Die Titration

Bei einer Titration bestimmst du die Konzentration einer Lösung, indem du sie mit einer Lösung bekannter Konzentration reagieren lässt. Typisch ist die Säure-Base-Titration: In einem Becherglas liegt eine abgemessene Menge Salzsäure unbekannter Konzentration, dazu ein paar Tropfen Indikator. Aus einer Bürette tropfst du Natronlauge bekannter Konzentration hinzu, bis der Indikator umschlägt.

Der entscheidende Moment ist der Äquivalenzpunkt. Dort ist genau so viel Lauge zugegeben, wie Säure vorhanden war: Die Stoffmenge der Hydroxid-Ionen entspricht der Stoffmenge der Oxonium-Ionen. Bei einer starken Säure und einer starken Base liegt dann eine neutrale Lösung mit pH 7 vor. Aus dem abgelesenen Volumen an Lauge lässt sich die Stoffmenge und damit die Konzentration der Säure berechnen.

Ein typischer Fehler ist, einfach die Volumina gleichzusetzen. Gleiche Volumina bedeuten nur dann gleiche Stoffmengen, wenn die Konzentrationen gleich sind. Richtig ist, die Stoffmengen gleichzusetzen, also c · V der Säure gleich c · V der Lauge. Außerdem gilt das in dieser einfachen Form nur für einprotonige Säuren wie Salzsäure. Schwefelsäure gibt zwei Protonen ab und braucht doppelt so viel Lauge.

Nicht jeder Indikator schlägt bei pH 7 um, und genau das musst du bei der Wahl beachten. Jeder Indikator hat einen eigenen Umschlagbereich, also einen pH-Bereich, in dem sich seine Farbe ändert. Reagiert eine starke Säure mit einer starken Base, liegt der Äquivalenzpunkt bei pH 7, und fast jeder Indikator funktioniert. Bei schwachen Säuren oder Basen liegt der Äquivalenzpunkt aber nicht bei pH 7, deshalb muss der Indikator genau dort umschlagen.

Phenolphthalein schlägt erst im leicht basischen Bereich um und eignet sich deshalb gut für die Titration von schwachen Säuren mit starken Laugen. Methylorange schlägt im sauren Bereich um und passt eher zur Titration von schwachen Basen mit starken Säuren. Universalindikator zeigt zwar den ganzen Bereich, der Farbübergang ist aber weicher und schwerer exakt abzulesen als bei einem einstufigen Indikator.

Der größte Fehler wurde bereits im Beispiel gezeigt: bei mehrprotonigen Säuren wie Schwefelsäure oder mehrwertigen Basen wie Calciumhydroxid die Stoffmengen ohne den Koeffizienten aus der Reaktionsgleichung gleichzusetzen. Wer n(Säure) = n(Lauge) blind anwendet, ohne die Gleichung zu prüfen, bekommt bei Schwefelsäure das doppelte Ergebnis.

Ein zweiter Fehler ist das zu späte Stoppen beim Titrieren. Wird über den Äquivalenzpunkt hinaus getropft, ist zu viel Lauge im Becherglas, und die berechnete Konzentration der Säure fällt zu hoch aus. Deshalb wird in der Praxis kurz vor dem erwarteten Umschlag langsamer getropft, um den genauen Punkt zu treffen.

Ein dritter Fehler ist, Volumina in Millilitern in die Formel einzusetzen, ohne sie in Liter umzurechnen. Die Konzentration in mol/l verlangt das Volumen in Litern; 15 ml müssen also als 0,015 l eingesetzt werden. Wer das vergisst, verrechnet sich um den Faktor 1000.

Bei der Titration wird häufig mit verdünnter Salzsäure und Natronlauge gearbeitet, die trotzdem ätzend wirken können. Eine Schutzbrille ist Pflicht, weil bei zu schnellem Zutropfen Spritzer entstehen können. Die Bürette wird von oben befüllt und der Hahn erst am Ende langsam geöffnet, damit die Lauge kontrolliert und nicht schwallartig herausläuft.

Nach der Titration werden die Reste nicht einfach im Ausguss entsorgt, sondern je nach Konzentration neutralisiert oder in den dafür vorgesehenen Sammelbehälter gegeben. Auch bereits neutralisierte Lösungen können noch relevante Salzfrachten enthalten, die in geregelten Mengen entsorgt werden müssen.