pH-Indikatoren

Definition von pH

Per Definition ist der pH-Wert der negative Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration.  In diesem Fall wird zur Berechnung dieses Wertes der Begriff der Stoffmengenkonzentration verwendet.  Auf der Grundlage des pH-Werts können alle chemischen Verbindungen in sauer, basisch oder neutral eingeteilt werden (der pH-Wert wird also durch die Konzentration von Wasserstoffionen bestimmt).  Aus diesem Grund wird der pH-Wert häufig auch als Maß für den Säuregrad einer Lösung bezeichnet.

Wozu braucht man Kenntnisse des pH-Werts?

• Bestimmung der Reaktion einer Lösung
• Prognose über die Möglichkeit des Auftretens einer chemischen Reaktion
• Anpassung der Bedingungen für den Anbau bestimmter Pflanzen
• Anpassung der richtigen Verfahren zur Reinigung von Industrieabwässern
• Auswahl wirksamer Reinigungsmittel für die Art der Verschmutzung

In direktem Zusammenhang mit dem pH-Wert steht der Begriff der pH-Skala.  Diese Skala umfasst den Bereich von 0 bis 14  und ist ein sehr hilfreiches Instrument, um Lösungen nach ihrer chemischen Reaktion zu ordnen.  Die pH-Skala ist eine negativ logarithmische Skala.  Nach ihren Annahmen, Lösungen, die einen pH-Wert:

• niedriger als 7 (<7) haben – sind sauer (charakteristisch für saure Lösungen),
• gleich 7 haben – sind neutral,
• höher als 7 (>7) haben – sind basisch (charakteristisch für alkalische Lösungen).

Bei sehr konzentrierten Lösungen kann ihr pH-Wert Werte unter 0 oder über 14 erreichen, d.h. außerhalb der pH-Skala liegen.

pH-Indikatoren

pH-Indikatoren sind bestimmte chemische Substanzen, die in Abhängigkeit von der Umgebung, in der sie sich befinden, eine bestimmte Farbe annehmen.  Charakteristisch für sie ist, dass ihre Farbe in einer Lösung mit einem bestimmten pH-Wert konstant ist, z.B. ist Methylorange in einer stark sauren Lösung rot.  Die in Laboratorien am häufigsten anzutreffenden Indikatoren sind schwache Säuren oder organische Basen (Säure-Basen-Indikatoren).  Die Variabilität ihrer Farbe in Abhängigkeit von der Reaktion ist darauf zurückzuführen, dass in Lösungen ein Gleichgewicht zwischen der undissoziierten Form der Verbindung (mit Farbe A) und der dissoziierten Form (mit Farbe B) hergestellt wird. Je nachdem, in welche Richtung das chemische Gleichgewicht verschoben ist (vom Wasserstoffionengehalt), überwiegt eine bestimmte Farbform.

Die gängigsten pH-Indikatoren:

• Phenolphthalein – der am häufigsten verwendete Indikator in chemischen Labors. Es wird eine 1%ige alkoholische Lösung dieser Substanz verwendet.  In neutralen Lösungen ist es farblos, aber in alkalischen Umgebungen nimmt es eine charakteristische Himbeerfarbe an.
• Methylorange – wird zum Nachweis von Säuren verwendet, da es sich in Gegenwart von Säuren intensiv rot (pH < 3,2) oder gelb (pH > 4,4) färbt. Er gehört zur Gruppe der so genannten Azofarbstoffe. Es wird in Form einer wässrigen Lösung verwendet.
• Bromkresolgrün – wird bei den meisten Analysen organischer Verbindungen verwendet. Es ist ein weißer bis cremefarbener Feststoff.  Es ist in sauren Lösungen gelb und färbt sich unter dem Einfluss von Laugen blau.
• Methylrot – Azofarbstoff. Es verfärbt sich im pH-Bereich von 4,2 bis 6,3 von dunkelrot zu gelb  und wird hauptsächlich in der Alkakymetrie verwendet.
• Bromthymolblau – ist ein Derivat von Thymolblau. Das Spektrum der Farbveränderungen dieses pH-Indikators reicht von gelb (saure Reaktion) über grün (neutrale Reaktion) bis dunkelblau (alkalische Reaktion).

Indikatorpapiere

Säure-Basen-Indikatoren werden in der Laborpraxis häufig verwendet.  Sie zeichnen sich jedoch dadurch aus, dass ihr Farbwechsel innerhalb bestimmter pH-Wertebereiche auftritt, was bei der Bestimmung des ungefähren pH-Werts einer Lösung unbekannter Zusammensetzung ein Problem darstellen kann.

Indikatorpapiere haben sich als äußerst wirksame Lösung erwiesen.  Durch Mischen entsprechender Indikatoren erhält man Universalindikatoren, die dann auf Löschpapierstreifen aufgebracht werden. Auf diese Weise erhält man nach dem Trocknen des Löschpapiers Indikatorpapiere.

Bei der Bestimmung des pH-Wertes mit universellen Indikatorpapieren werden diese in die zu prüfende Lösung getaucht. Der Verpackung der Indikatorpapiere ist in der Regel eine farbige pH-Skala beigefügt. Die Farbe des Indikatorpapiers wird mit der Farbe auf der Skala verglichen und ein ungefährer pH-Wert bestimmt.

Häusliche pH-Indikatoren

Eine Reihe von natürlich vorkommenden Substanzen dienen als pH-Indikatoren.  Zahlreiche Beispiele finden sich in unseren Küchen oder Gärten.  Dies bestätigt die These, dass die Chemie buchstäblich überall um uns herum anwesend ist.

Tee

Die meisten Menschen bemerken sicherlich, dass der zubereitete Tee durch die Zugabe von Zitronensaft einen etwas blasseren Farbton annimmt.  Das liegt daran, dass Tee-Essenz ein natürlicher pH-Indikator ist.  Durch die Zugabe von Zitronensaft wird der pH-Wert gesenkt und die Farbe ändert sich von hellbraun (neutrale Reaktion) zu strohgelb (saure Reaktion).  Für diese Farbveränderung sind chemische Verbindungen verantwortlich, die Tannine genannt werden und auch für den charakteristischen Geschmack des Tees verantwortlich sind.

Rote-Bete-Saft

Rote-Bete-Saft zeichnet sich auch durch eine unterschiedliche Farbe je nach Reaktion aus.  In saurem Milieu hat er eine rötlich-violette Farbe, die oft als Purpur bezeichnet wird.  Diese Farbe wird z.B. beim Kochen von Rote-Bete-Suppe beobachtet.  Allerdings kommt es vor, dass er während der Zubereitung, insbesondere bei zu hohen Temperaturen, seine Farbe verliert.  Dies ist auf den thermischen Zerfall von Betainen beim Kochen zurückzuführen.  Um die intensive violette Farbe wiederzuerlangen, muss die Brühe angesäuert werden, d.h. es muss z.B. eine kleine Menge Zitronensäure hinzugefügt werden.

Blumen

Die Pigmente, die in einigen Blumen wie Hortensien und Vergissmeinnicht natürlich vorkommen, sind spezifische Säure-Basen-Indikatoren.  Ihre Farbe ändert sich je nach dem pH-Wert des Bodens, in dem sie wachsen. Vergissmeinnicht zum Beispiel ist in saurem Boden rosa, in alkalischem Boden dagegen blau. Ähnlich verhält es sich mit Hortensien: je niedriger der pH-Wert, desto mehr blaue Blüten haben sie und desto intensiver ist die Farbe.