Leitfähigkeitstitration

Die Konzentration von sauren oder basischen Lösungen kann man dann mittels Titration mit einem Indikator als Endpunktsanzeiger gut bestimmen, wenn die Indikatorfarbe selbst deutlich erkennbar ist. Dazu muss die vorgelegte saure-/alkalische Lösung möglich farblos sein. In durch Farbstoffe gefärbten Lösungen wie z.B. CocaCola oder Fruchtsäften ist der Umschlagspunkt eines Indikators jedoch nicht erkennbar. Zur Bestimmung der Konzentration geht die Chemische Analytik einen anderen Weg: Saure Lösungen sind durch eine hohe Konzentration von Hydronium-Ionen H₃O⁺ gekennzeichnet. Die H₃O⁺-Ionen und ihre entsprechenden Säurerest-Anionen bewirken als Ladungsträger eine elektrische Leitfähigkeit: Bei einer bestimmten angelegten konstanten Spannung setzt die Lösung dem fließenden Strom einen bestimmten Widerstand entgegen. Je größer die Ionenkonzentration, desto geringer der Widerstand und desto größer die Leitfähigkeit. Im Laufe der Titration reagieren die H₃O⁺-Ionen mit den Hydroxid-Ionen der zugesetzten Lauge. Dabei entsteht Wasser: nicht leitend. Und es kommen Na⁺-Ionen in die Lösung. Deren Leitfähigkeit ist jedoch erheblich schlechter als die der H₃O⁺-Ionen, während die Leitfähigkeit der OHG-Ionen vergleichbar der der Hydronium-Ionen ist. Also wird im Laufe einer Leitfähigkeitstitration die Leitfähigkeit abnehmen und nach Erreichen des Äquivalenzpunktes wieder zunehmen. Folgende Versuche sollen die Anwendung der Leitfähigkeitstitration erläutern:

Versuch 1: In einem hohen Becherglas (200 ml) werden 100 ml Salzsäure der Konzentration c(HCl) = 0,01 mol/L vorgelegt. Die Bürette wird mit Natronlauge der Konzentration c(NaOH) = 0,1 mol/L aufgefüllt. Mit dem LF-Messgerät wird die Anfangs-Leitfähigkeit bestimmt. Danach wird jeweils 1 ml Natronlauge zugegeben, einige Sekunden gewartet und der geänderte Messwert abgelegen und notiert. Nach der Zugabe von 17 ml Natronlauge wird der Versuch beendet.

Versuch 2: Von gesättigter Bariumhydroxid-Lösung Ba(OH)₂ (aq) werden 25 ml mit dem Messzylinder abgefüllt und im hohen Becherglas auf 100 ml verdünnt. Die Lösung wird in der gleichen Versuchsanordnung wie V1 mit  Schwefelsäure der Konzentration c(H₂SO₄) = 0,1 mol/L titriert. Die Leitfähigkeit wird wie in Versuch 1 vor und nach jeder Zugabe gemessen.

Versuch 3: Essigsäure-Lösung der Konzentration c(CH₃COOH) = 0,1 mol/L wird mit Natronlauge der Konzentration c(NaOH) = 1 mol/L titriert. Vorgelegt werden 100 ml Essigsäure. Zusätzlich wird Phenolphthalein als Indikator eingesetzt. Gemessen wird wie in Versuch 1.

Versuch 4: Von Aceto balsamico werden 10 ml im Titriergefäß auf 100 ml verdünnt und wie in Versuch 1 mit Natronlauge der Konzentration c(NaOH) = 1 mol/L titriert. Arbeitsaufträge zur Auswertung:
1. Notiere die Versuchswerte im entsprechenden Datenblatt.
2. Vergleiche die Beobachtungen von Versuch 1 und 2.
3. Erstelle ein Diagramm aus den Versuchswerten: x-Achse: zugeführte Lauge bzw. Säure in [ml], y-Achse: Leitfähigkeit in [mS/cm]. Skaliere die Achsen in der Weise, dass pro Graphik ein (1) DIN-A4-Blatt möglichst gut ausgenützt wird.
4. Ermittle für jedes Diagramm den Äquivalenzpunkt graphisch durch Extrapolation als Schnittpunkt der beiden Geraden.
5. Berechne zu Versuch 2 die Konzentration der Bariumhydroxid-Lösung und in Versuch 4 die Konzentration der Essigsäure in Aceto balsamico.

Quelle: Tausch, v. Wachtendonk: Chemie 2000+, Band 2, Bamberg 2004
 

Lösungen:
Arbeitsaufträge zur Auswertung:

Siehe dazu:  Datenblatt "Auswertung der Leitfähigkeitsversuche"  2. Vergleiche die Beobachtungen von Versuch 1 und 2.

In beiden Versuchen ergeben sich die Äquivalenzpunkte graphisch durch den Schnittpunkt der geraden Kurvenabschnitte. In Versuch 1 (Salzsäure und Natronlauge) sinkt die Leitfähigkeit nicht auf Null, da die leitfähigen Na- und Chlorid-Ionen gelöst bleiben. In Versuch 2 sinkt die Leitfähigkeit auf Null, da das entstehende Bariumsulfat nur eine sehr geringe Löslichkeit hat.  3. Erstelle ein Diagramm aus den Versuchswerten: x-Achse: zugeführte Lauge bzw. Säure in [ml], y-Achse: Leitfähigkeit in [mS/cm]. Skaliere die Achsen in der Weise, dass pro Graphik ein (1) DIN-A4-Blatt möglichst gut ausgenützt wird.

Siehe dazu:  Datenblatt "Auswertung der Leitfähigkeitsversuche"  4. Ermittle für jedes Diagramm den Äquivalenzpunkt graphisch durch Extrapolation als Schnittpunkt der beiden Geraden.

Siehe dazu:  Datenblatt "Auswertung der Leitfähigkeitsversuche"
  5. Berechne zu Versuch 2 die Konzentration der Bariumhydroxid-Lösung und in Versuch 4 die Konzentration der Essigsäure in Aceto balsamico.

Versuch 2:

Nach dem bisher bekannten Säure-Base-Titrationsverfahren muss n(Säure) = n(Base) sein. Die Molzahl n ist das Produkt aus Konzentration c [mol/L] und Volumen V [l]. Berechne - soweit aus den angegebenen Versuchsdaten ersichtlich - die Äquivalenzpunkte bzw. die fehlenden Daten auf der Basis der Beziehung n(Säure) = n(Base)!

n(Säure)  =  n(Base)  Bariumsulfat-Schwefelsäure

c(S) * V(S)      =     c(B) * V(B)
Gegeben: V(S) = experimentell,
               c(S) = 0,1 mol/L,
              V(B) = 0,1 l
Gesucht:  c(B) = experimentell