Phenolphtalein statt Methylrot?
Warum kann ich bei der Titration einer starken Säure (Schwefelsäure) mit einer starken Base (Natronlauge), wo der Äquivalenzpunkt zwischen pH 6,3 und pH 7 liegt, als Farbindikator Phenolphtalein statt Methylrot benutzen, wenn Phenolphtalein doch erst bei einem pH-Wer von 8,2 farbig wird? Bzw. warum gibt es überhaupt einen Farbumschlag?
2 Antworten
Den Grund siehst Du am angehängten Bild. Es zeigt die Titration einer 0.1 molaren Salzsäure (20 ml) mit einer 0.1 mol/l NaOH. Die Kurve ist berechnet, daher weiß ich an jedem Punkt der Kurve ganz genau den pH, notfalls auf 10 Stellen genau.
Der Äquivalenzpunkt liegt bei genau 20 ml. D.h., beim Verbarauch V=20 ml bekommt man genau pH 7. Bei 19 ml liegt er dagegen noch bei pH=2.591, bei 19.9 ml bei pH=3.601, bei 19.95 ml bei pH=3.903, bei 19.99 ml immer noch bei pH=4.602. Umgekehrt, bei 20.01 ml hat das Ding bereits 9.398 und bei 20.05 ml bekommst Du dannpH=10.096.
Du siehst, der pH springt in einem ganz kleinen Bereich von NaOH-Zugabe um viele pH-Einheiten. Es ist Dir aber völlig egal, ob Du einen Verbrauch von 20.0 ml oder 20.01 ml mißt; genauer als 0.03–0.05 ml kannst Du mit einer Standard-Bürette ohnehin kaum werden.
Deshalb kannst Du grob jeden Indikator nehmen, der zwischen pH 4 und pH 10 umschlägt, weil dann der Umschlagpunkt immer noch am Äquivalenzpunkt plus/minus 0.02 ml liegt, also im Rahmen der Bürettengenauigkeit.
Und ich verstehs einfach nicht, weil unsere Laborleiter wollte uns halt kein Methylrot rausgeben hat gesagt, es geht auch mit Phenolphthalein und hat uns das genauso erklärt, wie du mir. Ich dachte, ich hätte das vollkommen falsch verstanden, aber anscheinend ja nicht...
Möglicherweise war die Frage ja ganz anders gemeint. Nämlich in der Art von Warum schlägt ein Indikator überhaupt um? oder etwas plakativer Woher weiß der Indikator eigentlich, wann die Titration zu Ende ist?
Wüßtest Du da auch eine Antwort drauf?
Vielleicht weil die funktionellen Gruppen eines Indikators während der Titration so beeinflusst werden/verändert werden, dass aus dem Indikator ein Teilchen entsteht, das eine Farbe hat? Ich hab mal versucht, das über Wikipedia zu verstehen, aber da hab ich nur Bahnhof verstanden :(
Jede Säure (oder Base, das ist ja dieselbe Katze, nur von der Schwanzseite gesehen) hat eine Säurekonstante, den pKa-Wert. Wenn Du eine Säure (oder ihr Salz) in Wasser löst und den pH genau auf den pKa-Wert bringst, dann liegt genau die Hälfte des Zeugs als Säure und die andere Hälfte als Base vor.
Beispiel Essigsäure (pKa=4.75). Bei pH=4.75 hast Du genau die gleich viel Essigsáure wie Acetat in der Suppe, bei pH 3.75 sind es praktisch 100% Essigsáure und bei pH 5.75 sind es praktisch 100% Acetat. Davon merken wir aber nichts, weil Acetat und Essigsäure beide farblos sind. Könnten unsere Augen zwischen Essigsäure und Acetat unterscheiden, dann könnten wir sie als Indikator verwenden, der bei pH 4.75 (plusminus ein paar Zehntel) umschlägt.
Die typischen Indikatoren sind also einfach Säuren (organische Säuren mit komplizierter Struktur), die als freie Säure und als Salz verschiedene Farben haben. Nützlich sind solche mit Pka-Werten zwischen 2 und 12.
Wie machen die die verschiedenen Farben? Naja, dazu braucht man eigentlich Quantenchemie. Meistens ist es so, daß die Basenform (Anion) tiefer gefärbt ist, weil die Elektronen sehr weit über das große Molekül verteilt sind; wenn sich jetzt daran im Sauren das Proton anlagert (also die Säure bildet), dann bleibt weniger Platz für die Elektronen. Die finden das nicht so toll und sind weniger farbig. Gaaanz grob gesagt.
Das mit dem pKa-Wert verstehe ich. Hab ich erst heute wieder gebraucht, um den pH-Wert von Essigsäure auszurechnen und bin beruhigt, dass ich für den pKa-Wert auch 4,75 raus habe :D Danke :D
Gut, in die Quantenmechanik muss es jetzt noch nicht unbedingt gehen, da sind wir in Physik auch noch lange nicht.
Also meine Indikatoren sind einfach Säuren (oder Basen?), die da mit rumschwimmen und als Säure ne andere Farbe haben, als wenn sie als Salz vorliegen. Jetzt frag ich mich aber, würden die nicht das Ergebnis verfälschen? Bzw. verändern die nicht auch den pH-Wert dann schon von sich aus?
Das nennt man auch den „Indikatorfehler“. Der ist allerdings nicht groß, weil man so wenig Indikator nimmt — typischerweise hat man in einem Zumindest ein paar Millimol Säure oder Base, aber die Menge Indikator liegt im Mikromolbereich. Das liegt daran, daß gute Farbstoffe wahnsinnig intensiv sind und wir oft Konzentrationen von nmol/ml noch locker sehen können.
Wer sehr verdünnt titriert, ist aber (auch aus anderen Gründen) mit einer pH-Elektrode besser bedient als mit einem Indikator. Im Extremfall bestimmt er nämlich nicht mehr die Säurekonzentration, sondern nur noch die Indikatorkonzentration.
vielleicht wollt er nur hören, dass bei einer Titration einer Säure mit einer Lauge ein Indikator, der im alkalischen anzeigt günstiger ist als einer, der wie Methylrot in diesem Fall von rot nach gelb umschlagen würde.
Wie schnell erfolgt die Änderung des pH-Wertes bei Zugabe einer kleinen Menge des Titers in der Nähe des Äquivalenzpunktes?
Die pH-Wert Änderung erfolgt dann ziemlich schnell. Aber nur, wenn man starke Säuren mit starken Basen und umgekehrt titriert.
In der Antwort von indiachinacook steht schon, worauf ich mit dieser Frage hinauswollte.
Ja... das habe ich mit meinen eigenen Worten in meinem Protokoll auch so in die Ergebnisdiskussion geschrieben... das wurde angestrichen und dann nur dazu geschrieben "Warum gibt es einen Umschlag?".