052 – Säure-Base-Titration 2

Die Titration ist der Standardweg, um eine Frage zu beantworten, die sich nicht durch Betrachten klären lässt: Wie viel von einem gelösten Stoff ist vorhanden. Eine Lösung bekannter Konzentration wird einem gemessenen Volumen der Unbekannten in kleinen, kontrollierten Mengen zugesetzt, bis genau genug hinzugefügt wurde, um sie aufzubrauchen. Das benötigte Volumen wird von einer Bürette abgelesen, und da die ausgeglichene Gleichung das Verhältnis festlegt, in dem die beiden Substanzen reagieren, liefert dieses Volumen direkt die unbekannte Konzentration. Wasseraufbereitungsanlagen, Molkereien, Weingüter, Schwimmbadbetreiber und klinische Labors führen täglich Titrationen durch, und die Technik bleibt die Referenzmethode, anhand derer schnellere instrumentelle Analysen kalibriert werden.

Die zugrundeliegende Chemie ist eine Neutralisation. Salzsäure und Natronlauge reagieren im Verhältnis eins zu eins, HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂Das heißt, in dem Moment, in dem die Säure genau verbraucht ist, entspricht die Menge der zugefügten Base der Menge der Säure, die ursprünglich vorhanden war. Dieser Moment ist der Äquivalenzpunkt, und da Natriumchlorid das Salz einer starken Säure und einer starken Base ist, reagiert keines seiner Ionen mit Wasser, und die Lösung am Äquivalenzpunkt ist genau neutral, pH 7,00. Das Problem ist, ihn zu erkennen. Es wird ein Indikator hinzugefügt – hier Bromthymolblau, das unterhalb von pH 6,0 gelb und oberhalb von pH 7,6 blau ist –, so dass die Lösung beim Überschreiten des Äquivalenzpunkts ihre Farbe wechselt.

In diesem Labor klemmen Sie eine 50-mL-Bürette an ein Stativ, füllen sie mit 2,0 mol/L Natronlauge, wobei der Meniskus auf Null eingestellt ist und sich keine Blase im Hahn befindet, pipettieren 10 mL Salzsäure unbekannter Konzentration in einen Erlenmeyerkolben und geben drei Tropfen Bromthymolblau hinzu. Anschließend lassen Sie die Base tropfenweise zu, mischen nach jedem Tropfen, bis sich die gelbe Lösung verfärbt. Das Zählen der Tropfen ergibt das verbrauchte Volumen der Base, und aus diesem Volumen folgt die Konzentration der Säure in zwei Zeilen Arithmetik. Dies ist die erste echte Titration in der Sammlung: Labor 047 ist trotz seines Titels eine kolorimetrische pH-Wert-Bestimmung ohne Bürette und ohne Äquivalenzpunkt.

Bildungsziele

Das Prinzip der Maßanalyse

• Eine Titration misst die Konzentration einer gelösten Substanz in einer Lösung, indem man eine Lösung bekannter Konzentration (die Maßlösung) so lange hinzufügt, bis die chemische Reaktion vollständig ist. Ein Volumen kann stellvertretend für eine Stoffmenge stehen, da bei einer bekannten Konzentration die Stoffmenge direkt proportional zum gemessenen Volumen ist ($\text{Stoffmenge} = \text{Konzentration} \times \text{Volumen}$).
• Unterscheiden Sie den Äquivalenzpunkt, der durch die Chemie festgelegt ist, vom Endpunkt, den der Indikator anzeigt.

Stöchiometrie der Neutralisation

• HCl + NaOH → NaCl + H₂O₂O und beachten Sie das dadurch vorgegebene Molverhältnis von 1:1.
• C anwenden_aV_a = C_bV_b um eine unbekannte Konzentration zu ermitteln, und erläutern Sie, warum diese Beziehung nur bei einer 1:1-Reaktion gilt.
• Beachten Sie, dass Neutralität gleiche Mengen an H bedeutet₃O⁺ und OH⁻, nicht gleiche Volumina der beiden Lösungen.

