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Du lernst, wie Säure-Base-Indikatoren funktionieren und warum ihr Farbumschlag beim pKS-Wert der schwachen Indikatorsäure liegt. Mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung berechnest du das Konzentrationsverhältnis HIn/In⁻ und bestimmst die Farbe des Indikators bei beliebigem pH. Die Farbskalen der wichtigsten Indikatoren geben dir einen schnellen Überblick.
Grundlagen – Kursstufe Säure-Base
Indikatoren sind Anwendungen der Henderson-Hasselbalch-Gleichung, die du auf der → Zusammenfassungsseite 4.6 hergeleitet hast. Das Prinzip des kleinsten Zwanges (Le Chatelier) wurde in der → Gleichgewichtschemie eingeführt.
5. Indikatoren
In der Regel ist ein Säure-Base-Indikator eine schwache, farbige organische Säure, deren korrespondierende Base eine andere Farbe hat:
säure
(Farbe 1)
Indikator-
base
(Farbe 2)
Farbwechsel – Prinzip des kleinsten Zwanges
Das Gleichgewicht reagiert auf pH-Änderungen nach dem Prinzip von Le Chatelier:
Saure Lösung (niedriger pH)
Hohe H3O+-Konzentration drängt das GG nach links → Farbe 1 überwiegt
Basische Lösung (hoher pH)
Niedrige H3O+-Konzentration drängt das GG nach rechts → Farbe 2 überwiegt
Hinweis: Die Farben Rot/Blau sind im Tafelbild willkürlich gewählt. Andere Indikatoren ergeben andere Farben – z. B. Phenolphthalein: sauer/neutral = farblos, alkalisch = pink/magenta.
Berechnung: Henderson-Hasselbalch-Gleichung für Indikatoren
Mit der allgemeinen Henderson-Hasselbalch-Gleichung (→ Zusammenfassung 4.6.3) kann man für jeden pH-Wert berechnen, in welchem Verhältnis die Indikatorsäure HIn zur Indikatorbase In⁻ vorliegt:
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Merksatz: Der Indikator schlägt um, wenn c(In⁻) = c(HIn), also wenn lg(1) = 0 → pH = pKS(HIn). Der sichtbare Umschlagbereich liegt bei pKS ± 1, weil das Auge erst ab einem 10:1-Verhältnis eine einheitliche Farbe wahrnimmt.
Beispiel: Lackmus (pKS = 7, KS = 10−7)
Aufgabe a) Berechne das Konzentrationsverhältnis von HIn (rot) zu In⁻ (blau) bei pH = 5!
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⇒ 100-fach höhere Konzentration an HIn → Lösung erscheint rot.
Aufgabe b) Welche Farbe hat der Lackmus-Indikator bei pH = 8?
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c(In⁻)/c(HIn) = 10 → 10-facher Überschuss der Base → Lösung erscheint blau.
Aufgabe c) Welche Farbe liegt bei pH = 7 vor?
Bei pH = pKS = 7 gilt c(In⁻) = c(HIn) → beide Formen
gleich konzentriert → Mischfarbe aus Rot und Blau =
Purpur/Violett.
Das ist der Umschlagspunkt des Indikators.
Der pH-Bereich, in dem die Farbe eines Indikators umschlägt, liegt demnach immer beim pKS-Wert der schwachen Säure HIn. Lackmus schlägt im Bereich pH ≈ pKS = 7 um (sichtbar zwischen pH 5 und pH 8).
Farbskalen wichtiger Indikatoren
Die Balken zeigen den Farbwechsel in Abhängigkeit vom pH-Wert (0–14). Der Umschlagbereich liegt stets bei pKS(HIn) ± 1. Das Auge nimmt eine einheitliche Farbe erst wahr, wenn ein Ion 10-fach überwiegt.
Umschlag pH 3,1–4,4 · pKS ≈ 3,5
Umschlag pH 3,8–5,4 · pKS ≈ 4,7
Umschlag pH 4,4–6,2 · pKS ≈ 5,1
Umschlag pH 5–8 · pKS ≈ 7
Umschlag pH 6,0–7,6 · pKS ≈ 7,1
Umschlag pH 8,2–10 · pKS ≈ 9,4
* Phenolphthalein: farblos unterhalb pH 8,2, pink/magenta im Bereich 8,2–10, ab pH 12 wieder farblos. Für die Säure-Base-Titration ist der Umschlag bei pH ≈ 9 besonders gut geeignet (Titration starker Säure mit starker Base). Mehr dazu: Säure-Base-Titration.
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Indikator = schwache Säure
HIn und In⁻ haben verschiedene Farben. Das Gleichgewicht verschiebt sich mit dem pH.
