Erstellt am: 17. Juni 2026 um 17:25

Titration

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Gesuchte GrößeSäurekonzentration berechnen
Säurekonzentration0,1 M
Säurevolumen25 mL
Basekonzentration0,1 M
Basevolumen25 mL
Säureäquivalente1
Basenäquivalente1

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Chemie

Titration

Löst Säure-Base-Titrations-Aufgaben am Äquivalenzpunkt mit C(Säure)·V(Säure)·n(Säure) = C(Base)·V(Base)·n(Base). Berechnet die unbekannte Konzentration oder das Volumen der Säure oder der Base.

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Säure-Base-Titration

Die Titration ist eine Methode zur Bestimmung einer unbekannten Konzentration, indem die unbekannte Lösung mit einer Standardlösung bekannter Konzentration zur Reaktion gebracht wird. Die Zugabe erfolgt tropfenweise, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist – der Moment, an dem Säure und Base in genau dem richtigen stöchiometrischen Verhältnis miteinander reagiert haben. An diesem Punkt verbindet eine einfache Beziehung die vier Größen: Konzentration und Volumen der Säure sowie Konzentration und Volumen der Base.

Die Titrationsformel

Am Äquivalenzpunkt sind die Mol der Säureäquivalente gleich den Mol der Basenäquivalente:

Ca⋅Va⋅na=Cb⋅Vb⋅nbC_a \cdot V_a \cdot n_a = C_b \cdot V_b \cdot n_b
SymbolBedeutung
CaC_aSäurekonzentration (mol/L)
VaV_aSäurevolumen (mL oder L)
nan_an-Faktor der Säure (Protonen je Formeleinheit)
CbC_bBasekonzentration (mol/L)
VbV_bBasevolumen (mL oder L)
nbn_bn-Faktor der Base (Hydroxide je Formeleinheit)

Durch Umformen erhält man jede der vier Hauptgrößen, wenn die anderen drei bekannt sind. Beispielsweise lässt sich die Säurekonzentration berechnen als:

Ca=Cb⋅Vb⋅nbVa⋅naC_a = \frac{C_b \cdot V_b \cdot n_b}{V_a \cdot n_a}

Der n-Faktor

Der n-Faktor gibt an, wie viele Protonen eine Säure abgibt (bzw. wie viele Hydroxid-Äquivalente eine Base liefert) je Formeleinheit. Bei den meisten gebräuchlichen Säuren und Basen beträgt er 1:

  • n = 1: HCl, HNO₃, Essigsäure (CH₃COOH), NaOH, KOH
  • n = 2: H₂SO₄, H₂CO₃, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂
  • n = 3: H₃PO₄

Wenn na=nb=1n_a = n_b = 1 gilt, vereinfacht sich die Formel zur bekannten Form C1V1=C2V2C_1 V_1 = C_2 V_2. Ein falscher n-Faktor verschiebt die berechnete Konzentration um ein ganzzahliges Vielfaches, daher lohnt es sich, die Identität der Säure und Base vor der Eingabe zu überprüfen.

Rechenbeispiel

Eine Schülerin titriert 25,00 mL einer unbekannten Salzsäurelösung gegen 0,200 M NaOH. Der Äquivalenzpunkt wird nach Zugabe von 18,75 mL Base erreicht. Beide Substanzen sind einprotonig (na=nb=1n_a = n_b = 1).

Ca=Cb⋅Vb⋅nbVa⋅na=0,200 M×18,75 mL×125,00 mL×1=0,150 M\begin{aligned} C_a &= \frac{C_b \cdot V_b \cdot n_b}{V_a \cdot n_a} \\ &= \frac{0{,}200\ \text{M} \times 18{,}75\ \text{mL} \times 1}{25{,}00\ \text{mL} \times 1} \\ &= 0{,}150\ \text{M} \end{aligned}

Die Mol der am Äquivalenzpunkt übertragenen Äquivalente:

neq=Cb⋅Vb⋅nb=0,200 M×18,75 mL=3,75 mmoln_{eq} = C_b \cdot V_b \cdot n_b = 0{,}200\ \text{M} \times 18{,}75\ \text{mL} = 3{,}75\ \text{mmol}

Beispiel mit zweiprotoniger Säure

Schwefelsäure (H₂SO₄) hat na=2n_a = 2. Zur Titration von 10,00 mL einer 0,100 M H₂SO₄-Lösung gegen 0,200 M NaOH:

Vb=Ca⋅Va⋅naCb⋅nb=0,100 M×10,00 mL×20,200 M×1=10,00 mL\begin{aligned} V_b &= \frac{C_a \cdot V_a \cdot n_a}{C_b \cdot n_b} \\ &= \frac{0{,}100\ \text{M} \times 10{,}00\ \text{mL} \times 2}{0{,}200\ \text{M} \times 1} \\ &= 10{,}00\ \text{mL} \end{aligned}

Der doppelte n-Faktor verdoppelt genau das benötigte Basenvolumen im Vergleich zu einer äquivalenten einprotonigen Säure.