Auswahl und Interpretation eines Indikators

• Begründen Sie die Verwendung von Bromtymolblau bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base, da dessen Übergangsbereich von pH 6,0 bis 7,6 den Äquivalenz-pH-Wert von 7,00 umfasst.
• Erkenne das erste beständige Grün als Endpunkt und ein gesetztes Blau oder Türkis als Beweis dafür, dass der Endpunkt überschritten wurde.

Technik der volumetrischen Glasgefäße

• Eine Bürette vorbereiten: Die Bürette senkrecht einklemmen, die Luftblase aus dem Absperrhahn entfernen und den Meniskus auf Null einstellen, wobei die nach unten verlaufende Skala der Bürette abgelesen wird.
• Mit einer volumetrischen Pipette eine festgelegte Aliquote einfüllen und den Kolben nach jeder Zugabe mischen.
• Nähere dich dem Ziel Schritt für Schritt, und sei dir bewusst, warum gerade der letzte Schritt entscheidend ist.

Datenverarbeitung und Präzision

• Rechne eine Tropfenanzahl in ein Volumen und anschließend in eine Stoffmenge um, wobei du bei jedem Schritt die Einheiten im Auge behalten musst.
• Geben Sie das Ergebnis mit so vielen signifikanten Stellen an, wie die Messung tatsächlich zulässt.
• Erläutern Sie, warum die Ergebnisse wiederholter Versuche gemittelt werden.

Sicherheit im Umgang mit konzentrierten Ätzmitteln

• Verwenden Sie bei der Handhabung von 2 mol/l Natriumhydroxid, das für die Augen schädlicher ist als die Säure, die es neutralisiert, die richtige Schutzausrüstung.
• Entsorgen Sie den neutralisierten Abfall in der Auffangschale und spülen Sie die Glasgeräte mit destilliertem Wasser aus.

Protokoll

Wir wollen die Konzentration einer Salzsäurelösung (HCl) bestimmen.

Einrichtung

1. Befestigen Sie eine Universal-Klemme am Ständer.
2. Befestigen Sie die 50-ml-Messpipette an der Klemme.
3. Messen Sie 10 ml der Salzsäurelösung unbekannter Konzentration mit der Pipette ab.
4. Entleeren Sie die Pipette mit Salzsäure in den Erlenmeyerkolben.
5. Geben Sie mit der Pipette 3 Tropfen Bromthymolblau in den Erlenmeyerkolben.
6. Die Lösung mit dem Glasstab umrühren. Die Farbe beachten und den pH-Wert anhand der Farbskala schätzen.
7. Spülen Sie den Glasstab mit destilliertem Wasser.
8. Füllen Sie die Bürette zur Hälfte mit neutralisierender Lösung NaOH 2M.
9. Stellen Sie einen 50-ml-Becher unter den Bürettenhahn.
10. Vorsicht, im Hahnauslass dürfen keine Blasen sein. Um diese zu entfernen, lassen Sie etwas NaOH 2M aus der Bürette in den 50 ml Becher laufen, indem Sie das kleine rote Ventil des Hahns berühren.
11. Leeren Sie den 50-ml-Messkolben in die Rückfangschale und stellen Sie ihn wieder unter die Bürette.
12. Füllen Sie die Bürette mit der neutralisierenden Lösung NaOH 2M, bis der Meniskus der Messpipette bei Null steht. Vorsicht, die Bürette ist entgegen der Richtung einesMesszylinders skaliert.
13. Ersetzen Sie den 50 ml Messkolben unter der Messpipette durch den 100 ml Erlenmeyerkolben mit Salzsäure.

