Säure-Base-Titration, pH-Wert und Salzhydrolyse

Säure-Base-Titration

Sowohl in industriellen Prozessen als auch im Labor ist es sehr häufig erforderlich, die Menge an Säure oder Base in einer Probe zu bestimmen. Die Säure-Base-Titration (auch Volumetrie genannt) ist eine Methode der chemischen Analyse, die die unbekannte Konzentration einer Säure- oder Basenlösung bestimmt. Diese Probelösung mit unbekannter Konzentration wird mit einer basischen oder sauren Lösung bekannter Konzentration, der sogenannten Standardlösung (Maßlösung), umgesetzt.

Das experimentelle Verfahren beinhaltet einen Erlenmeyerkolben mit einem bekannten Volumen der zu bestimmenden Lösung. Aus einer Bürette lassen wir tropfenweise die Standardlösung hinzulaufen, bis wir den sogenannten Äquivalenzpunkt erreichen. An diesem Punkt ist die Säure oder Base in der Probe vollständig neutralisiert. Es liegt ein Gleichgewicht vor, bei dem die Anzahl der Mole der durch die Säure bereitgestellten H₃O⁺-Ionen gleich der Anzahl der durch die Base bereitgestellten OH^--Ionen ist.

Für eine Säure mit der Konzentration M_a, deren Wertigkeit v_a ist, sowie eine Base mit der Konzentration M_b und deren Wertigkeit v_b gilt:

• Anzahl der Mole H₃O⁺ = v_a · M_a · V_a
• Anzahl der Mole OH^- = v_b · M_b · V_b

Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn gilt:
v_a · M_a · V_a = v_b · M_b · V_b

Bestimmung des Äquivalenzpunkts

Um den Zeitpunkt des Erreichens des Äquivalenzpunkts experimentell zu bestimmen, gibt man der Probelösung anfangs einige Tropfen eines Indikators hinzu. Der Moment, in dem wir einen Farbwechsel des Indikators wahrnehmen, wird als Endpunkt der Titration bezeichnet.

Der Äquivalenzpunkt und der Endpunkt der Titration fallen selten exakt zusammen, da der erstere ein theoretischer Punkt ist, während der zweite ein experimentell bestimmter Punkt ist. Eine gute Titration zeichnet sich dadurch aus, dass durch die geeignete Wahl des Indikators der Endpunkt sehr nahe am Äquivalenzpunkt liegt. Je näher der Endpunkt am Äquivalenzpunkt liegt, desto geringer ist der Fehler bei der Bestimmung der Konzentration der Probelösung.

Hydrolyse von Salzen

Unter Hydrolyse (Spaltung durch Wasser) versteht man die Reaktion, die zwischen Wassermolekülen und den Ionen bestimmter Salze stattfindet. Wird ein Salz in Wasser gelöst, dissoziiert es in Kationen und Anionen, welche von den Wassermolekülen hydratisiert werden. Je nach den Eigenschaften dieser Ionen können zwei verschiedene Verhaltensweisen auftreten:

• Ionen von starken Säuren (deren konjugierte Basen sehr schwach sind) oder starken Basen (deren konjugierte Säuren sehr schwach sind) reagieren nicht mit Wasser und rufen keine Hydrolyse hervor. Diese Ionen werden lediglich hydratisiert.
• Ionen aus schwachen Säuren oder Basen (die konjugierten Säuren oder Basen) reagieren mit Wasser unter Hydrolyse, was zur Bildung von H₃O⁺ bzw. OH^- führt und den pH-Wert der Lösung verändert.

Klassifizierung der Salzhydrolyse

• 3.5.1. Salze aus starker Säure und starker Base (z. B. NaCl): Beim Lösen dissoziiert das NaCl in Na⁺ (konjugierte Säure der starken Base NaOH) und Cl^- (konjugierte Base der starken Säure HCl). Keines dieser Ionen reagiert mit Wasser, es findet keine Hydrolyse statt. Es werden weder Hydronium- noch Hydroxidionen freigesetzt, sodass der pH-Wert der Lösung neutral bleibt (pH = 7).
• 3.5.2. Salze aus starker Säure und schwacher Base (z. B. NH₄Cl): Beim Lösen dissoziiert Ammoniumchlorid in NH₄⁺ (konjugierte Säure der schwachen Base NH₃) und Cl^- (konjugierte Base der starken Säure HCl). Das Anion Cl^- erfährt keine Hydrolyse, aber das Kation NH₄⁺ reagiert mit Wasser:
  NH₄⁺ + H₂O &rightleftharpoons NH₃ + H₃O⁺
  Dadurch werden H₃O⁺-Ionen freigesetzt. Daher wird die Lösung leicht sauer (pH < 7).
• 3.5.3. Salze aus schwacher Säure und starker Base (z. B. NaCH₃COO): Beim Lösen dissoziiert das Natriumacetat in Na⁺ (konjugierte Säure der starken Base NaOH) und CH₃COO^- (konjugierte Base der schwachen Säure CH₃COOH). Das Na⁺-Kation erzeugt keine Hydrolyse, aber das CH₃COO^- reagiert mit Wasser:
  CH₃COO^- + H₂O &rightleftharpoons CH₃COOH + OH^-
  Dadurch werden OH^--Ionen freigesetzt. Daher wird die Lösung leicht basisch (pH > 7).
• 3.5.4. Salze aus schwacher Säure und schwacher Base (z. B. CH₃COONH₄, NH₄CN): Beim Lösen eines solchen Salzes in Wasser erfahren beide gebildeten Ionen eine Hydrolyse. Ob der resultierende pH-Wert sauer oder basisch wird, hängt vom Vergleich der Konstanten der beiden Hydrolysereaktionen ab. Der höhere Wert von K bestimmt den Säuregrad oder die Alkalität der Lösung.

Das Konzept des pH-Werts

Das Maß für die saure oder basische Wirkung einer Lösung ist durch die Hydroniumionen-Konzentration [H₃O⁺] gegeben. Da die am häufigsten vorkommenden Lösungen sehr verdünnt sind, arbeiten wir mit sehr kleinen Zahlen und Zehnerpotenzen mit negativen Exponenten.

Um dies zu vermeiden, definieren wir den Begriff des pH-Werts durch die mathematische Operation:
pH = -log [H₃O⁺]

Ebenso definieren wir:
pOH = -log [OH^-]

Dieselbe mathematische Operation kann auf die Säure- oder Basenkonstante angewendet werden.

Aus dem Ionenprodukt des Wassers lässt sich mithilfe von Logarithmen leicht beweisen, dass bei einer Temperatur von 25 °C gilt:
pH + pOH = 14

Allgemein gilt bei jeder Temperatur:
pH + pOH = pK_w

Dissoziationsgrad und Gleichgewichte

Der Dissoziationsgrad ist definiert als:
α = x (n_dissoziiert) / c (n_{gesamt, initial})

Übersicht der Gleichgewichtsreaktionen und Stoffmengen:

• A &rightleftharpoons 2B   Gleichgewicht: n(1 - α)   2nα
• A &rightleftharpoons B + C   Gleichgewicht: n(1 - α)   nα   nα
• 2A &rightleftharpoons B + C   Gleichgewicht: n(1 - α)   nα/2   nα/2
• 2A + B &rightleftharpoons 2C   Gleichgewicht: n(1 - 2α)   n(1 - α)   2nα

Zusammenfassende Formeln und pH-Werte von Salzlösungen: