Säure-Base-Titration

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) ist eine der meistgenutzten Gleichungen der Biochemie. Blutplasma wird durch das Kohlensäure-Bicarbonat-System (pKa 6,1) bei pH 7,4 gepuffert: Schon eine Änderung von 1 mmol/L CO₂ wäre ohne diesen Puffer tödlich. Arzneiformulierungen, Enzymtests und Elektrophorese hängen alle von Puffern mit passendem pKa ab. Die Gleichung gilt nur im Pufferbereich (etwa pKa ± 1,5 pH-Einheiten) – außerhalb versagt die Näherung, und es müssen exakte Gleichgewichtsausdrücke verwendet werden.

Eine Titration beantwortet eine einfache Frage: Wie viel Säure steckt in dieser Lösung? Man gibt tropfenweise Base hinzu, bis sie die Säure genau neutralisiert — der Äquivalenzpunkt —, und da Konzentration und Volumen der Base bekannt sind, lässt sich daraus die Säurekonzentration zurückrechnen. Der Clou ist der pH-Wert: Genau an diesem Punkt hebt ein einziger weiterer Tropfen den pH um mehrere Einheiten, sodass der Farbumschlag eines Indikators den Endpunkt markiert. Ziehe den V_b-Regler und beobachte den Sprung.

Erhöhe den pKa-Regler und sieh zu, wie der Sprung am Äquivalenzpunkt immer flacher wird. Als Faustregel liefert eine Säure in Wasser nur dann einen scharfen, brauchbaren Endpunkt, wenn ihr Ka über etwa 10⁻⁸ liegt (pKa unter ~8); ist sie schwächer, holt sich die konjugierte Base so viele Protonen aus dem Wasser zurück, dass die Kurve keine klare Stufe mehr hat, die ein Indikator erfassen könnte. Chemiker umgehen das, indem sie solche Säuren in nichtwässrigen Lösungsmitteln titrieren, die nicht mit der Reaktion konkurrieren.