Titration

Bei einer Titration gibst du zu einer Säure tropfenweise eine Lauge bekannter Konzentration, bis ein Indikator umschlägt. Aus dem Verbrauch rechnest du aus, wie konzentriert die Säure war, und liest an der Titrationskurve ab, wie stark sie ist.

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2. Jahr Gymnasium - 3. Jahr Gymnasium
Gymnasium

Eine Schülerin mit Schutzbrille lässt im Chemiezimmer Lauge aus einer Bürette in einen Erlenmeyerkolben tropfen, die Lösung darin färbt sich zartrosa.

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Das musst du wissen

Erklärung

Eine Titration bestimmt, wie konzentriert eine oder Lauge ist. Du gibst eine Lösung bekannter dazu, bis ein umschlägt. Aus dem verbrauchten Volumen rechnest du mit n=c·V die gesuchte Konzentration aus.

Vorbereiten: Probe, Indikator, Bürette

Mit einer Vollpipette misst du ein genaues Volumen der Probe ab, etwa 20.0 ml , und gibst es in einen Erlenmeyerkolben. Dazu kommen einige Tropfen Indikator.

Die Bürette ist ein langes Glasrohr mit Skala und Hahn. Du füllst sie mit der Masslösung, der Lösung mit genau bekannter Konzentration, zum Beispiel mit $0.100 mol/l$ .

Titrieren und ablesen

Lies den Anfangsstand der Bürette ab. Lass die Masslösung zuerst zügig, gegen Ende Tropfen für Tropfen zulaufen und schwenke den Kolben.

Bleibt die neue Farbe beim Schwenken, schliesst du den Hahn und liest den Endstand ab. Abgelesen wird am unteren Rand der gewölbten Oberfläche. Meist titrierst du zwei- bis dreimal und nimmst den Mittelwert.

MerkeVerbrauch = Endstand − Anfangsstand der Bürette.

Äquivalenzpunkt und Endpunkt

Im Kolben läuft eine ab: Oxonium- und Hydroxid-Ionen reagieren zu Wasser.

H_{3} O^{+} + O H^{-} \to 2 H_{2} O

Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn genau so viel Masslösung zugegeben ist, wie die Probe laut braucht.

Der Endpunkt ist der Farbumschlag des Indikators. Mit dem richtigen Indikator fallen beide praktisch zusammen.

MerkeAm Äquivalenzpunkt passen die von Säure und genau zur Reaktionsgleichung.

Die Konzentration ausrechnen

Für eine gelöste Portion gilt n=c·V, das Volumen in Litern. Gibt die Säure ein ab (Salzsäure, ), ist am Äquivalenzpunkt $n (S \overset{a}{¨} ure) = n (NaOH)$ :

c (S \overset{a}{¨} ure) = \frac{c ( NaOH ) \cdot V ( NaOH )}{V ( S a ¨ ure )}

gibt zwei Protonen ab und braucht doppelt so viel Natronlauge:

H_{2} S O_{4} + 2 NaOH \to N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O, n (H_{2} S O_{4}) = \frac{1}{2} n (NaOH)

MerkeErst n der Masslösung, dann über die Reaktionsgleichung n der Probe, dann c = n : V.

Titrationskurve: starke Säure, starke Base

Misst du laufend den , erhältst du die Titrationskurve: nach rechts das Volumen, nach oben der pH-Wert.

Bei Salzsäure und Natronlauge mit je $0.1 mol/l$ startet sie bei pH 1 und steigt lange kaum. Kurz vor dem Äquivalenzpunkt springt sie von etwa pH 4 auf pH 10. Mitten in diesem pH-Sprung liegt der Äquivalenzpunkt bei pH 7.

Titrationskurve von 20.0 ml Salzsäure (0.1 mol/l) mit Natronlauge (0.1 mol/l), Volumen Natronlauge in ml nach rechts, pH-Wert nach oben: Start bei pH 1, bei 20 ml der steile Sprung mit dem Äquivalenzpunkt bei pH 7, danach flach gegen pH 12.5.

Titrationskurve: schwache Säure, starke Base

Essigsäure mit $0.1 mol/l$ startet höher, bei pH 2.9: Sie gibt nur wenige Protonen ab.

Danach steigt die Kurve flach: Essigsäure und Acetat-Ionen liegen nebeneinander vor. Die Essigsäure fängt zugegebene Hydroxid-Ionen ab, der pH steigt kaum. Das ist der Pufferbereich.

Der Sprung ist kleiner. Der Äquivalenzpunkt liegt bei pH 8.7, denn Acetat ist schwach basisch.

Titrationskurve von 20.0 ml Essigsäure (0.1 mol/l) mit Natronlauge (0.1 mol/l), Volumen Natronlauge in ml nach rechts, pH-Wert nach oben: Start bei pH 2.9, flacher Pufferbereich mit dem Halbäquivalenzpunkt bei 10 ml und pH 4.75, Äquivalenzpunkt bei 20 ml und pH 8.7.

Der Halbäquivalenzpunkt

Bei der Hälfte des Verbrauchs bis zum Äquivalenzpunkt ist die Hälfte der schwachen Säure umgesetzt. Säure und ihre Base liegen dann in gleicher Menge vor.

An diesem Halbäquivalenzpunkt gilt $pH = p K_{s}$ . So liest du den direkt an der Kurve ab, bei Essigsäure 4.75.

MerkeSchwache Säure: Äquivalenzpunkt über pH 7, am Halbäquivalenzpunkt gilt pH = pKs.

Den passenden Indikator wählen

Jeder Indikator wechselt die Farbe in seinem Umschlagbereich. Er muss im pH-Sprung liegen.

Indikator	Umschlag	Farben
Methylorange	pH 3.1–4.4	rot, gelborange
Bromthymolblau	pH 6.0–7.6	gelb, blau
Phenolphthalein	pH 8.2–10.0	farblos, pink

Für Salzsäure passt Bromthymolblau, für Essigsäure nur Phenolphthalein.

MerkeDer Umschlagbereich des Indikators muss im pH-Sprung liegen.

Titration: Übersicht mit Tabelle Den passenden Indikator wählen; Titrieren und ablesen; Äquivalenzpunkt und Endpunkt. — Titration auf einen Blick: Den passenden Indikator wählen als Tabelle und die wichtigsten Regeln.

Häufige Fehler

✕Die Bürette zeigt am Schluss 18.6 ml, also ist der Verbrauch 18.6 ml.
✓Der Verbrauch ist Endstand minus Anfangsstand. Stand die Bürette am Anfang bei 0.8 ml, sind es $18.6 - 0.8 = 17.8 ml$ .
✕Am Äquivalenzpunkt ist der pH-Wert immer 7.
✓Nur bei starker Säure mit starker Base. Bei Essigsäure mit Natronlauge liegt der Äquivalenzpunkt bei etwa pH 8.7, weil die Acetat-Ionen schwach basisch sind.
✕Bei Schwefelsäure gilt wie bei Salzsäure $n (H_{2} S O_{4}) = n (NaOH)$ .
✓Schwefelsäure gibt zwei Protonen ab. Sie braucht doppelt so viel Natronlauge, also $n (H_{2} S O_{4}) = \frac{1}{2} n (NaOH)$ .
✕ $n = 0.1 mol/l \cdot 15 ml = 1.5 mol$
✓Das Volumen gehört in Litern in die Formel: $n = 0.1 mol/l \cdot 0.015 l = 0.0015 mol$ .

Begriffe zum Nachschlagen

Titration: Verfahren, bei dem man die Konzentration einer Lösung bestimmt, indem man eine Lösung bekannter Konzentration bis zum Äquivalenzpunkt zugibt.
Masslösung: Die Lösung mit genau bekannter Konzentration in der Bürette, zum Beispiel Natronlauge mit 0.100 mol/l.
Bürette: Langes Glasrohr mit Skala und Hahn. Damit gibst du die Masslösung tropfenweise zu und liest das Volumen auf 0.05 ml genau ab.
Neutralisation: Reaktion einer Säure mit einer Base. Oxonium- und Hydroxid-Ionen reagieren zu Wasser, dazu entsteht ein Salz.
Äquivalenzpunkt: Punkt der Titration, an dem genau so viel Masslösung zugegeben ist, wie die Probe laut Reaktionsgleichung braucht.
Titrationskurve: Diagramm des pH-Werts gegen das zugegebene Volumen der Masslösung. Der Äquivalenzpunkt liegt mitten im steilen pH-Sprung.
Halbäquivalenzpunkt: Punkt bei der Hälfte des Verbrauchs. Bei einer schwachen Säure gilt dort pH = pKs.
Umschlagbereich: pH-Bereich, in dem ein Indikator seine Farbe wechselt, bei Phenolphthalein etwa pH 8.2 bis 10.0.
Stoffmenge: Zählt Teilchen in mol. Für eine Lösung gilt n = c · V, mit c in mol/l und V in Litern.
Indikator: Farbstoff, der je nach pH-Wert eine andere Farbe hat und so den Endpunkt der Titration zeigt.

