SÄUREN_LAB – Säuren in Lebensmitteln

1. Ist Speiseessig sauer?

Auf der Flasche steht „5 % Säure“. Zuerst untersuchen wir nur den pH-Wert.

Speiseessig
5 % Säure

Probe

Auftrag: Bestimmt zunächst den pH-Wert möglichst so, wie ihr es mit einfachem Indikatorpapier tun würdet.

pH mit Indikatorpapier

2,0

2,5

3,0

3,5

4,0

4,5

5,0

5,5

6,0

Euer geschätzter pH-Wert:

Genauer nachmessen

—

Die Elektrode wird erst nach eurer eigenen Schätzung freigeschaltet.

Was sagt uns die Messung?

Welche Aussagen passen zur Probe?

Die Lösung ist sauer. Der pH-Wert liegt unter 7. In der Lösung überwiegen Oxoniumionen gegenüber Hydroxidionen. Aus dem pH-Wert kann man direkt ablesen, dass der Essig 5 % Säure enthält.

Was können wir aus dieser pH-Messung über die Angabe „5 % Säure“ schließen?

A · Der pH-Wert beweist, dass genau 5 % Essigsäure enthalten sind. B · Die Messung zeigt, dass die Lösung sauer ist. Den genauen Säuregehalt kann man daraus aber nicht unmittelbar bestimmen. C · Jede Lösung mit demselben pH-Wert enthält gleich viel Säure.

Kurze Wiederholung

Exkurs: Wie funktionieren Indikatoren?

Indikatoren verändern ihre Farbe abhängig vom pH-Bereich. Ein Farbvergleich liefert meist nur einen ungefähren pH-Wert. Unterschiedliche Indikatoren besitzen unterschiedliche Umschlagsbereiche.

Exkurs: H₃O⁺ und OH⁻

Sauer: H₃O⁺ überwiegt. Basisch: OH⁻ überwiegt. Bei der Neutralisation reagieren Oxonium- und Hydroxidionen zu Wasser:
H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O.

Wichtig: Das Lab bewertet nicht nur „richtig“ oder „falsch“. Bei nicht passenden Antworten bekommt ihr einen fachlichen Hinweis und könnt erneut entscheiden.

2. Was passiert bei Zugabe von Natronlauge?

Essigprobe

Natronlauge
NaOH

Ausgangsfrage: Was erwartet ihr, wenn wir Natronlauge portionsweise zur Essiglösung geben?

Vermutung festhalten

Der pH-Wert steigt sofort sehr stark an. Der pH-Wert steigt zunächst eher langsam und später in einem Bereich sehr stark an. Der pH-Wert bleibt nahezu unverändert. Eigene Vermutung

Warum sollte sich der pH-Wert überhaupt verändern?

Hydroxidionen aus der Natronlauge reagieren mit Oxoniumionen zu Wasser.

Optionaler Exkurs: Neutralisation sichtbar machen

Die externen Simulationen sind freiwillig. Sie öffnen in einem neuen Tab.

lern-chemie.de JavaLab

Modellprobe

10,0 mL verdünnte Essigsäure

c ≈ 0,083 mol/L

NaOH: 0,100 mol/L

Die Größenordnung passt zum später geplanten Realversuch.

Äquivalenzbereich im Modell bei etwa 8,3 mL NaOH. Dieser Wert wird im Lernweg noch nicht als Lösung hervorgehoben.

3. NaOH portionsweise zugeben

Gesamtzugabe

0,0 mL

Der pH-Wert beginnt sich stärker zu verändern. Jetzt könnte eine feinere Zugabe sinnvoll sein.

pH-Messung

2,95

Nach jeder Zugabe wird gemischt, der pH-Wert neu berechnet und als Messpunkt gespeichert.

Beginnt mit größeren Portionen. Beobachtet, wann feinere Schritte sinnvoll werden.

Messpunkte

noch keine Verbindungslinie

Messwerttabelle

Nr.	V(NaOH) / mL	pH

Ihr habt den charakteristischen Bereich erfasst. Jetzt könnt ihr die Punktwolke beschreiben.