Titration der Lösung

1. Lassen Sie 1 Tropfen (ca. 0,05 ml) Neutralisationslösung (NaOH 2M) ablaufen, indem Sie den kleinen roten Hahn des Bürettenhahns berühren (der Hahn öffnet sich kurz und schließt sich automatisch, nachdem der Tropfen abgelaufen ist).
2. Mischen Sie die Lösung nach jedem Tropfen mit dem Glasstab.
3. Wiederholen Sie die Schritte 1 und 2, bis die Farbe der Lösung von Gelb in das erste beständige Grün umschlägt, was bei Bromthymolblau einem neutralen pH-Wert (7) entspricht. Eine deutlich blaue oder türkise Lösung bedeutet, dass der Endpunkt überschritten wurde.
4. Wenn die Lösung einen neutralen pH-Wert erreicht hat, spülen Sie den Glasstab mit destilliertem Wasser.
5. Das Volumen der zugegebenen Neutralisationslösung (NaOH 2M) ist in der Ergebnistabelle aufgeführt.
6. Es wird empfohlen, das Experiment 2 Mal zu wiederholen, um die erhaltenen Ergebnisse zu mitteln.
7. Berechnen Sie die Menge an NaOH 2M, die zur Neutralisierung einer gleichen Menge HCl benötigt wurde. Die erhaltene Menge, berechnet für 1 l Lösung, wird die Molarität der HCl-Lösung sein.

Hinweis: 1 Tropfen = 0,05 ml, NaOH 2 Mol/1000 ml = NaOH 0,0001 Mol / 0,05 ml, und 1 Mol NaOH neutralisiert 1 Mol HCl. Die Anzahl der Mole NaOH, die zur Neutralisation von 10 ml Salzsäure verwendet werden, zeigt die Anzahl der Mole HCl an, die in 10 ml Lösung enthalten sind. Um die Molarität der HCl-Lösung zu extrapolieren, müssen Sie mit 100 multiplizieren (daher 10 ml * 100 = 1000 ml).

Erwartete Ergebnisse

Die Reaktion und die Bedeutung des Endpunkts. Die Titrationsreaktion lautet: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l) oder, in ionischer Schreibweise, einfach H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂Da Natrium und Chlorid während des gesamten Vorgangs als „Zuschauer“ fungieren, beträgt das Verhältnis eins zu eins, sodass bei der Äquivalenz n(zugesetztes NaOH) = n(vorhandenes HCl) gilt. Natriumchlorid hydrolysiert nicht – Chlorid ist die konjugierte Base einer starken Säure und Natrium ist nicht sauer –, daher ist die Lösung bei Äquivalenz genau neutral und der Äquivalenz-pH-Wert beträgt 7,00. Das ist ungewöhnlich und praktisch: Bei einer schwachen Säure läge der pH-Wert über 7, und Bromtymolblau wäre dann der falsche Indikator.

Die Messung. Der Tropfen ist in diesem Labor die Volumeneinheit. Ein Tropfen entspricht 0,05 ml, daher liefert jeder Tropfen 2,0 mol/l Natriumhydroxid

n = C × V = 2,0 mol/l × 0,05 × 10⁻³ L = 1,0 × 10⁻⁴ mol NaOH pro Tropfen

Der Endpunkt ist nach 15 Tropfen erreicht. Das sind 15 × 0,05 = 0,75 ml, was 15 × 1,0 × 10⁻⁴ = 1,5 × 10⁻³ mol Base, die aufgrund des Verhältnisses von 1:1 1,5 × 10⁻³ mol Säure. Die Säure nahm 10,00 mL ein, also

C(HCl) = n / V = 1,5 × 10⁻³ mol / 0,0100 L = 0,15 mol/l

Dasselbe Ergebnis folgt in einer Zeile aus C_aV_a = C_bV_b: C_a = (2,0 mol/L × 0,75 mL) / 10,0 mL = 0,15 mol/L. Der Weg des Protokolls – die in 10 mL ermittelte Menge mit 100 zu multiplizieren, um auf einen Liter zu kommen – ist dieselbe Arithmetik, nur anders aufgeschrieben.

