Back to chapter

16.8:

Indicatoren

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Indicators

Languages

Share

Indicatoren veranderen van kleur afhankelijk van de pH en kunnen worden gebruikt om de pH van een oplossing te controleren. Een pH-indicator bevat een zwak zuur, voorgesteld door fenolftaleïne dat van kleur verandert wanneer het wordt omgezet in zijn geconjugeerde base, het In-ion. De kleur verandert tijdens het pH-interval van de indicator, dat afhangt van de pKa.Als een oplossing een pH heeft die lager is dan de pKa van de indicator, is de hydroniumconcentratie hoog. Het evenwicht van de reactie verschuift naar links, waardoor de concentratie van fenolftaleïne toeneemt. Als er een base wordt toegevoegd, neemt de concentratie hydronium af.Deze pH-verandering zet fenolftaleïne om in het In-ion, en de kleur van de oplossing verandert. De HIn-kleur domineert wanneer de pH ten minste één lager is dan de pKa;de kleur van de In-ion domineert wanneer de pH minstens één hoger is, en de kleur is een mix bij pH’s daartussenin. Er zijn verschillende pH-indicatoren die kunnen worden gebruikt om de pH te controleren die van kleur verandert over verschillende pH-bereiken.Het punt waarop een indicator van kleur verandert, wordt het eindpunt genoemd. De ideale indicator voor een titratie heeft een eindpunt nabij het equivalentiepunt. De titratiecurve van een sterk zuur en base is steil vanwege de snelle pH-verandering nabij het equivalentiepunt.Deze titraties kunnen een relatief breed scala aan indicatoren gebruiken. Tijdens de titratie van 0, 1 molair zoutzuur met 0, 1 molair natriumhydroxide stijgt de pH snel van 3 naar 11. Ofwel fenolftaleïne, een indicator met het pH-interval van 8, 3 tot 10, of methylrood, een indicator met een interval van 4, 2 tot 6, zou hier kunnen worden gebruikt omdat hun eindpunten overlappen met het steile deel van de curve.Daarentegen heeft een titratie met een zwak zuur of een zwakke base een minder steile curve dan een titratie met alleen een sterk zuur en een sterke base;daarom kan een relatief beperkt aantal indicatoren worden gebruikt. Tijdens de titratie van 0, 1 molair azijnzuur met 0, 1 molair natriumhydroxide stijgt de pH snel van 7 naar 11. Fenolftaleïne kan hier worden gebruikt omdat het eindpunt overlapt met het equivalentiepunt, maar methylrood zou een ineffectieve indicator zijn.

16.8:

Indicatoren

Certain organic substances change color in dilute solution when the hydronium ion concentration reaches a particular value. For example, phenolphthalein is a colorless substance in any aqueous solution with a hydronium ion concentration greater than 5.0 × 10−9 M (pH < 8.3). In more basic solutions where the hydronium ion concentration is less than 5.0 × 10−9 M (pH > 8.3), it is red or pink. Substances such as phenolphthalein, which can be used to determine the pH of a solution, are called acid-base indicators. Acid-base indicators are either weak organic acids or weak organic bases.

The equilibrium in a solution of the acid-base indicator methyl orange, a weak acid, can be represented by an equation in which we use HIn as a simple representation for the complex methyl orange molecule:

Eq1

The anion of methyl orange, In, is yellow, and the nonionized form, HIn, is red. When we add acid to a solution of methyl orange, the increased hydronium ion concentration shifts the equilibrium toward the nonionized red form, in accordance with Le Châtelier’s principle. If we add base, we shift the equilibrium towards the yellow form. This behavior is completely analogous to the action of buffers.

The perceived color of an indicator solution is determined by the ratio of the concentrations of the two species In and HIn. If most of the indicator (typically about 60−90% or more) is present as In, the perceived color of the solution is yellow. If most is present as HIn, then the solution color appears red. The Henderson-Hasselbalch equation is useful for understanding the relationship between the pH of an indicator solution and its composition (thus, perceived color):

Eq1

In solutions where pH > pKa, the logarithmic term must be positive, indicating an excess of the conjugate base form of the indicator (yellow solution). When pH > pKa, the log term must be negative, indicating an excess of the conjugate acid (red solution). When the solution pH is close to the indicator pKa, appreciable amounts of both conjugate partners are present, and the solution color is that of an additive combination of each (yellow and red, yielding orange). The color change interval (or pH interval) for an acid-base indicator is defined as the range of pH values over which a change in color is observed, and for most indicators this range is approximately pKa ± 1.

There are many different acid-base indicators that cover a wide range of pH values and can be used to determine the approximate pH of an unknown solution by process of elimination. Universal indicators and pH paper contain a mixture of indicators and exhibit different colors at different pHs.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 14.7: Acid-Base Titrations.

Suggested Reading

Coleman, William F. "Molecular models of indicators." Journal of Chemical Education 87 no.1, (2008):1152 https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed800038w.