4. Aus Messpunkten wird eine Titrationskurve

Punktwolke

Punktwolke zuerst beschreiben

Beschreibt den Verlauf mit eigenen Worten, bevor ihr die Punkte verbindet.

Jetzt ist aus euren einzelnen Messwerten eine Titrationskurve geworden. Sie zeigt, wie sich der pH-Wert mit dem zugegebenen Volumen der Maßlösung verändert.

Passt eure ursprüngliche Vermutung?

Noch keine Vermutung gespeichert.

Was würdet ihr jetzt anders formulieren?

Automatische Titration

Diese Option wird erst freigeschaltet, nachdem ihr die Messpunkte selbst erzeugt und verbunden habt.

Zugabemenge: 0,5 mL

Geschwindigkeit: 1,0×

Beobachtet besonders, wie die gewählte Zugabemenge die Auflösung im steilen Bereich beeinflusst. Während einer Pause könnt ihr Zugabemenge und Geschwindigkeit verändern und anschließend fortsetzen.

5. Wo verändert sich der pH besonders stark?

Bereich selbst markieren

Klickt im Diagramm einmal auf den Beginn und danach auf das Ende des Bereichs, in dem der pH besonders stark ansteigt.

Noch kein Bereich markiert.

Warum jetzt feiner dosieren?

Warum waren die kleineren NaOH-Portionen gerade in diesem Bereich sinnvoll?

Damit die Neutralisationsreaktion schneller abläuft. Damit der Bereich mit der starken pH-Änderung genauer erfasst wird. Damit während der Messung weniger Essigsäure vorhanden ist.

Äquivalenzpunkt

Am Äquivalenzpunkt wurde gerade so viel Natronlauge zugegeben, wie zur Neutralisation der vorhandenen Säure erforderlich ist.

Mehr dazu

Bei einer einprotonigen Säure wie Essigsäure entspricht am Äquivalenzpunkt die zugegebene Stoffmenge an NaOH der ursprünglichen Stoffmenge an Essigsäure.

Schätzt nun das Äquivalenzvolumen:

mL NaOH

6. Äquivalenzpunkt leichter finden

Blendet nun eine Hilfskurve direkt in eure Titrationskurve ein. Sie zeigt, wo sich der pH-Wert am stärksten ändert.

pH-Kurve / Messwerte pH-Änderung · Hilfskurve

ÄP leichter finden

Änderung des pH-Werts pro zugegebenem Volumen · mathematisch: 1. Ableitung

Klickt im gemeinsamen Diagramm auf das Maximum der violetten Hilfskurve.

Wie gut war eure Schätzung aus Phase 5?

Wie entsteht die Hilfskurve?

Für diese Auswertung wird derselbe pH-Verlauf in sehr kleinen Volumenschritten betrachtet. Die pH-Änderung wird jeweils über ein kleines Volumenfenster bestimmt. Dadurch bleibt das Maximum gut erkennbar und hängt nicht davon ab, ob ihr zuvor in 1,0-, 0,5- oder 0,2-mL-Schritten dosiert habt. Die Hilfskurve ist eine Auswertungshilfe – keine zusätzliche Messung.

SEK II: Warum heißt das „Ableitung“?

Die Ableitung beschreibt hier, wie stark sich der pH-Wert pro kleinem Volumenschritt ändert. Wo diese Änderung am größten ist, besitzt die Hilfskurve ihr Maximum.

7. Welcher Indikator passt?

Umschlagsbereiche vergleichen

Bromthymolblau: etwa pH 6,0–7,6 Phenolphthalein: etwa pH 8,2–10,0

Entscheiden und begründen

Welchen Indikator würdet ihr für die reale Titration von Essigsäure mit Natronlauge bevorzugen?

Bromthymolblau Phenolphthalein Beide sind gleich gut geeignet.

Was würdet ihr beim Realversuch mit Phenolphthalein am Endpunkt beobachten?

