|
Säure- Base- Indikatoren - Referat
Säure- Base- Indikatoren
Was sind Indikatoren überhaupt?
- sind stark gefärbte schwache Säuren oder Basen
- geben den pH-Wert (Wasserstoffstärke) einer Säure oder Base ,mit Hilfe eines Vergleich mit einer Farbskala, an
- 3 verschiedene Arten von Indikatoren: 1. Einfarben Indikatoren
2. Zweifarben Indikatoren
3. Universalindikator
Einfarben Indikatoren:
- bekommen entweder nur bei Säuren oder Basen eine Farbe, ansonsten bleibt es farblos (z.B. Phenolphthalein, dessen saure Form farblos und dessen basische Form violett- rosa ist)
Zweifarben Indikatoren:
-sind die meistens Indikatoren, wo jeweils bei Säuren und Basen unterschiedliche Farben auftreten
Universalindikator:
- sind Papierstreifen die bei Berührung mit dem jeweiligen Stoff ihre Farbe ändern
- durch ablesen einer Farbskala lässt sich der pH-Wert bestimmen, ein Wert von 1-6,99 ist eine saure Lösung und färbt sich von rot nach gelb bis ins grüne hinein, ein Wert von 7 besteht, wenn der Indikator grün wird, damit liegt ein neutrale Lösung vor, ein Über 7 bis 14 zeigt eine basische oder auch alkalische Lösung an und verfärbt sich dunkelgrün bis hin zu dunkelblau, je nachdem wie stark die Base ist
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).
Hier ein paar Beispiele für Indikatoren:
Indikator
Umschlagsbereich
Farbumschlag
sauer basisch
Dimethylgelb
2,9- 4,0
rot
gelb
Methylorange
3,1- 4,8
rot
gelb
Methylrot
4,2- 6,3
rot
gelb
Bromthymolblau
4,5- 7
gelb
blau
Phenolphthalein
8,2- 10,0
farblos
rotviolett
Es gibt auch Indikatoren, die im Alltag vorhanden sind, da wäre zum Beispiel Rotkohlsaft, dessen Farbstoff Cyanidin bei sauren Lösungen eine rötliche Färbung aufweist und bei basischen Lösungen eine bläuliche Färbung aufweist.
Das Problem bei diesen Indikator besteht darin, dass er noch im alkalischen Bereich eine grüne Färbung aufweist und dass er bei einen pH-Wert von 10 gelblich aussieht.
Ein weiteres Beispiel ist Schwarztee, weil wenn Schwarztee Zitronensäure hinzubegeben wird schlägt die Farbe von dunkelbraun auf hellrötlichbraun um.
Wie wirken Indikatoren überhaupt?
Dies werde ich versuchen in verschieden Teilschritte zu erklären, indem ich zu erst die Frage der Farbänderung löse und danach gehe ich auf den Zeitpunkt der Änderung ein und ob diese Indikatoren vielleicht eine Titration beeinflussen.
1. Warum wechselt der Indikator seine Farbe?
Die Moleküle der Säure- und Basenindikatoren sind selber schwache Base bzw. schwache Säuren, daraus folgt das diese in der Lage sind Protonen abzugeben.
Die Bezeichnung des Moleküls der Indikatoren ist vereinfacht HInd.
Nachdem es ein Proton abgegeben hat bleibt Ind- zurück, das gleichzeitig die korrespondierende Indikatorbase ist.
Daraus folgt folgendes Protolyse-Gleichgleichgewicht bei Abgabe und Aufnahme bei einen Proton in wässriger Indikatorlösung:
HInd(aq) + H2O(l)
Die Reaktion findet verstärkt auf der linken Seite der Gleichung statt, wenn eine hohe Konzentration von H3O+-Ionen und damit eine saure Lösung vorliegt.
Dabei ist die Konzentration von HInd (Indikatorsäure) größer als die Konzentration von Ind- (Indikatorbase).
Andersrum ist es bei einer niedrigen Konzentration von H3O+-Ionen, hier liegt das Gleichgewicht eher zur rechten Seite geneigt und es liegt eine basische Lösung vor.
Dabei ist das Verhältnis von Indikatorsäure und Indikatorbase dem entsprechend.