Umschlagbereich
Umschlag bei pH = pKS(HIn). Sichtbarer Bereich: pKS ± 1.
Henderson-Hasselbalch
pH = pKS + lg(c(In⁻)/c(HIn))
→ bestimmt Farbverhältnis bei jedem pH
Indikatorwahl
Indikator für Titration wählen, dessen pKS(HIn) nahe dem Äquivalenzpunkt liegt.
Häufige Fragen – Indikatoren
Warum zeigt ein Indikator verschiedene Farben bei verschiedenem pH?
Ein Indikator ist eine schwache organische Säure HIn, deren Säureform und Baseform unterschiedlich gefärbt sind. Ändert sich der pH, verschiebt sich nach Le Chatelier das Gleichgewicht HIn + H2O ⇌ In⁻ + H3O+: Bei niedrigem pH (viel H3O+) überwiegt HIn (Farbe 1), bei hohem pH überwiegt In⁻ (Farbe 2). Am Umschlagspunkt (pH = pKS) sind beide gleich konzentriert → Mischfarbe.
Welchen Indikator verwendet man für eine Titration?
Der pKS-Wert des Indikators sollte möglichst nahe am Äquivalenzpunkt der Titration liegen. Für die Titration einer starken Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt bei pH = 7 → Lackmus oder Bromthymolblau (pKS ≈ 7) sind geeignet. Für schwache Säuren liegt der Äquivalenzpunkt im Basischen → Phenolphthalein (pKS ≈ 9,4) ist besser. Mehr dazu: Säure-Base-Titration.
Warum ist der Umschlagbereich immer pKS ± 1?
Das menschliche Auge nimmt eine Mischfarbe erst dann als eindeutige Farbe war, wenn eine Komponente 10-fach überwiegt (c(In⁻)/c(HIn) ≥ 10 oder ≤ 1/10). Nach der Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKS + lg(10) = pKS + 1 bzw. pH = pKS − 1. Daraus folgt der sichtbare Umschlagbereich von pKS ± 1.
Warum ist Phenolphthalein im stark Basischen wieder farblos?
Phenolphthalein liegt in drei Formen vor: Bei pH < 8,2 als farblose Säureform, bei pH 8,2–10 als farbige chinoide Form (pink/magenta), und bei pH > 12 wird die chinoide Form durch weiteren OH⁻-Angriff in eine ebenfalls farblose Tri-Anion-Form umgewandelt. Dieses „Ausbleichen" im stark basischen Milieu ist für Titrationen zu beachten.
Wie berechnet man c(In⁻)/c(HIn) bei bekanntem pH?
Aus der Henderson-Hasselbalch-Gleichung umstellen: lg(c(In⁻)/c(HIn)) = pH − pKS, also c(In⁻)/c(HIn) = 10(pH − pKS). Beispiel Lackmus (pKS = 7) bei pH = 5: c(In⁻)/c(HIn) = 10(5−7) = 10−2 = 1/100 → 100-facher Überschuss HIn → Lösung erscheint rot. Mehr Formeln: Zusammenfassung 4.6.
Lernkarten – Indikatoren
Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.
Bei welchem pH-Wert schlägt ein Indikator um?
Am Umschlagspunkt gilt c(In⁻) = c(HIn).
→ pH = pKS(HIn)
Sichtbarer Bereich: pKS ± 1
Was versteht man unter dem Umschlagbereich eines Indikators?
Der pH-Bereich, in dem das Auge den Farbwechsel wahrnimmt.
Liegt bei pKS ± 1, da das Auge erst
bei 10:1-Verhältnis eine Reinfarbe sieht.
Wie lautet die Henderson-Hasselbalch-Gleichung für Indikatoren?
pH = pKS + lg(c(In⁻) / c(HIn))
Herleitung aus KS = c(H3O+)·c(In⁻)/c(HIn)
Warum ist Bromthymolblau für Neutraltitration gut geeignet?
pKS(BTB) ≈ 7,1 → Umschlagbereich pH 6–8.
Der Äquivalenzpunkt einer Stärkesäure-/Stärkebase-Titration
liegt nahe pH 7 → BTB schlägt dort sicher um.
Rechenaufgabe: Welche Farbe hat Methylorange (pKS = 3,5) bei pH = 5?
c(In⁻)/c(HIn) = 10(5 − 3,5) = 101,5 ≈ 32
→ In⁻ überwiegt 32-fach →
gelb
(Baseform von Methylorange).
Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen (Kursstufe)
← Zusammenfassung pH/pOH → Säure-Base-Titration
🔁 Grundlagen: Prinzip von Le Chatelier · Henderson-Hasselbalch-Gleichung (4.6.3)
📌 Weiterführend: Säure-Base-Titration · Pufferlösungen