Erklärung der Versuchsergebnisse
1. Versuchsbeginn
Zu Beginn des Versuchs haben wir reine Natronlauge NaOH im Becherglas, das heißt also hydratisierte Na+- und OH--Ionen neben vielen Wasser-Molekülen. Die gelösten Na+- und OH--Ionen verursachen die hohe elektrische Leitfähigkeit; vor allem die Hydroxid-Ionen tragen stark zur elektrischen Leitfähigkeit bei, die Natrium-Ionen nicht ganz so stark.
Ich möchte die Versuchsergebnisse nun mit Hilfe einer Modellvorstellung erklären. Dazu gehen wir mal davon aus, dass wir in den 25 ml Natronlauge genau 100 Natrium-Ionen und 100 Hydroxid-Ionen vorliegen haben; in 1 ml der Lauge befinden sich also 4 Na+-Ionen und 4 OH-Ionen. Wie gesagt, das ist natürlich nur eine Modellvorstellung. In Wirklichkeit befinden sich in 1 ml Natronlauge der Konzentration 1 mol/l ca. 6 * 1020 Natrium-Ionen.
Situation bei Versuchsbeginn (Modellvorstellung):
100 Na+-Ionen und 100 OH--Ionen.
Keine H3O+-Ionen und keine Cl--Ionen
2. Zugabe von 10 ml HCl
Nun wird Salzsäure HCl in die Lösung gegeben, und die elektrische Leitfähigkeit sinkt. Die Protonen der Salzsäure reagieren mit den Hydroxid-Ionen der Natronlauge zu Wasser-Molekülen. Dadurch sinkt die Anzahl der Hydroxid-Ionen, während sich die Anzahl der Natrium-Ionen im Becherglas nicht verändert. Allerdings ändert sich die Konzentration der Natrium-Ionen, denn zu Versuchsbeginn waren diese 100 Ionen in 25 ml Lauge gelöst, nach Zugabe von 10 ml HCl befinden sich die 100 Ionen in 35 ml Lösung.
Mit der Salzsäure werden außerdem Chlorid-Ionen in das Becherglas eingetragen, also erhöht sich deren Anzahl mit jedem Tropfen HCl.
Situation nach Zugabe von 10 ml HCl (Modellvorstellung):
Immer noch 100 Na+-Ionen,
nur noch
60 OH--Ionen
zusätzlich
40 Cl--Ionen
Aber noch keine H3O+-Ionen.
3. Zugabe von 25 ml HCl
Nach Zugabe von 25 ml Salzsäure ist der Äquivalenzpunkt erreicht. Die Zahl der Natrium-Ionen hat sich nicht verändert, aber Hydroxid-Ionen sind nicht mehr im Becherglas vorhanden (wenn man einmal von den 10-7 mol/l absieht, die in reinem Wasser immer vorliegen, wie im Abschnitt über die Autoprotolyse erläutert wird). Oxonium-Ionen sind zwar mit der Salzsäure zugetropft, aber bisher haben alle Oxonium-Ionen mit den Hydroxid-Ionen reagiert, so dass deren Anzahl ebenfalls vernachlässigbar ist. Chlorid-Ionen sind allerdings in hoher Anzahl vorhanden.
Situation nach Zugabe von 25 ml HCl (Modellvorstellung):
Immer noch 100 Na+-Ionen,
keine OH--Ionen
100 Cl--Ionen
immer noch
keine H3O+-Ionen.
4. Zugabe von 50 ml HCl
Nach dem Erreichen des Äquivalenzpunktes geben wir weitere 25 ml HCl dazu. Da so gut wie keine Hydroxid-Ionen mehr in der Lösung sind, können die zugetropften Oxonium-Ionen auch nicht mehr mit Hydroxid-Ionen reagieren, sondern sie sammeln sich in der Lösung an und erhöhen die elektrische Leitfähigkeit derselben.
Situation nach Zugabe von 50 ml HCl (Modellvorstellung):
Immer noch 100 Na+-Ionen,
keine OH--Ionen
200 Cl--Ionen
100 H3O+-Ionen.
Offene Fragen
Mit dieser vereinfachenden Modellvorstellung können wir die Ergebnisse der Leitfähigkeitstitration sehr anschaulich erklären. Allerdings ist eine Frage noch nicht geklärt: Wieso eigentlich tragen die Oxonium- und Hydroxid-Ionen mehr zur elektrische Leitfähigkeit der Lösung bei als die Natrium- und Chlorid-Ionen?
Und eine zweite Frage wollen wir auf der nächsten Seite klären: Wieso habe ich diese Modellberechnung nicht mit einer Tabellenkalkulation durchgeführt; dann könnte man das Ganze doch viel kleinschrittiger simulieren?