Ein pH-Indikator oder Säure-Base-Indikator ist eine Chemikalie, die in einer kleinen Menge zu einer Lösung hinzugefügt wird und je nach pH-Wert eine Farbänderung bewirkt. Hier finden Sie eine Auflistung gängiger Indikatoren, eine Erklärung ihrer Funktionsweise und Tipps für die Auswahl des richtigen Indikators für Ihre Bedürfnisse.
Wie man einen pH-Indikator verwendet
Ein Indikator ändert seine Farbe nicht bei einem bestimmten pH-Wert oder einer bestimmten Wasserstoffionenkonzentration. Stattdessen erfolgt der Farbumschlag über einen Bereich der Wasserstoffionenkonzentration. Titrieren Sie eine schwache Säure mit einem Indikator, der sich unter leicht alkalischen Bedingungen verändert. Titrieren Sie eine schwache Base mit einem Indikator, der sich bei einem leicht sauren pH-Wert verfärbt. Wenn Sie starke Säuren oder Basen titrieren, sollten Sie einen pH-Indikator verwenden, der einen Farbwechsel in der Nähe des neutralen pH-Wertes zeigt.
Tabelle der gebräuchlichen pH-Indikatoren
Hier finden Sie eine Tabelle der gebräuchlichen pH-Indikatoren, ihres pH-Bereichs, ihrer Lösungen und ihrer Farbwechsel. Einige Indikatoren zeigen mehrere Farbwechsel an, so dass sie in der Liste mehr als einmal vorkommen. In verschiedenen Referenzen werden leicht unterschiedliche pH-Werte und Farben angegeben. Das liegt daran, dass der pH-Bereich nicht genau definiert ist (man kann eine Genauigkeit innerhalb von 1 pH-Wert erwarten) und die Farbe eine Ermessensentscheidung ist.
| Indikator | pH-Bereich | Menge pro 10 ml | Säure | Base |
| Thymol Blau | 1.2-2.8 | 1-2 Tropfen 0.1% soln. in wässriger Lösung | rot | gelb |
| Pentamethoxy rot | 1.2-2.3 | 1 Tropfen 0.1% soln. in 70% alc. | Rotviolett | Farblos |
| Tropeolin OO | 1.3-3.2 | 1 Tropfen 1% wässriges Soln. | rot | gelb |
| 2,4-Dinitrophenol | 2.4-4.0 | 1-2 Tropfen 0,1% soln. in 50% Alk. | farbenlos | gelb |
| Methylgelb | 2.9-4.0 | 1 Tropfen 0,1% soln. in 90% alc. | rot | gelb |
| Methyl orange | 3,1-4,4 | 1 Tropfen 0,1% wässr. soln. | rot | orange |
| Bromphenolblau | 3.0-4.6 | 1 Tropfen 0.1% wässrige Lösung | gelb | blau-violett |
| Tetrabromphenolblau | 3.0-4.6 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | gelb | blau |
| Alizarin-Natriumsulfonat | 3.7-5.2 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | gelb | violett |
| α-Naphthylrot | 3.7-5.0 | 1 Tropfen 0.1% soln. in 70% alc. | rot | gelb |
| p-Ethoxychrysoidin | 3.5-5.5 | 1 Tropfen 0.1% wässr. soln. | rot | gelb |
| Bromkresolgrün | 4,0-5,6 | 1 Tropfen 0,1% wässr. soln. | gelb | blau |
| Methylrot | 4.4-6.2 | 1 Tropfen 0.1% wässrige Lösung | rot | gelb |
| Bromkresolpurpur | 5.2-6.8 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | gelb | violett |
| Chlorphenolrot | 5.4-6.8 | 1 Tropfen 0.1% wässrige Lösung | gelb | rot |
| Bromphenolblau | 6,2-7,6 | 1 Tropfen 0,1% wässrige Lösung. | gelb | blau |
| p-Nitrophenol | 5.0-7.0 | 1-5 Tropfen 0.1% wässr. soln. | farblos | gelb |
| Azolitmin | 5.0-8.0 | 5 Tropfen 0.5% wässriges Soln. | rot | blau |
| Phenolrot | 6.4-8.0 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | gelb | rot |
| Neutralrot | 6.8-8.0 | 1 Tropfen 0.1% soln. in 70% alc. | rot | gelb |
| Rosolsäure | 6.8-8.0 | 1 Tropfen 0.1% soln. in 90% alc. | gelb | rot |
| Kresolrot | 7,2-8,8 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | gelb | rot |
| α-Naphtholphthalein | 7.3-8.7 | 1-5 Tropfen 0.1% soln. in 70% alc. | rose | grün |
| Tropeolin OOO | 7.6-8.9 | 1 Tropfen 0,1% wässriges Soln. | gelb | rose-rot |
| Thymolblau | 8,0-9,6 | 1-5 Tropfen 0.1%ige wässrige Lösung | gelb | blau |
| Phenolphthalein | 8,0-10,0 | 1-5 Tropfen 0,1%ige Lösung in 70%igem Alk. | farblos | rot |
| α-Naphtholbenzein | 9.0-11.0 | 1-5 Tropfen 0.1% soln. in 90% alc. | gelb | blau |
| Thymolphthalein | 9.4-10.6 | 1 Tropfen 0.1% soln. in 90% alc. | farblos | blau |
| Nilblau | 10.1-11.1 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | blau | rot |
| Alizaringelb | 10.0-12.0 | 1 Tropfen 0.1%ige wässrige Lösung | gelb | lila |
| Salicylgelb | 10,0-12,0 | 1-5 Tropfen 0,1%ige Lösung in 90%igem Alk. | gelb | orange-braun |
| Diazoviolett | 10.1-12.0 | 1 Tropfen 0.1% wässr. soln. | gelb | violett |
| Tropeolin O | 11.0-13.0 | 1 Tropfen 0.1% wässriges Soln. | gelb | orange-braun |
| Nitramin | 11.0-13.0 | 1-2 Tropfen 0.1% soln in 70% alc. | farblos | orange-braun |
| Poirrier’s blue | 11.0-13.0 | 1 Tropfen 0.1% wässrige Lösung | blau | violett-rosa |
| Trinitrobenzoesäure | 12.0-13.4 | 1 Tropfen 0,1%ige wässrige Lösung | Farblos | Orange-rot |
Zusätzlich zu den pH-Indikatoren auf dieser Liste gibt es viele natürliche Säure-Basen-Indikatoren, die man aus Obst, Gemüse, Blumen, Säften und Gewürzen herstellen kann. Rot- oder Violettkohlsaft ist der bekannteste von ihnen.