Noch unsicher? Zuerst lernen:Säuren, Basen und pH-Wert Mol und Stöchiometrie

So geht's

Beispiele Schritt für Schritt

Beispiel 1Salzsäure mit Natronlauge titrieren

20.0 ml Salzsäure werden mit Natronlauge ( $c = 0.100 mol/l$ ) titriert. Die Bürette steht am Anfang bei 0.5 ml, beim Farbumschlag bei 15.5 ml. Wie gross ist die Konzentration der Salzsäure?

Lösung Schritt für Schritt

Verbrauch aus der Bürette ablesen. $V (NaOH) = 15.5 ml - 0.5 ml = 15.0 ml = 0.0150 l$
Stoffmenge der zugegebenen Natronlauge. $n (NaOH) = 0.100 mol/l \cdot 0.0150 l = 0.00150 mol$
Salzsäure gibt ein Proton ab, am Äquivalenzpunkt sind die Stoffmengen gleich. $HCl + NaOH \to NaCl + H_{2} O, n (HCl) = 0.00150 mol$
Durch das Volumen der Probe teilen. $c (HCl) = \frac{0.00150 mol}{0.0200 l} = 0.0750 mol/l$

Die Salzsäure hat die Konzentration $c (HCl) = 0.075 mol/l$ .

Beispiel 2Wie viel Säure ist im Essig?

Drei Jugendliche mit Schutzbrillen titrieren im Chemiezimmer Essig, die Lösung im Kolben ist zartrosa. Draussen liegt eine Stadt am See mit einer Holzbrücke.

Im Chemiepraktikum einer Kantonsschule in Luzern prüft eine Gruppe Speiseessig aus dem Laden. Auf der Flasche steht, er enthalte 5 Prozent Säure. Sie titriert dreimal je 10.0 ml Essig mit Natronlauge ( $c = 1.00 mol/l$ ) und Phenolphthalein. Verbrauch: 8.4 ml, 8.2 ml und 8.3 ml. Wie gross ist die Konzentration der Essigsäure, und stimmt die Angabe? ( $M (C H_{3} COOH) = 60 g/mol$ )

Lösung Schritt für Schritt

Mittelwert der drei Durchgänge. $\overset{ˉ}{V} = \frac{8.4 + 8.2 + 8.3}{3} ml = 8.3 ml = 0.0083 l$
Stoffmenge der Natronlauge. $n (NaOH) = 1.00 mol/l \cdot 0.0083 l = 0.0083 mol$
Essigsäure gibt ein Proton ab, also gleich viel Essigsäure. $C H_{3} COOH + NaOH \to C H_{3} COONa + H_{2} O, n (C H_{3} COOH) = 0.0083 mol$
Konzentration in den 10.0 ml Essig. $c = \frac{0.0083 mol}{0.0100 l} = 0.83 mol/l$
In Gramm pro Liter umrechnen. $0.83 mol/l \cdot 60 g/mol \approx 50 g/l$
Ein Liter Essig wiegt etwa 1 kg. 50 g in 1000 g sind 5 Prozent.

Der Essig enthält $0.83 mol/l$ Essigsäure, also etwa 50 g pro Liter. Die Angabe von 5 Prozent stimmt.

Beispiel 3Schwefelsäure: zwei Protonen

25.0 ml Schwefelsäure werden mit Natronlauge ( $c = 0.200 mol/l$ ) titriert. Der Verbrauch beträgt 12.5 ml. Wie gross ist die Konzentration der Schwefelsäure?