Die Lösung wird kräftig blau. Die zunächst farblose Lösung zeigt eine gerade beständige, sehr schwache Rosafärbung. Es gibt keine sichtbare Farbänderung.

Phasen 1–7 abgeschlossen.
Ihr könnt den virtuellen Lernweg jetzt auf eine reale bzw. realitätsnahe Essigprobe übertragen.

8. Den Realversuch planen

„5 % Säure“ entspricht größenordnungsmäßig etwas weniger als 1 mol/L Essigsäure. Unsere Maßlösung enthält 0,100 mol/L NaOH.

Warum titrieren wir nicht einfach 10,0 mL unverdünnten Speiseessig?

A · Unverdünnter Essig reagiert nicht mit Natronlauge. B · Der Verbrauch an 0,100-molarer NaOH wäre für eine Schultitration sehr groß. C · Phenolphthalein funktioniert nur bei verdünntem Essig. D · Beim Verdünnen entsteht zusätzliche Essigsäure.

Exkurs: Warum ändert sich beim Verdünnen der pH-Wert, aber nicht die Stoffmenge?

Beim Verdünnen wird nur Wasser zugesetzt. In der gesamten verdünnten Lösung befinden sich danach noch genauso viele Essigsäure-Teilchen wie in den ursprünglich entnommenen 10,0 mL Essig – die Stoffmenge ist also gleich geblieben. Sie verteilen sich aber auf ein größeres Volumen; die Konzentration sinkt. Weil die Gleichgewichtslage und damit die Oxoniumionenkonzentration von der Konzentration abhängen, verändert sich auch der pH-Wert.

Wichtig: Entnehmen wir anschließend nur 10,0 mL der insgesamt 100,0 mL, nehmen wir natürlich nur ein Zehntel der dort enthaltenen Stoffmenge für die Titration heraus.

Probenvorbereitung ordnen

Klickt die fünf Schritte in der richtigen Reihenfolge an.

Eure Reihenfolge erscheint hier.

Verbrauch vorhersagen

Nach der 1:10-Verdünnung werden 10,0 mL Analysenprobe mit 0,100 mol/L NaOH titriert. Auch etwas säurereichere Speiseessige sollen noch in einem gut handhabbaren Bereich liegen.

In welcher Größenordnung erwartet ihr den Endpunkt?

deutlich unter 1 mL ungefähr 8–12 mL ungefähr 50 mL deutlich über 100 mL

Ab welchem Volumen würdet ihr besonders vorsichtig dosieren?

mL

Unser Versuchsplan

Standardmethode
10,0 mL Originalessig → im 100-mL-Messkolben auf 100,0 mL auffüllen → mischen → 10,0 mL dieser Lösung als Probe entnehmen.

Maßlösung: 0,100 mol/L NaOH
Indikator: Phenolphthalein
erwarteter Verbrauch: etwa 8–12 mL
nahe dem Endpunkt fein dosieren
Endpunkt: gerade beständige, sehr schwache Rosafärbung

Sicherheit: Natronlauge ist ätzend. Im Realversuch nur unter Anleitung, mit Schutzbrille und nach den schulischen Sicherheitsvorgaben arbeiten.

9. Real durchführen, beobachten oder virtuell vertiefen

Der Realversuch ist optional. Wählt den Weg, der zu eurer Unterrichtssituation passt. Für die anschließende Auswertung benötigt ihr nur einen plausiblen NaOH-Verbrauch.

Direkter Trainingsmodus: Ihr seid ohne die Phasen 1–8 direkt in die Titrationschallenge eingestiegen. Für das vollständige Essigbeispiel bleibt der normale Weg über Phase 9 erhalten.

A · Selbst titrieren

Mit Kunststoffspritze oder klassisch mit Bürette.

B · Versuch beobachten

Später können hier die dokumentierten Spritzen- und Bürettenversuche direkt geöffnet werden.

C · Titrationschallenge

Die Bürette selbst bedienen, den Endpunkt erkennen und den Verbrauch eigenständig ablesen.

D · Im TITRATIONSTOOL

Die speziell dafür vorbereitete Brückenaufgabe TITR_A10 verwenden.

