Bestimmte organische Substanzen verfärben sich in verdünnter Lösung, wenn die Hydroniumionenkonzentration einen bestimmten Wert erreicht., Beispielsweise ist Phenolphthalein eine farblose Substanz in einer wässrigen Lösung mit einer Hydroniumionenkonzentration von mehr als 5,0 × 10-9 M (pH < 8,3). In einfacheren Lösungen, bei denen die Hydroniumionenkonzentration weniger als 5,0 × 10-9 M beträgt (pH > 8.3), ist sie rot oder rosa. Substanzen wie Phenolphthalein, mit denen der pH-Wert einer Lösung bestimmt werden kann, werden als Säure-Basen-Indikatoren bezeichnet. Säure-base-Indikatoren sind entweder schwache organische Säuren oder schwache organische Basen.,

Das Gleichgewicht in einer Lösung des Säure-Base-Indikators Methyl Orange, einer schwachen Säure, kann durch eine Gleichung dargestellt werden, in der wir HIn als einfache Darstellung für das komplexe Methylorangenmolekül verwenden:

\

\}{}}=4.0×10^{-4}\]

Das Anion von Methylorange, In−, ist gelb, und die nichtionisierte Form, HIn, ist rot. Wenn wir einer Lösung von Methylorange Säure hinzufügen, verschiebt die erhöhte Hydroniumionenkonzentration das Gleichgewicht gemäß Le Chateliers Prinzip in Richtung der nichtionisierten roten Form. Wenn wir Basis hinzufügen, verschieben wir das Gleichgewicht in Richtung der gelben Form., Dieses Verhalten ist völlig analog zur Wirkung von Puffern.

Die Farbe eines Indikators ist das sichtbare Ergebnis des Verhältnisses der Konzentrationen der beiden Arten In-und HIn. Wenn der größte Teil des Indikators (normalerweise etwa 60-90% oder mehr) als In− vorhanden ist, sehen wir die Farbe des In− Ions, die für Methylorange gelb wäre. Wenn das meiste als HIn vorhanden ist, sehen wir die Farbe des HIn-Moleküls: rot für Methylorange., Für Methylorange können wir die Gleichung für Ka neu anordnen und schreiben:

\}{}=\dfrac{}{}=\dfrac{\mathit{K}_a}{}}\]

\}{\mathit{K}_a}=\dfrac{}{}}\]

\}{\mathit{K}_a}\right)=log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

\)-log(\mathit{K}_a)=-log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

\}{}\right)}\]

\}{}\right)\:or\:pH=p\mathit{K}_a+log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

Die letzte Formel ist die gleiche wie die Hasselbalch-Gleichung, die verwendet werden kann, um das Gleichgewicht der Indikatoren zu beschreiben.,

Wenn es den gleichen numerischen Wert wie Ka hat, ist das Verhältnis von to gleich 1, was bedeutet, dass 50% des Indikators in der roten Form (HIn) und 50% in der gelben Ionenform (In−) vorhanden sind und die Lösung orange erscheint. Wenn die Hydroniumionenkonzentration auf 8 × 10-4 M ansteigt (ein pH-Wert von 3,1), wird die Lösung rot. Für eine weitere Erhöhung der Hydroniumionenkonzentration (Abnahme des pH-Werts) ist keine Farbänderung sichtbar. Bei einer Hydroniumionenkonzentration von 4 × 10-5 M (einem pH-Wert von 4.,4) befindet sich der größte Teil des Indikators in der gelben Ionenform, und eine weitere Abnahme der Hydroniumionenkonzentration (Erhöhung des pH-Werts) führt nicht zu einer sichtbaren Farbänderung. Der pH-Bereich zwischen 3,1 (rot) und 4,4 (gelb) ist das Farbänderungsintervall von Methylorange; die ausgeprägte Farbänderung findet zwischen diesen pH-Werten statt.

Abhängig von der zu überwachenden Reaktion können viele verschiedene Substanzen als Indikatoren verwendet werden., Zum Beispiel enthält Rotkohlsaft eine Mischung aus farbigen Substanzen, die bei niedrigem pH-Wert von Tiefrot zu Hellblau bei mittlerem pH-Wert zu Gelb bei hohem pH-Wert wechseln (Abbildung \(\pageIndex{1}\)). In allen Fällen muss jedoch ein guter Indikator die folgenden Eigenschaften aufweisen:

• Die Farbänderung muss leicht erkannt werden können.
• Der Farbwechsel muss schnell erfolgen.
• Das Indikatormolekül darf nicht mit dem zu titrierenden Stoff reagieren.
• Um Fehler zu minimieren, sollte der Indikator eine PKiN haben, die innerhalb einer pH-Einheit des erwarteten pH-Wertes am Äquivalenzpunkt der Titration liegt.,

Rotkohlsaft enthält eine Mischung von Substanzen, deren Farbe vom pH-Wert abhängt. Jedes Reagenzglas enthält eine Lösung von Rotkohlsaft in Wasser, aber der pH-Wert der Lösungen variiert von pH = 2,0 (ganz links) bis pH = 11,0 (ganz rechts). Bei pH = 7,0 ist die Lösung blau.,

Es wurden synthetische Indikatoren entwickelt, die diese Kriterien erfüllen und praktisch den gesamten pH-Bereich abdecken. Abbildung \(\pageIndex{2}\) zeigt den ungefähren pH-Bereich, über den einige gängige Indikatoren ihre Farbe und ihre Farbänderung ändern. Darüber hinaus sind einige Indikatoren (wie Thymolblau) polyprotische Säuren oder Basen, die bei weit voneinander getrennten pH-Werten zweimal ihre Farbe ändern.