Lösung Schritt für Schritt

Stoffmenge der Natronlauge. $n (NaOH) = 0.200 mol/l \cdot 0.0125 l = 0.00250 mol$
Reaktionsgleichung aufstellen: Ein Schwefelsäure-Molekül braucht zwei Hydroxid-Ionen. $H_{2} S O_{4} + 2 NaOH \to N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O$
Also nur halb so viel Schwefelsäure wie Natronlauge. $n (H_{2} S O_{4}) = \frac{1}{2} \cdot 0.00250 mol = 0.00125 mol$
Durch das Volumen der Probe teilen. $c (H_{2} S O_{4}) = \frac{0.00125 mol}{0.0250 l} = 0.0500 mol/l$

Die Schwefelsäure hat die Konzentration $0.05 mol/l$ . Ohne den Faktor 12 käme fälschlich das Doppelte heraus.

Beispiel 4Eine unbekannte Säure an der Kurve erkennen

20.0 ml einer unbekannten Säure werden mit Natronlauge titriert und der pH-Wert gemessen. Die Kurve beginnt bei pH 2.9, der Äquivalenzpunkt liegt bei 20.0 ml und pH 8.7. Nach 10.0 ml zeigt das pH-Meter 4.75. Ist die Säure stark oder schwach? Wie gross ist ihr pKs-Wert, und welcher Indikator passt?

Die gemessene Kurve, Volumen Natronlauge in ml nach rechts, pH-Wert nach oben: Start bei pH 2.9, Halbäquivalenzpunkt bei 10 ml und pH 4.75, Äquivalenzpunkt bei 20 ml und pH 8.7.

Lösung Schritt für Schritt

Der Äquivalenzpunkt liegt über pH 7 und die Kurve hat einen flachen Pufferbereich. Die Säure ist schwach.
10.0 ml ist die Hälfte des Verbrauchs bis zum Äquivalenzpunkt, also der Halbäquivalenzpunkt. $V_{1/2} = \frac{1}{2} \cdot 20.0 ml = 10.0 ml$
Dort gilt pH = pKs. $p K_{s} = 4.75$
Der Sprung liegt etwa zwischen pH 7 und 11. Von den drei Indikatoren schlägt nur Phenolphthalein (pH 8.2 bis 10.0) darin um.

Eine schwache Säure mit $p K_{s} = 4.75$ , also vermutlich Essigsäure. Passender Indikator: Phenolphthalein.

Jetzt du

Übungen mit Lösungen

Fang beim Einstieg an. Klapp die Lösung erst auf, wenn du selbst gerechnet hast. Steckst du fest, gibt Fox dir einen Tipp.

Einstieg5Üben5Knacknüsse5

1
Mit welchem Gerät misst du bei einer Titration die Probe genau ab? In welchem Gerät ist die Masslösung?
Lösung zeigen
Ergebnis: Probe: Vollpipette. Masslösung: Bürette.
1. Die Vollpipette misst ein festes Volumen genau ab, zum Beispiel 20.0 ml.
2. Die Bürette hat eine Skala und einen Hahn. Aus ihr lässt du die Masslösung zulaufen und liest den Verbrauch ab.
2
Die Bürette zeigt vor der Titration 0.4 ml, beim Farbumschlag 16.9 ml. Wie gross ist der Verbrauch?
Lösung zeigen
Ergebnis: 16.5 ml
1. Verbrauch = Endstand − Anfangsstand.
2. $16.9 ml - 0.4 ml = 16.5 ml$ .
3
Wie viel mol Natriumhydroxid sind in 12.0 ml Natronlauge mit $c = 0.10 mol/l$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: $0.0012 mol$
1. $12.0 ml = 0.0120 l$ .
2. $n = c \cdot V = 0.10 mol/l \cdot 0.0120 l = 0.0012 mol$ .
4
Salzsäure wird mit Natronlauge titriert. Was gilt am Äquivalenzpunkt für die Stoffmengen, und welchen pH-Wert hat die Lösung dort?
Lösung zeigen
Ergebnis: $n (HCl) = n (NaOH)$ , pH 7
1. HCl und NaOH reagieren im Verhältnis 1 : 1, also sind die Stoffmengen gleich.
2. Übrig bleibt Kochsalzlösung. Sie ist neutral, pH 7.
5
Du titrierst Essigsäure mit Natronlauge. Welcher Indikator passt: Methylorange, Bromthymolblau oder Phenolphthalein?
Lösung zeigen
Ergebnis: Phenolphthalein
1. Essigsäure ist schwach, der Äquivalenzpunkt liegt bei etwa pH 8.7.
2. Nur Phenolphthalein schlägt in diesem Bereich um (pH 8.2 bis 10.0).