Universalindikator
Universalindikator ist eine Mischung aus mehreren verschiedenen pH-Indikatoren, die gleichmäßige Farbveränderungen über einen Bereich von pH-Werten anzeigt. Es gibt mehrere Universalindikatorformeln, so dass die pH-Bereiche und Farben von der Formel abhängen. Die gebräuchlichsten sind Variationen von Yamadas Formel, die 1933 veröffentlicht wurde. Ein typisches Rezept enthält 1-Propanol, Natriumsalz, Natriumhydroxid, Mononatriumsalz, Phenolphthalein, Methylrot, Bromthymolblau und Thymolblau. Diese Mischung zeigt die Farben rot, orange-gelb, grün, blau und indigo-violett:
| pH-Bereich | Farbe | Anzeige |
| < 3 | Rot | Stark sauer |
| 3 bis 6 | Orange bis Gelb | Schwach sauer |
| 7 | Grün | Neutral |
| 8 bis 11 | Blau | Schwach alkalisch (basisch) |
| > 11 | Indigo bis Violett | Stark alkalisch (basisch) |
Wie pH-Indikatoren funktionieren
Die meisten pH-Indikatoren sind schwache Säuren oder schwache Basen. Sie dissoziieren nach der allgemeinen chemischen Reaktion:
HInd + H2O ⇌ H3O+ + Ind-
Hier ist HInd die saure Form des Indikators und Ind- ist seine konjugierte Base. Das Verhältnis zwischen HInd und Ind- bestimmt die Farbe der Lösung und gibt indirekt den pH-Wert der Lösung gemäß der Henderson-Hasselbalch-Gleichung an:
pH = pKa + log10 /
Denken Sie daran, dass der Farbwechsel eines pH-Indikators nicht sofort erfolgt. Stattdessen gibt es einen pH-Bereich, in dem eine Mischung aus den Farben der Säure und der konjugierten Base erscheint. Ein Indikator gibt einen ziemlich genauen pH-Wert innerhalb eines pH- oder pKa-Wertes von plus oder minus eins an.
Wie man einen pH-Indikator auswählt
Der wichtigste Schritt bei der Auswahl des richtigen pH-Indikators ist die Auswahl eines Indikators, der einen Farbwechsel innerhalb des pH-Bereichs der untersuchten chemischen Reaktion zeigt. Für eine Titration sollten Sie idealerweise einen pH-Indikator wählen, der seine Farbe genau am Äquivalenzpunkt ändert. In der Praxis ist es fast unmöglich, einen Indikator zu finden, der seine Farbe genau bei diesem pH-Wert ändert, so dass man sich für einen Indikator entscheiden muss, der seine Farbe bei einem etwas höheren oder niedrigeren pH-Wert ändert. In diesem Fall titriert man so lange, bis man den Farbumschlag sieht, der dem Äquivalenzpunkt am nächsten liegt.
Angenommen, man titriert eine starke Säure mit einer starken Base. Der Äquivalenzpunkt für diese Reaktion ist ein pH-Wert von 7. Wenn du Phenolphthalein verwendest, erwartest du, dass eine rosa/rote Farbe unter einem pH-Wert von 8,0 verschwindet. Man titriert so lange, bis die Lösung farblos ist, denn das ist so nahe am Äquivalenzpunkt, wie man ihn erreichen kann. Wenn Sie Methylorange verwenden, erwarten Sie, dass die Farbe unterhalb eines pH-Werts von 6 von gelb nach orange und bei einem pH-Wert von 4 von orange nach rot wechselt. Bei der Reaktion von einer starken Säure zu einer starken Base titrieren Sie, bis die gelbe Farbe gerade beginnt, orange zu werden. Wenn Sie warten, bis die Farbe in Rot übergeht, haben Sie den Äquivalenzpunkt weit überschritten.
Wenn Sie zwischen Indikatoren wählen können, die sich beim gewünschten pH-Wert verfärben, wählen Sie denjenigen, der die stärkste Farbveränderung zeigt. Zum Beispiel zeigen Bromphenolblau und p-Nitrophenol beide Farbänderungen bei einem neutralen pH-Wert, aber die Änderung von gelb zu blau (Bromphenol) ist leichter zu erkennen als die von farblos zu gelb (p-Nitrophenol).
Weitere Faktoren sind das Lösungsmittel (Alkohol oder Wasser), der Preis und die Vielseitigkeit. Welchen pH-Indikator man wählt, ist eine Frage des pH-Bereichs, der Farbänderung, des Lösungsmittels, der Verfügbarkeit und der Kosten.
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