1. Grundlagen

2. Typen von Titrationskurven

3. Titration von Essigsäure mit Natronlauge

4.Quellenverzeichnis

horizontal rule

1.Grundlagen

Bereits Boyle (1627-1691) versucht sich über den Charakter von Säuren und Basen klar zu werden. 1883 gelingt es Arrhenius (1859-1927) eine brauchbare Theorie zu entwickeln, die allerdings auf Wasser und OH – haltige Lösungsmittel beschränkt bleibt. Mit der 1923 von Brönsted (1879-1947) und Lowry (1874-1936) gefundenen Theorie lassen sich Säure – Base – Reaktionen gut erklären. Nach Brönsted sind Säuren Protonendonatoren und Laugen Protonenakzeptoren. Säure – Base – Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen ( Protolysen ) an denen stets zwei korrespondierende Säure – Base – Paare beteiligt sind. Eine wichtige Größe ist der pH –Wert, der als der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der H+-Ionenkonzentration definiert ist

pH = - log c(H+)

Im Folgenden sind einige, zum Verständnis von Titrationskurven wichtige Begriffe definiert:

Die Titration ist eine quantitative, analytische Methode, bei der die Zusammensetzung einer Lösung (Analyt) durch sorgfältige Zugabe einer Reagenzlösung (Titrant), deren Konzentration und Stoffmenge bekannt ist, bestimmt wird. Die Zugabe muss bis zur vollständigen Umsetzung erfolgen; die Menge an verbrauchtem Titrant gibt an wie viel Analyt vorhanden ist.

Unter einer Titrationskurve versteht man die graphische Darstellung des Verlaufes einer Titration; auf der Abszisse wird der Titrationsgrad bzw. der Verbrauch an Titrant aufgetragen, auf der Ordinate der pH-Wert.

Der Äquivalenzpunkt, der theoretische Endpunkt der Titration, ist der Punkt bei dem die Menge des zugesetzten Titranten der Menge an verbrauchtem Analyt äquivalent ist.

Der Neutralpunkt ist der Punkt einer Neutralisationsreaktion, an dem die Menge an OH-- Ionen gleich der Menge an H+- Ionen ist, der pH = 7.

Ein Puffer ist eine Mischung aus einer schwachen Säure/Base und ihrer konjugierten Base/Säure. Pufferlösungen können bei Säure- oder Basenzugabe pH-Wert Änderungen in einem bestimmten Bereich ausgleichen.

horizontal rule

2. Typen von Titrationskurven

a) Titration einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH)

Hcl mit NaOH 1.GIF (4544 bytes)

Die Kurve lässt sich in die Bereiche [1] vor Erreichen des ÄP ( säuredominiert, H+-Überschuss, Abhängig von c0 (Säure)), [2] am ÄP ( hier bei pH = 7; Sonderfall, nur bei starker Säure mit starker Base!) und [3] nach dem ÄP (basendominiert, OH--Überschuss, Abhängig von Art und Stärke der Base) einteilen. Der pH - Sprung ist gut zu erkennen.

b) Titration einer schwachen Säure (Essigsäure) mit einer starken Base (NaOH)

Essig mit NaOH 2.GIF (4563 bytes)

 

Man erkennt, dass im Vgl. zu a) der pH - Sprung am ÄP flacher wird und der ÄP nicht mehr gleich dem NP ist ( Normalfall, Lage des ÄP bei Titration schwacher Säure mit starker Base im alkalischen im umgekehrten Fall im sauren!). Bereich [1] entspricht dem pH-Wert vor Beginn der Titration, Bereich [2] ist der Pufferbereich ( ± ein pH-Wert um den pKS der entsprechenden schwachen Säure); Bereich [3] ist unverändert. Je schwächer die titrierten Säuren sind umso flacher werden die pH - Sprünge; dies stellt eine Begrenzung der Auswertbarkeit von Titrationskurven dar.

c) Titration einer mehrprotonigen Säure (Phosphorsäure) mit NaOH

Phosphor mit NaOH 3.GIF (5402 bytes)

Es treten mehrere pH - Sprünge auf, ein Sprung je Teilabgabe eines Protons. Ebenfalls zeigen sich für jede Teilprotolyse entsprechende Pufferbereiche. Hier wird eine weitere Grenze von Titrationskurven sichtbar: Phosphorsäure müsste als dreiprotonige Säure auch drei pH - Sprünge und drei Pufferbereiche haben. Der dritte Pufferbereich tritt bei einem pH von 12,15 auf, liegt also außerhalb des Messbereiches, der durch die Base beschränkt ist.

horizontal rule

3.Titration von Essigsäure mit Natronlauge – genauere Betrachtung eines ausgewählten Beispieles

Versuch: Unter Zuhilfenahme des Computerprogramms „Uni mess light“ wird die Titration von Essigsäure mit Natronlauge durchgeführt. Die Base befindet sich in einer Gleichlaufbürette ( eine Bürette, die pro Zeiteinheit die gleiche Menge an Base zur Säure zutropfen lässt), in einem Becherglas mit Rührfisch die Säure. Eine pH – Elektrode, welche mit einem Alchemist verbunden ist misst kontinuierlich den pH – Wert. Der Laptop wird an den Alchemist angeschlossen. Der Versuch dient nur der Visualisierung des Verlaufes der Titration, weswegen auf quantitative Angaben verzichtet wird.

(Genaue Beschreibung des Experimentes mit ChemBox und ChemEx).

Berechnung des Titrationsverlaufes:

1. Schritt: Formulierung der Titrationsgleichung
2. Schritt:  Berechnung des Volumens VB, das zum Erreichen des ÄP nötig ist
Am ÄP gilt:
3. Schritt:  Berechnung des pH an verschiedenen Stellen der Titrationskurve
  Region 1:   
 
Region 2:  Pufferbereich: Anwenden der Henderson – Hasselbalch – Gleichung bei VB = 3,00 ml:
für VB = 5,00 ml gilt: 
Region 3: 
analog der Berechnung in Region 1:
 Region 4:   pH–Wert bei VB = 12,00 ml:   

 

horizontal rule

4.Quellenverzeichnis:

bulletDaniel C. Harris, “Lehrbuch der Quantitativen Analyse“, Vieweg Lehrbuch,     Braunschweig/Wiesbaden,    1998
bulletLatscha/Klein, „Anorganische Chemie“, Springer Lehrbuch, Berlin/Heidelberg 1996, 7.Auflage
bulletAtkins/Beran, „Chemie – einfach alles“, VCH, Weinheim 1996, 1. Auflage
bulletSkript „Grundvorlesung AC1“ von Prof. Dr. Wrackmeyer, Universität Bayreuth
bullet http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/indikator/indi02b.htm
bullet http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/prakt/titrat/titrat.html

horizontal rule

Didaktik der Chemie

top

Universität Bayreuth

E-Mail: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de

horizontal rule