A · Eigenes Realexperiment

Spritzen-Titration

Halbquantitative Variante mit graduierter Kunststoffspritze.

Verbrauchte NaOH / mL Wie eindeutig war die Endpunkterkennung?

Büretten-Titration

Genauere Laborvariante. Die Bürettenskala nimmt nach unten zu.

Bürettenstand Beginn / mL Bürettenstand Ende / mL Euer berechneter Verbrauch / mL

B · Versuchsvideo / Demonstration

Die beiden Videos werden nach der Aufnahme hier verlinkt. Bis dahin kann der beim Demonstrationsversuch beobachtete Verbrauch direkt eingetragen werden.

Beobachteter NaOH-Verbrauch:

mL

C · Titrationschallenge – die Bürette selbst beherrschen

Hier liefert keine Ableitung den Äquivalenzpunkt. Ihr entscheidet selbst, wie schnell ihr dosiert, wann ihr auf Tropfenbetrieb umstellt und wann der Endpunkt erreicht ist.

Mittel

Bürettenhahn

Wie im Labor: zunächst darf es schneller gehen – nahe dem Endpunkt zählt die Feindosierung.

Hahnöffnung

geschlossentropfenweiselangsamer Flussschneller Fluss

Aktuell: geschlossen

Beobachtung: Probe vorbereitet – zuerst den Anfangsstand der Bürette ablesen.

50-mL-Bürette · Teilung 0,1 mL · Ablesen auf etwa 0,05 mL. Die Skala nimmt nach unten zu.

V(Anfang) / mL	V(Ende) / mL	Differenz = Verbrauch / mL

Beobachtungshilfen

Aktueller pH-Wert

–

Mitlaufende Messpunktekeine Verbindungslinie

Worauf achten?
Besonders kurz vor dem Endpunkt können beim Auftreffen einzelner NaOH-Tropfen rosa Schlieren entstehen, die beim Rühren wieder verschwinden. Je länger sie bestehen bleiben, desto vorsichtiger solltet ihr weiterdosieren.

Serienprotokoll · 1 Orientierung + 3 Bestimmungen

Alle vier Läufe gehören zur gleichen Probe. Die Bürette wird zwischen den Läufen nicht automatisch auf 0,00 mL gestellt. Erst nach Abschluss aller Läufe entscheidet ihr selbst, welche Messwerte für den Mittelwert verwendet werden.

Lauf	Typ	V(Anfang) / mL	V(Ende) / mL	Verbrauch / mL	Abweichung	verwenden?
Noch keine Titration abgeschlossen.

Denkhilfe: Die Orientierungstitration darf bewusst gröber sein. Vergleicht danach besonders die drei Bestimmungen miteinander: Welche Werte liegen eng beieinander? Gab es einen Lauf mit deutlich zu großem letzten Dosierschritt oder unsicherer Endpunkterkennung? Die App sortiert keinen Wert automatisch aus – die Entscheidung bleibt bei euch.

Messwerte auswählen und Mittelwert selbst berechnen

Markiert mindestens zwei Werte, die ihr für eure Auswertung verwenden wollt. Berechnet den Mittelwert selbst und gebt ihn anschließend ab.

Euer Mittelwert: mL NaOH

Auswertung der Serie

Endpunkt & Serie–/ 70

Ablesen–/ 20

Dosierstrategie–/ 10

Gesamt–/ 100

Statistische Auswertung der ausgewählten Messwerte

Anzahl n–

Mittelwert–

Standardabweichung s–

Spannweite–

Was bedeutet die Standardabweichung?

Die Standardabweichung s beschreibt hier, wie stark die ausgewählten Verbrauchswerte um ihren Mittelwert streuen. Je kleiner s ist, desto enger liegen die Wiederholungsmessungen beieinander. Verwendet wird die Stichproben-Standardabweichung mit n − 1 im Nenner.

