Folglich beschreibe ich die nasschemische Methode der Titration falls von Interesse.
Man titriert mit einer basischen Lösung über einer Bürette entgegen. Voraussetzung dafür ist, dass die Frage der Qualität geklärt ist, d.h. das "Was?".
Erst wenn die Qualität bekannt ist, ist eine Quantität zu bestimmen ("Wie viel?").
Um was für eine Säure handelt es sich?
Um was für eine Base handelt es sich die man benutzen möchte?
Zusätzlich ist die Ist-Konzentration der Base notwendig bzw. die Soll-Konzentration und der Titer.
Ein geeigneter Indikator gibt nur an wenigen, meist nur einen pH-Wert einen Farbumschlag an. Das Problem an der ganzen Sache ist, dass der Indikator nur an einem Punkt eine Information über eine Lösung preisgibt, und zwar am Umschlagspunkt.
https://de.wikipedia.org/wiki/Indikator\_%28Chemie%29#/media/File:S%C3%A4uren\_und\_Laugen\_-\_Farbspektrum\_verschiedener\_Indikatoren.svg
Also wählt man wenn man die Möglichkeit hat jene Indikatorsubstanz die genau am Äquivalenzpunkt einen Farbumschlag aufzeigt. Am Äquivalenzpunkt gilt das Äquivalenzprinzip und dementsprechend ist n(Säure) = n(Base).
Da wir n(Base) über die Ist-Konzentration und das Volumen der Base wissen sowie das Volumen der Säure-Lösung folgt mathematisch die folgende Gleichung.
n(Säure) = n(Base)
c = n/V
n = c * V
und damit
c(Säure) * V(Säure) = c(Base) * V(Base)
und stellt nach c(Säure) um
c(Säure) = [c(Base) * V(Base)] / V(Säure)
Zusätzlich ist die Wahl der Substanz wichtig, mit der man titrieren möchte. Es werden gewisse Bedingungen an jene Substanz gestellt. Bei der gewählten Methodik ist es von Bedeutung des jene Substanz ein Urtiter ist. Urtiter werden durch folgende Charaktereigenschaften beschrieben:
Wikipedia schreibt hierzu:
- Ihre Zusammensetzung entspricht exakt ihrer Formel.
- Sie reagiert stöchiometrisch, d.h. vollständig gemäß der Reaktionsgleichung.
- Sie ist unbegrenzt haltbar, d.h. auch inert gegen Zersetzung und Umwandlung an der Luft.
- Sie ist also unempfindlich gegenüber dem Luftsauerstoff.
- Sie reagiert nicht mit der Luftfeuchtigkeit und ist nicht hygroskopisch.
- Sie gibt aber auch kein Kristallwasser ab, möglichst auch nicht bei Lagerung oberhalb Raumtemperatur.
- Sie reagiert nicht mit dem Kohlendioxid der Luft.
- Sie hat eine große Molmasse und auch eine hohe Äquivalentmasse, so dass der relative Wägefehler gering bleibt.
- Sie ist im gewünschten Lösungsmittel, zumeist Wasser, manchmal aber auch in Säure oder organischem Lösungsmittel, leicht löslich.
- Nicht zwingend erforderlich, aber wünschenswert ist eine lange Haltbarkeit der hergestellten Lösungen.
Das sind sehr viele Bedingungen, müssen aber nicht alle eingehalten werden. Man nimmt jene Substanz die während Anfang bis Ende hinreichend diese Eigenschaften einnehmen kann, so dass man wirklich aussagekräftige Informationen aus der Methodik erhält.
So ist z.B. wasserfreies (trockenes) Natriumhydroxid hygroskopisch und reagiert mit Kohlenstoffdioxid in der Luft. Also überführt man frisches Natriumhydroxid schnell ins Wasser, so dass kein NaOH Kohlendioxid auffängt. Wichtig ist vorab nur die eingewogene Masse von NaOH.
Wässrige Natriumhydroxid-Lösung (auch "Natronlauge" genannt) ist deshalb zum Titrieren so gut geeignet und oft benutzt, weil es sehr stark dissoziiert (starke Base, nahezu 100%) und damit Ist-Konzentration auch der Ist-Konzentration der entstandenen Hydroxid-Ionen (OH-) ist.
Bevor man titriert ist die Analysenlösung zu schütteln um geringfügige Sedimentation zu vermeiden, wodurch innerhalb der Lösung in den verschiedenen Schichten unterschiedliche Konzentrationen entstehen.