6
25.0 ml Salzsäure verbrauchen bis zum Umschlag 20.0 ml Natronlauge ( $c = 0.100 mol/l$ ). Berechne die Konzentration der Salzsäure.
Lösung zeigen
Ergebnis: $0.080 mol/l$
1. $n (NaOH) = 0.100 mol/l \cdot 0.0200 l = 0.00200 mol$ .
2. $n (HCl) = 0.00200 mol$ .
3. $c (HCl) = 0.00200 mol : 0.0250 l = 0.080 mol/l$ .
7
10.0 ml Natronlauge unbekannter Konzentration werden mit Salzsäure ( $c = 0.050 mol/l$ ) titriert. Verbrauch: 14.0 ml. Wie gross ist $c (NaOH)$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: $0.070 mol/l$
1. Hier ist die Salzsäure die Masslösung: $n (HCl) = 0.050 mol/l \cdot 0.0140 l = 0.00070 mol$ .
2. $n (NaOH) = 0.00070 mol$ .
3. $c (NaOH) = 0.00070 mol : 0.0100 l = 0.070 mol/l$ .
8
Drei Titrationen von je 20.0 ml Salzsäure mit Natronlauge ( $c = 0.10 mol/l$ ) ergeben 12.3 ml, 12.5 ml und 12.4 ml. Berechne die Konzentration der Salzsäure.
Lösung zeigen
Ergebnis: $0.062 mol/l$
1. Mittelwert: $(12.3 + 12.5 + 12.4) : 3 = 12.4 ml$ .
2. $n (NaOH) = 0.10 mol/l \cdot 0.0124 l = 0.00124 mol = n (HCl)$ .
3. $c (HCl) = 0.00124 mol : 0.0200 l = 0.062 mol/l$ .
9
Wie viele Milliliter Natronlauge ( $c = 0.20 mol/l$ ) brauchst du, um 15.0 ml Salzsäure ( $c = 0.40 mol/l$ ) zu neutralisieren?
Lösung zeigen
Ergebnis: 30.0 ml
1. $n (HCl) = 0.40 mol/l \cdot 0.0150 l = 0.0060 mol$ .
2. Es braucht gleich viel NaOH: $0.0060 mol$ .
3. $V = n : c = 0.0060 mol : 0.20 mol/l = 0.030 l = 30.0 ml$ .
10
Eine Titrationskurve beginnt bei pH 3, hat einen flachen Abschnitt und den Äquivalenzpunkt bei pH 8.7. Wurde eine starke oder eine schwache Säure titriert? Nenne zwei Gründe.
Lösung zeigen
Ergebnis: Eine schwache Säure.
1. Eine starke Säure gleicher Konzentration hätte einen tieferen Start-pH, hier ist er mit 3 eher hoch.
2. Der flache Pufferbereich und der Äquivalenzpunkt über pH 7 gehören zu einer schwachen Säure.

