Titration einer schwachen Säure

Titration einer schwachen Säure Übung

• Zeige die Unterschiede zwischen Essigsäure und Salzsäure auf, die für die Titration wichtig sind.

  Tipps

  Starke Säuren dissoziieren nahezu vollständig in Wasser.

  Gibt man Salzsäure in Wasser, stellt sich das folgende Gleichgewicht ein:

  $HCl + H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + Cl^-$

  Bei einer Reaktion bezeichnen wir die Ausgangsstoffe als Edukte und die entstehenden Stoffe als Produkte.

  Lösung

  Salzsäure (auch Chlorwasserstoffsäure genannt) ist eine starke, anorganische Säure. In der Chemie wird sie mit der Formel $HCl$ gekennzeichnet. Eine starke Säure dissoziiert in Wasser ($H_2O$) nahe zu vollständig. Das heißt, das Gleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte.

  $HCl + H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + Cl^-$

  Essigsäure (auch Ethansäure genannt) ist eine schwache, organische Säure, die ihren Namen unter anderem ihrem typischen Geruch nach Essig verdankt. In der Chemie wird sie mit der Formel $H_3CCOOH$ gekennzeichnet. Eine schwache Säure dissoziiert in Wasser ($H_2O$) kaum. Das heißt, dass Gleichgewicht liegt auf der Seite der Edukte.

  $H_3CCOOH + H_2O \rightleftarrows H_3O^+ +H_3CCOO^-$

• Beschreibe, wie du die Konzentration einer Essigsäure ermitteln kannst.

  Tipps

  Wir ermitteln die unbekannte Konzentration der Analyselösung anhand der bekannten Konzentration der Maßlösung.

  Lösung

  Der Aufbau bei einer Säure-Base-Titration ist stets gleich, egal ob wir mit einer starken oder schwachen Säure arbeiten. Essigsäure ist eine schwache Säure. Kennen wir deren Konzentration nicht, bezeichnen wir sie als Analyselösung (auch Probelösung oder Titrand genannt) und füllen sie in ein Becherglas. Die Konzentration der Maßlösung (auch Titrator genannt) in der Bürette muss bekannt sein. Es empfiehlt sich in diesem Fall, eine starke Lauge wie Natronlauge ($NaOH$) zu nutzen.

  Während der Titration wird die Natronlauge aus der Bürette langsam zur Essigsäure getropft, dabei läuft eine Neutralisation ab.

  Natronlauge ist in der Lage, die Essigsäure vollständig zu deprotonieren. Dabei entstehen das Salz Natriumacetat und Wasser.
  $H_3CCOOH + NaOH \rightleftarrows NaOOCCH_3 +H_2O$

  Natriumacetat ist ein Salz, das basisch reagiert.
  $H_3CCOO^- + H_2O \rightleftarrows H_3CCOOH + OH^-$

  Dies ist der größte Unterschied zur Titration einer starken Säure. Daher liegt der $pH$-Wert der Natriumacetatlösung im basischen Bereich und wir müssen einen geeigneten Indikator wählen, der einen Farbumschlag im entsprechenden Bereich anzeigt.

• Bestimme die Konzentration der Säure.

  Tipps

  Am Äquivalenzpunkt sind die Stoffmengen von Hydroxidionen und Oxoniumionen gleich. Bei einprotonigen Säuren und Basen mit einem Hydroxidion gilt dann auch:

  $n(Säure)=n(Base)$

  Es gilt immer $n=c\cdot V$, wobei $n$ die Stoffmenge, $c$ die Konzentration und $V$ das Volumen ist.

  Lösung

  Am Äquivalenzpunkt sind die Stoffmengen von Hydroxidionen ($OH^-$) und Oxoniumionen ($H_3O^+$) gleich. Bei einprotonigen Säuren und Basen mit einem Hydroxidion gilt dann auch:

  $n(H_3O^+)=n(OH^-) \Rightarrow n(\text{Säure})=n(\text{Base})$

  Wir kennen die Konzentration und das Volumen der Maßlösung:

  $c(\text{Base})=0,1~\text{mol/L}$
  $V(\text{Base})=100~\text{mL} = 0,1 ~\text{L}$

  In $n=c\cdot V$ eigesetzt folgt:
  $n(\text{Base})=0,1~\text{mol/L}\cdot 0,1~\text{L}=0,01~\text{mol}$

  Nach der Annahme oben folgt:

  $n(\text{Base})=n(\text{Säure})=0,01~\text{mol}$

  Für die Titration haben wir $500~\text{mL} = 0,5 ~\text{L}$ der Säure genutzt. Wir stellen nun die Formel nach der Konzentration $c$ um und erhalten:

  $c(\text{Säure})=n(\text{Säure})/V(\text{Säure})=0,01~\text{mol}/0,5 ~\text{L}=0,02~\text{mol/L}$

  Die Konzentration der Säure beträgt also $0,02~\text{mol/L}$.

• Erläutere die Bedeutung des Volumen-$pH$-Wert-Diagramms.

  Tipps

  Eine schwache Säure dissoziiert nicht komplett, daher ist die Konzentration an Oxoniumionen geringer.

  Ein geeigneter Indikator für die Titration einer schwachen Säure mit Natronlauge ist zum Beispiel Phenolphthalein, dessen Umschlagpunkt zwischen $8,5$ und $10$ liegt.

  Lösung

  „Auf der $x$-Achse wird das Volumen der Maßlösung abgetragen.“
  Die Werte nehmen im Laufe der Titration zu.

  „Auf der $y$-Achse wird der $pH$-Wert der Analysenlösung angegeben.“
  Diesen misst du mit einem $pH$-Messgerät während der Titration.

  „Zu Beginn der Titration liegt der $pH$-Wert einer schwachen Säure über dem einer starken Säure.“
  Eine schwache Säure dissoziiert nicht komplett, daher ist die Konzentration an Oxoniumionen geringer.

  „Bei der Titration einer schwachen Säure fällt der Äquivalenzpunkt nicht mit dem Neutralpunkt zusammen.“
  Dies passiert nur bei einer starken Säure, bei einer schwachen Säure liegt dieser im basischen Bereich.

  „Der Äquivalenzpunkt spielt eine wichtige Rolle bei der Wahl des Indikators, denn diese haben einen bestimmten Umschlagsbereich.“
  Bei einer schwachen Säure ist der $pH$-Sprung geringer, sodass die Auswahl kleiner ist. Ein geeigneter Indikator ist zum Beispiel Phenolphthalein.

• Gib an, welche Utensilien bei der Titration von Essigsäure benötigt werden.

  Tipps

  Ein Indikator ist ein Stoff oder Gerät, mit dem man eine chemische Reaktion überwacht. Dies geschieht häufig durch einen Farbumschlag bei einer $pH$-Wertänderung.

  Bei einer Titration soll eine Neutralisationsreaktion zwischen einer Säure und einer Base erfolgen.

  Mit einer Bürette kannst du Schritt für Schritt die Maßlösung zur Analyselösung geben.

  Die Konzentration der Maßlösung muss bekannt sein, die der Analyselösung wird bestimmt.

  Lösung

  Um die Konzentration einer Säure zu bestimmen, nutzt man in der Chemie das Verfahren der Titration. Bei der Titration einer schwachen Säure (Essigsäure) gleicht der Versuchsaufbau der allgemeinen Säure-Base-Titration. Dafür wird zunächst die Essigsäure mit unbekannter Konzentration als Analyselösung in ein Glasgefäß gegeben. Als Maßlösung nutzen wir eine starke Base wie Natronlauge, die in eine Bürette (siehe Bild) gefüllt wird. Die Konzentration der Natronlauge muss bekannt sein. Während der Titration wird die Natronlauge langsam zur Essigsäure getropft, dabei läuft eine Neutralisation ab. Um den Äquivalenzpunkt zu bestimmen, wird ein geeigneter Indikator eingesetzt.

  Salzsäure und Pipetten werden nicht benötigt.

• Berechne die Konzentration anhand der Titrationsergebnisse.

  Tipps

  Du kannst die Formel $n=c\cdot V$ nach der Konzentration umstellen $c=n/V$.

  Am Äquivalenzpunkt gilt: $n(\text{Base})=n(\text{Säure})$.

  Lösung

  Im Becherglas befinden sich $50~\text{mL}$ Blausäure. Dazu wird Natronlauge der Konzentration $0,2 ~\text{mol/L}$ hinzugefügt.

  Wir sehen, dass die Natronlauge in der Bürette von $25~\text{mL}$ auf $15~\text{mL}$ sinkt. Nach dem Hinzufügen von $10~\text{mL}$ Natronlauge findet also der Farbumschlag statt.

  Daher gilt:

  $c(\text{Base})=0,2 ~\text{mol/L}$
  $V(\text{Base})=10~\text{mL}=0,01~\text{L}$

  Für die Stoffmenge erhalten wir:

  $n(\text{Base})=c(\text{Base})\cdot V(\text{Base})=0,2 ~\text{mol/L}\cdot 0,01~\text{L}=0,002 ~\text{mol}$

  Außerdem gilt: $n(\text{Base})=n(\text{Säure})=0,002 ~\text{mol}$

  Mit dem Umstellen der Gleichung erhalten wir die Konzentration der Blausäure:

  $c(\text{Säure})=n(\text{Säure})/V(\text{Säure})=0,002 ~\text{mol}/0,05~\text{L}=0,04~\text{mol/L}$

  Die Konzentration der Blausäure beträgt $0,04~\text{mol/L}$.