Säure-base-titration?
Hallo, ich habe mehrere Fragen zur säure-base-titration:
1. Wieso ist der Äquivalenzpunkt der titration einer starken Säuren mit Natronlauge auch der neutralpunkt?
2. Wieso ist der Äquivalenzpunkt bei einer titration von schwachen Säuren mit Natronlauge nicht auch der neutralpunkt?
3. Wie kommt der halbäquivalenzpunkt zustande und was gilt an diesem Punkt?
4. Wie sieht die titrationskurve bei mehrprotonigen Säuren wie z.B. Schwefelsäure oder phosphorsäure aus, welche Reaktionen finden da statt?
Es wäre seeehr nett, wenn mir jemand helfen könnte!!
1 Antwort
Am Äquivalenzpunkt liegt eine Lösung des Salzes ohne zusätzliche Säure oder Lauge vor. Daher hat man den pH einer Salzlösung:
- Im Fall von HCl oder HNO₃ mit NaOH hat man also eine NaCl- oder NaNO₃-Lösung, und diese Salze reagieren neutral, weil kein Ion auf den pH einwirkt. Auch eine Na₂SO₄-Lösung ist fast neutral (ganz schwach basisch). Salze von starken Säuren und starken Basen sind ja neutral.
- Aber wenn Du eine schwache Säure wie Essigsäure mit NaOH titrierst, dann liegt am Äquivalenzpunkt Natriumacetat vor, das basisch reagiert, weil das Acetat-Ion als Base stark genug ist, daß es den pH merklich verschiebt.
- Umgekehrt: Wenn Du NH₃ mit HCl titrierst, dann liegt der Äquivalenzpunkt im schwach Sauren, weil NH₄Cl ein Salz aus einer schwachen Base und einer starken Säure ist und daher sauer reagiert. Anders gesagt: NH₄⁺ eine sehr schwache aber merkliche Säure.
Am Halbäquivalenzpunkt liegen eine Säure und ihre konjugierte Base im Verhältnis 1:1 vor, also gilt pH=pKₐ.
Bei der Titration von mehrprotonigen Säuren gilt alles Gesagte mehrfach. An jedem Äquivalenzpunkt liegt ein Salz vor, das je nach seiner Bauart sauer oder basisch reagiert. Gewöhnlich hat man auch einen oder mehrere Halbäquivalenzpunkte.
Am einfachsten ist es bei der Schwefelsäure. Deren erste Stufe ist stark, daher ist alle H₂SO₄ im Gleichgewicht zumindest bis zum HSO₄¯ protolysiert, und die zweite ist immer noch mittelstark. So sieht die Titrationskurve aus (20 ml 0.1 mol/l H₂SO₄ mit 0.1 mol/l NaOH):
Die Hintergrundfarben codieren die Verteilung von H₂SO₄ (rot, nicht zu sehen weil die Säure ja vollkommen dissoziiert ist), HSO₄¯ (violett) und SO₄²¯ (blau). Am ersten Äquivalenzpunkt (20 ml) liegt formal eine NaHSO₄-Lösung vor, aber weil HSO₄¯ als Säure brauchbar stark ist, ist grob ein Viertel davon dissoziiert. Der Halbäquivalenzpunkt (Ring) liegt nur knapp danach, bei 25.4 ml, weil da genau gleich viel HSO₄¯ wie SO₄²¯ vorliegt; es gilt pH=pKₐ=1.99.
Hier haben wir dasselbe mit Phosphorsäure, und alle vier Spezies von H₃PO₄ bis PO₄³¯ tauchen in den Hintergrundfarben auf (pKₐ=2.15, 7.20 und 12.32). Bereits am Beginn der Titration ist ein merklicher Teil der H₃PO₄ (rot) zu H₂PO₄¯ (rotviolett) dissoziiert, und im Verlauf der Titration entstehen dann HPO₄²¯ (blauviolett) und PO₄³¯ (blau), letzteres aber niemals vollständig; deshalb ist auch der letzte Äquivalenzpunkt bei 60 ml Verbrauch nicht in der Kurve zu sehen. Bei den ersten beiden Äquivalenzpunkten liegen formal NaH₂PO₄ und Na₂HPO₄ vor, und Du siehst an den Farben, daß die Lösung auch in Wirklichkeit von den Ionen H₂PO₄¯ bzw. HPO₄²¯ dominiert wird; deshalb bekommst Du einen pH-Sprung.
Zuletzt biete ich noch die Zitronensäure an. Die ist ebenfalls dreibasig, aber weil die drei pKₐ-Werte eng beisammen liegen (pKₐ=3.09, 4.75 und 5.41), sind alle Gleichgewichte zur gleichen Zeit aktiv. Die Äquivalenzpunkte bei 20 und 40 ml entsprechen formal Natriumdihydrogencitrat und Natriumhydrogencitrat, aber da diese Ionen alle miteinander im Gleichgewicht stehen, ist die Lösung nie einheitlich zusammengesetzt und puffert (es liegen ja konjugierte Säuren/Basen nebeneinander vor), so daß kein pH-Sprung auftreten kann. Ein Sprung tritt also erst beim dritten Äquivalenzpunkt auf.
