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Säure-Base-Titration

Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

Es sollen 20 mL Essigsäure (c = 0,1  molL-1 ) mit Natronlauge (c = 0,1  molL-1 ) titriert werden. Der pH-Wert der Essigsäure berechnet sich nach:

[ H 3 O + ] = K a [ HA ] 0 = 1,8 10 −5 mol L −1 0,1 mol L −1   = 1,34 10 −3 mol L −1 pH = 2,87

Die Lösung, die man nach Zusatz von 5 mL Natronlauge erhält, ist eine Pufferlösung, da sie Acetationen, die bei der Neutralisation entstanden sind, neben freier Essigsäure enthält. Nach der Puffergleichung errechnet sich:

pH = 4,75 + lg ( 5 15 ) = 4,27

Entsprechend können weitere Punkte der Kurve berechnet werden. Am Äquivalenzpunkt ist die gesamte Essigsäure neutralisiert, und die Lösung enthält Natriumacetat in einer Konzentration von 0,05  molL-1 . Natriumacetat reagiert in wässriger Lösung schwach basisch. Der pH-Wert der Lösung errechnet sich nach der Formel für eine schwache Anionbase:

[ OH - ] = K b [ Ac - ] 0   = 5,56 10 −10 mol L −1 0,05 mol L −1   = 5,27 10 −6 mol L −1 pOH = 5,28 pH = 8,72

Nach Erreichen des Äquivalenzpunktes bewirkt eine weitere Zugabe von Natronlauge eine Erhöhung der OH-Konzentration. Gleichzeitig wird das Gleichgewicht

Ac+ H2O HAc+ OH

zurückgedrängt, so dass für den pH-Wert praktisch nur die überschüssige Natronlauge verantwortlich ist, das heißt der weitere Kurvenverlauf entspricht dem der HCl/NaOH-Titration.

Die errechnete, mit der experimentell aufgenommenen gut übereinstimmende Titrationskurve besitzt folgende Form:

Abb.1

Der Sprung im pH-Wert ist hier kleiner als bei der Titration von Salzsäure. Außerdem fällt der Äquivalenzpunkt der Titration nicht mit dem Neutralpunkt zusammen, sondern ist in den alkalischen Bereich verschoben. Bei der Titration schwächerer Säuren würde der pH-Sprung noch kleiner ausfallen und der Äquivalenzpunkt noch weiter zu höheren pH-Werten verschoben werden.

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