Bürette
ÄP
pKS

Titration im Labor

Selbst titrieren, bevor es in den Chemieraum geht: Hahn auf, Tropfen zählen, Umschlag erkennen – und verstehen, was in der Lösung passiert.

So arbeitest du mit dieser Seite

  1. Erkunden: Titriere im virtuellen Labor mit bekannter Konzentration und beobachte Farbe, pH-Wert und Teilchen in der Lösung.
  2. Verstehen: Äquivalenzpunkt und Neutralpunkt unterscheiden, den passenden Indikator wählen.
  3. Rechnen: pH-Werte am Anfang, am Halbäquivalenz- und am Äquivalenzpunkt mit dem pKS-Wert berechnen.
  4. Üben: Im Übungsmodus eine Probe unbekannter Konzentration bestimmen – genau wie später im Chemieraum.

Wie Indikatoren funktionieren und woher ihr Umschlagbereich kommt, steht auf der Seite Säure-Base-Indikatoren. Hier geht es ums Tun.

1. Worum geht es bei einer Titration?

Bei einer Säure-Base-Titration bestimmt man die unbekannte Konzentration einer Säure oder Base. Dazu gibt man aus einer Bürette eine Lösung mit bekannter Konzentration hinzu, bis gerade so viel zugegeben ist, wie zur vollständigen Reaktion nötig ist.

Probelösung

Die Lösung mit unbekannter Konzentration. Ein genaues Volumen wird mit der Vollpipette abgemessen – in einen Erlenmeyerkolben oder, wenn mit pH-Meter gemessen wird, in ein Becherglas.

Maßlösung

Die Lösung mit bekannter Konzentration in der Bürette, z. B. Natronlauge mit \(c = 0{,}100\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\).

Äquivalenzpunkt (ÄP)

Genau so viel Maßlösung ist zugegeben, wie der Probe stöchiometrisch entspricht: \(n(\text{Säure}) = n(\text{Base})\).

Woran man den ÄP erkennt

Den ÄP selbst sieht man nicht. Man erkennt ihn am Farbumschlag eines passenden Indikators oder – mit pH-Meter – als Mitte des steilen Sprungs. Mit pH-Meter titriert man dafür bewusst über den ÄP hinaus.

Auswertung am Äquivalenzpunkt – der Ansatz, den du aus Klasse 9 kennst:

\[n(\text{Base}) = n(\text{Säure})\]\[c_\text{B} \cdot V_\text{B} = c_\text{S} \cdot V_\text{S}\]

Zum Beispiel bei Essigsäure mit Natronlauge: \(c(\ce{NaOH}) \cdot V(\ce{NaOH}) = c(\ce{CH3COOH}) \cdot V(\ce{CH3COOH})\) – dann nach der gesuchten Größe umstellen.

Das gilt so, weil auf dieser Seite Säure und Base immer im Verhältnis 1 : 1 reagieren. Bei Schwefelsäure kommt ein Faktor dazu – siehe Klasse 9.

2. Das virtuelle Titrationslabor

Wähle die Titration, einen Indikator und ob ein pH-Meter angeschlossen ist. Dann öffne den Hahn: schnell für den Anfang, langsam oder einzelne Tropfen in der Nähe des Umschlags. Du kannst auch direkt auf den blauen Hahn tippen.

Das Gefäß wechselt mit dem pH-Meter – wie im Chemieraum: Mit Indikator titriert man im Erlenmeyerkolben, den man schwenken kann, ohne dass etwas herausspritzt. Mit pH-Meter nimmt man ein Becherglas, weil Elektrode und Bürettenspitze nebeneinander hineinpassen müssen; gerührt wird dann mit dem Magnetrührer.

Modus
Lupe: Bürette

Abgelesen wird an der Unterkante des Meniskus, mit dem Auge auf gleicher Höhe – auf zwei Nachkommastellen (z. B. 12,35 mL).

Messprotokoll
Nr.V in mLpH

Wie im Chemieraum: Notiere jeden Milliliter einen Wert, in der Nähe des Sprungs öfter. Warte, bis die Anzeige ruhig steht.