Es ist wichtig zu beachten, dass sich ein Indikator bei einem bestimmten pH-Wert nicht abrupt verfärbt, sondern wie jede andere Säure oder Base tatsächlich einer pH-Titration unterzogen wird. Wenn die Konzentration von HIn abnimmt und die Konzentration von In− zunimmt, ändert sich die Farbe der Lösung langsam von der charakteristischen Farbe von HIn zu der von In−. Wie wir in Abschnitt 16 sehen werden, ändert sich das / Verhältnis von 0.,1 bei einem pH eine Einheit unter PKiN bis 10 bei einem pH eine Einheit über PKiN. Somit ändern die meisten Indikatoren ihre Farbe über einen pH-Bereich von etwa zwei pH-Einheiten.

Wir haben festgestellt, dass ein guter Indikator einen PKiN-Wert haben sollte, der nahe am erwarteten pH-Wert am Äquivalenzpunkt liegt. Für eine starke säure – starke Basentitration ist die Wahl des Indikators aufgrund der sehr großen pH-Änderung, die um den Äquivalenzpunkt auftritt, nicht besonders kritisch., Im Gegensatz dazu kann die Verwendung des falschen Indikators für eine Titration einer schwachen Säure oder einer schwachen Base zu relativ großen Fehlern führen, wie in Abbildung \(\pageIndex{3}\) dargestellt. Diese Abbildung zeigt Diagramme des pH-Wertes im Vergleich zum Volumen der Base, die für die Titration von 50,0 ml einer 0,100 M Lösung einer starken Säure (HCl) und einer schwachen Säure (Essigsäure) mit 0,100 M \(NaOH\) hinzugefügt wurde. Die pH-Bereiche, über die zwei gemeinsame Indikatoren(methylrot, \(pK_{in} = 5.0\) und Phenolphthalein, \(pK_{in} = 9.5\)) Farbe ändern, werden ebenfalls angezeigt., Die horizontalen Balken geben die pH-Bereiche an, über die beide Indikatoren ihre Farbe ändern, und kreuzen die HCl-Titrationskurve, wo sie fast vertikal ist. Daher ändern beide Indikatoren ihre Farbe, wenn im Wesentlichen das gleiche Volumen von \(NaOH\) hinzugefügt wurde (etwa 50 ml), was dem Äquivalenzpunkt entspricht. Im Gegensatz dazu führt die Titration von Essigsäure zu sehr unterschiedlichen Ergebnissen, je nachdem, ob Methylrot oder Phenolphthalein als Indikator verwendet wird., Obwohl der pH-Bereich, über den Phenolphthalein seine Farbe ändert, etwas größer ist als der pH-Wert am Äquivalenzpunkt der starken Säuretitration, ist der Fehler aufgrund der Neigung dieses Abschnitts der Titrationskurve vernachlässigbar. Genau wie bei der HCl-Titration färbt sich der Phenolphthaleinindikator rosa, wenn der Essigsäurelösung etwa 50 ml \(NaOH\) zugesetzt wurden. Im Gegensatz dazu beginnt sich Methylrot um pH 5, das sich nahe dem Mittelpunkt der Essigsäuretitration befindet, und nicht um den Äquivalenzpunkt, von rot nach gelb zu ändern., Wenn Sie nur etwa 25-30 ml \(NaOH\) hinzufügen, ändert sich daher die Farbe des methylroten Indikators, was zu einem großen Fehler führt.

Die Grafik zeigt die Ergebnisse, die mit zwei Indikatoren (Methylrot und Phenolphthalein) für die Titration von 0,100 M Lösungen einer starken Säure erhalten wurden (HCl) und eine schwache Säure (Essigsäure) mit 0,100 M \(NaOH\)., Aufgrund der Steilheit der Titrationskurve einer starken Säure um den Äquivalenzpunkt ändert jeder Indikator schnell seine Farbe am Äquivalenzpunkt für die Titration der starken Säure. Im Gegensatz dazu liegt das PKiN für Methylrot (5,0) sehr nahe an der pKa von Essigsäure (4,76); Der Mittelpunkt der Farbänderung für Methylrot tritt eher nahe dem Mittelpunkt der Titration als am Äquivalenzpunkt auf.

Im Allgemeinen reicht für Titrationen starker Säuren mit starken Basen (und umgekehrt) jeder Indikator mit einem pK zwischen etwa 4,0 und 10,0 aus., Für die Titration einer schwachen Säure ist jedoch der pH-Wert am Äquivalenzpunkt größer als 7,0, so dass ein Indikator wie Phenolphthalein oder Thymolblau mit PKiN > 7,0 verwendet werden sollte. Umgekehrt sollte für die Titration einer schwachen Base, bei der der pH-Wert am Äquivalenzpunkt weniger als 7,0 beträgt, ein Indikator wie Methylrot oder Bromocresolblau mit PKiN < 7,0 verwendet werden.

Das Vorhandensein vieler verschiedener Indikatoren mit unterschiedlichen Farben und PKiN-Werten bietet auch eine bequeme Möglichkeit, den pH-Wert einer Lösung zu schätzen, ohne ein teures elektronisches pH-Meter und eine zerbrechliche pH-Elektrode zu verwenden. Papier – oder Kunststoffstreifen, die mit Indikatorkombinationen imprägniert sind, werden als „pH-Papier“ verwendet, mit dem Sie den pH-Wert einer Lösung schätzen können, indem Sie einfach ein Stück pH-Papier eintauchen und die resultierende Farbe mit den auf dem Behälter gedruckten Standards vergleichen (Abbildung \(\pageIndex{4}\)).,