Säure-Base-Titration

Titrationsverfahren, bei dem sauer reagierende Stoffe mit Basen (Alkalimetrie), bzw. basisch reagierende Stoffe mit Säuren (Acidimetrie) bestimmt werden.

Miteinander titrierbar sind Säuren und Basen mit einem pK-Unterschied von mindestens 6.
Ist diese Differenz kleiner, z.B. bei der theoretisch möglichen Titrationen zwischen schwachen Protolyten, so ist die Erkennung des Äquivalenzpunktes nicht hinreichend genau möglich.
In Wasser sind, wegen der Autoprotolyse, Säuren oder Basen nur bis zu einem pK-Wert von 8 titrierbar.
In Ethanol lassen sich auch Säuren und Basen bis zu einem pK-Wert von 10 titrieren.
Säuren mit einem pK_S-Wert über 4 weisen bei τ = 0,5 einen Pufferpunkt auf. An diesem gilt pK_S = pH.

Konduktometrisch
- Die Messung beruht auf den unterschiedlichen Leitfähigkeiten der Lösung vor und nach dem Äquivalenzpunkt.
- Allgemein ist die Leitfähigkeit am Äquivalenzpunkt am geringsten, da hier die geringste Konzentration von H⁺ und OH^- während der gesamten Titration vorliegt, die beide deutlich höhere Grenzionenleitfähigkeiten aufweisen als andere Ionen.
Potentiometrisch
- Das Potential wird zwischen einer pH-sensitiven Indikatorelektrode und einer Bezugselektrode gemessen.
- Bei Verwendung der Standardwasserstoffelektrode als Indikatorelektrode und einer SSE als Bezugselektrode ergibt sich folgende exemplarische Berechnung des pH-Wertes der Lösung:
  - Als Beispiel gehen wir von einer gemessenen elektromotorischen Kraft von +357 mV aus.
  - Das Potential einer SSE beträgt +208 mV.
  - Da gilt, muss die Wasserstoffelektrode die Anode sein, während die SSE als Kathode auftritt.
  - Das Potential der Anode ergibt sich nun zu +149 mV.
  - Dieses ergibt eingesetzt in die Nernst-Gleichung (hier in der Form ) einen pH-Wert der Lösung von 2,5.
Visuell
- Mit Hilfe von pH-Indikatoren.
- Die Wahl des Indikators muss sich nach dem zu erwartenden pH-Wert am Äquivalenzpunkt richten. Dieser ist aus den am Äquivalenzpunkt in Lösung vorliegenden Ionen abzuleiten, wie man hier sehen kann.

Titration starker Säuren mit starken Basen (et vice versa)

Am Äquivalenzpunkt liegen in gleicher Menge die konjugierte Base der starken Säure und die konjugierte Säure der starken Base.
Beide reagieren nicht mit Wasser, womit sich ein pH-Wert von pH = 7 am Äquivalenzpunkt ergibt.
Wird der Endpunkt mit Hilfe eines pH-Indikators indiziert, so kann der verwendete Indikator relativ frei gewählt werden, da die Änderung des pH-Wertes im Bereich um den Äquivalenzpunkt sehr groß und steil ausfällt. Besonders geeignet sind Indikatoren, die möglichst nah um pH 7 umschlagen, so Bromthymolblau oder Phenolrot.

Durch die Zugabe der starken Base wird die schwache Säure in ihre konjugierte Base überführt.
So lange sowohl schwache Säure, als auch ihre konjugierte Base in Lösung vorliegen, handelt es sich um eine Pufferlösung.
Am Äquivalenzpunkt der Titration ist die gesamte schwache Säure zur konjugierten Base umgesetzt. Es liegt nun eine reine Lösung der konjugierten Base vor, die nun gemäß den allgemeinen Regeln für die Lösungen von Salzen basisch reagiert.
Der pH-Wert am Äquivalenzpunkt liegt also bei pH > 7.
Wird zur Indikation ein pH-Indikator eingesetzt, so muss dieser im Basischen umschlagen, z.B. Phenolphthalein.

Die zugegebene starke Säure überführt die vorhandene schwache Base in ihre konjugierte stärkere Säure.
So lange sowohl schwache Base, als auch ihre konjugierte Säure in Lösung vorliegen, handelt es sich um eine Pufferlösung.
Am Äquivalenzpunkt der Titration ist die gesamte schwache Base zur konjugierten Säure umgesetzt. Es liegt nun eine reine Lösung der konjugierten Säure vor, die nun gemäß den allgemeinen Regeln für die Lösungen von Salzen sauer reagiert.
Der pH-Wert beträgt am Äquivalenzpunkt: pH < 7.
Wird zur Indikation ein pH-Indikator eingesetzt, so muss dieser im Sauren umschlagen, z.B. Methylorange.