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Anorganische Chemie - Säure-Base-Titration, Alkalimetrie, Acidimetrie

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Anorganische Chemie

Säure-Base-Titration, Alkalimetrie, Acidimetrie

Bei der Säure-Base-Titration handelt es sich um eine analytisches Verfahren, welches quantitative Aussagen zulässt und auf der Neutralisationsreaktion beruht. 

So kann eine saure Lösung, dessen Konzentration nicht bekannt ist, mit einer Lauge bekannter Konzentration titriert werden. Man nennt diese Messmethode auch Alkalimetrie. Diese Methode funktioniert so, dass über den Verbrauch der Lauge mit bekannter Konzentration die Konzentration der sauren Lösung berechnet wird.
Auch der umgekehrte Fall ist möglich. Mit einer Säure bekannter Konzentration kann die Konzentration der basischen Lösung unbekannter Konzentration titriert werden. Dann spricht man jedoch nicht mehr von Alkalimetrie sondern von Acidimetrie (engl. Acid = Säure). 

Wie solch ein Versuch aufgebaut ist, sehen Sie in der nachfolgenden Abbildung:

image

Die unbekannte Lösung bekannter Konzentration wird dabei in einen Messbecher oder Erlenmeyer-Kolben gefüllt. Anschließend versetzt man die Lösung mit ein paar Tropfen Indikatorlösung. Über eine darübergelagerte Bürette wird tropfenweise die Lösung mit der bekannten Konzentration hinzugegeben. Parallel zum Versuchsablauf (Tritation) dokumentiert man den pH-Wert der Lösung im Erlenmeyerkolben gegen die zugegebene Menge der Lösung mit der bekannten Konzentration. Diese ermittelten Werte werden dann als Titrationskurve dargestellt:

Alkalimetrie - Titrationskurve:
Alkalimetrie
Alkalimetrie
Acidimetrie - Titrationskurve:
Acidimetrie
Acidimetrie

Um den pH-Wert zu messen kann vorzugsweise ein pH-Messgerät eingesetzt werden.  

Anschauungsbeispiel:

Beispiel

Hier klicken zum Ausklappen Uns liegt eine Salzsäurelösung (HCl) unbekannter Konzentration vor, sowie eine Natriumhydroxidlösung (NaOH), deren Konzentration wir kennen. Als Indikator setzen wir Bromthymolblau ein, welches uns hilft den Äquivalenzpunkt zu bestimmen. 

Als Orientierung dient uns die Abbildung zur Alkalimetrie:

Nun starten wir die Dokumentation des pH-Wertes der Säurelösung bei 0 ml zugesetzter NaOH-Lösung. An dem niedrigeren pH-Wert können wir erkennne, dass es sich um eine vergleichsweise starke Säure handelt. Die Zugabe der Lauge erfolgt in 1-ml-Schritten. 
In der tröpfchenweise zugegebenen Natriumhydroxidlösung befinden sich Hydrixidionen, welche sehr schnell und vollständig mit den Oxoniumionen der Salzsäure reagieren. Stellen wir nun die Neutralisationsgleichung auf, so hat diese nachfolgende Form:

Methode

Hier klicken zum Ausklappen Neutralisationsgleichung: $ H_3O^+ + OH^- \rightleftharpoons 2 H_2O $

Wir haben bereits $ 8 ml $ $NaOH $ zugegeben ohne dass sich der pH-Wert bemerkenswert geändert hätte. Es gilt für diesen Bereich folgenden Ungleichung: $ [H_3O^+] > [OH^-] $.

Nach ca. $ 10 ml $ $ NaOH $ können wir einen pH-Sprung feststellen, welcher den Übergang vom sauren in den basischen Bereich einläutet. Daraufhin ändert sich die vorherige Ungleichung zu: $ [H_3O^+] < [OH^-] $.

Der Neutralpunkt dieser und anderer Kurven liegt immer bei einem pH-Wert = 7. Hier gilt die Gleichung: $ [H_3O^+] = [OH^-] $.   

In unserem Fall fallen Äquivalenzpunkt und Neutralpunkt zusammen. Als Äquivalenzpunkt bezeichnet man den Mittelpunkt zwischen beiden Tangenten. Hier liegen nur die Gegenionen der betrachteten Säure und Base vor. Unserem Fall $ Cl^- $ und $ Na^+ $, wobei diese lediglich einer Natriumchlorid-Lösung entspricht. Denn alle Oxoniumionen haben mit dem zugegebenen Hydoxidionen zu Wasser reagiert.