Dies wird um so deutlicher, wenn das Massenwirkungsgesetz auf die obere Gleichung anwendet. Dann gilt mit konstantem Ks:

Wenn die Konzentration jetzt verändert wird, also stark erhöht oder stark erniedrigt ( halt je nach Lösung entweder sauer oder basisch) wird, muss sich das Gleichgewicht neu einstellen, da Ks konstant ist.
Dabei muss sich Ind- Konzentration stark verändern, woraus folgt das sich die HInd Konzentration dem entsprechend in die entgegengesetzte Richtung verändern muss.
Daraus folgt im Allgemeinen ein schneller Indikatorumschlag.
Das Wechsel der Farbe ist also damit zu erklären, dass die Konzentration jeweils von HInd und Ind- eine eigene Farbe besitzt.( steigt der pH-Wert steigt auch Ind-Konzentration).
Die unterschiedliche Farbigkeit von protonierten und nichtprotonierten Farbstoff-Molekülen bezeichnet man als Halochromie.
Der Umschlagpunkt der Farben und damit auch der Indikatoren kann dadurch charakterisiert werden, dass die Konzentration von der Indikatorbase und der Indikatorsäure gleich ist (also c(HInd) = c(Ind -) ).
Beim Einsetzten in das vorhin genannte Massenwirkungsgesetz ergibt dann die Formel:
Ks = c(H3O + ) und pKs = pH
Der pH-Wert der Lösung am Umschlagspunkt entspricht also theoretisch der pKs-Konstante des Indikators, aber in der Praxis liegt der Umschlagspunkt etwas anders, weil das menschliche Auge aus einen Farbgemisch die reine Farbe erst erfasst, wenn dieser mindestens in zehnfachen Überschuss vorhanden ist, erst dann ist es dem menschlichen Auge möglich diesen Wechsel wahrzunehmen, und dies passiert bekanntlich erst nach dem theoretischen Umschlagspunkt.
Daraus folgt eine Einheit in der logarithmischen Darstellung des pH-Werts, der für die Wahrnehmung der Indikatorbase ein pH-Wert von pKs - 1 und für die Indikatorsäure ein pH-Wert von pKs + 1, insgesamt gesehen ergibt sich daraus die Formel:

Wann wechselt der Indikator seine Farbe?
Das Indikatormolekül ist, wie oben genannt, selber eine schwache Säure oder Base, welche in saueren Lösungen eine andere Farbe besitzt als in basische Lösungen.
Wird ein Indikator in eine saure Lösung geschüttet und darauf hin auf diese entstandene Lösung eine Lauge, also eine basische Lösung, gegeben, dann verschiebt sich das Protolyse-Gleichgewicht des Indikators soweit bis sich dessen Farbe ändert.
Diese Farbumschlag findet nicht bei allen Indikatoren bei ein pH-Wert von 7 statt, es hängt von den jeweiligen Indikatoren ab und wie hoch deren Indikatorbase und -säure ist.
In den Bereichen wo der Farbumschlag ist, ist auch gleichzeitig die Konzentration von Indikatorbase und -säure gleich.
Dieser Beriech ist zu finden
- bei kleinen pH-Werten, wenn HInd sein Proton leicht abgibt (HInd also eine relativ starke Säure ist),
- bei größeren pH-Werten, wenn HInd sein Proton nicht so leicht abgibt (HInd also eine relativ schwache Säure ist).
Stört der Indikator nicht die Titration?
Bei einer Titration einer Säure wird die Zahl der freien und leicht ablösbaren Protonen in der Lösung bestimmt.
Daraus folgt, dass wenn die Indikatorsäure HInd hinzubegeben wird, dann müsste sich die Zahl der freien Protonen erhöhen, dies passiert aber nicht weil die Konzentration der Indikatorlösungen im Vergleich zu der Konzentration der titrierenden Säure relativ niedrig ist, denn sie liegt ungefähr bei einer Konzentration von 10-4 mol/l.
Allerdings sind die Indikatoren stark färbend, physikalisch gesagt: sie haben einen hohen Extinktionskoeffizient, weshalb sie so niedrig wie möglich dosiert werden sollten.
Dieses Referat wurde eingesandt vom User: mastersimson
Kommentare zum Referat Säure- Base- Indikatoren:
|
