Säure-Base-Indikator

pH-Indikatorstäbchen.

pH-Indikatorpapier zur groben pH-Wert-Bestimmung; links: Deckel mit pH-Skala von 1 bis 11; rechts: Untersatz mit aufgerolltem Teststreifen.

Indikatoren (lateinisch indicare „anzeigen“) sind allgemein Hilfsmittel, die gewisse Informationen anzeigen sollen. Sie gestatten die Feststellung von Zuständen und die Verfolgung von Abläufen, indem sie das Erreichen oder Verlassen bestimmter Zustände anzeigen.

In der Chemie versteht man unter einem Indikator einen Stoff oder auch ein Gerät, das zur Überwachung einer chemischen Reaktion bzw. eines Zustandes dient. Häufig wird ein Zustand durch eine bestimmte Farbe, die Änderung durch eine Farbveränderung angezeigt. Am häufigsten werden Indikatoren bei Titrationen verwendet.

Je nachdem, welche Art von chemischen oder physikalischen Zuständen oder Reaktionen man mit einem Indikator verfolgt, unterscheidet man zwischen den folgenden Typen von Indikatoren:

• pH-Indikatoren (bei Säure-Base-Titrationen und zur Bestimmung des pH-Wertes)
• Redox-Indikatoren (bei Redox-Titrationen)
• Komplexindikatoren (bei der Komplexometrie)
• Thermoindikatoren (zur Anzeige eines Temperaturbereichs)

pH-Indikatoren

pH-Indikatoren und ihre Farbskala.

Ein dafür oft verwendetes Beispiel sind die Indikatoren, die den pH-Wert bestimmter Stoffe anhand eines Vergleiches mit einer Farbskala anzeigen. Oft verwendet man hier Lackmus, Bromthymolblau oder Phenolphthalein. Letzteres zeigt nur bei Zugabe einer alkalischen Lösung einen Farbwechsel. Es gibt für eine genauere Messung des pH-Wertes auch Universalindikatoren. Diese werden, meist in Form eines Papierstreifens, mit der zu prüfenden Lösung benetzt, anschließend vergleicht man die Färbung des Papierstreifens mit der Farbskala. Man spricht nun entweder von einer sauren, alkalischen oder neutralen Lösung.

Die folgende Tabelle zeigt die Farben von verschiedenen Indikatoren in Abhängigkeit vom pH-Wert an. Sie unterscheiden sich

• in den Farben, die sie in sauren, neutralen oder alkalischen Lösungen haben
• in dem pH-Bereich, in welchem der Wechsel zwischen den beiden Farben stattfindet (diesen pH-Bereich nennt man auch Umschlagsbereich, der bei pK_a ± 1 liegt).

Alltägliche Säure-Base-Indikatoren

Farben beim Blaukrautsaft, links sauer, rechts alkalisch

Auch Rotkohlsaft kann als pH-Indikator verwendet werden. Der im Rotkohlsaft enthaltene Farbstoff Cyanidin kann dabei Farben von Rot = sauer bis Blau = alkalisch annehmen (in noch alkalischerem Milieu wird er Grün und bei pH > 10 sogar Gelb). Um etwa Rotkohl aus Blaukraut zu erhalten, wird deshalb häufig eine Apfelscheibe (mit Apfelsäure) oder etwas Essig zugegeben, wodurch sich das Blaukraut rot färbt. Umgekehrt ist es auch möglich, dass die violette Färbung durch die Zubereitung mit Natron (basische Reaktion) weiter bis ins Blaue geht.

Teetrinker kennen Tee als Indikator: Wird dem Schwarztee Zitronensaft zugegeben, dann wechselt die Farbe von dunkelbraun auf hellrötlichbraun. Auch dieser Farbumschlag ist auf Farbstoffe im Tee zurückzuführen, die als Indikator wirken.

Funktionsweise

Warum wechselt der Indikator seine Farbe?

Die Moleküle der Säure-Base-Indikatoren sind selbst schwache Säuren (oder Basen), das heißt sie können Protonen abgeben. Das Molekül der Indikatorsäure wird vereinfacht als HInd bezeichnet. Nach Abgabe eines Protons bleibt Ind⁻, die so genannte korrespondierende Indikatorbase, zurück.

Das Protolyse-Gleichgewicht für die Abgabe beziehungsweise Aufnahme eines Protons bei einer wässrigen Indikator-Lösung ist das folgende:

$\mathrm{ HInd_{(aq)} + H_2O_{(l)} \leftrightharpoons Ind^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)} }$

Das Indikator-Molekül kann also ein Proton abgeben aber auch wieder aufnehmen. Bei einer hohen Konzentration an H₃O⁺-Ionen (Oxonium-Ionen) (also in einer sauren Lösung), findet verstärkt die Reaktion nach links statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die linke Seite), wodurch die Konzentration von HInd (Indikatorsäure) größer ist als die Konzentration Ind⁻ (Indikatorbase). Bei einer sehr geringen Konzentration an H₃O⁺-Ionen (also in einer alkalischen Lösung) findet verstärkt die Reaktion nach rechts statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die rechte Seite), wodurch die Konzentration von Ind^- größer ist als die Konzentration HInd.

Dieser Sachverhalt wird besonders deutlich, wenn man das Massenwirkungsgesetz auf die oben genannte allgemeine Gleichung anwendet. Dann gilt mit konstantem K_s:

$K_s = { c(Ind^-) \cdot c(H_3O^+) \over c(HInd) }$

Wie üblich wird die konstante Konzentration des Wassers in die Konstante mit einbezogen. Zu beachten ist, dass die Konzentration des H₃O⁺ in einer anderen Größenordnung liegt als die des Indikators. Wenn nun diese Konzentration stark erhöht oder erniedrigt wird - je nachdem, ob die Lösung sauer oder basisch wird - muss sich das Gleichgewicht neu einstellen, denn K_s ist konstant. Deshalb muss sich die Konzentration von Ind^- stark verändern, wodurch gleichzeitig, da HInd aus Ind^- entsteht, die Konzentration von HInd sich entsprechend stark in die andere Richtung bewegen muss. Deshalb erfolgt der Indikatorumschlag im Allgemeinen sehr schnell.

Die eigentliche Wirkung des Indikators beruht darauf, dass die Verbindung HInd eine andere Farbe besitzt als Ind⁻. Als Folge der Protonierung bzw. Deprotonierung des Indikators ändert sich dessen Mesomeriestabilisierung. In saurer Lösung überwiegt die Konzentration von HInd, so dass die Lösung die Farbe der protonierten Form annimmt. Erhöht man den pH-Wert, so steigt die Konzentration von Ind⁻, während die Konzentration von HInd abnimmt, bis erstere schließlich überwiegt und die Lösung die Farbe von Ind⁻ annimmt (siehe z.B. Phenolphthalein). Die unterschiedliche Farbe von protonierten und nichtprotonierten Farbstoffmolekülen bezeichnet man als Halochromie.

Der Umschlagspunkt des Indikators ist dadurch charakterisiert, dass c(HInd) = c(Ind ⁻ ). An diesem Punkt gilt also auch, da die beiden Terme sich in der oben genannte Gleichung des Massenwirkungsgesetzes dann wegkürzen, K_s = c(H₃O ⁺ ) und pK_s = pH. Der pH-Wert der Lösung am Umschlagspunkt entspricht also theoretisch der pK_s-Konstante des Indikators. Der praktische Umschlagspunkt liegt immer etwas anders, weil das menschliche Auge aus einem Farbgemisch die reine Farbe erst erkennt, wenn sie in mindestens zehnfachem Überschuss vorhanden ist. Dem entspricht in der logarithmischen Darstellung des pH-Werts eine Einheit. Für die Wahrnehmung der Indikatorsäure HInd gilt also ein pH-Wert von pK_s − 1, für die Farbwahrnehmung der Indikatorbase pK_s + 1, insgesamt gilt also für den Umschlagbereich pH = pK_s ± 1.