Probiere aus

  1. Titriere Salzsäure mit Natronlauge und Universalindikator . Wie viele Tropfen braucht der Farbwechsel?
  2. Dasselbe mit Essigsäure . Warum taugt der Universalindikator hier nicht?
  3. Essigsäure mit Methylrot und pH-Meter : Wo schlägt er um, wo liegt der ÄP?
  4. Ammoniak mit Salzsäure und pH-Meter : Liegt der ÄP im sauren oder basischen Bereich?
  5. Halte bei Essigsäure genau bei 10,00 mL an. Vergleiche den pH-Wert mit dem pKS-Wert.

3. Äquivalenzpunkt ist nicht gleich Neutralpunkt

Äquivalenzpunkt

Eine Frage der Stoffmengen: Säure und Base sind im stöchiometrischen Verhältnis zusammengegeben.

\[n(\text{Säure}) = n(\text{Base})\]

Welcher pH-Wert dabei herauskommt, hängt davon ab, was nach der Reaktion in der Lösung übrig ist.

Neutralpunkt

Eine Frage der Ionenkonzentrationen: Oxonium- und Hydroxid-Ionen sind gleich konzentriert.

\[c(\ce{H3O+}) = c(\ce{OH-})\]\[\Leftrightarrow\quad \text{pH} = 7\ (\text{bei } 25\,^{\circ}\text{C})\]

Den Neutralpunkt erreicht man bei jeder Titration – nur nicht immer am ÄP.

Der Schlüssel: Aus der Säure wird eine Base

Am Äquivalenzpunkt ist die Säure nicht „weg“. Aus ihr ist ihre korrespondierende Base geworden – und diese Base reagiert selbst mit Wasser.

Genauso bei einer Base als Probe: Aus ihr wird ihre korrespondierende Säure, und die reagiert ebenfalls mit Wasser. Wie stark diese Reaktion ist, entscheidet über den pH-Wert am ÄP.

Essigsäure + Natronlauge
Probe\(\ce{CH3COOH}\) – eine schwache Säure
↓ titrieren bis zum ÄP
am ÄP\(\ce{CH3COO-}\) – ihre korrespondierende Base
↓ reagiert mit Wasser
\[\ce{CH3COO- + H2O} \rightleftharpoons \ce{CH3COOH + OH-}\]
Es entstehen \(\ce{OH-}\)-Ionen → basisch, pH ≈ 8,7
Ebenso Methansäure: \(\ce{HCOO-}\) reagiert als Base, pH ≈ 8,2.
Ammoniak + Salzsäure
Probe\(\ce{NH3}\) – eine schwache Base
↓ titrieren bis zum ÄP
am ÄP\(\ce{NH4+}\) – ihre korrespondierende Säure
↓ reagiert mit Wasser
\[\ce{NH4+ + H2O} \rightleftharpoons \ce{NH3 + H3O+}\]
Es entstehen \(\ce{H3O+}\)-Ionen → sauer, pH ≈ 5,3
Salzsäure + Natronlauge
Probe\(\ce{HCl}\) – eine starke Säure
↓ titrieren bis zum ÄP
am ÄP\(\ce{Cl-}\) – ihre korrespondierende Base
↓ reagiert mit Wasser?
Praktisch nicht: Zu einer starken Säure gehört eine extrem schwache Base.
Weder \(\ce{H3O+}\) noch \(\ce{OH-}\) im Überschuss → neutral, pH = 7

Das ist dieselbe Überlegung wie bei den pH-Werten von Salzlösungen: Am ÄP liegt ja nichts anderes vor als eine Salzlösung (Natriumacetat, Ammoniumchlorid oder Kochsalz).

Die Kurven im Vergleich

Alle Proben sind 20 mL mit \(0{,}1\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\), der Äquivalenzpunkt (gefüllter Punkt) liegt also immer bei 20 mL. Der grüne Ring zeigt den Neutralpunkt, wo er vom ÄP abweicht. Die Kurve wechselt alle 5 Sekunden – tippe eine Titration an, um sie festzuhalten.

