pH Indicator Chart – Colors and Ranges

Een pH-indicator of zuur-base-indicator is een chemische stof die in een kleine hoeveelheid aan een oplossing wordt toegevoegd en die afhankelijk van de pH een kleurverandering veroorzaakt. Dit is een lijst van gemeenschappelijke indicatoren, een verklaring van hoe ze werken, en tips voor het kiezen van de juiste voor uw behoeften.

Hoe een pH-indicator te gebruiken

Een indicator verschuift niet van kleur bij een exacte pH of waterstofionenconcentratie. In plaats daarvan vindt de kleurverandering plaats over een bereik van waterstofionenconcentratie. Titreer een zwak zuur met een indicator die verandert onder licht basische omstandigheden. Titreer een zwakke base met een indicator die van kleur verandert bij een licht zure pH. Bij het titreren van sterke zuren of basen, streven naar een pH-indicator die een kleurverandering in de buurt van een neutrale pH weergeeft.

Kaart van gemeenschappelijke pH-indicatoren

Hier is een grafiek van gemeenschappelijke pH-indicatoren, hun pH-bereik, hun oplossingen, en hun kleurveranderingen. Sommige indicatoren vertonen meerdere kleurveranderingen, zodat ze meer dan eens op de lijst voorkomen. Verschillende referenties vermelden enigszins verschillende pH-waarden en kleuren. Dit komt omdat het pH bereik niet goed gedefinieerd is (verwacht nauwkeurigheid binnen 1 pH waarde) en kleur een beoordelingscriterium is.

Naast de pH-indicatoren op deze lijst zijn er veel natuurlijke zuur-base-indicatoren die u kunt maken met behulp van fruit, groenten, bloemen, sappen en specerijen. Rood of paars koolsap is hiervan de bekendste.

Universele indicator

Universele indicator is een mengsel van verschillende pH-indicatoren dat vloeiende kleurveranderingen vertoont over een bereik van pH-waarden. Er zijn verschillende universele indicator formules, dus de pH bereiken en kleuren zijn afhankelijk van de formule. De meest gebruikte zijn variaties van Yamada’s formule, gepubliceerd in 1933. Een typisch recept bevat 1-propanol, natriumzout, natriumhydroxide, mononatriumzout, fenolftaleïne, methylrood, broomthymolblauw, en thymolblauw. Dit mengsel vertoont de kleuren rood, oranjegeel, groen, blauw en indigo-violet:

Hoe pH-indicatoren werken

De meeste pH-indicatoren zijn zwakke zuren of zwakke basen. Ze ontleden volgens de algemene chemische reactie:
HInd + H2O ⇌ H3O+ + Ind-

Hierbij is HInd de zure vorm van de indicator en Ind- de geconjugeerde base ervan. De verhouding tussen HInd en Ind- bepaalt de kleur van de oplossing en geeft indirect de pH van de oplossing aan volgens de Henderson-Hasselbalch vergelijking:
pH = pKa + log10 /

Bedenk wel dat de kleurverandering van een pH-indicator niet onmiddellijk optreedt. In plaats daarvan is er een pH-bereik waar een mengsel van de zure en geconjugeerde base kleuren verschijnen. Een indicator geeft een redelijk nauwkeurige pH-waarde binnen een pH- of pKa-waarde van plus of min één.

Hoe een pH-indicator te kiezen

De belangrijkste stap bij het kiezen van de juiste pH-indicator is het kiezen van een die een kleurverandering heeft binnen het pH-bereik van de chemische reactie die wordt bestudeerd. Voor een titratie, wilt u idealiter een pH-indicator kiezen die precies op het equivalentiepunt van kleur verandert. In de praktijk is het bijna onmogelijk een indicator te vinden die precies bij die pH-waarde van kleur verandert, dus moet je er een nemen die bij een iets hogere of lagere pH van kleur verandert. In dit geval titreer je tot je de kleurverandering ziet die het dichtst bij het equivalentiepunt ligt.

Zeg bijvoorbeeld dat je een sterk zuur titreert aan een sterke base. Het equivalentiepunt voor deze reactie is een pH-waarde van 7. Als je fenolftaleïne gebruikt, verwacht je dat een roze/rode kleur verdwijnt onder een pH-waarde van 8,0. Je titreert tot de oplossing kleurloos wordt, omdat dat het dichtst bij het equivalentiepunt ligt dat je kunt krijgen. Als je methyloranje gebruikt, verwacht je dat de kleur verandert van geel naar oranje ergens onder een pH van 6 en van oranje naar rood rond een pH van 4. Voor de reactie van sterk zuur op sterke base titreer je tot het geel net oranje begint te worden. Als u wacht tot de kleur in rood verandert, bent u ver voorbij het equivalentiepunt.

Als u kunt kiezen tussen indicatoren die bij de gewenste pH van kleur veranderen, kies dan degene die de scherpste kleurverandering laat zien. Bijvoorbeeld, broomfenolblauw en p-nitrofenol geven beide kleurveranderingen rond een neutrale pH, maar de verandering van geel naar blauw (broomfenol) is gemakkelijker te zien dan die van kleurloos naar geel (p-nitrofenol).

Andere factoren dan van belang zijn oplosmiddel (alcohol of water), prijs, en veelzijdigheid. Welke pH-indicator u kiest is een kwestie van zijn pH-bereik, kleurverandering, oplosmiddel, beschikbaarheid, en kosten.

• Foster, L. S.; Gruntfest, I. J. (1937). “Demonstratie-experimenten met behulp van universele indicatoren”. Tijdschrift voor Chemisch Onderwijs. 14 (6): 274. doi:10.1021/ed014p274
• Lange, Norbert A. (1952). Lange’s Handbook of Chemistry (8e ed.). Handbook Publishers Inc. ASIN : B000RFWKO
• Kolthoff, I. M.; Stenger, V. A. (1942). Volumetrische Analyse. Interscience Publishers, Inc., New York. ISBN: 978-0470500507
• Schwarzenbach, Gerold (1957). Complexometrische Titraties. Vertaald door Irving, Harry. Londen: Methuen & Co.
• Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (6th ed.). New York: Houghton Mifflin Company. ISBN: 978-0618946907.