Titration von Apfelessig: Gehalt, Indikator und Fehlerrichtung
Im Schulabor soll der Säuregehalt eines Apfelessigs bestimmt werden. Eine Gruppe pipettiert 10.00 mL Essig in einen 100.0-mL-Messkolben, füllt bis zur Marke und titriert dreimal je 25.0 mL mit 0.1000 M NaOH. Die Bürettenwerte sind 22.30 mL, 22.40 mL und 22.35 mL. Als Indikator wird Phenolphthalein verwendet; der Umschlag ist zunächst schwach rosa und verschwindet nach etwa 30 s wieder, worauf bis zu einem kräftigeren Rosa weiter titriert wird. Die letzte Probe stand während der Titration offen an der Luft, und die Bürette wurde nach dem Füllen nicht mit NaOH gespült. Auf dem Etikett steht «5 % Säure». Die Dichte des Essigs wird mit 1.01 g/mL angenommen, Essigsäure hat pKs 4.75 und M = 60.05 g/mol. Die Lehrperson verlangt eine Beurteilung, ob der berechnete Gehalt mit dem Etikett vereinbar ist und welche Fehler das Ergebnis in welche Richtung verschieben.
1. Berechne den Massenanteil an Essigsäure im untersuchten Essig und beurteile die Vereinbarkeit mit der Etikettangabe.
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Mittelwert der Bürettenwerte: (22.30 + 22.40 + 22.35)/3 = 22.35 mL. Stoffmenge NaOH pro 25.0-mL-Aliquot: n = c·V = 0.1000 mol/L · 0.02235 L = 2.235·10⁻³ mol. Da Essigsäure und NaOH im Verhältnis 1:1 reagieren, enthält das Aliquot 2.235 mmol Essigsäure. Im 100.0-mL-Messkolben, also in den ursprünglichen 10.00 mL Essig, sind viermal so viel: 8.940 mmol. Daraus folgt c = 8.940 mmol / 10.00 mL = 0.8940 mol/L. Massenkonzentration: 0.8940 mol/L · 60.05 g/mol = 53.69 g/L. Mit der Dichte 1.01 g/mL = 1010 g/L ergibt sich ein Massenanteil von 53.69/1010 = 0.05315, also 5.32 %. Das ist mit der Angabe «5 %» gut vereinbar; die Abweichung von rund 6 % relativ liegt im Bereich der beschriebenen systematischen Fehler. Ohne Fehlerkorrektur ist der Wert eher eine obere Abschätzung, weil sowohl der zu weit getriebene Endpunkt als auch die nicht gespülte Bürette das verbrauchte Volumen vergrössern.
2. Beurteile die Indikatorwahl und den beschriebenen Endpunkt. Warum ist das Nachrosa-Titrieren problematisch?
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Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt im alkalischen Bereich. Für 0.09 M Acetat ergibt sich pH ≈ 7 + 0.5·(pKs + log c) = 7 + 0.5·(4.75 + log 0.09) ≈ 8.7. Phenolphthalein schlägt im Bereich 8.2–10.0 um und ist daher geeignet; Methylorange würde bereits im Sauren umschlagen und einen zu kleinen Verbrauch vortäuschen. Problematisch ist jedoch das Warten auf ein kräftiges Rosa: Der erste schwache Rosaton ist der eigentliche Endpunkt, das Zurückverschwinden beruht auf CO₂-Aufnahme aus der Luft, das Hydrogencarbonat/Carbolsäure bildet und den pH wieder senkt. Wer danach weiter titriert, verbraucht zusätzlich NaOH und überschätzt den Säuregehalt. Richtig wäre ein Vergleichsansatz mit dem schwachen Rosaton oder ein Titrieren bis zur ersten bleibenden Färbung über 30 s, ohne Nachttitrieren. Die offene Probe verstärkt diesen Fehler.
3. Ordne die genannten Fehler (nicht gespülte Bürette, offene Probe, kräftiges Nachrosa) hinsichtlich ihrer Wirkung auf das Ergebnis ein und nenne je eine Gegenmassnahme.
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Die nicht gespülte Bürette enthält noch Wasser. Dadurch wird die 0.1000 M NaOH verdünnt, die tatsächliche Konzentration ist kleiner als angenommen. Für dieselbe Stoffmenge Säure wird mehr Volumen verbraucht, das Ergebnis wird zu hoch. Gegenmassnahme: Bürette zweimal mit der Masslösung spülen. Die offene Probe nimmt CO₂ auf; daraus entsteht Kohlensäure, die zusätzlich NaOH verbraucht, das Ergebnis wird ebenfalls zu hoch. Gegenmassnahme: Titration zügig durchführen, Probe abdecken, CO₂-arm arbeiten. Das kräftige Nachrosa bedeutet einen zu grossen NaOH-Zusatz und damit eine Überschätzung. Gegenmassnahme: Endpunkt am ersten bleibenden Farbton festlegen, Blindwert bestimmen. Alle drei Fehler wirken in dieselbe Richtung. Der berechnete Wert 5.32 % ist daher plausibel, aber eher etwas zu hoch; die wahre Konzentration liegt näher bei 5 % als der Rohwert vermuten lässt.