Durchführung:
Es wird eine normale Titrationsapparatur aufgebaut (250 ml Becherglas auf Magnetrührer, Bürette etc.), zusätzlich wird ständig die elektrische Leitfähigkeit in dem Becherglas gemessen (Leitfähigkeits-Messstab, Amperemeter, Wechselstromquelle).
In das Becherglas werden 100 ml Natronlauge der Konzentration c(NaOH) = 0,1 mol/l gegeben, die Bürette wird mit 25 ml Salzsäure der Konzentration c(HCl) = 1 mol/l befüllt. Die gesamte Salzsäure wird nun langsam mit einer Geschwindigkeit von etwa 5 ml/min in die Lauge getropft. Während des gesamten Versuchs wird die elektrische Leitfähigkeit gemessen und nach jeweils 5 ml Säure notiert.
Beobachtungen:
Zunächst wird die elektrische Leitfähigkeit der Lösung immer geringer, nach ca. 10 ml Säurezulauf ist der Minimalwert erreicht. Fließt weitere Säure in die Lösung, steigt die elektrische Leitfähigkeit wieder an.
Erklärung:
Siehe weiter unten.
(C) www.u-helmich.de 10/2008
Die folgende Graphik zeigt die Versuchsergebnisse in einer vereinfachten (und idealisierten) Form:
Nach 10 ml HCl-Zugabe hat die elektrische Leitfähigkeit einen minimalen Wert erreicht. Anhand der Konzentrationen der Lauge und der Säure kann man leicht errechnen, dass die Lauge hier neutralisiert sein müsste: 0,1 Liter NaOH der Konzentration 0,1 mol/l enthalten genau n = c * V = 0,1 * 0,1 = 0,01 mol NaOH. Genau diese Stoffmenge ist auch in 10 ml der 1-molaren Salzsäure enthalten.
Erklärung der Versuchsergebnisse
1. Versuchsbeginn
Zu Beginn des Versuchs haben wir reine NaOH im Becherglas, das heißt also hydratisierte Na+- und OH--Ionen neben vielen Wasser-Molekülen. Die gelösten Ionen verursachen die gemessene hohe elektrische Leitfähigkeit; vor allem die Hydroxid-Ionen tragen stark zur elektrischen Leitfähigkeit bei, die Natrium-Ionen nicht ganz so stark.
2. Absinken der Leitfähigkeit
Nun wird HCl in die Lösung gegeben, und die elektrische Leitfähigkeit sinkt.
Die Anzahl der Natrium-Ionen verändert sich nicht, die Anzahl der Hydroxid-Ionen nimmt jedoch rapide ab, da diese mit den Oxonium-Ionen der Salzsäure zu Wasser reagieren. Da die Hydroxid-Ionen recht stark zur elektrischen Leitfähigkeit beitragen, bedeutet eine Verringerung von c(OH-) auch ein Zurückgehen der Leitfähigkeit.
Im Gegenzug kommen zwar mit der Salzsäure viele Chlorid-Ionen in die Lösung, aber diese tragen nicht so stark zur elektrischen Leitfähigkeit bei wie die Hydroxid-Ionen.
3. Äquivalenzpunkt
Am Äquivalenzpunkt ist die gesamte Lauge neutralisiert. Die elektrische Leitfähigkeit ist hier minimal.
Wir haben hier im Grunde eine reine Kochsalz-Lösung vorliegen, die nur noch Natrium- und Chlorid-Ionen enthält, aber weder Hydroxid- noch Oxonium-Ionen (wenn man einmal von den vernachlässigbaren 10-7 mol/l absieht). Weder die Natrium- noch die Chlorid-Ionen tragen besonders viel zur elektrische Leitfähigkeit bei.
4. Ansteigen der Leitfähigkeit
Nach Überschreiten des Äquivalenzpunktes steigt die elektrische Leitfähigkeit wieder stark an.
Die gesamte Natronlauge ist neutralisiert. Wenn nun weitere Säure in die Lösung fließt, können die Oxonium-Ionen nicht mehr mit den Hydroxid-Ionen reagieren, weil so gut wie keine Hydroxid-Ionen mehr vorhanden sind. Die Lösung reichert sich also mit Oxonium-Ionen an. Außerdem steigt die Zahl der Chlorid-Ionen weiter an, aber diese spielen ja für die elektrische Leitfähigkeit keine so besonders große Rolle, wie wir bereits gesehen haben. Der hohe Anstieg der elektrische Leitfähigkeit ist also auf die Zunahme der Oxonium-Ionen zurückzuführen.
Modellvorstellungen zur Leitfähigkeitstitration
Mit Hilfe einer Tabellenkalkulation wie zum Beispiel Numbers kann man den Verlauf der elektrische Leitfähigkeit während einer solchen Leitfähigkeitstitration sehr schön modellhaft simulieren. Siehe dazu die Vertiefungsseite "Modellvorstellungen zur Leitfähigkeitstitration".
