pH-Indikatoren sind organische Farbstoffe, die verwendet werden, um Äquivalenzpunkte von Säure-Base-Titrationen visuell zu bestimmen. Der Äquivalenzpunkt einer Säure-Base-Titration zeichnet sich durch eine sprunghafte Änderung des pH-Werts aus, die dem Titrationsende entspricht.
Es handelt sich bei pH-Indikatoren um Farbindikatoren, die alternativ auch als Säure-Base-Indikatoren oder Neutralisationsindikatoren bezeichnet werden. Sie werden im Laufe einer Säure-Base-Titration protoniert oder deprotoniert, wobei sie ihre Farbe ändern. Um das Ende der Titration korrekt anzuzeigen, sollte die Farbänderung möglichst nahe am pH-Wert des Äquivalenzpunkts erfolgen.
Ein Beispiel für einen häufig verwendeten pH-Indikator ist Phenolphthalein.
Inhaltsverzeichnis
Umschlag von pH-Indikatoren
pH-Indikatoren sind entweder schwache Säuren oder schwache Basen. Wenn es sich bei einem Indikator um eine Indikatorsäure handelt, dann besteht in Lösung das folgende Gleichgewicht:
HInd + H2O ↔ Ind– + H3O+
Die Indikatorsäure HInd und ihre korrespondierende Base Ind– weisen dabei unterschiedliche Farben auf, so dass die Farbe der Lösung von der Lage des Gleichgewichts abhängt.
Wenn die Indikatorlösung zu einer stark sauren Lösung getropft wird, verschiebt sich das Gleichgewicht weit auf die linke Seite und die Lösung nimmt die Grenzfarbe im sauren Bereich an. Durch die Titration mit einer Base sinkt nun die Konzentration an H3O+-Ionen und das Gleichgewicht wird zunehmend auf die rechte Seite verschoben. Am Ende der Titration liegt dann nur noch Ind– vor und die Lösung nimmt die Grenzfarbe im basischen Bereich an.
Der Punkt, an dem die Konzentrationen von HInd und Ind– gleich groß sind, ist der sogenannte Umschlagspunkt (pH1/2) des Indikators. Für den Umschlagspunkt, an dem die Lösung eine Mischfarbe annimmt, gilt:
pH1/2 = pKS(HInd)
Vom Umschlagspunkt zu unterscheiden ist der Umschlagsbereich. Dabei handelt es sich um den pH-Bereich, in dem der erkennbare Farbumschlag zwischen den Grenzformen stattfindet. Üblicherweise umfasst dieser Bereich ungefähr ΔpH = 2. Er hängt aber immer vom individuellen Indikator ab, da das menschliche Auge für die jeweiligen Grenzfarben unterschiedlich empfindlich ist und sich auch die Farbstärken der Indikatoren unterscheiden.
Darüber hinaus lassen sich prinzipiell einfarbige und zweifarbige pH-Indikatoren unterscheiden. Während bei einfarbigen pH-Indikatoren nur eine Grenzform farbig ist, sind bei zweifarbigen pH-Indikatoren beide Grenzformen farbig.