Beispiel: Du hast eine 500 mL Salzsäure-Lösung vor dir und die Ist-Konzentration der Salzsäure-Lösung (auch Probelösung genannt) ist nicht bekannt. Man nehme am besten einen 500 mL-Erlenmeyerkolben für die Probenlösung (immer!).
Also setze man eine frisch zubereitete NaOH-Lösung mit einer Ist-Konzentration von 0,1000 mol/L oder eine schon fertige Lösung mit bekannter Konzentration. Problem einer frisch zubereiteten ist, dass man dort erst die Ist-Konzentration nachprüfen muss eben auch über Titration mit einer bekannten Lösung. Die Masse die man einwiegt entspricht nicht immer dem was man dann in der Lösung reingegeben hat z.B. durch Verlust über die Luft oder Teile von der Masse lösen sich erst später. Bei Kaliumpermanganat ist dem so, dass die Ist-Konzentration sich über eine Woche lang verändert. Also sollte man die Substanz vorher kennen und solche Abweichungen mit einbeziehen.
Die Analysenlösung kommt in die Bürette, so dass der untere Meniskus auf 0,00 mL steht. Nur dann und eigentlich auch nur bei der Eichtemperatur (20 °C?) ist, lässt die Methodik eine sehr genaue Bestimmung zu. Meist reicht eine "ziemlich gute" Bestimmung aus, wobei kleine Abweichungen bei der Labortemperatur nicht so dramatisch sind. Nun gibt man einen geeigneten Indikator hinzu.
Oft genutzt ist Phenolphthalein-Lösung. Der Farbumschlag ist bei etwa 7,50 laut Wikipedia (s. Bild im Link oben). Davon gibt man nun 2-3 Tropfen in die Analysenlösung rein, füllt auf etwa 200 mL auf (Pauschalregel: Zwei-Finger-Breit bzgl. der Höhe von Boden bis Wasserspiegel innerhalb des Erlenmeyerkolbens) und lässt solange Analysenlösung reintropfen bis eine Verfärbung zu erkennen ist. Durch die Wahl des Indikators bedingt ist es hier eine leicht rosa/violette Färbung.
Um nicht Tropfen für Tropfen auf die Bürette zu starren und die Hand verkrampfen zu lassen macht man vorher eine Blindprobe.
Man nimmt 10,00 mL (über Vollpipette 10 mL aufnehmen), füllt mit ein wenig Wasser auf gibt Analysenlösung rein über die Bürette bis man einen Farbumschlag erreicht. Das kann durch schnelle Tropfen/einen leichten Strahl aus der Bürette geschehen. Es gilt hierbei herauszufinden, wo etwa der Farbumschlag stattfindet. Wir nehmen mal an, der Farbumschlag war bei etwa 2,00 mL Analysenlösung.
Für die richtigen Proben nimmt man á 50,00 mL Probelösung (über Vollpipette 50 mL aufnehmen) und füllt wie beschrieben auf 200 mL auf. Da man vorher 10 mL hatte, würde man bei einer Blindprobe auf etwa 10 mL Analysenlösung kommen.
Also öffnet man die Bürette vollständig bis etwa 8,5 mL in die Probe reingegangen ist und titriert ab dann tropfenweise um den Äquivalenzpunkt nicht zu verpassen.
Im Anschluss macht man eine zweite Bestimmung. Sind beide verbrauchten Volumen der Analysenlösung etwa gleich, so ist die Bestimmung richtig. Die Abweichung voneinander darf maximal 0,15 betragen. Hat man 0,20 mL Abweichung, so war die Bestimmung schon aus beliebigen Grund ungenau und man titriert ein drittes mal.
Wo der dritte Wert näher liegt und innerhalb der Abweichung liegt, jene beiden nimmt man dran, verwirft den anderen, mittelt und rechnet mit der hier hergeleiteten Gleichung die Ist-Konzentration aus.
Nehmen wir an, wir haben ermittelt:
10,40 mL
10,70 mL
10,50 mL
So nimmt man 1 und 3, mittelt (d.h. 10,45 mL), setzt ein und es ergibt sich:
c(Säure) = [c(Base) * V(Base)] / V(Säure)
c(Säure) = (0,1000 mol/L * 10,45 mL) / 50,00 mL
c(Säure) = 0,0209 mol/L
Kann man jetzt mit den entsprechenden Gleichungen aus der Stöchiometrie in die Massenprozente (Massenanteil) umrechnen und voila: Man hat die x-massenprozentige Salzsäure für die Aufschrift (bzw. man möchte die Stoffmengenanteile, dann entsprechend Gleichung zur Berechnung des Stoffmengenanteils).
Analog titriert man eine basische Probenlösung mit einer sauren Analysenlösung entgegen.
