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B978-3-437-42836-4.00014-X

10.1016/B978-3-437-42836-4.00014-X

978-3-437-42836-4

Abb. 14.1

[L253]

Titration: starke Säure mit starker Base

Abb. 14.2

[L253]

Titration: schwache Säure mit starker Base

Neutralisation und Titration

NeutralisationTitrationWas passiert, wenn man eine Säure und eine Base miteinander reagieren lässt? Die Reaktion zwischen Salzsäure und Natriumhydroxid verläuft folgendermaßen:

Die OH-Ionen des NaOH bilden mit den H+-Ionen aus dem HCl Wasser, während die Cl-Ionen mit den Na+-Ionen ein Salz bilden, sodass allgemein gilt:

Diese Reaktion nennt man auch Neutralisation, da Ionen, die sonst den pH-Wert beeinflussen würden, sich gegenseitig neutralisieren, was zu einem neutralen pH von 7 führt.

Man macht sich dies zunutze, wenn man die Konzentration von H3O+-Ionen in einer unbekannten sauren Lösung bestimmen will und nutzt dafür die Titration. Man gibt kontinuierlich eine alkalische Lösung zu, deren Konzentration an OH-Ionen bekannt ist, solange, bis sich die Ionen gegenseitig vollständig neutralisiert haben. Aus dem Volumen der zugegebenen alkalischen Lösung und deren Konzentration kann man nun berechnen, wie viele OH-Ionen zur Neutralisation nötig und damit auch wie viele H3O+-Ionen ursprünglich in der Ausgangslösung vorhanden waren. Wichtig ist allerdings, ob die verwendeten Säuren und Basen schwach oder stark sind.

Titration einer starken Säure mit einer starken Base

Zum Verständnis ist es hilfreich, zunächst eine Titration zu betrachten, bei der die Konzentrationen von Säure und Base bekannt sind:
In einem Gefäß befinden sich 10 ml 0,1 molare Salzsäure. Die Formel zur Berechnung des pH-Werts einer starken Säure wurde bereits vorgestellt (pH = −log([Säure])), sodass der pH-Wert zu Beginn der Neutralisation gleich 1 ist.
Nun beginnt man mit der Zugabe von 0,1 molarem Natriumhydroxid. Wenn man den pH-Wert im Auge behält, kann man eine Titrationskurve zeichnen (Abb. 14.1).
Im Verlauf der Titration gelangt man zu dem Punkt, an dem sich identische Mengen HCl und NaOH im Gefäß befinden. Man bezeichnet ihn als ÄquivalenzpunktÄquivalenzpunkt. An diesem Punkt sind alle H3O+-Ionen der Säure mit OH-Ionen der Base neutralisiert worden, sodass der pH = 7 ist. Der Äquivalenzpunkt entspricht deshalb in diesem Fall auch dem NeutralpunktNeutralpunkt.
Gibt man nun noch mehr NaOH hinzu, wird der pH-Wert immer alkalischer, solange, bis die Konzentration an OH-Ionen nahezu genauso hoch ist wie die in der reinen NaOH-Lösung, mit der man titriert hat.
Warum ändert sich der pH-Wert um den Äquivalenzpunkt herum sehr stark, auch wenn man nur wenig Säure zugibt? Hierfür muss man sich klarmachen, dass der pH-Wert als Logarithmus definiert ist. Wenn man von 10–2 (also 0,01) auf 10–1 (also 0,1) kommen möchte, muss man 0,09 zugeben. Um von 10–7 (0,0000001) auf 10–6 (0,000001) zu kommen, muss man nur 0,0000009 zugeben. Die starke Änderung des pH-Werts in diesem Bereich beruht also letztlich darauf, dass die „Abstände“ auf der Skala kleiner werden. Simple Mathematik!

Titration einer starken Base mit einer starken Säure

Die Kurve beginnt beim hohen pH-Wert der Ausgangslösung und nimmt, unter Säurezugabe, immer weiter ab. Ansonsten gibt es keine wesentlichen Unterschiede.

Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

Bereits der Ausgangs-pH-Wert berechnet sich bei der Titration einer schwachen Säure nicht wie bei der einer starken, denn schließlich ergibt sich deren pH nach der Formel:
Am Beispiel einer 0,1-molaren Essigsäure erhält man:
Bei der Titration schwacher Säuren sind die Halbäquivalenzpunkte von besonderer Bedeutung. Das ist der Punkt, an dem die Hälfte der Säure neutralisiert ist. Da hier bereits die Hälfte der Säure neutralisiert wurde, liegen die schwache Säure und die konjugierte Base zu gleichen Teilen vor – und das nennt man Puffer. Nach der Henderson-Hasselbalch-Gleichung ist der pH = pKs und ändert sich auch bei weiterer Titration zunächst kaum.
Bei weiterer Titration gelangt man zum Äquivalenzpunkt. In diesem Fall entspricht er allerdings nicht dem Neutralpunkt (Abb. 14.2). Warum nicht? Aus der Essigsäure entstehen bei der Dissoziation Acetat-Ionen. Acetat-Ionen können als Base reagieren und tun dies auch, sodass OH-Ionen entstehen. Da sich die Natrium-Ionen aus NaOH nicht auf den pH-Wert auswirken, wird die Lösung leicht alkalisch.

Wer sich nicht immer herleiten möchte, welche Ionen den Äquivalenzpunkt wie beeinflussen, kann sich einfach merken, dass der „starke“ Titrationspartner den Äquivalenzpunkt auf seine Seite zieht (starke Base führt zu alkalischem Äquivalenzpunkt).

Mit diesem Wissen sollte die Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure auch kein Problem mehr sein.

Salze

SalzeDie Ionenbindung wurde bereits abgehandelt – warum also jetzt noch ein Exkurs zum Thema Salze? Weil für einige der Fakten, die ihr hier präsentiert bekommt, grundlegende Kenntnisse der Thermodynamik notwendig sind.
Zunächst solltet ihr wissen, dass Salze in Wasser in ihre Ionen dissoziieren. Da sich die polaren Wassermoleküle zu den geladenen Ionen hingezogen fühlen, werden die einzelnen Ionen von Hüllen aus Wassermolekülen, Hydrathüllen, umgeben. Den gesamten Vorgang bezeichnet man als Hydratisierung. Hierzu solltet ihr euch einige Fakten einprägen:
  • Wassermoleküle werden weniger stark zum Kern eines Ions hingezogen, wenn die Elektronenhülle des Ions sehr groß ist und die Kernladung abschirmt. Folglich besitzen kleinere Ionen eine größere Hydrathülle als große Ionen. Anders gesagt: Die Größe der Hydrathülle und die Atomradien sind innerhalb einer Gruppe im PSE antikorreliert.

  • Lösen sich Salze in Wasser, so muss zum Aufbrechen des Gitters die Gitterenergie ΔHU überwunden werden. Gleichzeitig wird aber bei der Bildung der Hydrathülle Wärme frei (Hydratationsenthalpie ΔHH). Aus der Differenz zwischen beiden Enthalpien kann man die Lösungsenthalpie ΔHL berechnen. Sie sagt aus, ob beim Lösen eines Salzes in Wasser Wärme frei oder verbraucht wird: ΔHL = ΔHH − ΔHU. Ist ΔHL dabei > 0, erwärmt sich die Lösung, da die Hydratationswärme die Gitterenergie übersteigt und umgekehrt.

  • Man kann selbstverständlich nicht endlos viel Salz in einem Lösungsmittel lösen. Die Löslichkeit hängt u. a. von Salz, Lösungsmittel und Temperatur ab, was uns nicht davon abhält, sie für ein bestimmtes Salz in einem bestimmten Lösungsmittel bei einer bestimmten Temperatur zu quantifizieren. Hierzu gibt man das Löslichkeits- oder Ionenprodukt an. Das ist das Produkt der Ionenkonzentrationen, die gerade noch gelöst existieren können, ohne dass das Salz auszufallen beginnt, also als Feststoff sichtbar wird. Man berechnet es als:

L = [ Kation ] × [ Anion ]

Zusammenfassung

  • Säure + Basen → Salz + Wasser.

  • Der „starke“ Partner einer Titration zieht den Äquivalenzpunkt auf seine Seite.

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