"Химийн индикатор"-ны өөр хувилбарууд

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Широкое распространение получили комплесонометрические индикаторы – вещества, образующие с ионами металлов (многие из которых бесцветны) окрашенные комплексные соединения. Примером может служить эриохром черный Т; раствор этого сложного органического соединения имеет синий цвет, а в присутствии ионов магния, кальция и некоторых других образуются комплексы, окрашенные в интенсивный винно-красный цвет. Анализ ведут так: к раствору, содержащему анализируемые катионы и индикатор, добавляют по каплям более сильный, по сравнению с индикатором, комплексообразователь, чаще всего – трилон Б. Как только трилон полностью свяжет все катионы металлов, произойдет отчетливый переход от красного цвета к синему. По количеству добавленного трилона легко вычислить содержание катионов металла в растворе.
Известны и другие виды индикаторов. Например, некоторые вещества адсорбируются на поверхности осадка, изменяя его окраску; такие индикаторы называются адсорбционными. При титровании мутных или окрашенных растворов, в которых практически невозможно заметить изменение окраски обычных кислотно-основных индикаторов, используют флуоресцентные индикаторы. Они светятся (флуоресцируют) разным цветом в зависимости от рН раствора. Например, флуоресценция акридина изменяется от зеленой при рН = 4,5 до синей при рН = 5,5; при этом важно, что свечение индикатора не зависит от прозрачности и собственной окраски раствора.
[[Datei:PH indicator paper.jpg|thumb|right|pH-Indikatorstäbchen.]]
[[Datei:Indikatorpapier.jpg|thumb|pH-Indikatorpapier zur groben pH-Wert-Bestimmung; links: Deckel mit pH-Skala von 1 bis 11; rechts: Untersatz mit aufgerolltem Teststreifen.]]
'''Indikatoren''' ([[Latein|lat.]] ''indicare'', „anzeigen“) sind allgemein Hilfsmittel, die gewisse Informationen anzeigen sollen. Sie gestatten die Feststellung von Zuständen und die Verfolgung von Abläufen, indem sie das Erreichen oder Verlassen bestimmter Zustände anzeigen.
 
In der [[Chemie]] versteht man unter einem '''Indikator''' einen [[Chemischer Stoff|Stoff]] oder auch ein Gerät, das zur Überwachung einer [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktion]] bzw. eines Zustandes dient. Häufig wird ein Zustand durch eine bestimmte Farbe, die Änderung durch eine Farbveränderung angezeigt. Am häufigsten werden Indikatoren bei [[Titration]]en verwendet.
 
Je nachdem, welche Art von chemischen oder physikalischen Zuständen oder Reaktionen man mit einem Indikator verfolgt, unterscheidet man zwischen den folgenden Typen von Indikatoren:
* pH-Indikatoren (bei [[Säure-Base-Titration]]en und zur Bestimmung des pH-Wertes)
* Redox-Indikatoren (bei [[Redox-Titration]]en)
* Komplexindikatoren (bei der [[Komplexometrie]])
* Thermoindikatoren (zur Anzeige eines Temperaturbereichs)
 
== pH-Indikatoren ==
 
Ein dafür oft verwendetes Beispiel sind die Indikatoren, die den [[pH-Wert]] bestimmter Stoffe anhand eines Vergleiches mit einer [[Farbskala]] anzeigen. Oft verwendet man hier [[Lackmus]], [[Bromthymolblau]] oder [[Phenolphthalein]]. Letzteres zeigt nur bei Zugabe einer [[Alkalische Lösung|alkalischen Lösung]] einen Farbwechsel.
Es gibt für eine genauere Messung des [[pH-Wert]]es auch Universalindikatoren. Diese werden, meist in Form eines Papierstreifens, mit der zu prüfenden Lösung benetzt, anschließend vergleicht man die Färbung des Papierstreifens mit der Farbskala. Man spricht nun entweder von einer [[Säure|sauren]], alkalischen oder [[neutral]]en [[Lösung (Chemie)|Lösung]].
 
Die folgende Tabelle zeigt die Farben von verschiedenen Indikatoren in Abhängigkeit vom [[pH-Wert]] an.
[[Datei:Säuren und Laugen - Farbspektrum verschiedener Indikatoren.svg|thumb|none|500px|pH-Indikatoren und ihre Farbskala.]]
Sie unterscheiden sich
* in den Farben, die sie in sauren, neutralen oder alkalischen Lösungen haben
* in dem pH-Bereich, in welchem der Wechsel zwischen den beiden Farben stattfindet (diesen pH-Bereich nennt man auch '''Umschlagsbereich''', der bei [[Säurekonstante|pK<sub>a</sub>]] ± 1 liegt).
 
=== Alltägliche Säure-Base-Indikatoren ===
[[Datei:Indikator-Blaukraut.JPG|thumb|Farben beim Blaukrautsaft, links sauer, rechts alkalisch]]
Auch [[Rotkohl]]saft kann als pH-Indikator verwendet werden. Der im Rotkohlsaft enthaltene Farbstoff [[Cyanidin]] kann dabei Farben von [[Rot]] = sauer bis [[Blau]] = alkalisch annehmen (in noch alkalischerem Milieu wird er [[Grün]] und bei pH > 10 sogar [[Gelb]]). Um etwa Rotkohl aus Blaukraut zu erhalten, wird deshalb häufig eine [[Kulturapfel|Apfel]]scheibe (mit [[Äpfelsäure]]) oder etwas [[Essig]] zugegeben, wodurch sich das Blaukraut rot färbt. Umgekehrt ist es auch möglich, dass die violette Färbung durch die Zubereitung mit [[Natriumhydrogencarbonat|Natron]] (basische Reaktion) weiter bis ins Blaue geht.
 
Teetrinker kennen [[Tee]] als Indikator: Wird dem Schwarztee [[Zitrone]]nsaft zugegeben, dann wechselt die Farbe von dunkelbraun auf hellrötlichbraun. Auch dieser Farbumschlag ist auf [[Farbstoff]]e im Tee zurückzuführen, die als Indikator wirken.
 
=== Funktionsweise ===
==== Warum wechselt der Indikator seine Farbe? ====
Die Moleküle der Säure-Base-Indikatoren sind selbst schwache Säuren (oder Basen), das heißt sie können [[Proton (Chemie)|Protonen]] abgeben. Das Molekül der Indikatorsäure wird vereinfacht als HInd bezeichnet. Nach Abgabe eines Protons bleibt Ind<sup>−</sup>, die so genannte korrespondierende Indikatorbase, zurück.
 
Das [[Protolyse]]-Gleichgewicht für die Abgabe beziehungsweise Aufnahme eines Protons bei einer wässrigen Indikator-Lösung ist das folgende:
 
:<math>\mathrm{ HInd_{(aq)} + H_2O_{(l)} \leftrightharpoons Ind^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)} }</math>
 
Das Indikator-Molekül kann also ein Proton abgeben aber auch wieder aufnehmen.
Bei einer hohen Konzentration an H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen ([[Oxonium|Oxonium-Ionen]]) (also in einer sauren Lösung), findet verstärkt die Reaktion nach links statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die linke Seite), wodurch die Konzentration von HInd (Indikatorsäure) größer ist als die Konzentration Ind<sup>−</sup> (Indikatorbase). Bei einer sehr geringen Konzentration an H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen (also in einer alkalischen Lösung) findet verstärkt die Reaktion nach rechts statt (Verschiebung des Gleichgewichts auf die rechte Seite), wodurch die Konzentration von Ind<sup>-</sup> größer ist als die Konzentration HInd.
 
Dieser Sachverhalt wird besonders deutlich, wenn man das [[Massenwirkungsgesetz]] auf die oben genannte allgemeine Gleichung anwendet. Dann gilt mit konstantem <math>K_s</math>:
 
:<math> K_s = { c(\mathrm{Ind}^-) \cdot c(\mathrm{H_3O}^+) \over c(\mathrm{HInd}) }</math>
 
Wie üblich wird die konstante Konzentration des Wassers in die Konstante mit einbezogen.
Zu beachten ist, dass die Konzentration des H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> in einer anderen Größenordnung liegt als die des Indikators. Wenn nun diese Konzentration stark erhöht oder erniedrigt wird - je nachdem, ob die Lösung sauer oder basisch wird - muss sich das Gleichgewicht neu einstellen, denn K<sub>s</sub> ist konstant. Deshalb muss sich die Konzentration von Ind<sup>-</sup> stark verändern, wodurch gleichzeitig, da HInd aus Ind<sup>-</sup> entsteht, die Konzentration von HInd sich entsprechend stark in die andere Richtung bewegen muss. Deshalb erfolgt der Indikatorumschlag im Allgemeinen sehr schnell.
 
Die eigentliche Wirkung des Indikators beruht darauf, dass die Verbindung HInd eine andere Farbe besitzt als Ind<sup>−</sup>. Als Folge der Protonierung bzw. Deprotonierung des Indikators ändert sich dessen [[Mesomerer Effekt|Mesomeriestabilisierung]]. In saurer Lösung überwiegt die Konzentration von HInd, so dass die Lösung die Farbe der protonierten Form annimmt. Erhöht man den pH-Wert, so steigt die Konzentration von Ind<sup>−</sup>, während die Konzentration von HInd abnimmt, bis erstere schließlich überwiegt und die Lösung die Farbe von Ind<sup>−</sup> annimmt (siehe z.B. [[Phenolphthalein#Struktur_und_Farbumschlag|Phenolphthalein]]). Die unterschiedliche [[Farbe]] von protonierten und nichtprotonierten [[Farbstoff|Farbstoffmolekülen]] bezeichnet man als [[Halochromie]].
 
Der Umschlagspunkt des Indikators ist dadurch charakterisiert, dass
<math>c(HInd) = c(Ind^-)</math>. An diesem Punkt gilt also auch, da die beiden Terme sich in der oben genannte Gleichung des Massenwirkungsgesetzes dann wegkürzen, <math> K_s = c(H_3O^+)</math> und <math> pK_s = pH </math>. Der pH-Wert der Lösung am Umschlagspunkt entspricht also theoretisch der <math>pK_s</math>-Konstante des Indikators. Der praktische Umschlagspunkt liegt immer etwas anders, weil das menschliche Auge aus einem Farbgemisch die reine Farbe erst erkennt, wenn sie in mindestens zehnfachem Überschuss vorhanden ist. Dem entspricht in der logarithmischen Darstellung des pH-Werts eine Einheit. Für die Wahrnehmung der Indikatorsäure HInd gilt also ein pH-Wert von <math>pK_s-1</math>, für die Farbwahrnehmung der Indikatorbase <math>pK_s+1</math>, insgesamt gilt also für den Umschlagbereich pH = pK<sub>s</sub> ± 1.
 
==== Indikatorfehler ====
'''Stört der Indikator nicht die Titration?'''
Beim Titrieren wird durch die quantitativ genau bekannte Zugabe einer Säure bzw. einer Lauge (Titrationsmittel) der pH-Wert eines Puffersystems so weit verschoben, dass die zu bestimmende Base bzw. Säure (Titrand) vollständig neutralisiert ist. Der pH-Indikator stellt aber ebenfalls ein Puffersystem dar, das gleichzeitig Hydroxidionen bzw. Oxoniumionen aus den Titrationsmittel verbraucht. Die Konzentration von Indikatoren in der Titrationslösung liegt meist in der Größenordnung von 10<sup>-4</sup> mol/l. Bei wesentlich konzentrierteren Titranden spielt der Indikator kaum eine Rolle. In der Analytik natürlicher Wässer jedoch liegt die Pufferkonzentration der Wasserinhaltsstoffe je nach [[Wasserhärte]] bei der gleichen bis etwa 10-fach höheren Konzentration. Deshalb kann der Indikator hier einen bedeutenden Fehler verursachen.
 
Ein weiteres Problem kann dadurch entstehen, dass der Indikatorfarbstoff meist in Form einer alkoholischen Lösung zugegeben wird. Alleine dadurch kann das ganze Puffersystem seine Eigenschaften verändern.
 
== Redox-Indikatoren ==
Der einfachste Einsatz von Redox-Indikatoren ist die Bestimmung des Endpunktes bei Redox-Titrationen ([[Oxidimetrie]]).
 
Gängige Redox-Indikatoren sind:
* [[Methylenblau]]
* [[Neutralrot]]
* [[Ferroin]]
* [[Kaliumhexacyanoferrat(III)|rotes Blutlaugensalz]]
* [[Kaliumhexacyanoferrat(II)|gelbes Blutlaugensalz]]
* [[Dichlorphenolindophenol]] (DCPIP)
 
== Komplex-Indikatoren (Metallindikatoren) ==
Mögliche Anwendung ist die maßanalytische Bestimmung der Konzentration von Metallionen, zum Beispiel die komplexometrische Titration. Eine typische Anwendung ist die [[Wasserhärte]]bestimmung.
 
Bekannte komplexometrische Indikatoren:
* [[Murexid]]
* [[Tiron]]
* [[Calconcarbonsäure]]
* [[Eriochromschwarz T]]
* [[Xylenolorange]]
 
== Thermoindikatoren (Thermochrome) ==
Thermoindikatoren werden oft dort eingesetzt, wo die Temperatur nicht einfach mit dem Thermometer gemessen werden kann. Beispielsweise wird ein Schmelztiegel mit [[Thermokreide]] markiert und das Erreichen einer gewünschten Temperatur in der Flamme durch die Verfärbung der Thermokreide angezeigt. Auch eine hinreichende Abkühlung kann durch Thermochrome angezeigt werden.
 
Thermoindikatoren als Aufkleber beruhen auf [[Flüssigkristall]]en. Es gibt reversibel und irreversibel reagierende Varianten. Letztere sind insbesondere dafür geeignet, an bei Betrieb unsichtbaren Stellen das Überschreiten bestimmter Temperaturwerte zu registrieren.
 
Siehe ferner [[Segerkegel]].
 
== Mischindikator ==
Mischindikatoren sind Gemische von verschiedenen Indikatoren, wodurch der Umschlagbereich erweitert wird oder mehrere Umschlagsbereiche erzeugt werden. Zu den Mischindikatoren gehören auch die Kontrastindikatoren. Ein gebräuchliches Beispiel für einen Mischindikator ist [[Tashiro]].
 
== Kontrastindikator ==
Kontrastindikatoren bestehen meist aus einem Indikator und einem [[Farbstoff]], der seine Farbe beibehält. Durch diesen Zusatz wird der Kontrast des Umschlagbereich verstärkt. Ein gebräuchliches Beispiel für einen Kontrastindikator ist [[Eriochromschwarz T]] in Mischung mit [[Methylorange]].
 
== Feuchtigkeitsindikatoren ==
[[Datei:humindic.jpg|thumb|150px|Feuchtigkeitsindikator zum Beilegen zu feuchtigkeitsempfindlichen Gütern]]Feuchtigkeitsindikatoren führen einen Farbwechsel aus, wenn bestimmte [[Luftfeuchtigkeit]]swerte überschritten werden, denen sie ausgesetzt sind. Die Farbwechselreaktion beruht auf Wasseraufnahme, daher spielt die Zeit der Einwirkung ebenfalls eine Rolle. Am bekanntesten ist das blaue, mit [[Cobalt(II)-chlorid|Kobaltchlorid]] versetzte [[Silicagel]] (Blaugel), welches sich bei Feuchtigkeitseinfluss nach violett bzw. pink verfärbt.
Es wird, auf Papier aufgetragen, feuchteempfindlichen Warensendungen beigegeben oder in hermetisch abgedichteten Baugruppen hinter Schaugläsern untergebracht.<br>
Aufgrund der Giftigkeit des Kobaltsalzes werden auch kobaltfreie Alternativen angeboten ([[Orangegel]]).
 
== Fluoreszenzindikator ==
Fluoreszenzindikatoren sind Stoffe, die ihre [[Fluoreszenz]] am [[Äquivalenzpunkt]] einer [[Titration]] ändern. Ebenfalls als Fluoreszenzindikatoren werden [[Leuchtstoff]]e bezeichnet, die der stationären Phase (Trennschicht) von Platten für die [[Dünnschichtchromatografie]] beigemischt werden. Sie ermöglichen es, farblose Substanzen unter einer [[Ultraviolettstrahlung|UV-Lampe]] infolge [[Fluoreszenzlöschung]] zu erkennen<ref>Römpp-CD 2006, Georg Thieme Verlag 2006</ref>.
 
== Einzelnachweise ==
<references />
 
== Weblinks ==
* [http://www.chemieunterricht.de/dc2/indikator/ Prof. Blumes Medienangebot für Schulchemie: Indikatoren]
 
[[Kategorie:Nachweisreagenz]]
[[Kategorie:Chemikaliengruppe]]
[[Kategorie:Physikalisches Analyseverfahren]]
[[Kategorie:Indikator (Chemie)| ]]
[[Kategorie:Laborverbrauchsmittel]]
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== Структура молекул и цвет индикаторов ==