Neutralisationsreaktionen
lassen sich quantitativ genau verfolgen, indem pH-Diagramme, sogenannte
Neutralisationskurven, bei Säure-Base-Titrationen aufgenommen werden.
Außerdem ist die Säure-Base-Titration
eine einfache und sehr genaue Methode zur Bestimmung der Konzentration einer
Säure bzw. Base. Sie beruht auf der pH-Änderung der zu untersuchenden
Lösung bei schrittweiser Zugabe einer Säure bzw. Base genau bekannter
Konzentration, die Maßlösung genannt wird. Trägt man die
pH-Werte gegen das Volumen an zugesetzter Maßlösung auf, erhält
man die Titrationskurve. Der Verlauf der Titrationskurve hängt davon
ab, ob man die Konzentration einer starken Säure bzw. Base oder die
Konzentration einer schwachen Säure bzw. Base bestimmen will.
Titration einer starken Säure
mit einer starken Base
Wird eine starke Säure unbekannter Konzentration mit einer starken
Base bekannter Konzentration titriert, so werden die zunächst im
Überschuss vorliegenden Oxonium-Ionen die mit der Maßlösung
zugegebenen Hydroxid-Ionen unter Bildung von Wassermolekülen vollständig
protolysieren. Da hierbei die Konzentration an 
abnimmt, steigt der pH-Wert an.
Wegen der logarithmischen Beziehung zwischen pH und 
ist
die pH-Änderung zunächst sehr gering. Wenn 90 % der ursprünglichen
Säure neutralisiert sind, hat sich die 
gerade auf 1/10 des ursprünglichen Wertes geändert. Die Verringerung
der Konzentration um den Faktor 10 führt zu einer pH-Änderung
um eine Einheit.
Bei 99 %-iger Neutralisation der Säure hat der pH-Wert um eine weitere
Einheit abgenommen. Bei 99,9 % neutralisierter Säure ist der pH-Wert
wiederum um eine weitere Einheit gestiegen usw. (Bild 2).
Der Punkt, an dem die Stoffmenge an zugegebener Maßlösung
exakt der Stoffmenge an unbekannter Säure bzw. Base entspricht, wird
als Äquivalenzpunkt
(ÄP) bezeichnet.
Somit steigt zu Beginn einer Titration der pH-Wert zunächst nur langsam
an. In der Nähe des Äquivalenzpunktes jedoch ändert er
sich bei nur sehr geringer Volumenzugabe an Maßlösung (z. B.
NaOH) sehr stark und geht in den basischen Bereich über. Die weitere
Zugabe führt nun wiederum zu immer geringeren Änderungen des
pH-Werts, weil der zunehmende Überschuß an Natronlauge wegen
des ebenfalls logarithmischen Zusammenhanges zwischen 
und pH-Wert zu immer geringeren relativen Änderungen führt.
Aus dieser pH-Änderung bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base ergibt sich die in Bild 3 dargestellt Titrationskurve. Der Äquivalenzpunkt entspricht dem Wendepunkt der Kurve und fällt mit dem Neutralpunkt (pH = 7) zusammen. Folglich ist
Der Äquivalenzpunkt dieser Titration ist durch einen großen
pH-Sprung um mehr als fünf
Einheiten gekennzeichnet. Die Bestimmung des Äquivalenzpunktes kann
auf unterschiedliche Weise erfolgen. Mit dem pH-Meter kann die Änderung
des pH-Wertes mithilfe von 
Elektroden gemessen werden. Das Potenzial solcher Elektroden wie der Glaselektrode
hängt dabei nur von der
in der Lösung ab, da das Standardelektrodenpotenzial bei konstanter
Temperatur ebenfalls konstant ist.
Am häufigsten werden zur Erkennung des Äquivalenzpunktes jedoch
Säure-Base-Indikatoren eingesetzt. Ein Säure-Base-Indikator
ist eine schwache organische Säure, bei der das deprotonierte Säurerest-Anion
eine andere Farbe aufweist als das neutrale Säuremolekül.
Das Protolysegleichgewicht des Indikators ergibt sich aus der Gleichung:
Saure Lösungen erscheinen in der Farbe der Säure
HInd, basische Lösungen in der Farbe des Anions Ind-. Liegt der pH-Wert
im Bereich des 
des Indikators, ergibt sich eine Mischfarbe von beiden. Die Zugabe der
Maßlösung verschiebt das Protolysegleichgewicht des Indikators
entsprechend dem Massenwirkungsgesetz.
Im pH-Bereich in der Nähe des -Werts
wirkt sich diese Konzentrationsänderung besonders stark auf die Farbe
der Lösung aus. Diesen pH-Bereich bezeichnet man als Umschlagsbereich
des Indikators. In Abhängigkeit von ihren -Werten
haben Indikatoren unterschiedliche Umschlagsbereiche. Mehrwertige Indikatoren
haben mehrere Umschlagsbereiche.
Die meisten Säure-Base-Indikatoren sind Farbstoffmoleküle mit
einem delokalisierten 
Titration einer schwachen Säure
mit einer starken Base
Titriert man eine schwache Säure mit einer starken Base oder eine
schwache Base mit einer starken Säure, sind Neutralpunkt und Äquivalenzpunkt
nicht identisch. Betrachten wir als Beispiel die Titration
von Essigsäure
mit Natriumhydroxid als starker Base (Bild 4):
Am Äquivalenzpunkt, dem Wendepunkt der Titrationskurve, sind die
Konzentration von 
gleich. Während 
keine Rückreaktion mit Wasser eingehen, reagiert das Acetat-Ion als
starke korrespondierende Base der schwachen Essigsäure merklich
mit Wasser:
In der Lösung überwiegen somit die 
die Lösung ist am Äquivalenzpunkt basisch, pH > 7. Das lässt
sich auch quantitativ bestimmen. Geht man von dem in der entsprechenden
Titrationskurve gezeigten Beispiel aus, in dem 50 ml Essigsäure 
mit einer Natronlauge gleicher Konzentration titriert wird, so liegt am
Äquivalenzpunkt eine Acetatkonzentration von 
vor. Unter Verwendung der Gleichung 
ergibt sich durch Einsetzen der Werte für 
und 
Folglich wird der Äquivalenzpunkt bei pH = 8,72 erreicht.
Deshalb muss für die Titration ein Indikator wie Phenolphthalein
gewählt werden, der in diesem pH-Bereich einen Farbumschlag zeigt.
Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base ist
auch die Änderung des pH-Wertes deutlich kleiner als bei einer
starken Säure. Das liegt daran, dass Lösungen schwacher Säuren
schon zu Beginn höhere pH-Werte aufweisen und außerdem Pufferlösungen
mit ihren korrespondierenden Basen bilden.