bepaalde organische stoffen veranderen van kleur in verdunde oplossing wanneer de hydroniumionconcentratie een bepaalde waarde bereikt., Fenolftaleïne is bijvoorbeeld een kleurloze stof in een waterige oplossing met een hydroniumionconcentratie van meer dan 5,0 × 10-9 M (pH < 8.3). In meer basisoplossingen waarbij de hydroniumionenconcentratie lager is dan 5,0 × 10-9 M (pH > 8,3), is het rood of roze. Stoffen zoals fenolftaleïne, die kunnen worden gebruikt om de pH van een oplossing te bepalen, worden zuur-base-indicatoren genoemd. Zuur-base indicatoren zijn ofwel zwakke organische zuren of zwakke organische basen.,

het evenwicht in een oplossing van de zuur-base indicator methyloranje, een zwak zuur, kan worden weergegeven door een vergelijking waarin we HIn gebruiken als een eenvoudige representatie voor het complexe methyloranjemolecuul:

\

\}{}}=4.0×10^{-4}\]

het anion van methyloranje, In -, is geel, en de niet-geïoniseerde vorm, HIn, is rood. Wanneer we zuur toevoegen aan een oplossing van methyloranje, verschuift de verhoogde hydroniumionenconcentratie het evenwicht naar de niet-geïoniseerde rode vorm, in overeenstemming met het principe van Le Chatelier. Als we base toevoegen, verschuiven we het evenwicht naar de gele vorm., Dit gedrag is volledig analoog aan de werking van buffers.

De kleur van een indicator is het zichtbare resultaat van de verhouding tussen de concentraties van de twee soorten In− en HIn. Als het grootste deel van de indicator (meestal ongeveer 60-90% of meer) aanwezig is als in−, dan zien we de kleur van de In− ion, die geel zou zijn voor methyloranje. Als de meeste aanwezig zijn als Hin, dan zien we de kleur van het Hin molecuul: rood voor methyloranje., Voor methyl oranje, we kunnen de volgorde van de vergelijking voor Ka en schrijven:

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

De laatste formule is hetzelfde als de Henderson-Hasselbalch vergelijking, die kan worden gebruikt voor het beschrijven van het evenwicht van de indicatoren.,

wanneer dezelfde numerieke waarde heeft als Ka, is de verhouding to gelijk aan 1, Wat betekent dat 50% van de indicator aanwezig is in de rode vorm (HIn) en 50% in de gele ionische vorm (In−), en de oplossing oranje van kleur lijkt. Wanneer de hydroniumionenconcentratie stijgt tot 8 × 10-4 M (een pH van 3,1), wordt de oplossing rood. Er is geen kleurverandering zichtbaar voor een verdere toename van de hydroniumionenconcentratie (afname van de pH). Bij een hydroniumionenconcentratie van 4 × 10-5 M (een pH van 4.,4), het grootste deel van de indicator is in de gele ionische vorm, en een verdere afname van de hydronium ion concentratie (verhoging van de pH) produceert geen zichtbare kleurverandering. Het pH-bereik tussen 3.1 (rood) en 4.4 (geel) is het kleurveranderingsinterval van methyloranje; de uitgesproken kleurverandering vindt plaats tussen deze pH-waarden.

veel verschillende stoffen kunnen als indicatoren worden gebruikt, afhankelijk van de specifieke te controleren reactie., Rode koolsap bevat bijvoorbeeld een mengsel van gekleurde stoffen die veranderen van dieprood bij lage pH naar lichtblauw bij gemiddelde pH naar geel bij hoge pH (figuur \(\Paginindex{1}\)). In alle gevallen moet een goede indicator echter de volgende eigenschappen hebben:

• de kleurverandering moet gemakkelijk worden gedetecteerd.
• de kleurverandering moet snel zijn.
• het indicatormolecuul mag niet reageren met titratie van de stof.
• om fouten te minimaliseren, moet de indicator een pKin hebben die binnen één pH-eenheid van de verwachte pH ligt op het equivalentiepunt van de titratie.,

rodekoolsap bevat een mengsel van stoffen waarvan de kleur afhankelijk is van de pH. elke reageerbuis bevat een oplossing van rodekoolsap in water, maar de pH van de oplossingen varieert van pH = 2,0 (uiterst links) tot pH = 11,0 (uiterst rechts). Bij pH = 7,0 is de oplossing blauw.,

Synthetische indicatoren zijn ontwikkeld die aan deze criteria voldoen en vrijwel het gehele pH-bereik bestrijken. Figuur \(\Paginindex{2}\) toont het geschatte pH-bereik waarover sommige veelvoorkomende indicatoren van kleur veranderen en hun kleurverandering. Bovendien zijn sommige indicatoren (zoals thymolblauw) polyprotische zuren of basen, die tweemaal van kleur veranderen bij wijd gescheiden pH-waarden.

