Big Bang HTL 2, Schulbuch

96 Bereich Anorganische Technologie und Ökologie (II. Jahrgang, 4. Semester) Säure-Base-Titration Die Konzentration z. B. einer Natronlauge kann mit einer Labormethode namens „Titration“ – auch „Maßanalyse“ ge- nannt - bestimmt werden. Dabei wird die Base mit einer Säure bekannter Konzentration neutralisiert. Dafür muss ein genau bestimmtes Volumen der unbekannten Base in einem Kolben vorgelegt werden und mit einigen Tropfen eines Indikators (z. B. Bromthymolblau) versetzt werden. Nun wird aus einer Bürette eine Säure bekannter Konzen- tration zugetropft. Eine Bürette ist ein Glasrohr mit Volu- menskala und einem Auslasshahn am unteren Ende (siehe auch Abb. 7.18), wodurch die entnommene Flüssigkeits­ menge genau bestimmbar ist. Unter ständigem Rühren oder Schwenken wird die Salz- säure hinzugefügt, bis der Farbumschlag des Indikators er- folgt. Bei Bromthymolblau färbt sich die Lösung von Blau nach Gelb. Wenn die Mengen an Säure und Base genau gleich sind, am sogenannten Äquivalenzpunkt , hat der Indikator seine Mischfarbe (bei Bromthymolblau grün), der pH-Wert ist 7. Am Äquivalenzpunkt ist die Menge an Säure und Base ge- nau gleich und so kann die Konzentration der Natronlauge berechnet werden: c = ​ n __ V ​ , n Säure = n Base ® c Säure · V Säure = c Base · V Base Wenn die Salzsäure 0,1 molar ist und bei der Titration 8 ml benötigt wurden um 25ml der Natronlauge zu neutralisie- ren gilt also: 0,1mol/l · 8ml = c Base · 25ml ® c Base = 0,032mol/l Analog kann auch eine unbekannte Säure mit einer bekann- ten Base titriert werden. Man kann mit einem pH-Meter auch den Verlauf des pH-Wertes aufzeichnen. Nicht immer ist der pH-Wert im Äquivalenzpunkt neutral, dies gilt nur für eine Titration von starker Säure mit starker Base. Wichtig ist es, den Indikator an den pH-Wert im Umschlagsbereich anzupassen! Liegt der pH-Wert am Äquivalenzpunkt z. B. bei 3, sollte der Indikator seinen Um- schlagbereich bei pH = 3 haben. Außerdem sollte dieser Farbwechsel möglichst gut erkennbar sein. i Abb. 7.18: Titration Abb. 7.19: pH-Verlauf der Titration einer Natronlauge Die bei der Neutralisation entstehenden Salze haben Eigen- schaften, wie wir sie in Kapitel über die Ionenbindung ken- nen gelernt haben. Auch die Namensgebung erfolgt gleich, nur benötigen wir ein paar neue „Vokabel“. Die Namen der durch die Reaktion entstandenen zusammengesetzten Ionen (also solche, die nicht nur aus einer Atomsorte beste- hen) finden sich in Tabelle 7.3. Tab. 7.3: Namen von Säuren und komplexen Ionen Säure Base Name Formel Formel Name Salpetersäure HNO 3 NO 3 – Nitrat Salpetrige Säure HNO 2 NO 2 – Nitrit Essigsäure CH 3 COO H CH 3 COO – Acetat Schwefelsäure H 2 SO 4 SO 4 2– Sulfat Schwefelige Säure H 2 SO 3 SO 3 2– Sulfit Phosphorsäure H 3 PO 4 PO 4 3– Phosphat Kohlensäure H 2 CO 3 CO 3 2– Carbonat Blausäure HCN CN – Cyanid Ammonium NH 4 + NH 3 Ammoniak Wasser H 2 O OH – Hydroxid Das Salz der Reaktion aus Ammoniak und Schwefelsäure heißt dann z. B. Ammoniumsulfat. Muss ein komplexes Ion, wie hier das Ammonium mehr als einmal genommen wer- den, muss man es in Klammer setzen: 2 NH 3 + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO 4 Mehrprotonige Säuren geben nicht immer alle Protonen ab. Sind am Anion noch Wasserstoffe, wird das mit der Silber „hydrogen“ vor dem Anionennamen gezeigt. F26 NaHCO 3 Natrium hydrogen carbonat KH 2 PO 4 Kalium dihydrogen phosphat Säure-Base-Eigenschaften von Salzen Wir kennen nun schon viele Eigenschaften von Salzen und ihre Namen. Was wir aber bisher unterschlagen haben, ist, dass Salze auch als Säure oder Base wirken können. Obwohl die Reaktion von Säure mit Base zu Salz und Wasser als Neutralisation bezeichnet wird, haben nicht alle Salzlösun- gen einen pH von 7. Dies ist nur bei Salzen aus starken Säu- ren mit starken Basen der Fall. Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv