De werking van een zuur-base-indicator

Zuur-base-indicatoren zijn organische zuren of basen waarvan de zure en de basische vorm een andere kleur heeft. De zuurtegraad waarbij de kleur van een zuur-base-indicator verandert, is eigen aan elke indicator. Met een zuur-base-indicator kan je dus aantonen of de pH van een oplossing hoger of lager is dan een bepaalde waarde. Door verschillende zuur-base-indicatoren te combineren kan je een goede richtwaarde van de heersende pH verkrijgen.

• Chemisch gedrag van een zuur-base-indicator
• De evenwichtsconstante van een zuur-base-indicator
• Voorbeeld van een zure zuur-base-indicator (fenolftaleïne)
• Voorbeeld van een basische zuur-base-indicator (methylrood)
• Het omslaggebied van de indicator
• Mengindicatoren
• Universeel indicator

Chemisch gedrag van een zuur-base-indicator

Algemeen kan je een zuur-base-indicator voorstellen als HInd of Ind^- waarbij HInd de zure vorm van de indicator voorstelt en Ind^- de basische vorm. Voor elke indicator zijn beide vormen met elkaar in evenwicht. De zure vorm van de indicator wordt door het afgeven van een proton (H⁺) omgezet in de basische vorm. Afhankelijk van de zuurtegraad van de oplossing waarin de indicator zich bevindt, zullen er meer of minder indicatormoleculen de zure of basische vorm aannemen.

HInd ↔ H⁺ + Ind^-

• Door de pH van de oplossing te verlagen (aanzuren) zal het evenwicht naar links verschuiven. Tijdens het aanzuren zullen immers protonen worden toegevoegd aan de oplossing welke kunnen worden opgenomen door Ind^--moleculen. Het aanzuren heeft dus als gevolg dat er meer HInd dan Ind^- aanwezig is.
• Door de pH van de oplossing te verhogen en er dus protonen uit de oplossing zullen verdwijnen, zal het evenwicht naar rechts verschuiven en zal de oplossing dus meer Ind^- dan HInd bevatten.

De evenwichtsconstante van een zuur-base-indicator

De kleur die de indicatoroplossing zal aannemen, is afhankelijk van de verhouding tussen de HInd- en de Ind^--deeltjes. Indien er meer HInd aanwezig is, zal de kleur van HInd overheersen op de kleur van Ind^- en omgekeerd.

De pH waarbij HInd of Ind^- overheerst, hangt af van de specifieke indicator. Bij elke indicator ligt het evenwicht tussen HInd en Ind^- immers anders. Voor elke indicator wordt het evenwicht gekarakteriseerd door een welbepaalde evenwichtsconstante.

K_Ind = (c_H+ × c_Ind-) /c_HInd
met:

• c_H+= de concentratie aan protonen
• c_Ind- = de concentratie aan Ind^-
• c_HInd = de concentratie aan HInd

Bij een indicator met een hoge evenwichtsconstante, zal het evenwicht dus sterk naar rechts liggen. Bij een indicator met een lage evenwichtsconstante, ligt het evenwicht meer naar links.

Als er evenveel HInd- en Ind^--deeltjes in de oplossing aanwezig zijn, dan zal de oplossing een mengkleur vertonen.

• c_HInd = c_Ind-
• K_Ind = c_H+ of pH = pK_Ind (met p = -log)

Bij deze pH vindt het omslagpunt van de indicator plaats. Anders gezegd, bij deze pH verandert de kleur van de indicatoroplossing.

Voorbeeld van een zure zuur-base-indicator (fenolftaleïne)

Fenolftaleïne is een organische zuur dat kan worden gebruikt als zuur-base-indicator. In de zure vorm is fenolftaleïne kleurloos. Wanneer fenolftaleïne zijn proton afgeeft en dus wordt omgezet in zijn basischevorm, krijgt fenolftaleïne een roodpaarse kleur.

Fenolftaleïne heeft een K_Ind = 6.31 × 10^-10 of een pK_Ind = 9.2. Bij een pH lager dan 9.2 is de zure fenolftaleïnevorm dus meer aanwezig dan de basische fenolftaleïnevorm. Er zijn dus meer kleurloze deeltjes aanwezig dan roodpaarsgekleurde. Bij een pH boven 9.2 is het omgekeerde het geval. pH = 9.2 is het omslagpunt van fenolftaleïne.

Voorbeeld van een basische zuur-base-indicator (methylrood)

Methylrood is een zuur-base-indicator welke een organische base is. In de basische vorm is methylrood geel. Wanneer methylrood een proton opneemt en dus wordt omgezet in zijn zure vorm, krijgt methylrood een rode kleur.

Methylrood heeft een K_Ind = 1.12 × 10^-5 of een pK_Ind = 4.95. Bij een pH lager dan 4.95 is de zure methylroodvorm dus meer aanwezig dan de basische methylroodvorm. Er zijn dus meer rode deeltjes aanwezig dan geel gekleurde. Bij een pH van boven 4.95 is het omgekeerde het geval. pH = 4.95 is het omslagpunt van methylrood.

Het omslaggebied van de indicator

Net voor het omslagpunt is er dus 1 zuur deeltje meer aanwezig en na het omslagpunt is er 1 basisch deeltje in de meerderheid. Dit kan het menselijk oog uiteraard niet waarnemen. Er zal voor een bepaald pH-interval een mengkleur worden waargenomen.

Gemiddeld gezien kan een menselijk oog wel het volgende waarnemen: de zure kleur van de indicator kan worden waargenomen als er 10 keer meer zure dan basische deeltjes aanwezig zijn.

• c_HInd = 10 c_Ind-
• c_H+ = K_Ind × c_HInd/c_Ind-

De zure kleur van de indicator zal dus worden waargenomen bij:

• c_H+ > K_Ind × 10/1
• of pH ≤ pK_Ind -1

De basische kleur van de indicator kan worden waargenomen als er 10 keer meer basische dan zure deeltjes aanwezig zijn. De basische kleur van de indicator zal dus worden waargenomen bij:

• c_H+ < K_Ind × 1/10
• of pH > pK_Ind +1

PH = pK_Ind ± 1 noemen we het theoretisch omslaggebied van een indicator met evenwichtsconstante K_Ind. Dit theoretisch omslaggebied is dus een gebied van 2 pH-eenheden.Voor sommige indicatoren kan het menselijk oog wel een kleiner omslaggebied waarnemen. In onderstaande tabel wordt een overzicht gegeven.

Mengindicatoren

Om het equivalentiepunt bij een zuur-basetitratie vast te stellen, wordt meestal 1 welbepaalde indicator toegevoegd. In kleurloze oplossingen zijn kleuromslagen steeds duidelijk waar te nemen. Indien er echter bepalingen worden gedaan in gekleurde oplossingen, dan is dit niet altijd het geval. Daarom wordt er vaak gebruik gemaakt van mengindicatoren, een mengsel bestaande uit twee of meerdere indicatoren. Een veel gebruikt voorbeeld is een mengsel van methylrood en broomcresolgroen.

Voorbeeld: bepaling van natriumboraat (Na₃BO₃) in een oranje gekleurde oplossing door een titratie met zoutzuur (HCl)

Titratiereactie: Na₃BO₃ + 3HCl → H₃BO₃ + 3NaCl

Bij het equivalentiepunt gaat het milieu van licht zuur (door het zwak zure H₃BO₃) naar sterk zuur (door de overmaat sterk zuur HCl). In een kleurloze oplossing is methylrood een geschikte indicator voor deze titratie. De oplossing zal hier bij het equivalentiepunt omslaan van geel naar rood. In een oranje gekleurde oplossing zal de omslag echter minder duidelijk zijn en is een nauwkeurige bepaling met methylrood als indicator dus niet mogelijk. Door broomcresolgroen toe te voegen, wordt de omslag duidelijker. De oplossing zal van groen, over grijs naar oranje gaan.

Universeel indicator

Een universeel indicator kan gebruikt worden om een afgeronde pH te bepalen. Een universeel indicator bestaat uit een mengsel van meerdere indicatoren. Deze indicatoren worden zo gekozen dat hun mengsel in elk pH-gebied een andere kleur heeft. Met de meeste commerciële universeel indicators kan de pH worden bepaald van 0 tot 14, met een voor het menselijk oog duidelijk andere kleur per pH-eenheid.