11
10.0 ml Schwefelsäure verbrauchen 16.0 ml Natronlauge ( $c = 0.10 mol/l$ ). Berechne die Konzentration der Schwefelsäure.
Lösung zeigen
Ergebnis: $0.080 mol/l$
1. $n (NaOH) = 0.10 mol/l \cdot 0.0160 l = 0.0016 mol$ .
2. $H_{2} S O_{4} + 2 NaOH \to N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O$ , also $n (H_{2} S O_{4}) = 0.0008 mol$ .
3. $c = 0.0008 mol : 0.0100 l = 0.080 mol/l$ .
12
Bei der Titration einer schwachen Säure liegt der Äquivalenzpunkt bei 18.0 ml. Nach 9.0 ml zeigt das pH-Meter 3.75. Wie gross ist der pKs-Wert? Begründe.
Lösung zeigen
Ergebnis: $p K_{s} = 3.75$
1. 9.0 ml ist die Hälfte von 18.0 ml, also der Halbäquivalenzpunkt.
2. Dort ist die Hälfte der Säure zu ihrer Base umgesetzt, Säure und Base liegen in gleicher Menge vor.
3. Dann gilt pH = pKs, also $p K_{s} = 3.75$ (zum Beispiel Ameisensäure).
13
5.00 ml Essigessenz verbrauchen 20.8 ml Natronlauge ( $c = 1.00 mol/l$ ). Wie viel Gramm Essigsäure enthält ein Liter Essigessenz? ( $M = 60 g/mol$ )
Lösung zeigen
Ergebnis: etwa 250 g pro Liter
1. $n (NaOH) = 1.00 mol/l \cdot 0.0208 l = 0.0208 mol = n (C H_{3} COOH)$ .
2. $c = 0.0208 mol : 0.00500 l = 4.16 mol/l$ .
3. $4.16 mol/l \cdot 60 g/mol \approx 250 g/l$ .
14
Zu 20.0 ml Salzsäure ( $c = 0.10 mol/l$ ) gibst du 10.0 ml Natronlauge ( $c = 0.10 mol/l$ ). Welchen pH-Wert hat die Lösung jetzt? Runde auf eine Stelle nach dem Punkt.
Lösung zeigen
Ergebnis: pH 1.5
1. Am Anfang: $n (H_{3} O^{+}) = 0.10 \cdot 0.0200 = 0.0020 mol$ . Zugegeben: $n (O H^{-}) = 0.0010 mol$ .
2. Übrig: $0.0010 mol H_{3} O^{+}$ in $30.0 ml$ .
3. $c (H_{3} O^{+}) = 0.0010 : 0.0300 \approx 0.033 mol/l$ .
4. $pH = - l g 0.033 \approx 1.5$ .
15
Jemand titriert Essigsäure mit Natronlauge und nimmt Methylorange (Umschlag pH 3.1 bis 4.4). Ist die berechnete Konzentration zu gross oder zu klein? Begründe.
Lösung zeigen
Ergebnis: Zu klein.
1. Methylorange schlägt schon bei pH 4.4 um, also im Pufferbereich.
2. Das ist lange vor dem Äquivalenzpunkt bei etwa pH 8.7. Der abgelesene Verbrauch ist zu klein.
3. Mit zu kleinem Verbrauch kommt auch eine zu kleine Konzentration heraus.

Hängt dein Kind bei der Titrationsrechnung oder beim Lesen der Titrationskurve, rechnet eine Chemie-Lehrperson die Aufgaben aus seinem Praktikum Schritt für Schritt mit ihm durch. Chemie-Nachhilfe für das Gymnasium

Üben ohne Ende

Trainer: Titration

So funktioniert der Trainer

Immer neue Fragen zum Anklicken, jede mit kurzer Erklärung. Stufe 1 übt Geräte und Ablauf, Stufe 2 das Rechnen mit n = c · V, Stufe 3 Titrationskurven und die Wahl des Indikators.

Womit misst du die Probe genau ab?

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Einordnung

Typische Klasse: 2. Jahr Gymnasium - 3. Jahr Gymnasium
Stufe: Gymnasium
Fach: Chemie

Am Gymnasium meist im 2. oder 3. Jahr, nach dem pH-Wert und dem Rechnen mit der Stoffmenge. Oft gehört ein eigenes Praktikum mit Bürette und Indikator dazu.

Gut zu wissen

Häufige Fragen

Was ist der Unterschied zwischen Äquivalenzpunkt und Neutralpunkt?

Der Neutralpunkt ist pH 7. Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn die Stoffmengen von Säure und Base genau zur Reaktionsgleichung passen. Nur bei starker Säure mit starker Base fallen beide zusammen; bei Essigsäure mit Natronlauge liegt der Äquivalenzpunkt bei etwa pH 8.7.

Warum titriert man mehrmals?

Beim ersten Durchgang weisst du noch nicht, wo der Umschlag kommt, und gibst oft einen Tropfen zu viel. Darum titrierst du meist zwei- bis dreimal. Die Durchgänge zeigen, ob die Werte nah beieinander liegen. Mit ihrem Mittelwert rechnest du weiter.

Welchen Indikator nimmt man für eine Titration?

Einen, dessen Umschlagbereich im pH-Sprung der Kurve liegt. Für starke Säure mit starker Lauge passt Bromthymolblau, für eine schwache Säure wie Essigsäure mit Natronlauge Phenolphthalein.

In welcher Klasse lernt man die Titration?

Meist im 2. oder 3. Jahr am Gymnasium, oft mit einem Praktikum im Labor. Die Neutralisation selbst kennst du schon aus der Sek. Je nach Kanton und Schule kann es etwas früher oder später kommen.