Indikator (Chemie)

Indikatoren (lateinisch indicare = anzeigen) sind allgemein Hilfsmittel, die gewisse Informationen anzeigen sollen. Sie gestatten die Verfolgung von Abläufen, indem sie das Erreichen oder Verlassen bestimmter Zustände anzeigen.

In der Chemie versteht man unter einem Indikator einen Stoff oder auch ein Gerät, das zur Überwachung einer chemischen Reaktion beziehungsweise eines Zustandes dient. Häufig wird die Änderung durch eine Farbveränderung angezeigt. Am häufigsten werden Indikatoren bei Titrationen verwendet.

Je nachdem, welche Art von chemischen Reaktionen man mit einem Indikator verfolgt, unterscheidet man zwischen den folgenden Typen von Indikatoren:

Säure-Base-Indikatoren (bei Säure-Base-Titrationen)
Redox-Indikatoren (bei Redox-Titrationen)
komplexometrische Indikatoren (bei der Komplexometrie)

Säure-Base-Indikatoren

PH_indicator_paper.jpg | Indikatorpapier.jpg Ein dafür oft verwendetes Beispiel sind die Indikatoren, die den pH-Wert (lateinisch potentia Hydrogenii = Wasserstoffstärke) bestimmter Stoffe anhand eines Vergleiches mit einer Farbskala anzeigen. Oft verwendet man hier Lackmus, Bromthymolblau oder Phenolphthalein. Letzteres zeigt nur bei Zugabe einer alkalischen Lösung einen Farbwechsel. Es gibt für eine genauere Messung des pH-Wertes auch Universalindikatoren. Diese werden, meist in Form eines Papierstreifens, mit der zu prüfenden Lösung benetzt, anschließend vergleicht man die Färbung des Papierstreifens mit der Farbskala. Man spricht nun entweder von einer sauren, alkalischen oder neutralen Lösung.

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).

Säuren und Laugen - Farbspektrum verschiedener Indikatoren.png

Alltägliche Säure-Base-Indikatoren

Auch Rotkohlsaft kann als pH-Indikator verwendet werden. Der im Rotkohlsaft enthaltene Farbstoff Cyanidin kann dabei Farben von Rot = sauer bis Blau = alkalisch annehmen (in noch alkalischerem Milieu wird er Grün und bei pH>10 sogar Gelb). Um etwa Rotkohl aus Blaukraut zu erhalten wird deshalb häufig eine Apfelscheibe (mit Apfelsäure) oder etwas Essig zugegeben, wodurch sich das Blaukraut rot färbt. Umgekehrt ist es auch möglich, dass die violette Färbung durch die Zubereitung mit Natron (alkalische Reaktion) weiter bis ins Blaue geht. Die Benennung Rotkohl und Blaukraut ist übrigens regional verschieden, so werden beispielsweise im Süden Deutschlands auch schon die rohen Rotkohl-Köpfe als Blaukraut-Köpfe bezeichnet

Teetrinker kennen Tee als Indikator: Wird dem Schwarztee Zitronensaft zugegeben, dann wechselt die Farbe von dunkelbraun auf hellrötlichbraun. Auch dieser Farbumschlag ist auf Farbstoffe im Tee zurückzuführen, die als Indikator wirken.

Wie ein Säure-Base-Indikator funktioniert

Warum wechselt der Indikator seine Farbe?

Die Moleküle der Säure-Base-Indikatoren sind selber schwache Säuren (oder Basen), das heißt sie können Protonen abgeben. Das Molekül der Indikatorsäure wird vereinfacht als HInd bezeichnet. Nach Abgabe eines Protons bleibt Ind^-, die so genannte korrespondierende Indikatorbase, zurück.

Das Protolyse-Gleichgewicht für die Abgabe beziehungsweise Aufnahme eines Protons bei einer wässrigen Indikator-Lösung ist das folgende:

$HInd_{(aq)} + H_2O_{(l)}$ Gleichgewicht.png $Ind^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$

Das Indikator-Molekül kann also ein Proton abgeben aber auch wieder aufnehmen. Bei einer hohen Konzentration an H₃O⁺-Ionen (also in einer sauren Lösung), findet verstärkt die Reaktion nach links statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die linke Seite), wodurch die Konzentration von HInd (Indikatorsäure) größer ist als die Konzentration Ind^- (Indikatorbase). Bei einer sehr geringen Konzentration an H₃O⁺-Ionen (also in einer alkalischen Lösung) findet verstärkt die Reaktion nach rechts statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die rechte Seite), wodurch die Konzentration von Ind^- größer ist als die Konzentration HInd.

