Lernziel
- Erläutern Sie, welcher aus einer gegebenen Serie der beste Säure-Base-Indikator für eine gegebene Titration wäre.
Schlüsselpunkte
- Im Allgemeinen kann ein Molekül, das seine Farbe mit dem pH-Wert der Umgebung ändert, in der es sich befindet, als Indikator verwendet werden.
- In der Reaktion HIn\rightleftharpoons { H }^{ + } +{ In }^{ – } , verschiebt die Zugabe von Säure das Indikatorgleichgewicht nach links.
- In der Reaktion HIn\rightleftharpoons { H }^{ + } +{ In }^{ – } verschiebt die Zugabe von Base das Indikatorgleichgewicht nach rechts.
- Für optimale Genauigkeit sollte der Farbunterschied zwischen den beiden gefärbten Spezies so deutlich wie möglich sein, und je enger der pH-Bereich des Farbwechsels, desto besser.
Begriffe
- pHDas Negativ des Logarithmus zur Basis 10 der Wasserstoffionenkonzentration, gemessen in Mol pro Liter; ein Maß für die Azidität oder Alkalität einer Substanz, das Zahlenwerte von 0 (maximale Azidität) über 7 (neutral) bis 14 (maximale Alkalität) annimmt.
- IndikatorEine halochrome chemische Verbindung, die in kleinen Mengen zu einer Lösung hinzugefügt wird, damit der pH-Wert (Säuregrad oder Basizität) der Lösung visuell bestimmt werden kann.
- TitrationDie Bestimmung der Konzentration einer Substanz in einer Lösung durch langsame Zugabe von abgemessenen Mengen einer anderen Substanz (normalerweise mit einer Bürette), bis eine Reaktion nachgewiesen wird – zum Beispiel durch den Farbwechsel eines Indikators
- pH-IndikatorEin Säure-Base-Indikator.
Es gibt viele Methoden zur Bestimmung des pH-Werts einer Lösung und zur Bestimmung des Äquivalenzpunkts beim Mischen von Säuren und Basen. Diese Methoden reichen von der Verwendung von Lackmuspapier, Indikatorpapier, speziell entwickelten Elektroden und der Verwendung von farbigen Molekülen in Lösung. Mit Ausnahme der Elektroden sind alle Methoden visuell und beruhen auf einigen grundlegenden Veränderungen, die in einem Molekül auftreten, wenn sich der pH-Wert seiner Umgebung ändert. Im Allgemeinen kann ein Molekül, das seine Farbe mit dem pH-Wert der Umgebung, in der es sich befindet, ändert, als Indikator verwendet werden.
In der Gleichung:
HIn \rightleftharpoons { H }^{ + }+ { In }^{ – }
ist die schwache Säure HIn im Gleichgewicht mit ihrem ionisierten Anion In- dargestellt. Bei dieser Reaktion verschiebt die Zugabe einer Säure das Indikatorgleichgewicht nach links. Umgekehrt verschiebt die Zugabe einer Base das Indikatorgleichgewicht nach rechts.
Im Falle des Indikators Methylorange ist das HIn rot und die ionisierte In- Form gelb gefärbt.
In diesem Beispiel:
{ K }_{ a }\quad =\quad \frac { \left \left }{ \left }
Für Methylorange gilt Ka = 1,6 X 10-4 und pKa = 3,8. Die neutrale (rote) und die dissoziierte (gelbe) Form des Indikators liegen bei pH = 3,8 in gleichen Konzentrationen vor. Das Auge ist empfindlich für Farbänderungen über einen Bereich von Konzentrationsverhältnissen von etwa 100 oder über zwei pH-Einheiten. Unterhalb von pH 2,8 ist eine Lösung, die Methylorange enthält, rot, oberhalb von etwa 4,8 ist sie deutlich gelb.
pH-Indikatoren werden häufig bei Titrationen in der analytischen Chemie und Biologie eingesetzt, um das Ausmaß einer chemischen Reaktion zu bestimmen. Aufgrund der subjektiven Wahl (Bestimmung) der Farbe sind pH-Indikatoren anfällig für ungenaue Messwerte. Für Anwendungen, die eine präzise Messung des pH-Wertes erfordern, wird häufig ein pH-Meter verwendet. Manchmal wird eine Mischung verschiedener Indikatoren verwendet, um mehrere gleichmäßige Farbwechsel über einen weiten Bereich von pH-Werten zu erreichen. Diese handelsüblichen Indikatoren (z. B. Universalindikator und Hydrion-Papiere) werden verwendet, wenn nur eine grobe Kenntnis des pH-Wertes erforderlich ist. Indikatoren zeigen in der Regel Zwischenfarben bei pH-Werten innerhalb eines bestimmten Übergangsbereichs. Zum Beispiel zeigt Phenolrot eine orange Farbe zwischen pH 6,8 und pH 8,4. Der Übergangsbereich kann sich in Abhängigkeit von der Konzentration des Indikators in der Lösung und der Temperatur, bei der er verwendet wird, leicht verschieben.
Betrachtet man die pH-Skala selbst, werden die Farbübergänge durch ihre Übergangsbereiche deutlicher und der Zusammenhang der Indikatorempfindlichkeit über pH-Bereiche informativer dargestellt.
Beispiel:
Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base wäre welcher Indikator die beste Wahl?
A. Methylorange
B. Bromkresolgrün
C. Phenolphtalein
Die richtige Antwort ist C. Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base wird die konjugierte Base der schwachen Säure den pH-Wert am Äquivalenzpunkt größer als 7 machen. Daher würden Sie einen Indikator wollen, der sich in diesem pH-Bereich verändert. Sowohl Methylorange als auch Bromkresolgrün ändern ihre Farbe in einem sauren pH-Bereich, während Phenolphtalein in einem basischen pH-Bereich wechselt.