Was das Fläschchen tut, Tropfen für Tropfen. Die Farbe der Lösung wird durch ihren pH-Wert bestimmt, und der pH-Wert wird durch das Reagenz bestimmt, das im Überschuss vorliegt. Vor dem Äquivalenzpunkt ist Säure im Überschuss vorhanden; danach ist es Base; der Umschlag erfolgt abrupt, da eine starke Säure und eine starke Base keinen Puffer zur Regulierung der Lösung hinterlassen. Die folgende Tabelle veranschaulicht das gesamte Vorgehen, indem in jeder Phase die überschüssige Menge durch das Gesamtvolumen geteilt wird.

Ablesen der Bürette. Eine Bürette ist nach unten skaliert, mit der Null oben, da die relevante Größe die Menge ist, die abgeflossen ist, und nicht die, die verbleibt. Der Titer ist daher der Endstand minus dem Anfangstand, und das Einstellen des Meniskus auf Null vor dem Start ist eher eine Bequemlichkeit als eine Notwendigkeit. Die Luftblase im Hahn ist aus demselben Grund wichtig: Eine während der Titration vertriebene Blase wird als abgegebenes Volumen gezählt, obwohl sie den Kolben nie erreicht hat, und verfälscht dadurch den Titer sowie die berechnete Konzentration nach oben.

Warum Bromthymolblau und kein anderer Indikator. Ein Indikator ist selbst eine schwache Säure, deren beide Formen sich in der Farbe unterscheiden, und er schlägt in einem Bereich von etwa zwei pH-Einheiten um seinen pK-Wert herum um._In. Bromthymolblau hat einen pK_In ≈ 7.1, weshalb ihr Umschlagbereich die Neutralität einschließt; Labor 049 arbeitet die Arithmetik hinter dieser zwei Einheiten breiten Spanne heraus. Für diese spezielle Titration ist die Wahl eher großzügig als kritisch: Da sich der pH-Wert bei einer normal konzipierten Stark-Stark-Titration innerhalb eines Bruchteils eines Tropfens von etwa 4 bis etwa 10 ändert, würden Methylrot oder Phenolphthalein denselben Titre ergeben. Die Wahl wird kritisch, sobald die Säure schwach ist. Bei der Titration von Ethansäure, dem Thema von Labor 048, verbleibt Ethanoat am Äquivalenzpunkt in Lösung, der pH-Wert liegt dort bei etwa 8.7, und Bromthymolblau würde den Endpunkt zu früh anzeigen, während Phenolphthalein richtig wäre.

Wo sich dies unter den anderen pH-Labors einreiht. In Labor 046 wird ermittelt, was der pH-Wert ist und wie er gemessen wird. Labor 048 unterscheidet Konzentration von Stärke, indem Ethansäure mit Salzsäure gleicher Konzentration verglichen wird. Labor 049 behandelt Indikatorgleichgewichte und die Breite eines Uschlagsbereichs. Labor 050 zeigt, dass bei einer starken Säure der pH-Wert einfach der Logarithmus des Verdünnungsfaktors ist. In diesem Labor werden diese Ideen zu einer analogen Methode: Zum ersten Mal ist der pH-Wert nicht die Antwort, sondern das Signal, und die Antwort ist eine von einer Bürette abgelesene Konzentration.

Zusammenfassung der Aufgaben nach Klassenstufen

9. bis 10. Klasse

Konzentration. Beobachtung, Vokabular und sorgfältige Vorgehensweise. Die Berechnung wird vorgegeben und der Schüler setzt die Zahlen ein.

• Richten Sie das Apparus korrekt ein: Bürette senkrecht und eingespannt, keine Luftblase im Hahn, Meniskus auf Null.
• Zählen Sie die Tropfen bis zum Farbumschlag und rechnen Sie die Anzahl mithilfe von 1 Tropfen = 0,05 ml in ein Volumen um.
• Beschreiben Sie die Farbreihenfolge und nennen Sie den Indikator; geben Sie an, was Gelb, Grün und Blau jeweils bedeuten.
• Führen Sie die vorgegebene Berechnung durch, um einen Wert von 0,15 mol/l zu erhalten.
• Am Ende sollen folgende Vokabeln korrekt verwendet werden: Titration, Titrationsmittel, Bürette, Aliquot, Indikator, Endpunkt, Neutralisation.

11. Klasse

Konzentration. Die vollständige Berechnung ohne Hilfsmittel und die Bedeutung des Äquivalenzpunkts.

• Leiten Sie die Konzentration aus den Grundprinzipien her: Menge pro Tropfen, abgegebene Menge, Säuremenge, Konzentration – ohne Angabe des Verabreichungswegs.
• Ermitteln Sie das gleiche Ergebnis auf eine zweite Art und Weise mit C_aV_a = C_bV_b, und erläutern Sie, warum diese Vereinfachung nur für eine 1:1-Reaktion gilt.
• Berechnen Sie den pH-Wert der Säure vor der Titration und überprüfen Sie, ob er 0,82 beträgt, sowie den pH-Wert des Titriermittels und überprüfen Sie, ob er 14,3 beträgt.
• Erklären Sie, warum der Äquivalenz-pH-Wert für dieses Reagenzienpaar genau 7,00 beträgt, und begründen Sie Bromthymolblau auf dieser Grundlage.
• Berechnen Sie den pH-Wert nach 14 und nach 16 Tropfen und erklären Sie, warum der Umschlag so abrupt erfolgt.
• Runde das Ergebnis auf die Genauigkeit, die ein Tropfen darstellt.

12. Klasse / College-Niveau

Konzentration. Methodenentwurf, Fehleranalyse und die Grenzen der Technik. Von den Studierenden wird erwartet, das Verfahren zu kritisieren, anstatt es auszuführen.

• Erstellen Sie die vollständige Titrationskurve (pH-Wert gegen Titriermittelvolumen) und bestimmen Sie den Wendepunkt; vergleichen Sie dessen Steilheit mit der Breite des Indikatorbandes.
• Zeigen Sie quantitativ, dass ein Titriermittel mit einer Konzentration von 2,0 mol/l das Ergebnis auf zwei signifikante Stellen begrenzt, und berechnen Sie die Verbesserung, die ein Titriermittel mit einer Konzentration von 0,10 mol/l bewirken würde.
• Gestalten Sie die Titration so um, dass ein Endpunkt zwischen 20 und 40 ml erreicht wird, und geben Sie die Maßlösungs konzentration und das Aliquotvolumen an, mit denen dies erreicht wird.
• Sagen Sie voraus, wie sich die Kurve und der Äquivalenz-pH-Wert ändern würden, wenn der Analyt Essigsäure statt Salzsäure wäre, und wählen Sie den für diesen Fall geeigneten Indikator aus.
• Diskutieren Sie den Unterschied zwischen dem Äquivalenzpunkt und dem Endpunkt als Quelle für einen systematischen statt eines zufälligen Fehlers und schätzen Sie dessen Größe hier ein.
• Stellen Sie einen Bezug zwischen der Methode und ihren industriellen und klinischen Anwendungen her – Alkalität von aufbereitetem Wasser, titrierbare Säure in Wein und Milch, Magensäureanalyse – und erläutern Sie, warum die Titration als Referenzmethode für die Kalibrierung schnellerer instrumenteller Verfahren dient.

Labor-Grundausstattung

Instrumente

• Bürette (50 ml) mit Absperrhahn
• Universalklammer und Stativ
• Vollpipette (10 mL)
• Erlenmeyerkolben (100 ml)
• Becherglas (50 mL), zum Spülen des Hahns
• Tropfen
• Glasstab
• pH-Farbskala (Tabelle)
• Auffangwanne

Produkte

• Salzsäure HCl, Konzentration unbekannt (10-mL-Aliquot; ermittelt zu 0,15 mol/L)
• Natriumhydroxid NaOH 2,0 mol/l (Titriermittel)
• Bromthymolblau-Indikator (3 Tropfen)
• Destilliertes Wasser (Spülen)