Indikatoren & Titration
Wie man sichtbar macht, was chemisch passiert: Farbumschläge als Werkzeug der quantitativen Analytik.
Alltagsbezug: Wie viel Säure steckt im Essig?
Auf jeder Essigflasche steht ein Säuregehalt, z. B. „5 %". Aber wie kommt dieser Wert zustande? Im Labor gibt man eine abgemessene Menge Essig mit ein paar Tropfen Phenolphthalein in ein Becherglas und tropft langsam Natronlauge bekannter Konzentration hinzu – bis die Lösung sich plötzlich rosa färbt.
Dieser Farbumschlag markiert den Äquivalenzpunkt der Reaktion und erlaubt es, aus dem verbrauchten Volumen an Natronlauge exakt zu berechnen, wie viel Essigsäure ursprünglich vorhanden war.
Wiederholung aus Klasse 9
In Klasse 9 hast du bereits eine einfache Titration stöchiometrisch berechnet und den Äquivalenzpunkt bestimmt. Jetzt betrachten wir den gesamten Kurvenverlauf einer Titration – inklusive Halbäquivalenzpunkt und dem Einfluss von Indikatoren.
1. Säure-Base-Indikatoren
Ein Säure-Base-Indikator ist selbst eine schwache Säure (oder Base), deren protolysierte und undissoziierte Form unterschiedliche Farben besitzen. Der pH-Wert der Lösung bestimmt, welche Form überwiegt – und damit die sichtbare Farbe.
Indikatorsäure und Indikatorbase
\(\ce{HInd}\) (Indikatorsäure, Farbe 1) und \(\ce{Ind^-}\) (Indikatorbase, Farbe 2) liegen je nach pH-Wert der Lösung in unterschiedlichem Verhältnis vor. Im Umschlagbereich sind beide Formen etwa gleich stark vertreten – die Mischfarbe wird sichtbar.
2. Animation: Indikator-Farbskala
Stelle einen pH-Wert ein und beobachte, welche Farbe die einzelnen Indikatoren dabei annehmen. Der farbige Balken zeigt jeweils den Umschlagbereich.
3. Nachweisreaktionen für Säure- und Baserest-Ionen
Auch ohne Indikator lassen sich bestimmte Ionen durch charakteristische Fällungs- oder Gasreaktionen nachweisen.
\(\ce{Cl^-}\)
Mit \(\ce{AgNO3}\)-Lösung entsteht ein weißer, käsiger Niederschlag aus \(\ce{AgCl}\).
\(\ce{SO4^2-}\)
Mit \(\ce{BaCl2}\)-Lösung entsteht ein weißer, feinkörniger Niederschlag aus \(\ce{BaSO4}\).
\(\ce{CO3^2-}\)
Mit Säure entweicht \(\ce{CO2}\), das Kalkwasser trübt (\(\ce{CaCO3}\)-Niederschlag).
\(\ce{NH4+}\)
Beim Erwärmen mit Lauge entweicht stechend riechendes \(\ce{NH3}\); feuchtes rotes Lackmuspapier färbt sich blau.
4. Übung: Ionen ihrer Nachweisreaktion zuordnen
Ziehe jedes Ion zur passenden Nachweisreaktion.
weißer Niederschlag mit AgNO₃:
weißer Niederschlag mit BaCl₂:
Gasentwicklung, Kalkwasser trübt sich:
Ammoniakgeruch beim Erwärmen mit Lauge:
5. Titrationskurven
Trägt man während einer Titration den pH-Wert gegen das zugegebene Volumen an Titrant auf, erhält man eine charakteristische S-förmige Kurve mit folgenden markanten Punkten:
Äquivalenzpunkt
Stoffmenge Titrant = Stoffmenge Analyt (stöchiometrisches Verhältnis erreicht). Liegt bei starker Säure + starker Base bei pH 7, bei schwacher Säure + starker Base im basischen Bereich.
Neutralpunkt
Der Punkt, an dem pH = 7 gilt. Fällt nur bei starker Säure + starker Base mit dem Äquivalenzpunkt zusammen.
Halbäquivalenzpunkt
Bei halbem Äquivalenzvolumen ist gerade die Hälfte der schwachen Säure umgesetzt. Hier gilt \(\text{pH} = \text{p}K_S\) – nützlich zur Bestimmung von \(K_S\) aus der Kurve.
6. Interaktive Titrationskurve
25 mL einer 0,1 mol/L-Säure werden mit 0,1 mol/L Natronlauge titriert. Wähle den Säuretyp und beobachte den Kurvenverlauf.
Wichtig: Indikatorwahl passend zum Äquivalenzpunkt
Der Umschlagbereich des gewählten Indikators muss im steilen Teil der Titrationskurve liegen, möglichst nahe am Äquivalenzpunkt. Bei starker Säure + starker Base eignen sich fast alle Indikatoren (steiler Sprung um pH 7), bei schwacher Säure + starker Base ist z. B. Phenolphthalein (Umschlag bei pH 8,2–10,0) geeignet – nicht aber Methylorange.
7. Übungen
Übung 1: Indikatorwahl
Welcher Indikator eignet sich besser für die Titration von Essigsäure mit Natronlauge: Methylorange (Umschlag 3,1–4,4) oder Phenolphthalein (Umschlag 8,2–10,0)? Begründe.
Übung 2: Äquivalenzpunkt berechnen
25 mL einer Salzsäure unbekannter Konzentration werden mit 0,1 mol/L Natronlauge titriert. Der Äquivalenzpunkt wird bei 18 mL Natronlauge erreicht. Berechne die Ausgangskonzentration der Salzsäure.
Übung 3: Halbäquivalenzpunkt ablesen
Nutze die interaktive Titrationskurve (schwache Säure): Lies bei halbem Äquivalenzvolumen den pH-Wert ab. Welchen Wert erwartest du – und warum entspricht er genau p\(K_S\)?
8. Zusammenfassung
Wichtigste Punkte
- Indikatoren sind selbst schwache Säuren/Basen mit farbigen Protolyseformen
- Der Umschlagbereich muss zum Äquivalenzpunkt der Titration passen
- Äquivalenzpunkt = Neutralpunkt nur bei starker Säure + starker Base
- Am Halbäquivalenzpunkt gilt pH = pKS
Schlüsselbegriffe
- Umschlagbereich: pH-Bereich, in dem der Indikator die Farbe wechselt
- Äquivalenzpunkt: n(Säure) = n(Base)
- Halbäquivalenzpunkt: pH = pKS
Klausurtipps:
- Skizziere bei Titrationsaufgaben immer erst den erwarteten Kurvenverlauf (stark/stark vs. schwach/stark).
- Der Halbäquivalenzpunkt liegt immer bei genau der Hälfte des Äquivalenzvolumens.
- Prüfe die Indikatorwahl anhand des Umschlagbereichs, nicht nach Gewohnheit.