Auswertung des Einzellaufs

Endpunkt–/ 70

Ablesen–/ 20

Dosierstrategie–/ 10

Gesamt–/ 100

D · Im großen TITRATIONSTOOL

Verwendet die eigens dafür vorbereitete Brückenaufgabe „SÄUREN_LAB – Essigprobe: NaOH-Verbrauch bestimmen“.

Die Einstellungen passen bereits: 10,0 mL verdünnte Essigprobe, 0,100 mol/L NaOH und Phenolphthalein. Die Probenkonzentration bleibt unbekannt. Im TITRATIONSTOOL soll nur V(NaOH) am Äquivalenzpunkt bestimmt werden – die gesamte Auswertung folgt anschließend hier im SÄUREN_LAB.

Brückenaufgabe im TITRATIONSTOOL öffnen

Dort ermittelter NaOH-Verbrauch:

mL

10. Vom NaOH-Verbrauch zu „5 % Säure“

Messwert aus Phase 9: —

Was gilt am Äquivalenzpunkt?

A · Es wurden gleich große Volumina von Essig und NaOH verwendet. B · Die Stoffmenge der zugegebenen NaOH entspricht der Stoffmenge der Essigsäure in der Probe. C · Essig und NaOH besitzen dieselbe Konzentration. D · Der pH-Wert muss genau 7 sein.

Rechengang

1verdünnte Probe
mol/L

2Originalessig
mol/L

3Essigsäure
g/L

4Etikett
g/100 mL

Jeder Schritt wird erst nach eurer eigenen Eingabe kontrolliert.

10B · Konzentration der verdünnten Probe

Für Essigsäure und NaOH gilt hier am Äquivalenzpunkt ein Stoffmengenverhältnis von 1 : 1.

c(Säure) · V(Säure) = c(NaOH) · V(NaOH)

Bekannt: V(Säure) = 10,0 mL, c(NaOH) = 0,100 mol/L, V(NaOH) = —.

Welche Größe suchen wir in diesem Schritt?

V(Säure) c(Säure) c(NaOH) V(NaOH)

Welche Umstellung ist richtig?

c(Säure) = c(NaOH) · V(NaOH) / V(Säure) c(Säure) = c(NaOH) · V(Säure) / V(NaOH) c(Säure) = c(NaOH) + V(NaOH) / V(Säure)

c(verdünnte Essigprobe) =

mol/L

10C · Verdünnung rückgängig machen

10,0 mL Originalessig wurden auf 100,0 mL aufgefüllt. Die Konzentration wurde also auf ein Zehntel verringert.

Wie erhält man die Konzentration des Originalessigs?

verdünnte Konzentration ÷ 10 verdünnte Konzentration × 10 beide sind gleich

c(Originalessig) =mol/L

10D · Von mol/L zu g/L

Molare Masse der Essigsäure: M = 60,05 g/mol

Massenkonzentration = c · M

g/L

10E · Von g/L zur Etikettangabe

Wie kommt ihr von g/L zu g pro 100 mL?

mit 10 multiplizieren durch 10 dividieren durch 100 dividieren

g/100 mL ≙ % Säure

10F · Etikett und Messwert vergleichen

Etikett
5,0 % Säure

Unser Ergebnis
—

Wie beschreibt ihr den Vergleich?

unser Wert liegt nahe bei der Etikettangabe unser Wert liegt merklich darunter unser Wert liegt merklich darüber

Denkanstöße zu möglichen Unsicherheiten

Volumenablesung · Verdünnung · Endpunkterkennung · Tropfengröße · tatsächliche Konzentration der Maßlösung · Verluste beim Überführen · subjektive Wahrnehmung der Rosafärbung

10G · Abschluss-Erkenntnis

Was konnten wir mit der Titration herausfinden, was die anfängliche pH-Messung nicht zeigen konnte?

Vom pH-Wert zur Lebensmittelanalyse

pH messen → sauer erkennen → Neutralisation untersuchen → Messreihe aufnehmen → Titrationskurve entwickeln → Äquivalenzpunkt bestimmen → NaOH-Verbrauch auswerten → Säuregehalt bestimmen → Etikett überprüfen.