Genau hingeschaut

Bei der Essigsäure ist pH 7 schon bei 19,89 mL erreicht – 0,11 mL (etwa zwei Tropfen) vor dem Äquivalenzpunkt. In diesem Moment ist noch gut ein halbes Prozent der Essigsäure übrig. Wer bei pH 7 aufhört, hat also zu früh aufgehört. Bei Ammoniak ist es gespiegelt: Auch hier wird pH 7 kurz vor dem ÄP erreicht, der ÄP selbst liegt im Sauren. Mit „nur 19 bis 21 mL“ siehst du die Stelle vergrößert.

Merke

  • Starke Säure + starke Base: ÄP = Neutralpunkt, pH 7.
  • Schwache Säure + starke Base: ÄP im basischen Bereich – die entstandene korrespondierende Base reagiert selbst als Base.
  • Schwache Base + starke Säure: ÄP im sauren Bereich – die entstandene korrespondierende Säure reagiert selbst als Säure.

4. Welcher Indikator passt – und wann braucht man ein pH-Meter?

Ein Indikator zeigt das Ende nur dann richtig an, wenn sein Umschlagbereich im steilen Sprung der Titrationskurve liegt. Dann wechselt die Farbe mit einem einzigen Tropfen.

TitrationSprung etwageeignetungeeignet
stark + stark (\(0{,}1\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\))pH 4 bis 10Bromthymolblau, Phenolphthalein, Methylrot, Universalindikator–
Essigsäure + NatronlaugepH 7,5 bis 10PhenolphthaleinMethylorange, Methylrot, Bromthymolblau, Universalindikator
Ammoniak + SalzsäurepH 4 bis 6,5MethylrotPhenolphthalein, Bromthymolblau, Universalindikator

Indikator

  • schnell, billig, ohne Gerät
  • zeigt nur den Umschlag, also ein Volumen – keine Kurve
  • Universalindikator reicht bei stark/stark: Im Sprung springt die Farbe von Rot/Orange nach Violett.
  • Bei schwachen Säuren/Basen wechselt Universalindikator die Farbe allmählich – kein scharfes Ende.

pH-Meter

  • liefert die ganze Kurve
  • ÄP = Mitte des Sprungs (Wendepunkt)
  • nur damit kann man den Halbäquivalenzpunkt und so den pKS-Wert ablesen
  • nötig, wenn kein Indikator passt oder die Lösung selbst gefärbt ist

Praxistipp

Phenolphthalein-Schlieren: Kurz vor dem ÄP bleibt die rosa Färbung an der Eintropfstelle immer länger stehen, bevor sie wieder verschwindet. Das ist das Signal, nur noch Tropfen für Tropfen zu geben. Im Labor oben kannst du das beobachten.

5. Rechnen mit dem pKS-Wert

Bei der Titration einer schwachen Säure (oder Base) lassen sich drei Punkte der Kurve vorhersagen. Die Formeln sind die gleichen, die du vom pH-Wert schwacher Säuren kennst – du musst nur wissen, welcher Stoff an welcher Stelle in der Lösung ist.

Anfang: nur HA

In der Lösung ist nur die schwache Säure:

\[\text{pH} = \frac{1}{2}\left(\text{p}K_S - \lg c_0\right)\]

\(c_0\) = Konzentration der Säure vor der Titration

Halbäquivalenzpunkt: HA = A⁻

Die Hälfte ist umgesetzt, \(c(\ce{HA}) = c(\ce{A-})\):

\[K_S = \frac{c(\ce{H3O+}) \cdot c(\ce{A-})}{c(\ce{HA})} = c(\ce{H3O+})\] \[\text{pH} = \text{p}K_S\]

Äquivalenzpunkt: nur A⁻

Nur die korrespondierende Base. Es ist so viel \(\ce{A-}\) entstanden, wie anfangs \(\ce{HA}\) da war – nur das Volumen ist größer geworden:

\[c(\ce{A-}) = \frac{c(\ce{HA}) \cdot V(\ce{HA})}{V_{\text{gesamt}}}\] \[\text{pOH} = \frac{1}{2}\left(\text{p}K_B - \lg c(\ce{A-})\right)\] \[\text{p}K_B = 14 - \text{p}K_S, \quad \text{pH} = 14 - \text{pOH}\]

Warum am ÄP mit pOH und \(\text{p}K_B\)?