In der nachfolgenden Tabelle sind verschiedene pH-Indikatoren aufgelistet, die den gesamten pH-Bereich abdecken:
| Indikator | Grenzfarben (sauer – alkalisch) | Umschlagsbereich (pH) |
| Thymolblau | rot – gelb | 1,2 – 2,8 |
| Methylorange | rot – gelborange | 3,1 – 4,4 |
| Bromkresolgrün | gelb – blau | 3,8 – 5,4 |
| Methylrot | rot – gelb | 4,4 – 6,2 |
| Lackmus | rot – blau | 5,0 – 8,0 |
| Bromkresolpurpur | gelb – purpur | 5,2 – 6,8 |
| Bromthymolblau | gelb – blau | 6,0 – 7,6 |
| Neutralrot | rot – gelb | 6,8 – 8,0 |
| Phenolphthalein | farblos – rot | 8,2 – 9,8 |
| Thymolphthalein | farblos – blau | 9,3 – 10,5 |
| Epsilonblau | orange – violett | 11,6 – 13,0 |
pH-Indikatoren wechseln Ihre Farbe aufgrund unterschiedlicher Lichtabsorptionseigenschaften der Molekülformen, die am chemischen Gleichgewicht beteiligt sind. Wenn Lichtquanten absorbiert werden, findet eine Elektronenanregung statt und ein Elektron geht vom höchsten besetzten Molekülorbital zum niedrigsten unbesetzten Molekülorbital über. Eine Protolyse bzw. Deprotolyse eines Indikatormoleküls führt zu einer Veränderung des π-Elektronensystems und verursacht damit den Farbwechsel.
Oftmals kommen auch Indikatorgemische zum Einsatz, durch die ein stärkerer Kontrast bei den Grenzfarben erreicht werden kann. Zu unterscheiden sind dabei Mischindikatoren und Kontrastindikatoren.
Mischindikatoren basieren auf zwei Indikatorfarbstoffen, die einen sehr ähnlichen Umschlagsbereich aufweisen, aber unterschiedliche Farben. Beispiele sind der Phenolphthalein-α-Naphtholphthalein-Mischindikator und der Bromkresolgrün-Methylrot-Mischindikator.
Kontrastindikatoren bestehen dagegen aus einem Indikatorfarbstoff und einem Farbstoff, der pH-indifferent ist. Dazu zählen beispielsweise der Methylorange-Indigocarmin-Kontrastindikator und der Neutralrot-Methylenblau-Kontrastindikator.
Grundsätzlich sollten der Probelösung nur wenige Tropfen Indikatorlösung zugesetzt werden, da der Indikator selbst Maßlösung verbraucht und das Ergebnis der Titration verfälscht.
Auswahl eines pH-Indikators
Bei der Auswahl eines pH-Indikators für eine Säure-Base-Titration ist es entscheidend, dass der Umschlagspunkt des pH-Indikators so nah wie möglich am Äquivalenzpunkt der durchzuführenden Titration liegt. Es gelten die folgenden vier Grundregeln:
- Für die Titration starker Säuren und Basen können alle pH-Indikatoren verwendet werden, deren Umschlagsbereich zwischen Methylorange und Phenolphthalein liegt.
- Für die Titration schwacher Säuren mit starken Laugen können nur solche pH-Indikatoren verwendet werden, deren Umschlagsbereich im schwach alkalischen Gebiet liegt.
- Für die Titration schwacher Basen mit starken Säuren können nur solche pH-Indikatoren verwendet werden, deren Umschlagsbereich im schwach sauren Gebiet liegt.
- Titrationen schwacher Basen mit schwachen Säuren sollten prinzipiell vermieden werden, da sie nur ungenaue Ergebnisse liefern. Falls sie dennoch durchgeführt werden müssen, muss der pH-Indikator individuell ermittelt werden.
Titrierfehler bei der Verwendung von pH-Indikatoren
Wenn der Umschlagspunkt eines pH-Indikators und der Äquivalenzpunkt der durchgeführten Säure-Base-Titration nicht genau übereinstimmen, spricht man vom Titrierfehler.
Der Titrierfehler kann durch die Auswahl eines nicht geeigneten pH-Indikators entstehen, aber auch andere Gründe haben. So ist der Umschlag eines pH-Indikators von Faktoren wie der Temperatur oder dem Verdünnungsgrad der titrierten Lösung abhängig.
Alternativen zu pH-Indikatoren
Anstatt einen pH-Indikator zu verwenden, kann die Indikation des Äquivalenzpunkts einer Säure-Base-Titration alternativ auch physikalisch erfolgen. Beispielsweise können eine Leitfähigkeitstitration oder eine potentiometrische Titration durchgeführt werden.