Definition und Beispiele des Säure-Base-Indikators

In der Chemie und beim Kochen lösen sich viele Substanzen in Wasser, um es entweder sauer oder basisch / alkalisch zu machen. Eine basische Lösung hat einen pH-Wert von mehr als 7, während eine saure Lösung einen pH-Wert von weniger als 7 hat. Wässrige Lösungen mit einem pH-Wert von 7 gelten als neutral.Säure-Base Indikatoren sind Substanzen, mit denen grob bestimmt wird, wo eine Lösung auf die pH-Skala fällt.

Ein Säure-Base-Indikator ist entweder a schwache Säure oder schwache Basis das zeigt eine Farbänderung als die Konzentration von Wasserstoff (H.⁺) oder Hydroxid (OH^-) Ionen Änderungen in einem wässrige Lösung. Säure-Base-Indikatoren werden am häufigsten bei einer Titration verwendet, um den Endpunkt einer Säure-Base-Reaktion zu identifizieren. Sie werden auch zur Messung von pH-Werten und für interessante wissenschaftliche Demonstrationen zur Farbänderung verwendet.

Auch bekannt als: pH-Indikator

Der vielleicht bekannteste pH-Indikator ist Lackmus. Thymolblau, Phenolrot und Methylorange sind übliche Säure-Base-Indikatoren.

Wenn der Indikator eine schwache Säure ist, haben die Säure und ihre konjugierte Base unterschiedliche Farben. Wenn der Indikator eine schwache Base ist, zeigen die Base und ihre konjugierte Säure unterschiedliche Farben.

Für einen schwachen Säureindikator mit der Gattungsformel HIn wird in der Lösung ein Gleichgewicht gemäß der chemischen Gleichung erreicht:

HIn (aq) + H.₂O (l) ↔ In^-(aq) + H.₃Ö⁺(aq)

HIn (aq) ist die Säure, die eine andere Farbe als die Base In hat^-(aq). Wenn der pH niedrig ist, ist die Konzentration des Hydroniumions H.₃Ö⁺ ist hoch und das Gleichgewicht ist nach links gerichtet, wodurch die Farbe A erzeugt wird. Bei hohem pH wird die Konzentration von H.₃Ö⁺ ist niedrig, so dass das Gleichgewicht zur rechten Seite der Gleichung tendiert und Farbe B angezeigt wird.

Ein Beispiel für einen Indikator für schwache Säuren ist Phenolphthalein, das als schwache Säure farblos ist, sich jedoch in Wasser unter Bildung eines magentafarbenen oder rotvioletten Anions dissoziiert. In einer sauren Lösung befindet sich das Gleichgewicht links, sodass die Lösung farblos ist (zu wenig Magenta-Anion) sichtbar sein), aber mit steigendem pH-Wert verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts und die magentafarbene Farbe ist sichtbar.

Die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion kann unter Verwendung der folgenden Gleichung bestimmt werden:

K._Im = [H.₃Ö⁺][Im^-] / [HIn]

wo K._Im ist die Indikator-Dissoziationskonstante. Die Farbänderung tritt an dem Punkt auf, an dem die Konzentration der Säure und der Anionenbase gleich ist:

[HIn] = [In^-]

Dies ist der Punkt, an dem die Hälfte des Indikators in saurer Form und die andere Hälfte seine konjugierte Base vorliegt.

Eine bestimmte Art von Säure-Base-Indikator ist ein universeller IndikatorDies ist eine Mischung aus mehreren Indikatoren, die über einen weiten pH-Bereich allmählich ihre Farbe ändern. Die Indikatoren werden so gewählt, dass beim Mischen einiger Tropfen mit einer Lösung eine Farbe entsteht, die einem ungefähren pH-Wert zugeordnet werden kann.

Mehrere Pflanzen und Haushaltschemikalien kann als pH-Indikator verwendet werdenIn einem Labor sind dies jedoch die am häufigsten als Indikatoren verwendeten Chemikalien:

Die Farben "Säure" und "Base" sind relativ. Beachten Sie auch, dass einige beliebte Indikatoren mehr als eine Farbänderung anzeigen, da die schwache Säure oder schwache Base mehr als einmal dissoziiert.

• Säure-Base-Indikatoren sind Chemikalien, mit denen bestimmt wird, ob eine wässrige Lösung sauer, neutral oder alkalisch ist. Da Säuregehalt und Alkalität mit dem pH-Wert zusammenhängen, können sie auch als pH-Indikatoren bezeichnet werden.
• Beispiele für Säure-Base-Indikatoren sind Lackmuspapier, Phenolphthalein und Rotkohlsaft.
• Ein Säure-Base-Indikator ist eine schwache Säure oder schwache Base, die in Wasser dissoziiert, um die schwache Säure und ihre konjugierte Base oder auch die schwache Base und ihre konjugierte Säure zu ergeben. Die Art und ihr Konjugat haben unterschiedliche Farben.
• Der Punkt, an dem ein Indikator seine Farbe ändert, ist für jede Chemikalie unterschiedlich. Es gibt einen pH-Bereich, über den der Indikator nützlich ist. Der Indikator, der für eine Lösung gut sein könnte, ist möglicherweise eine schlechte Wahl, um eine andere Lösung zu testen.
• Einige Indikatoren können Säuren oder Basen nicht identifizieren, sondern nur den ungefähren pH-Wert einer Säure oder Base. Beispielsweise arbeitet Methylorange nur bei einem sauren pH-Wert. Ab einem bestimmten pH-Wert (sauer) und auch bei neutralen und alkalischen Werten würde es die gleiche Farbe haben.