Indikatoren

e) Protolyseschema

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Ammoniak löst sich außergewöhnlich gut in Wasser (ca. 700 Liter NH₃ in 1 Liter Wasser bei Raumtemperatur). Sobald Wasser mit dem Ammoniak-Gas in Berührung kommt, löst sich das Gas nahezu vollständig. Der Gasdruck im Kolben fällt schlagartig ab – es entsteht ein starker Unterdruck. Der Atmosphärendruck drückt daraufhin das Wasser durch die Glasspitze nach oben in den Kolben.

Nach Brønsted ist NH₃ eine Base: Es nimmt ein Proton (H⁺) vom Wasser auf und bildet das Ammoniumion NH₄⁺. Gleichzeitig gibt Wasser ein Proton ab und wird zur konjugierten Base OH⁻. Die Reaktion verläuft als Gleichgewicht:
NH₃ (aq) + H₂O (l) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
Da OH⁻-Ionen entstehen, ist die Lösung basisch (pH > 7), was der Universalindikator durch Blaufärbung anzeigt.

Ein konjugiertes Säure-Base-Paar unterscheidet sich nur um ein Proton H⁺. Bei der Ammoniak-Protolyse gibt es zwei solche Paare:

• NH₄⁺ / NH₃ – NH₄⁺ ist die Säure, NH₃ die konjugierte Base
• H₂O / OH⁻ – H₂O ist die Säure, OH⁻ die konjugierte Base

Das Protolyseschema stellt diese Paare mit Pfeilen dar und zeigt, in welche Richtung das Proton wandert. Mehr dazu auf der Seite → Brønsted-Theorie.

Die Erlenmeyer-Regel besagt: Verbindungen, bei denen zwei Hydroxyl-Gruppen (OH) an demselben Kohlenstoffatom gebunden sind, sind instabil und wandeln sich spontan um. Kohlensäure H₂CO₃ hätte formal zwei OH-Gruppen am gleichen C-Atom – sie ist daher so instabil, dass sie sofort in CO₂ und H₂O zerfällt. Diese Regel erklärt, warum im Sprudelwasser kein stabiles H₂CO₃ vorliegt, sondern CO₂ im Gleichgewicht mit Wasser steht und dabei H₃O⁺-Ionen entstehen.

Formel: pH = −lg c(H₃O⁺), umgestellt: c(H₃O⁺) = 10^−pH

Beispiel Sprudel mit pH = 5,1:
c(H₃O⁺) = 10^−5,1 ≈ 7,9 · 10⁻⁶ mol/L

Zum Vergleich: Reines Wasser hat c(H₃O⁺) = 10⁻⁷ mol/L (pH = 7). Weitere Berechnungen findest du auf der Seite → pH-Wert berechnen.

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 = pK_S) sind beide gleich konzentriert → Mischfarbe.

Der pK_S-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 (pK_S ≈ 7) sind geeignet. Für schwache Säuren liegt der Äquivalenzpunkt im Basischen → Phenolphthalein (pK_S ≈ 9,4) ist besser. Mehr dazu: Säure-Base-Titration.

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 = pK_S + lg(10) = pK_S + 1 bzw. pH = pK_S − 1. Daraus folgt der sichtbare Umschlagbereich von pK_S ± 1.

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.

Aus der Henderson-Hasselbalch-Gleichung umstellen: lg(c(In⁻)/c(HIn)) = pH − pK_S, also c(In⁻)/c(HIn) = 10^{(pH − pK_S)}. Beispiel Lackmus (pK_S = 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.