Titrationsverfahren

Beobachtung

1. CC-BY-NC 4.0 / Joachim Herz Stiftung;

   Gibst du Salzsäure-Lösung zum Mineralwasser hinzu, kannst du beobachten, dass die Leitfähigkeit zunächst  nur leicht ansteigt (Abb. 4).
2. Nachdem du ungefähr \(\pu{5-7 ml}\) Salzsäure-Lösung hinzugegeben hast (je nach verwendetem Mineralwasser), steigt die Leitfähigkeit stark an. Der entstehende Graph im Diagramm sieht daher ungefähr aus, wie ein an der Längsseite gespiegeltes “L”.

Ergebnis

Ablaufende Reaktionen und Erklärung der Leitfähigkeitsänderungen

Gibst du die Salzsäure-Lösung zum Mineralwasser, reagieren die Oxonium-Ionen der zugegebenen Säure  mit den Hydrogencarbonat-Ionen aus dem Mineralwasser.
\(\ce{Cl^- + HCO_3^- + H_3O^+ -> 2 H_2O + CO_2 + Cl^-}\)
Die Leitfähigkeit steigt zunächst langsam an. Zwar entstehen aus den geladenen Oxonium- und Hydrogencarbonat-Ionen ungeladene Wasser- und Kohlenstoffdioxid-Moleküle. Durch die Zugabe der Säure werden jedoch ständig auch Chlorid-Ionen zugefügt, die die Leitfähigkeit erhöhen.

Äquivalenzpunkt  

Irgendwann (nach der Zugabe von ca. \(\pu{5-7 ml}\)) hast du so viel Salzsäure-Lösung hinzugegeben, dass der sogenannte Äquivalenzpunkt erreicht ist. An diesem Punkt haben die Hydrogencarbonat-Ionen vollständig nach der oben angegebenen Reaktionsgleichung mit den Oxonium-Ionen reagiert. Am Äquivalenzpunkt entspricht die zugefügte Stoffmenge der Oxonium-Ionen also der Stoffmenge der im Mineralwasser enthaltenen Hydrogencarbonat-Ionen.  Ab diesem Punkt steigt die Leitfähigkeit steil an. Die stark ansteigende Leitfähigkeit ist auf die Oxonium- und Chlorid-Ionen zurückzuführen, aus welchen die nun überschüssig hinzugegebene Salzsäure-Lösung besteht.

Berechnung der Menge an Hydrogencarbonat im Mineralwasser

Gegebene Werte
Durch die Versuchsbeschreibung und deinen im Versuch bestimmten Verbrauch an Salzsäure-Lösung sind dir folgende Werte gegeben:

1. Konzentration der Salzsäure-Lösung: \(\pu{c= 1 \frac{mol}{l}}\)
2. Verbrauch \(\pu{V_HCl= 5,6 ml = 0,0056l}\).

Stoffmenge von \(\ce{H_3O+}\)-Ionen bestimmen
Zuerst berechnest du nun aus deinen gegebenen Werten die Stoffmenge an \(\ce{H_3O+}\)-Ionen:
\(\pu{n_{H_3O^+} = c*V = 1 \frac{mol}{l} * 0,0056l = 0,0056 mol}\)

Stoffmengenverhältnis bestimmen
An der Reaktionsgleichung kannst du ablesen, dass Oxonium-Ionen und Hydrogencarbonat-Ionen im Verhältnis 1:1 reagieren. An dem Äquivalenzpunkt, an dem alle Hydrogencarbonat-Ionen mit den Oxonium-Ionen reagiert haben, ist die Stoffmenge dieser beiden gleich groß.
\(\ce{n_{H_3O^+} = n_{HCO_3^-} =0,0056 mol}\)

Berechnung der Masse der Hydrogencarbonat-Ionen \(\ce{(HCO_3^-)}\)
Zur Berechnung der Masse der Hydrogencarbonat-Ionen benötigst du zum einen die zuvor berechnete Stoffmenge \(\pu{ n_{HCO_3^-} = 0,0056 mol}\) sowie die molare Masse der Hydrogencarbonat-Ionen \(\pu{M_{HCO_3^-} = 6 1,0171 \frac{g}{mol}}\).
\(\pu{m_{HCO_3^-} = n*M = 0,0056 mol * 61,0171 \frac{g}{mol} = 0,342g}\)

Zusammenfassung/Ergebnis

In \(\pu{250 ml}\) Mineralwasser sind somit \(\pu{0,342 g}\) Hydrogencarbonat-Ionen vorhanden. In einem Liter Mineralwasser sind dementsprechend ca. \(\pu{1,37 g}\) bzw. \(\pu{1370 mg}\) Hydrogencarbonat-Ionen enthalten. Die analytische Methode, die du bei diesem Experiment verwendet hast, nennt man Leitfähigkeitstitration oder Konduktometrie. In diesem Fall ist die Leitfähigkeitstitration zugleich eine Säure-Base-Titration, mit deren Hilfe du die Konzentration eines dissoziierten Inhaltsstoffes (dem Hydrogencarbonat) bestimmen konntest.

Fehlerbetrachtung

Sollten deine ermittelten Werte nicht mit den Hydrogencarbonat-Werten übereinstimmen, die auf der Mineralwasserflasche angegeben sind, gibt es dafür verschiedene Fehlerquellen. Es könnte beispielsweise sein, dass die Konzentration deiner verwendeten Salzsäure-Lösung nicht ganz genau \(\pu{c= 1 \frac{mol}{l}}\) betragen hat. Außerdem könnte es sein, dass du nicht ganz genau \(\pu{250 ml}\) Mineralwasser abgemessen hast. Gerade wenn du größere Volumina, wie beispielsweise die \(\pu{250 ml}\) Mineralwasser in einem Messzylinder abmisst, kann es durch die großschrittigere Skalierung leichter zu Messfehlern kommen.