Äquivalenzpunkt und Endpunkt

Der Äquivalenzpunkt ist ein theoretisches Konzept – der exakte Moment, an dem die stöchiometrische Neutralisation vollständig ist. Der Endpunkt ist das in der Praxis beobachtbare Signal, typischerweise eine Farbänderung eines Indikators (Phenolphthalein wird bei etwa pH 9 rosa, Methylorange bei etwa pH 4 gelb). Ein gut gewählter Indikator legt den Endpunkt innerhalb eines Tropfens des tatsächlichen Äquivalenzpunkts.

Rücktitration

Wenn sich der Analyt langsam löst oder nicht direkt titriert werden kann, wird eine Rücktitration eingesetzt: Ein Überschuss an Standardreagenz wird zum Analyten gegeben, die Reaktion wird bis zum Abschluss gebracht und das verbliebene Reagenz wird anschließend mit einer zweiten Standardlösung titriert. Die Äquivalenzpunkt-Formel gilt dabei zweimal, einmal für jeden Titrationsschritt.

Häufig gestellte Fragen (FAQ)

Was ist der Äquivalenzpunkt einer Titration?

Der Äquivalenzpunkt ist der Moment während einer Titration, an dem Säure und Base in genau dem stöchiometrischen Verhältnis miteinander reagiert haben – das heißt, alle Säureäquivalente wurden durch die Basenäquivalente neutralisiert und kein Überschuss verbleibt. An diesem Punkt gilt die Formel C(Säure)·V(Säure)·n(Säure) = C(Base)·V(Base)·n(Base) exakt. Der Äquivalenzpunkt ist nicht dasselbe wie der Endpunkt: Der Endpunkt ist die Farbänderung eines Indikators, die idealerweise mit dem Äquivalenzpunkt zusammenfällt, aber geringfügig früher oder später eintreten kann.

Welche Formel wird hier verwendet?

Am Äquivalenzpunkt sind die Mol der Säureäquivalente gleich den Mol der Basenäquivalente:

C(Säure) × V(Säure) × n(Säure) = C(Base) × V(Base) × n(Base)

Dabei ist C die molare Konzentration, V das Volumen und n der n-Faktor (Anzahl der aciden Protonen bzw. Hydroxid-Ionen je Formeleinheit). Durch Umformen erhält man jede der vier Unbekannten, wenn die anderen drei bekannt sind.

Was ist der n-Faktor und wann ist er ungleich 1?

Der n-Faktor (oder Äquivalentfaktor) gibt an, wie viele Protonen ein Säuremolekül abgibt bzw. wie viele Hydroxid-Ionen ein Basenmolekül liefert. Bei einprotonigen Säuren (HCl, HNO₃, Essigsäure) und einwertigen Basen (NaOH, KOH) ist der n-Faktor 1, und die Formel vereinfacht sich zur bekannten Form C₁V₁ = C₂V₂. Bei zweiprotonigen Säuren beträgt er 2 (H₂SO₄ → 2 H⁺; H₂CO₃ → 2 H⁺) und bei dreiprotonigen Säuren 3 (H₃PO₄ → 3 H⁺). Ca(OH)₂ hat einen n-Faktor von 2. Ein falscher n-Faktor führt zu einer Konzentration, die um einen ganzzahligen Faktor falsch ist.

Wie hängt die Titration mit dem pH-Wert zusammen?

Die Titration befasst sich mit der Stöchiometrie – dem Ausgleich der Mol-Mengen von Säure und Base –, während der pH-Wert die Wasserstoffionen-Konzentration in der Lösung misst. Am Äquivalenzpunkt einer starke Säure–starke Base-Titration beträgt der pH-Wert 7; bei einer schwache Säure–starke Base-Titration liegt er über 7, da die konjugierte Base hydrolysiert. Die hier verwendete Titrationsformel gilt unabhängig vom pH-Wert, da sie nur die umgesetzten Mengen berücksichtigt und nicht die Stärke der Säure oder Base. Um den vollständigen pH-Verlauf während der Titration abzubilden, sind weitere Berechnungen mit Ka oder Kb erforderlich.

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