Indikatoren in der Chemie
Unter Indikatoren in der Chemie - vom lateinischen Wort „indicare „ anzeigen“ – versteht man einen Stoff, der es ermöglicht, eine chemische Reaktion und die Zustände der beteiligten Stoffe zu überwachen. Dabei dient häufig ein sich einstellender Farbwechsel der Indikator-Lösung dazu, das Erreichen oder Verlassen eines bestimmten Zustandes des Stoffes bzw. Stoffgemisches anzuzeigen. Daher wird auch häufig von Farbindikatoren gesprochen. In der Chemie werden Indikatoren anhand der Reaktion, die sie verfolgen sollen, unterschieden. Grundsätzlich lassen sich die Indikatoren in Säure-Base-Indikatoren, Redox-Indikatoren sowie komplexometrische Indikatoren unterteilen.
Ein Farbindikator kommt am häufigsten bei der Säure-Base-Titration zum Einsatz. Sie zeigen den pH-Wert einer wässrigen Lösung durch eine für den jeweiligen Indikator spezifischen Farbe an. So ist es möglich, die Flüssigkeit in sauer, neutral oder alkalisch zu unterteilen.
Wirkungsweise von Säure-Base-Indikatoren
Die Säure-Base-Indikatoren selbst sind auch schwache Säuren oder Basen. Wie wir von der Definition von Säuren und Basen wissen, können sie daher auch Protonen abgeben (als Säure) bzw. Protonen
aufnehmen (als Base).
Wird die für eine allgemeine Indikatorlösung die zugehörige Protolyse-Gleichgewichtsreaktion aufgestellt, dann wird dies deutlicher:
HInd(aq) + H2O(l) ↔ Ind-(aq)+ H3O+(aq)
Das Molekül der Indikatorsäure (HInd) gibt sein Proton ab und es bleibt die korrespondierende Indikatorbase Ind- zurück.
Abhängig von der wässrigen Lösung, die getestet wird, kann sich nun das Protolyse-Gleichgewicht verschieben. Handelt es sich bei der Lösung um eine saure Lösung, die eine hohe Konzentration an
Oxonium-Ionen (H3O+) aufweist, dann findet die Protolyse-Reaktion vermehrt in die linke Richtung statt. Das Gleichgewicht wird entsprechend in die Richtung von HInd
verschoben – die Konzentration der Indikatormoleküle nimmt zu.
Ist die Konzentration der Oxonium-Ionen dagegen gering, wie es bei einer alkalischen Lösung der Fall ist, dann verschiebt sich das Gleichgewicht auf die rechte Seite. Damit steigt die
Konzentration der korrespondierenden Indikatorbase Ind- im Vergleich zu HInd.
Verdeutlicht wird dies nochmal, wenn wir das Massenwirkungsgesetz für das oben aufgestellte Protolyse-Gleichgewicht aufstellen (die konstante Konzentration des Wassers ist in
Ks mit einbezogen):
Mit konstantem Ks gilt hierbei, dass sich bei ändernden c(H3O+), also ob die untersuchte Lösung sauer oder alkalisch ist, sich das Gleichgewicht über die
Änderung der Konzentrationen von HInd und Ind- wieder neu einstellt.
Das heißt im Umkehrschluss, dass eine starke Erhöhung von c(HInd) eine starke Abnahme von c(Ind-) bedeutet. Daher findet die Farbänderung am Umschlagpunkt oft sehr schnell statt.
Wie kommt der Farbumschlag zustande
Die Wirkung von Farbindikatoren beruht also darauf, dass die Verbindung der Indikatormoleküle (HInd) eine andere Farbe besitzt als die korrespondierenden Indikatorbasen (Ind-). Der Umschlagpunkt
eines Indikators ist durch das Konzentrationsgleichgewicht von HInd und Ind- gekennzeichnet.
Es gilt also: c(HInd) = c(Ind-)
Setzt man diesen Sachverhalt nun in das Massenwirkungsgesetz ein, dann gilt:
Ks = c(H3O+)
bzw.
Ks = pH
In der Theorie entspricht also der pH-Wert der Lösung am Umschlagpunkt der pKs-Konstante vom Indikator. Allerdings ändert sich seine Farbe nicht immer bei einem pH-Wert von
sieben.
Der pH-Bereich, in dem der Farbumschlag stattfindet, hängt wiederum von der Stärke des Indikatormoleküls HInd ab.
So verschiebt sich der Umschlagpunkt in den sauren Bereich – also zu kleinen pH-Werten – wenn HInd selbst eine relativ starke Säure ist und sein Proton leicht abgibt. Ist HInd dagegen eine
schwache Säure, so liegt der Umschlagpunkt eher bei höheren pH-Werten.
Zudem liegt der praktische Umschlagpunkt sowieso immer etwas anders, da das menschliche Auge hier eine gewisse Unschärfe erzeugt.
Beispiele von Säure-Base-Indikatoren
Neben Indikatoren des Alltags wie beispielsweise Rotkohlsaft sind die gängigsten im Chemie-Labor verwandten Indikatoren beispielsweise Lackmus, Bromthylmolblau oder Phenolphthalein.
Je nach Art der Lösung, ob basisch oder sauer, reagieren auch die Farbindikatoren spezifisch. So zeigt zum Beispiel Phenolphthalein nur einen Farbwechsel in alkalischer Lösung. Lackmus dagegen
zeigt sich in saurer Lösung als rot und schlägt im alkalischen Bereich in Blau um.
Es gibt auch spezielle Universalindikatoren als Papierstreifen. Diese werden aus einer Kombination verschiedener Indikatoren hergestellt und ermöglichen durch die vielen Umschlagsbereiche eine genauere Messung des pH-Wertes einer Lösung.
Zur Messung wird der Papierstreifen mit der zu untersuchenden Lösung benetzt. Die sich einstellende Färbung des Papierstreifens kann dann mit einer zugehörigen Farbskala verglichen werden und somit auf den pH-Wert der Lösung geschlossen werden.