Äquivalenzpunkt
# Äquivalenzpunkt

Der Äquivalenzpunkt bei einer Säure-Base-Titration ist der Punkt, bei dem unter Berücksichtigung der Stöchiometrie eine bestimmte Stoffmenge Säure beziehungsweise Base mit der äquivalenten Stoffmenge Base beziehungsweise Säure vorliegt. Im Äquivalenzpunkt gilt also:

    $n(\mathrm {S{\ddot {a}}ure} )\cdot z(\mathrm {S{\ddot {a}}ure} )=n(\mathrm {Base} )\cdot z(\mathrm {Base} )$

mit der Stoffmenge n und der Äquivalenzzahl z. Für einwertige Säuren (z. B. Salzsäure, Essigsäure, Salpetersäure) und Basen (z. B. Natriumhydroxid, Kaliumhydroxid) ist z somit eins. Bei mehrwertigen Säuren (z. B. Schwefelsäure (zweiwertig), Phosphorsäure (dreiwertig)) und Basen (z. B. Bariumhydroxid (zweiwertig)) ergibt sich z jeweils aus dem betrachteten Äquivalenzpunkt. Für das Beispiel der Titration von Phosphorsäure mit Natriumhydroxid-Lösung ergibt sich:

    $\mathrm {H_{3}PO_{4}+NaOH\longrightarrow Na^{+}+H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O}$

(erster Äquivalenzpunkt, z(Säure) = 1, z(Base) = 1)

    $\mathrm {H_{3}PO_{4}+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na^{+}+HPO_{4}^{2-}+2\ H_{2}O}$

(zweiter Äquivalenzpunkt, z(Säure) = 2, z(Base) = 1)

    $\mathrm {H_{3}PO_{4}+3\ NaOH\longrightarrow 3\ Na^{+}+PO_{4}^{3-}+3\ H_{2}O}$

(dritter Äquivalenzpunkt, z(Säure) = 3, z(Base) = 1)

Am Äquivalenzpunkt ist die Änderungsrate des pH-Werts maximal, die Titrationskurve beschreibt hier daher einen Wendepunkt. Allerdings liegt auch beim Halbäquivalenzpunkt ein Wendepunkt vor, wo die Änderungsrate des pH-Werts minimal ist. Darüber hinaus gibt es Äquivalenzpunkte zum Beispiel bei Redox-Titrationen.

## Vergleich mit Neutralpunkt

Die Stoffmenge der Hydroxidionen / Oxoniumionen ist zunächst unbestimmt. Lediglich für die Kombination starke Säure / starke Base gilt hier gut näherungsweise:

    $n\ \mathrm {(OH^{-})} =n\ \mathrm {(H_{3}O^{+})}$

Titriert man starke Säuren und Basen miteinander, so ist der Äquivalenzpunkt in wässriger Lösung gleich dem Neutralpunkt, der pH-Wert ist 7. Titriert man dagegen unterschiedlich starke Säuren und Basen miteinander, so ist die entstehende Lösung beim Äquivalenzpunkt nicht neutral. Wird beispielsweise eine schwache Säure (z. B. Essigsäure, $CH_3COOH)$ mit der Äquivalentmenge einer starken Base neutralisiert, so liegt der pH schließlich im Basischen. Dies liegt daran, dass die Acetat-Ionen $(CH_3COO^−),$ welche die korrespondierende Base der schwachen Säure $CH_3COOH$ bilden, nun selbst als Base wirken und somit in der Lage sind, $H^+-Ionen$ einzufangen, das heißt mit $H_2O$ zu $CH_3COOH$ und $OH^−$ zu reagieren. Der pH-Wert am Äquivalenzpunkt entspricht hier nicht unbedingt 7.

## Beispiele

* Gibt man je 1 Mol Salzsäure (HCl) und Natriumhydroxid (NaOH) zusammen, so ergibt sich eine neutrale Kochsalzlösung.
* Gibt man je 1 Mol Essigsäure $(CH_3COOH)$ und Natriumhydroxid (NaOH) zusammen, so ergibt sich eine alkalische Natriumacetatlösung.

Siehe auch: Halbäquivalenzpunkt