Dieser Sachverhalt wird besonders deutlich, wenn man das Massenwirkungsgesetz auf die oben genannte allgemeine Gleichung anwendet. Dann gilt mit konstantem $K_s$ :

$K_s = { c(Ind^-) \cdot c(H_3O^+) \over c(HInd) }.$

Wie üblich wird die quasi konstante Konzentration des Wassers in die Konstante mit einbezogen. Zu beachten ist, dass die Konzentration des H₃O⁺ in einer anderen Größenordnung liegt als die des Indikators. Wenn nun diese Konzentration stark erhöht oder erniedrigt wird - je nachdem, ob die Lösung sauer oder basisch wird - muss sich das Gleichgewicht neu einstellen, denn $K_s$ ist konstant. Deshalb muss sich die Konzentration von Ind^- stark verändern, wodurch gleichzeitig, da HInd aus Ind^- entsteht, die Konzentration von HInd sich entsprechend stark in die andere Richtung bewegen muss. Deshalb erfolgt der Indikatorumschlag im Allgemeinen sehr schnell.

Die eigentliche Wirkung des Indikators beruht darauf, dass die Verbindung HInd eine andere Farbe besitzt als Ind^-. In saurer Lösung überwiegt die Konzentration von HInd, so dass die Lösung die entsprechende Farbe annimmt. Erhöht man den pH-Wert, so steigt die Konzentration von Ind^-, während die Konzentration von HInd abnimmt, bis erstere schließlich überwiegt und die Lösung die Farbe von Ind^- annimmt.

Die unterschiedliche Farbigkeit von protonierten und nichtprotonierten Farbstoff-Molekülen bezeichnet man als Halochromie.

Der Umschlagspunkt des Indikators ist dadurch charakterisiert, dass $c(HInd) = c(Ind^-)$ . An diesem Punkt gilt also auch, da die beiden Terme sich in der oben genannte Gleichung des Massenwirkungsgesetzes dann wegkürzen, $K_s = c(H_3O^+)$ und $pK_s = pH$ . Der pH-Wert der Lösung am Umschlagspunkt entspricht also theoretisch der $pK_s$ -Konstante des Indikators. Der praktische Umschlagspunkt liegt immer etwas anders, weil das menschliche Auge aus einem Farbgemisch die reine Farbe erst erkennt, wenn sie in mindestens zehnfachem Überschuss vorhanden ist. Dem entspricht in der logarithmischen Darstellung des pH-Werts eine Einheit. Für die Wahrnehmung der Indikatorsäure HInd gilt also ein pH-Wert von $pK_s+1$ , für die Farbwahrnehmung der Indikatorbase $pK_s-1$ , insgesamt gilt also für den Umschlagspunkt $pH = pK_s \pm 1$

Wann wechselt der Indikator seine Farbe?

Ein Säure-Base-Indikator ist selbst eine (schwache) Säure, die in saurer Lösung eine andere Farbe besitzt als in alkalischer Lösung.

Gibt man also einen Indikator in eine saure Lösung, und gießt man zu dieser Lösung langsam eine Lauge, so verschiebt sich das Protolyse-Gleichgewicht des Indikators immer mehr bis schließlich die Lösung die Farbe ändert. Allerdings findet diese Änderung nicht immer bei pH = 7 statt. Schließlich gibt es ja auch verschiedene Indikatoren. Je nachdem wie stark HInd ist, ändert der Indikator seine Farbe bei einem bestimmten pH-Bereich. In diesem Bereich sind die Konzentrationen von HInd und Ind- in der Lösung etwa gleich groß. Dieser Bereich liegt

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?

Wenn eine Säure titriert werden soll, bestimmt man bekanntlich die Zahl der freien und leicht ablösbaren Protonen in der Lösung. Wenn man die Indikatorsäure HInd zugibt, sollte somit die Zahl der Protonen erhöht werden. Die Konzentration der Indikatorlösungen ist verglichen mit der zu titrierenden Säure jedoch sehr gering und liegt meist etwa 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.

Redox-Indikatoren

Der einfachste Einsatz von Redox-Indikatoren ist die Bestimmung des Endpunktes bei Redox-Titrationen (Oxidimetrie).

Gängige Redox-Indikatoren sind:

Komplexometrische Indikatoren

Mögliche Anwendung ist die maßanalytische Bestimmung der Konzentration von Metallionen, zum Beispiel die komplexometrische Titration. Eine typische Anwendung ist die Wasserhärtebestimmung.

Bekannte Komplexometrische Indikatoren:

Weblinks

Prof. Blumes Medienangebot für Schulchemie

Chemikaliengruppe | Werkzeug der Chemie

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