Was ist ein Säure-Base-Indikator?

Säure-Base-Indikatoren sind Verbindungen oder Chemikalien, die bei unterschiedlichen pH-Werten deutlich unterschiedliche Farben aufweisen . Obwohl sie dazu dienen, den pH-Bereich einer Lösung auf einen Blick anzuzeigen, werden sie hauptsächlich im Chemielabor zur Visualisierung des Äquivalenzpunktes während einer Säure-Base-Titration oder Titration verwendet.

Diese Verbindungen sind immer schwache organische Säuren oder Basen, die protoniert (bei niedrigem pH-Wert) eine andere Farbe haben als deprotoniert (bei hohem pH-Wert). Sie sind in der Regel monoprotische oder monobasische Spezies, was bedeutet, dass sie nur an einem einzigen ionischen Gleichgewicht beteiligt sind und einen einzigen Farbwechsel zeigen.

Einige typische Beispiele für Säure-Base-Indikatoren sind Phenolphthalein, Methylrot und Thymolblau. Auch selbstgemachte Säure-Basen-Indikatoren wie Rotkohlextrakt (Rotkohl) können zubereitet werden. Dieser kann durch einfaches Kochen eines Rotkohls in Wasser für ein paar Minuten hergestellt werden. Die resultierende Lösung zeigt eine Reihe von Farben bei unterschiedlichen pH-Werten, die von Rot, Violett, Dunkelgrün bis Gelb reichen.

Das Konzept des Säure-Base-Indikators ist eng mit Säure-Base-Titrationen und zwei anderen verwandten Konzepten, dem Äquivalenzpunkt und dem Endpunkt , verbunden . Wenn Sie verstehen, worum es bei jedem einzelnen geht, können Sie besser verstehen, was Säure-Base-Indikatoren sind und wozu sie dienen.

Säure-Base-Titrationen

Säure-Base-Titrationen sind Analysetechniken, mit denen Chemiker die Konzentration einer Säure oder Base (als Analyt bezeichnet) in einer unbekannten Probe bestimmen . Dazu wird ein Aliquot der zu analysierenden Probe entnommen und tropfenweise mit einer Lösung einer Base oder einer Säure bekannter Konzentration (als Titriermittel bezeichnet) versetzt , bis der Analyt vollständig neutralisiert ist.

Der genaue Punkt, an dem der Analyt neutralisiert wird, wird als Äquivalenzpunkt bezeichnet , und das Volumen des Titriermittels, das erforderlich ist, um diesen Punkt zu erreichen, zusammen mit seiner Konzentration ermöglichen die Bestimmung der Konzentration des Analyten in der Probe.

Das Problem bei Titrationen ist, dass der analytische Chemiker, der die Titration durchführt, keine Möglichkeit hat zu sagen, wann der Äquivalenzpunkt erreicht ist. Säure-Base-Indikatoren addieren sich zum Analyten, da sie beim Erreichen oder Überschreiten des Äquivalenzpunktes einen sichtbaren Farbumschlag erfahren.

Der Endpunkt gegenüber dem Äquivalenzpunkt

Wie oben erwähnt, werden Indikatoren hauptsächlich dazu verwendet, den Äquivalenzpunkt während einer Säure-Base-Titration anzuzeigen oder „anzuzeigen“. Abhängig von der Säure- oder Basizitätskonstante des Analyten tritt ein solcher Äquivalenzpunkt jedoch bei unterschiedlichen pH-Werten auf, und dieser pH-Wert stimmt selten genau mit dem pH-Wert überein, bei dem ein Indikator seine Farbe ändert. Trotzdem ist die Farbänderung des Indikators der einzige Hinweis, anhand dessen der Chemiker erkennen kann, dass es an der Zeit ist, die Titration zu stoppen. Aus diesem Grund bezeichnen Chemiker den Punkt, an dem ein Indikator seine Farbe ändert, als „Endpunkt“, um ihn von dem gesuchten wahren „Äquivalenzpunkt“ zu unterscheiden.

Der ideale Säure-Base-Indikator ist einer, der genau beim pH-Wert des Äquivalenzpunktes der Titration einen starken Farbumschlag zeigt . Mit anderen Worten, es ist derjenige, bei dem der Endpunkt genau mit dem Äquivalenzpunkt zusammenfällt. Leider gibt es nicht den idealen Säure-Base-Indikator, aber es gibt verschiedene Indikatoren, die unterschiedliche pH-Bereiche haben, in denen sie sich verfärben oder ihre Farbe ändern. Dies reicht normalerweise aus, um eine gute Annäherung an den Äquivalenzpunkt zu erhalten, ohne einen sehr großen experimentellen Fehler zu machen.

Aus diesem Grund sollte bei jeder Säure-Base-Titration zunächst der Indikator gewählt werden, dessen Farbumschlag möglichst nahe am pH-Wert des Äquivalenzpunktes des jeweiligen Analyten liegt.