1. Was liegt vor?

Am ÄP ist keine Essigsäure mehr übrig. In der Lösung sind nur Acetat-Ionen (und \(\ce{Na+}\) als Zuschauer). Acetat ist eine Base: Es nimmt Protonen vom Wasser auf.

\[\ce{CH3COO- + H2O} \rightleftharpoons \ce{CH3COOH + OH-}\]

Dabei entstehen \(\ce{OH-}\)-Ionen – keine \(\ce{H3O+}\)-Ionen.

2. Darum die Basen-Formel

Die Formel \(\text{pH} = \frac{1}{2}(\text{p}K_S - \lg c)\) gilt für eine schwache Säure, die \(\ce{H3O+}\) abgibt. Das tut Acetat nicht.

Für eine schwache Base gibt es die gleich gebaute Formel – nur für \(\ce{OH-}\):

\[\text{pOH} = \frac{1}{2}\left(\text{p}K_B - \lg c(\text{Base})\right)\]

Man erhält also zuerst den pOH-Wert und rechnet am Ende mit \(\text{pH} = 14 - \text{pOH}\) um.

3. \(\text{p}K_B\) aus \(\text{p}K_S\)

Gegeben ist meist nur der \(\text{p}K_S\)-Wert der Säure. Für ein korrespondierendes Säure-Base-Paar gilt:

\[K_S \cdot K_B = K_W = 10^{-14}\] \[\text{p}K_S + \text{p}K_B = 14\]

Je schwächer die Säure, desto stärker ihre korrespondierende Base – und desto basischer der ÄP.

Ablauf am ÄP:

\(c(\ce{A-})\) berechnen \(\;\rightarrow\;\) \(\text{p}K_B = 14 - \text{p}K_S\) \(\;\rightarrow\;\) pOH mit der Basen-Formel \(\;\rightarrow\;\) \(\text{pH} = 14 - \text{pOH}\)

Beispiel: eine vollständige Rechnung

Aufgabe: 10,0 mL Essigsäure unbekannter Konzentration (\(\text{p}K_S = 4{,}75\)) werden mit Natronlauge (\(c = 0{,}100\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\)) titriert. Bis zum Äquivalenzpunkt werden 20,0 mL Natronlauge verbraucht.

  1. Bestimme die Konzentration der Essigsäure.
  2. Berechne die pH-Werte am Anfang, am Halbäquivalenzpunkt und am Äquivalenzpunkt.

Rechne zuerst selbst – dann klappe Schritt für Schritt auf und vergleiche.

Schritt 1: Konzentration der Essigsäure (Teil a)

Das ist die eigentliche Auswertung der Titration. Ansatz wie in Klasse 9: Am ÄP gilt \(n(\text{Base}) = n(\text{Säure})\), also

\[c(\ce{NaOH}) \cdot V(\ce{NaOH})\]\[= c(\ce{CH3COOH}) \cdot V(\ce{CH3COOH})\]

Bekannt sind die Konzentration der Maßlösung, ihr Verbrauch und das Volumen der Probe. Nach \(c(\ce{CH3COOH})\) umstellen:

\[c(\ce{CH3COOH}) = \frac{c(\ce{NaOH}) \cdot V(\ce{NaOH})}{V(\ce{CH3COOH})}\]\[= \frac{0{,}100\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}} \cdot 20{,}0\ \text{mL}}{10{,}0\ \text{mL}} = 0{,}200\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\]

Mit dieser Konzentration geht es in Teil b weiter. Der Halbäquivalenzpunkt liegt bei der Hälfte des Verbrauchs: 10,0 mL.

