Wenn eine Säure mit einer Base titriert wird, ändert sich typischerweise der pH-Wert der Lösung am Äquivalenzpunkt (wobei die Menge des hinzugefügten Titranten der ursprünglich vorhandenen Säuremenge entspricht). Wenn einige Tropfen Indikatorlösung hinzugefügt wurden, verursacht dieser starke Anstieg des pH-Werts eine abrupte Farbänderung, die als Endpunkt des Indikators bezeichnet wird., Die tatsächliche Größe des pH-Sprungs und der pH-Bereich, den er abdeckt, hängen von der Stärke sowohl der Säure als auch der beteiligten Base ab, und so kann die Wahl des Indikators von einer Titration zur anderen variieren. Um zu lernen, wie man einen geeigneten Indikator auswählt, müssen wir die Variation des pH-Wertes während einer Titration genauer untersuchen.
Als Referenz Wenn Sie diesen Abschnitt lesen, entspricht cm3 mL.
Zunächst betrachten wir die titration einer starken Säure wie HCl, mit einer starken base wie NaOH. Angenommen, wir platzieren 25,00 cm3 (mL) von 0.,10 M HCl-Lösung in einen Kolben geben und 0,10 M NaOH aus einem Buret zugeben. Der pH-Wert der Lösung im Kolben variiert mit dem zugesetzten NaOH, wie in Abbildung 1a gezeigt. Der pH-Wert ändert sich zu Beginn der Titration ziemlich langsam und fast der gesamte Anstieg des pH-Wertes findet in unmittelbarer Nähe des Endpunkts statt.
Die pH-Änderung während dieser Titration wird durch die Protonenübertragungsreaktion
\
verursacht, die auftritt, wenn Hydroxidionen aus dem Buret zugegeben werden., Obwohl Hydroniumionen von Hydroxidionen in den frühen Stadien der Titration verbraucht werden, bleibt die Hydroniumionenkonzentration in der Nähe von 10-1 oder 10-2 mol L-1. Dadurch bleibt der pH-Wert im Bereich von 1 bis 2. Als Beispiel für dieses Verhalten betrachten wir die Situation auf halbem Weg zum Endpunkt, d. H. Wann genau 12,50 cm3 von 0,10 M NaOH zu 25,00 cm3 (ml) von 0,10 M HCl in den Kolben gegeben wurden. Die Menge an Hydroniumion wurde zu diesem Zeitpunkt von ursprünglich 2,5 mmol auf die Hälfte dieses Wertes, 1,25 mmol, reduziert., Gleichzeitig hat sich das Lösungsvolumen von 25 cm3 auf (25 + 12,50) cm3 = 37,50 cm3 erhöht. Daher beträgt die Hydroniumionenkonzentration 1,25 mmol / 37,50 cm3 = 0,0333 mol L–1 und der resultierende pH-Wert 1,48. Obwohl die Titration zur Hälfte abgeschlossen ist, unterscheidet sich dies nicht sehr vom anfänglichen pH-Wert von 1,00.
Der pH-Wert der Lösung im Kolben ändert sich nur dann drastisch, wenn wir diesen Punkt in der Titration erreichen, wenn nur ein winziger Bruchteil der Hydroniumionen unverbraucht bleibt, d. H., wenn wir uns dem Endpunkt nähern, wie in der Grafik zu sehen., Nur dann haben wir die Hydroniumionenkonzentration um mehrere 10-Potenzen reduziert und folglich den pH-Wert um mehrere Einheiten erhöht. Wenn 24,95 cm3 Base hinzugefügt wurden, sind wir nur 0,05 cm3 (ungefähr ein Tropfen) hinter dem Endpunkt. Zu diesem Zeitpunkt wurden 24,95 cm3 × 0,10 mmol cm-3 = 2,495 Mmolhydroxidionen zugesetzt. Diese haben 2,495 Mmolhydroniumionen verbraucht und hinterlassen (2,5 – 2,495) mmol = 0,005 Mmolhydroniumionen in einem Volumen von 49,95 cm3. Die hydronium-Ionen-Konzentration wird jetzt sein:
\=\frac{\text{0.005 mmol}}{\text{49.95 cm}^{3}}=\text{1.,00 }\times \text{ 10}^{-4}\text{ mol L}^{-1}\]
geben, ein pH-Wert von 4,00. Da fast alle Hydroniumionen verbraucht wurden, bleibt nur ein kleiner Bruchteil (ein Fünfhundertstel) übrig und das Lösungsvolumen hat sich fast verdoppelt. Dies reduziert die Hydronium-Ionen-Konzentration um den Faktor 10-3 und der pH-Wert erhöht sich um drei Einheiten von seinem ursprünglichen Wert von 1,00.
Wenn genau 25,00 cm3 Base hinzugefügt wurden, haben wir den theoretischen Äquivalenzpunkt erreicht, und der Kolben enthält 2,5 mmol Natrium-und Chloridionen in 50 cm3 Lösung; dh Die Lösung ist 0,05 M NaCl., Darüber hinaus wird sein pH-Wert genau 7.00 sein, wie in der Grafik zu sehen ist, da weder das Natriumion noch das Chloridion nennenswerte Säure-Basen-Eigenschaften aufweist.
Unmittelbar nach diesem Äquivalenzpunkt führt die Zugabe weiterer NaOH in den Kolben zu einem plötzlichen Anstieg der Konzentration von Hydroxidionen, da nun praktisch keine Hydroniumionen mehr vorhanden sind, um sie zu verbrauchen. Somit fügt sogar ein Tropfen (0,05 cm3) Base, der der Äquivalenzpunktlösung zugesetzt wird, 0,005 Mmolhydroxidionen hinzu und erzeugt eine Hydroxidionenkonzentration von 0,005 mmol/50,05 cm3 = 1,00 × 10-4 mol L-1., Der resultierende pOH = 4.00 und der pH = 10.00. Die Zugabe von nur zwei Tropfen Base führt zu einem pH-Sprung von 4.00 auf 7.00 auf 10.00. Durch diesen schnellen Anstieg ändert sich die Farbe des Indikators, sodass der Endpunkt mit dem Äquivalenzpunkt übereinstimmt, wenn der Indikator richtig gewählt wird.
Die Titration einer starken Base mit einer starken Säure kann im Wesentlichen genauso gehandhabt werden wie die soeben beschriebene starke Säure-starke Basensituation.,
Hinweis:
Da die Lösungen in diesem Fall ein Zehntel so konzentriert waren wie bei der im Text ausgearbeiteten Titration von HCl mit NaOH, ist der pH-Sprung (von 9 auf 5) am Endpunkt geringer.
Eine große Auswahl solcher Indikatoren ist für Titrationen mit schwachen Säuren oder Basen nicht möglich. Bei der 25.,00 cm3 von 0,10 M CH3COOH wird mit 0,10 M NaOH titriert, zum Beispiel gibt es eine sehr viel kleinere Änderung des pH-Wertes am Äquivalenzpunkt, wie in Abbildung 1b gezeigt, und die Auswahl der Indikatoren ist entsprechend eingeschränkt. Das Verhalten des pH-Werts unterscheidet sich in diesem Fall sehr von dem der Titration von HCl mit NaOH, da die Säure-Basen-Reaktion unterschiedlich ist.,
Wenn CH3COOH mit NaOH titriert wird, verbrauchen die OH– Ionen CH3COOH– Moleküle gemäß der Gleichung:
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Dadurch wird die Lösung im Titrationskolben bald zu einem Puffergemisch mit nennenswerten Konzentrationen des CH3COO-Ions sowie seiner Konjugatsäure. Der und der pH-Wert werden dann durch das Verhältnis von Säure zu konjugierter Base gesteuert (Gleichungen 2 und 3 im Abschnitt über Pufferlösungen)., Wenn wir zum Beispiel auf halbem Weg zum Endpunkt sind, werden im Wesentlichen die gleichen sein wie, und
während der pH-Wert durch die Henderson-Hasselbalch-Gleichung als
\}{}\\\text{ }\approx \text{ p}K_{a}=\text{4.74}\end{align}\]
Vergleicht man dies mit dem pH-Wert von 1,78, der oben für die halbe Stufe der Titration von HCl berechnet wurde, finden wir eine Differenz von ungefähr drei pH-Einheiten. Die Wirkung der Pufferwirkung des CH3COOH / CH3COO– Konjugat-Paares besteht somit darin, den pH-Wert um etwa drei Einheiten höher als zuvor zu halten und somit den pH-Sprung am Endpunkt um etwa diesen Betrag zu senken.,
Genau am Äquivalenzpunkt haben wir kein Puffergemisch mehr, sondern eine 0,05-M-Lösung von Natriumacetat. Diese Lösung ist leicht basisch und ihr pH-Wert von 8,72 kann aus Gleichung 4 auf dem Abschnitt berechnet werden, der den pH-Wert schwacher Basislösungen abdeckt. Über diesen Äquivalenzpunkt hinaus ist die Geschichte ähnlich wie im Fall der starken Säure. Die Zugabe von sogar einem Tropfen (0. 05cm3) überschüssiger Base erhöht die OH-Konzentration auf 10-4 mol L-1 und den pH-Wert auf 10. Von den drei Indikatoren, die bei der Titration von HCl verwendet werden könnten, ist nur einer für Essigsäure nützlich., Dies ist Phenolphthalein, das seine Farbe in den rosa Farbton ändert, wie unten zu sehen, wenn es im pH-Bereich von 8,3 bis 10,0 liegt.
Die Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure beinhaltet auch eine Pufferlösung und erfordert folglich eine sorgfältigere Wahl des Indikators.,
Die pH-Variation bei Titrationen starker und schwacher Basen mit starker Säure ist in Abbildung \(\pageIndex{2}\) dargestellt. Im Falle der Titration von 0,010 M NH3 mit 0,010 M HCl wäre Methylrot, aber nicht Phenolphthalein, ein geeigneter Indikator. Im Allgemeinen ist der beste Indikator für eine gegebene Titration derjenige, dessen pKa dem am theoretischen Endpunkt berechneten pH-Wert am ehesten entspricht.
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