Funktionsweise der Säure-Base-Indikatoren

Säure-Base-Indikatoren sind schwache Säuren oder Basen, die an einem Säure-Base-Gleichgewicht zwischen ihrer protonierten Säureform und ihrer konjugierten Base oder deprotonierten Form beteiligt sind. Diejenigen, die schwache Säuren sind, sind bei saurem pH-Wert neutral und bei alkalischem pH-Wert negativ, und bei schwachen Basen passiert das Gegenteil, das heißt, sie sind bei alkalischem pH-Wert neutral und positive Ionen bei saurem pH-Wert.

Um zu verstehen, warum dies geschieht, betrachten wir das Gleichgewicht, an dem ein Säure-Base-Indikator beteiligt ist. Die Reaktion lässt sich wie folgt darstellen:

Hier repräsentiert k _a die Säuredissoziationskonstante des Indikators.

Basierend auf den Prinzipien von Le Chatelier verschiebt sich dieses Gleichgewicht bei hoher Konzentration an H ⁺ -Ionen , dh bei niedrigem pH-Wert, nach links, dh in Richtung der protonierten Form HIn. In diesem Fall sehen wir die Farbe von HIn, weil es die Sorte ist, die in dem höchsten Anteil vorhanden ist. Wenn das Gegenteil eintritt (bei niedriger H ⁺ -Konzentration ), verschiebt sich das Gleichgewicht zu den Produkten. In diesem Fall ist die am häufigsten vorkommende Art, deren Farbe wir mit bloßem Auge sehen, jetzt In ^– .

Normalerweise können wir die eine oder andere Farbe unterscheiden, wenn die Konzentration der einen mehr als zehnmal höher ist als die der anderen.

Beispiele für Säure-Base-Indikatoren

Die folgende Tabelle zeigt einige Beispiele für Säure-Base-Indikatoren, die üblicherweise im Chemielabor verwendet werden, geordnet nach dem pH-Bereich, in dem ihr Farbumschlag auftritt.

Diese pH-Bereiche können bestimmt werden, indem die Säurekonstante des Indikators verwendet wird und der pH-Wert berechnet wird, bei dem [HIn]/[In ^– ]≥10 (wenn es zehnmal mehr HIn als In ^– gibt ) und wenn [HIn]/ [In ^– ]≤0,1 (wenn es zehnmal mehr In ^– als HIn gibt).

Wie wählt man den richtigen Säure-Base-Indikator aus?

Wenn Sie zu einer starken Säure oder starken Base titrieren möchten, kann im Allgemeinen fast jeder Indikator verwendet werden, da sich der pH-Wert bei solchen Titrationen unmittelbar vor und nach der Titration dramatisch von sehr sauer zu sehr basisch oder von sehr basisch zu sehr sauer ändert Äquivalenzpunkt, der genau bei pH = 7 liegt.

Wenn Sie dagegen eine schwache Säure oder Base titrieren, sollten Sie zunächst ihre Säurekonstante betrachten, genauer gesagt den pKa des Analyten (pKa ist das negative des Logarithmus der Gleichgewichtskonstante). Dieser Wert stellt den pH-Wert der Lösung auf halbem Weg zum Äquivalenzpunkt dar und gibt einen Hinweis darauf, bei welchem ​​pH-Wert der Äquivalenzpunkt erreicht wird. Da die Probe eine unbekannte Konzentration hat (da die Titration nur durchgeführt wird, um ihre Konzentration zu finden), können wir den pH-Wert des Äquivalenzpunkts nicht genau berechnen, aber der pKa gibt uns eine ungefähre Vorstellung davon, wo er sich auf dem pH-Wert befindet Skala pH.

Somit ist der geeignete Indikator derjenige, dessen Farbänderungs-pH-Bereich so zentriert wie möglich um den pKa ist.

Beispiel für die Auswahl eines Säure-Base-Indikators

• Bei der Titration starker Säuren oder Basen, deren Äquivalenzpunkt bei pH = 7 liegt, wird fast immer Phenolphthalein verwendet, obwohl es zwischen 8,3 und 10,0 seine Farbe ändert. Man könnte auch Bromthymolblau oder Kresolrot wählen, deren Windungen viel näher bei pH = 7 liegen, aber im Allgemeinen ist es nicht notwendig.
• Wenn Sie eine schwache Säure mit einem pKa-Wert von 3,9 durch Zugabe von NaOH (das eine starke Base ist) titrieren möchten, können Sie Methylorange wählen, da es seine Farbe zwischen pH=3,1 und pH=4,4 ändert, oder Methylrot, das sich zu ändert einen etwas alkalischeren pH-Wert. Denken Sie daran, dass bei pH = 3,9 (d. h. bei pH = pKa) der Äquivalenzpunkt noch nicht erreicht ist, sodass Sie immer mehr NaOH zugeben müssen, sodass der Äquivalenzpunkt bei einem höheren pH-Wert als 3,9 liegt.