Schritt 2: pH am Anfang (Teil b)

Noch keine Natronlauge zugegeben – in der Lösung ist nur die schwache Säure. Also gilt die Säure-Formel mit \(\text{p}K_S\) und der Konzentration aus Schritt 1: \(c_0 = c(\ce{CH3COOH}) = 0{,}200\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\).

\[\text{pH} = \frac{1}{2}\left(\text{p}K_S - \lg c_0\right)\]\[= \frac{1}{2}\left(4{,}75 - \lg 0{,}200\right)\] \[= \frac{1}{2}\left(4{,}75 + 0{,}70\right) = 2{,}72\]

Achtung Vorzeichen: \(\lg 0{,}200 = -0{,}70\), minus minus ergibt plus.

Schritt 3: pH am Halbäquivalenzpunkt (10,0 mL)

Die Hälfte der Säure ist zu Acetat umgesetzt, es gilt \(c(\ce{CH3COOH}) = c(\ce{CH3COO-})\). Im MWG kürzen sich beide heraus – übrig bleibt \(K_S = c(\ce{H3O+})\). Hier muss man gar nicht rechnen:

\[\text{pH} = \text{p}K_S = 4{,}75\]

Schritt 4: pH am Äquivalenzpunkt (20,0 mL)

a) Konzentration Acetat: Aus jedem Essigsäure-Molekül ist ein Acetat-Ion geworden – die Stoffmenge bleibt gleich. Geändert hat sich nur das Volumen: 10,0 mL Probe + 20,0 mL Natronlauge = 30,0 mL. Die Acetat-Ionen sind also verdünnt:

\[c(\ce{CH3COO-}) = \frac{c(\ce{CH3COOH}) \cdot V(\ce{CH3COOH})}{V_{\text{gesamt}}}\]\[= \frac{0{,}200\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}} \cdot 10{,}0\ \text{mL}}{30{,}0\ \text{mL}} = 0{,}0667\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\]

b) \(\text{p}K_B\) des Acetats: Acetat ist die korrespondierende Base der Essigsäure:

\[\text{p}K_B = 14 - \text{p}K_S = 14 - 4{,}75 = 9{,}25\]

c) pOH mit der Basen-Formel: Acetat ist eine schwache Base, die \(\ce{OH-}\) bildet:

\[\text{pOH} = \frac{1}{2}\left(\text{p}K_B - \lg c(\ce{CH3COO-})\right)\]\[= \frac{1}{2}\left(9{,}25 - \lg 0{,}0667\right)\] \[= \frac{1}{2}\left(9{,}25 + 1{,}18\right) = 5{,}21\]

d) Umrechnen in den pH-Wert: Es gilt \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\):

\[\text{pH} = 14 - 5{,}21 = 8{,}79\]

Schritt 5: Ergebnis prüfen
  • Der pH-Wert steigt von 2,72 über 4,75 auf 8,79 – die Reihenfolge stimmt.
  • Der ÄP liegt im basischen Bereich, wie es für eine schwache Säure sein muss. Ein Ergebnis unter 7 wäre ein Hinweis auf einen Rechenfehler (meist: mit \(\text{p}K_S\) statt \(\text{p}K_B\) gerechnet).
  • Passender Indikator: Phenolphthalein (Umschlag pH 8,2–10,0).
  • Zum Nachprüfen: Trage die Zahlen unten in den Rechentrainer ein (Essigsäure, c = 0,200, V = 10,0, c(NaOH) = 0,100). Er muss dann 20,0 mL Verbrauch vorhersagen.

Typische Fehler

  • Am ÄP mit der Anfangskonzentration der Säure statt mit der verdünnten Konzentration der Base rechnen – das Volumen hat sich durch die Maßlösung vergrößert.
  • Am ÄP mit dem pKS rechnen – dort liegt aber eine Base vor, also pKB und pOH.
  • Bei einer schwachen Base (z. B. Ammoniak) alles spiegeln: Anfang mit pKB und pOH, am ÄP liegt die Säure \(\ce{NH4+}\) vor.

Rechentrainer: Wie wird die Kurve aussehen?

Hier ist die Konzentration der Probe bekannt – du sagst die Titration vorher: Wie viel Maßlösung wird bis zum ÄP gebraucht, und welche pH-Werte zeigt das pH-Meter am Anfang, am HÄP und am ÄP? So plant man eine Titration, z. B. um den passenden Indikator auszuwählen. Wähle eine Aufgabe (oder lass dir eine würfeln), rechne im Heft und trage deine Ergebnisse ein.

6. Übungsaufgaben

Aufgabe 1: Wie viel Säure ist im Essig?

Haushaltsessig wird 1 : 10 verdünnt. 20,00 mL der verdünnten Lösung verbrauchen bis zum Umschlag von Phenolphthalein 16,40 mL Natronlauge (\(c = 0{,}100\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\)). Berechne die Konzentration der Essigsäure im unverdünnten Essig und ihre Massenkonzentration in g/L (\(M(\ce{CH3COOH}) = 60\ \tfrac{\text{g}}{\text{mol}}\)).

Aufgabe 2: Neutral oder äquivalent?

Eine Schülerin titriert Ammoniak-Lösung mit Salzsäure und hört auf, sobald das pH-Meter 7,00 zeigt. Beurteile ihr Vorgehen.

Aufgabe 3: Welche Säure ist das?

Bei der Titration von 20 mL einer unbekannten einprotonigen Säure mit Natronlauge (\(c = 0{,}100\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\)) liegt der Äquivalenzpunkt bei 22,40 mL und pH 8,2. Bei 11,20 mL zeigt das pH-Meter 3,75. Bestimme \(c_0\) und den pKS-Wert. Um welche Säure handelt es sich vermutlich?

Aufgabe 4: Vorhersage der Kurve

25,0 mL Propansäure (\(c = 0{,}200\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\), \(\text{p}K_S\) = 4,87) werden mit Natronlauge (\(c = 0{,}200\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\)) titriert. Berechne den pH-Wert am Anfang, am Halbäquivalenzpunkt und am Äquivalenzpunkt und wähle einen Indikator.

7. Vom Bildschirm in den Chemieraum

Ablauf einer Titration

  1. Schutzbrille auf. Natronlauge und Salzsäure reizen Augen und Haut.
  2. Bürette mit etwas Maßlösung spülen, dann mit Trichter über die 0-Marke füllen. Trichter abnehmen!
  3. Etwas Lösung ablaufen lassen, bis die Luftblase aus der Spitze verschwunden ist und der Meniskus auf 0,00 mL (oder einem notierten Startwert) steht.
  4. Probe mit der Vollpipette genau abmessen (Peleusball, nie mit dem Mund), in Erlenmeyerkolben oder Becherglas geben.
  5. 2–3 Tropfen Indikator zugeben bzw. pH-Elektrode eintauchen (ggf. etwas destilliertes Wasser zugeben – das ändert die Stoffmenge nicht).
  6. Zügig titrieren und dabei schwenken oder rühren. Kurz vor dem erwarteten Ende (Schlieren bleiben länger) nur noch tropfenweise.
  7. Am bleibenden Farbumschlag stoppen, Volumen an der Unterkante des Meniskus auf Augenhöhe ablesen.
  8. Titration mindestens einmal wiederholen und den Mittelwert bilden. Der erste Durchgang darf ein schneller Vorversuch sein.

Häufige Fehler

  • Übertitriert: zu lange „schnell" – das Ergebnis wird zu groß.
  • Parallaxe: von oben oder unten abgelesen.
  • Luftblase in der Spitze: Sie entweicht während der Titration und täuscht Volumen vor.
  • Falscher Indikator: Umschlag liegt nicht im Sprung.
  • Am Neutralpunkt statt am Äquivalenzpunkt aufgehört.
  • Nicht geschwenkt oder gerührt: Die Farbe täuscht ein Ende vor, das noch nicht erreicht ist.

Bereit fürs Praktikum?

Du bist gut vorbereitet, wenn du im Übungsmodus oben drei Proben hintereinander auf 0,2 mL genau triffst – einmal mit Indikator, einmal mit pH-Meter und einmal bei Ammoniak.

Säure-Base-Indikatoren
Analyselabor