pH-Indikatoren

Indikatoren (von lateinisch: indicare; anzeigen) spielen in der Chemie eine zentrale Rolle, wenn es z. B. darum geht, pH-Werte von Lösungen anzuzeigen. Der pH-Wert (von lateinisch: potentia Hydrogenii; "Wasserstoff-Exponent") ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Konzentration an H3O+-Ionen, ist also ein Maß dafür, wie sauer oder basisch eine Lösung ist. Die pH-Skala umfasst Werte zwischen 0 (= stark sauer) und 14 (=stark alkalisch). Lösungen, deren pH-Wert bei 7 liegt, sind weder sauer noch basisch, sie werden als neutral bezeichnet.



Abbildung 1: pH-Skala mit Beispielen.

Egal, ob sauer oder basisch: ätzend sind beide Arten von Substanzen. Sie werden deshalb mit dem Gefahrensymbol C (von englisch: corrosive) gekennzeichnet (siehe Abbildung 2).



Abbildung 2: Gefahrensymbol für ätzende Substanzen.

Nun sieht man Lösungen leider nicht an, ob sie sauer, basisch oder neutral sind. Das ist auch schon einigen Leuten früher aufgefallen, weshalb im Laufe der Zeit viele Substanzen entwickelt oder entdeckt wurden, die den pH-Wert durch eine Farbreaktion anzeigen. Ein einfaches Beispiel für pH-Indikatoren "aus der Küche" sind Schwarzer Tee oder Rotkohlsaft. Wer seinen Tee gerne mit etwas Zitronensaft ansäuert, kann beobachten, dass sich der Tee aufhellt (von braun nach rotbraun). Auch mit Essig kann dieser Effekt festgestellt werden, aber wer trinkt schon gerne Essigtee... . Würde man, warum auch immer, Base zum Tee geben, wäre eine Farbänderung ins Dunkelbraune zu erkennen. Nützlich für den Laboralltag sind Indikatoren, bei denen kleine Änderungen im pH-Wert eine signifikante Farbveränderung hervorrufen. Ein Farbwechsel von braun nach dunkelbraun oder rotbraun erfüllt nicht wirklich diese Anforderungen, weshalb sich Schwarzer Tee auch nicht als labortauglicher Indikator durchsetzen konnte. Um so mehr ist das bei den in Abbildung 3 aufgeführten Substanzen der Fall. Sie zeigen bei bestimmten pH-Werten eine deutliche Veränderung der Farbe. Dieser Punkt wird als Umschlagspunkt des Indikators bezeichnet. Zu erkennen ist, dass verschiedene Indikatoren offensichtlich bei verschiedenen pH-Werten umschlagen. Auch mehrere Umschläge pro Indikator sind möglich (z. B. bei Bromthymolblau). So kann für jedes "pH-Wert-Problem" ein passender Indikator gefunden werden.



Abbildung 3: Verschiedene pH-Indikatoren (Auswahl).

Achtung: In Abbildung 3 sind die sichtbaren Farben der Indikatoren dargestellt. Absorbiert werden dann jeweils die Komplementärfarben, also die Farben, die auf der gegenüberliegenden Seite im Farbkreis liegen!
Jetzt wissen wir also, dass es Substanzen gibt, die durch ihre Farbe den pH-Wert einer Lösung anzeigen, aber noch nicht, weshalb sie das machen. Indikatoren sind selbst schwache Säuren, die als IndH, oder Basen, die als Ind- bezeichnet werden. Das bedeutet, dass sie Protonen abgeben oder aufnehmen können. Protonierte und deprotonierte Spezies absorbieren verschieden farbiges Licht, weshalb sie sich sichtbar voneinander unterscheiden. IndH und Ind- befinden sich in einem so genannten Protolysegleichgewicht, das sich, je nach H3O+-Konzentration der Probelösung, auf die eine oder in die andere Seite verschiebt.

IndH(aq) + H2O ⇔ Ind-(aq) + H3O+(aq)

Ist die Probe sauer, ist viel H3O+ vorhanden und das Protolysegleichgewicht (1) verschiebt sich auf die linke Seite. Die von außen sichtbare Farbe wird nun durch die Absorption der IndH-Spezies bestimmt, die bei hoher H3O+-Konzentration dominierend ist. Am Umschlagspunkt liegen IndH und Ind- zu gleichen Teilen in der Lösung vor. Sichtbar ist nun genau die Mischung der Farben der reinen protonierten bzw. deprotonierten Spezies. Am Beispiel von Methylorange bedeutet dies: IndH: rot, Ind-: gelb, Umschlagspunkt: orange.
Indikatoren sind äußerst effektive Farbstoffe. Beim Ansetzen von Indikatorlösungen sollte man deshalb sehr sparsam dosieren (auch, weil Indikatoren zum Teil sehr teuer sind). Auf eine kleine Spritzflasche genügen nicht selten wenige Körnchen der Substanz.