Indikatorfehler

Stört der Indikator nicht die Titration? Beim Titrieren wird durch die quantitativ genau bekannte Zugabe einer Säure bzw. einer Lauge (Titrationsmittel) der pH-Wert eines Puffersystems so weit verschoben, dass die zu bestimmende Base bzw. Säure (Titrand) vollständig neutralisiert ist. Der pH-Indikator stellt aber ebenfalls ein Puffersystem dar, das gleichzeitig Hydroxidionen bzw. Oxoniumionen aus den Titrationsmittel verbraucht. Die Konzentration von Indikatoren in der Titrationslösung liegt meist in der Größenordnung von 10^-4 mol/l. Bei wesentlich konzentrierteren Titranden spielt der Indikator kaum eine Rolle. In der Analytik natürlicher Wässer jedoch liegt die Pufferkonzentration der Wasserinhaltsstoffe je nach Wasserhärte bei der gleichen bis etwa 10-fach höhern Konzentration. Deshalb kann der Indikator hier einen bedeutenden Fehler verursachen.

Ein weiteres Problem kann dadurch entstehen, dass der Indikatorfarbstoff meist in Form einer alkoholischen Lösung zugegeben wird. Alleine dadurch kann das ganze Puffersystem seine Eigenschaften verändern.

Redox-Indikatoren

Der einfachste Einsatz von Redox-Indikatoren ist die Bestimmung des Endpunktes bei Redox-Titrationen (Oxidimetrie).

Gängige Redox-Indikatoren sind:

• Methylenblau
• Neutralrot
• Ferroin
• rotes Blutlaugensalz
• gelbes Blutlaugensalz
• Dichlorphenolindophenol (DCPIP)

Komplex-Indikatoren (Metallindikatoren)

Mögliche Anwendung ist die maßanalytische Bestimmung der Konzentration von Metallionen, zum Beispiel die komplexometrische Titration. Eine typische Anwendung ist die Wasserhärtebestimmung.

Bekannte komplexometrische Indikatoren:

• Murexid
• Tiron
• Calconcarbonsäure
• Eriochromschwarz T
• Xylenolorange

Thermoindikatoren (Thermochrome)

Thermoindikatoren werden oft dort eingesetzt, wo die Temperatur nicht einfach mit dem Thermometer gemessen werden kann. Beispielsweise wird ein Schmelztiegel mit Thermokreide markiert und das Erreichen einer gewünschten Temperatur in der Flamme durch die Verfärbung der Thermokreide angezeigt. Auch eine hinreichende Abkühlung kann durch Thermochrome angezeigt werden.

Mischindikator

Mischindikatoren sind Gemische von verschiedenen Indikatoren, wodurch der Umschlagbereich erweitert wird oder mehrere Umschlagsbereiche erzeugt werden. Zu den Mischindikatoren gehören auch die Kontrastindikatoren. Ein gebräuchliches Beispiel für einen Mischindikator ist Tashiro.

Kontrastindikator

Kontrastindikatoren bestehen meist aus einem Indikator und einem Farbstoff, der seine Farbe beibehält. Durch diesen Zusatz wird der Kontrast des Umschlagbereich verstärkt. Ein gebräuchliches Beispiel für einen Kontrastindikator ist Eriochromschwarz T.

Feuchtigkeitsindikatoren

Feuchtigkeitsindikator zum Beilegen zu feuchtigkeitsempfindlichen Gütern

Feuchtigkeitsindikatoren führen einen Farbwechsel aus, wenn bestimmte Luftfeuchtigkeitswerte überschritten werden, denen sie ausgesetzt sind. Die Farbwechselreaktion beruht auf Wasseraufnahme, daher spielt die Zeit der Einwirkung ebenfalls eine Rolle. Am bekanntesten ist das blaue, mit Kobaltchlorid versetzte Silicagel (Blaugel), welches sich bei Feuchtigkeitseinfluss nach violett bzw. pink verfärbt.

Es wird, auf Papier aufgetragen, feuchteempfindlichen Warensendungen beigegeben oder in hermetisch abgedichteten Baugruppen hinter Schaugläsern untergebracht.
Aufgrund der Giftigkeit des Kobaltsalzes werden auch kobaltfreie Alternativen angeboten (Orangegel).

Weblinks

• Prof. Blumes Medienangebot für Schulchemie: Indikatoren