Het is belangrijk om te weten dat een indicator niet abrupt van kleur verandert bij een bepaalde pH-waarde; in plaats daarvan ondergaat hij een pH-titratie, net als elk ander zuur of base. Naarmate de concentratie van HIn afneemt en de concentratie van In-toeneemt, verandert de kleur van de oplossing langzaam van de karakteristieke kleur van HIn naar die van In−. Zoals we in Paragraaf 16 zullen zien, verandert de / ratio van 0.,1 bij een pH één eenheid onder pKin tot 10 bij een pH één eenheid boven pKin. Zo veranderen de meeste indicatoren van kleur over een pH-bereik van ongeveer twee pH-eenheden.

we hebben aangegeven dat een goede indicator een pKin-waarde moet hebben die dicht bij de verwachte pH ligt op het equivalentiepunt. Voor een sterke zuur-sterke base titratie, is de keuze van de indicator niet bijzonder kritisch wegens de zeer grote verandering in pH die rond het equivalentiepunt voorkomt., Het gebruik van de verkeerde indicator voor een titratie van een zwak zuur of een zwakke base kan daarentegen leiden tot relatief grote fouten, zoals geïllustreerd in Figuur \(\Paginindex{3}\). Deze figuur toont plots van pH versus volume van toegevoegde base voor de titratie van 50,0 mL van een 0,100 m oplossing van een sterk zuur (HCl) en een zwak zuur(azijnzuur) met 0,100 m \(NaOH\). De pH-bereiken waarover twee gemeenschappelijke indicatoren(methylrood, \(pK_{in} = 5.0\), en fenolftaleïne, \(pK_{in} = 9.5\)) van kleur veranderen worden ook getoond., De horizontale balken geven de pH-bereiken aan waarover beide indicatoren van kleur veranderen de HCL titratiecurve kruisen, waar deze bijna verticaal is. Vandaar dat beide indicatoren van kleur veranderen wanneer in wezen hetzelfde volume \(NaOH\) is toegevoegd (ongeveer 50 mL), wat overeenkomt met het equivalentiepunt. Daarentegen zal de titratie van azijnzuur zeer verschillende resultaten opleveren, afhankelijk van of methylrood of fenolftaleïne als indicator wordt gebruikt., Hoewel het pH-bereik waarover fenolftaleïne van kleur verandert iets groter is dan de pH op het equivalentiepunt van de sterke zuurtitratie, zal de fout verwaarloosbaar zijn vanwege de helling van dit deel van de titratiecurve. Net als bij de HCl titratie zal de fenolftalein indicator roze worden wanneer ongeveer 50 mL \(NaOH\) is toegevoegd aan de azijnzuuroplossing. In tegenstelling, begint methylrood van rood aan geel rond pH 5 te veranderen, die dichtbij het middelpunt van de azijnzuurtitratie, niet het equivalentiepunt is., Door slechts ongeveer 25-30 mL \(NaOH\) toe te voegen verandert de methylrode indicator van kleur, wat resulteert in een enorme fout.

De grafiek toont de resultaten verkregen met behulp van twee indicatoren (methyl rood en fenolftaleïen) voor de titratie van 0.100 M oplossingen van een sterk zuur (HCl) en een zwak zuur (azijnzuur) met 0.100 M \(NaOH\)., Wegens de steilheid van de titratiekromme van een sterk zuur rond het equivalentiepunt, zal beide indicator snel kleur op het equivalentiepunt voor de titratie van het sterke zuur veranderen. In tegenstelling, is pkin voor methylrood (5.0) zeer dicht bij pKa van azijnzuur (4.76); het middelpunt van de kleurverandering voor methylrood komt dichtbij het middelpunt van de titratie voor, eerder dan op het equivalentiepunt.

in het algemeen, voor titraties van sterke zuren met sterke basen (en vice versa), is elke indicator met een pK tussen ongeveer 4,0 en 10,0 voldoende., Voor de titratie van een zwak zuur is de pH op het equivalentiepunt echter groter dan 7,0, zodat een indicator zoals fenolftaleïne of thymolblauw, met pKin > 7,0, moet worden gebruikt. Omgekeerd moet voor de titratie van een zwakke base, waarbij de pH op het equivalentiepunt lager is dan 7,0, een indicator zoals methylrood of bromocresolblauw worden gebruikt, met pKin < 7,0.

het bestaan van veel verschillende indicatoren met verschillende kleuren en pKin-waarden biedt ook een handige manier om de pH van een oplossing te schatten zonder gebruik te maken van een dure elektronische ph-meter en een fragiele pH-elektrode. Papier of plastic strips geïmpregneerd met combinaties van indicatoren worden gebruikt als “pH-papier”, waarmee u de pH van een oplossing kunt inschatten door er gewoon een stuk pH-papier in te dompelen en de resulterende kleur te vergelijken met de normen die op de container zijn gedrukt (figuur \(\Paginindex{4}\)).,