W kwaśnym roztworze pH< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Im niższe pH, tym bardziej kwaśny roztwór. Przy wartości pH > 7 mówi się, że roztwór jest zasadowy.
Istnieją różne metody określania pH roztworu. Charakter środowiska rozwiązania określa się jakościowo za pomocą wskaźników. Wskaźniki to substancje, które odwracalnie zmieniają swoją barwę w zależności od środowiska roztworu. W praktyce najczęściej stosuje się lakmus, oranż metylowy, fenoloftaleinę i wskaźnik uniwersalny (tab. 2).
Tabela 2
Kolorowanie wskaźników w różnych środowiskach rozwiązań
Wartość pH jest bardzo ważna dla medycyny, jej odchylenie od wartości prawidłowych nawet o 0,01 jednostki świadczy o procesach patologicznych w organizmie. Przy normalnej kwasowości sok żołądkowy ma pH = 1,7; krew ludzka ma pH = 7,4; ślina – pH = 6,9.
Reakcje wymiany jonowej i warunki ich występowania
Ponieważ cząsteczki elektrolitu w roztworach rozpadają się na jony, w roztworach elektrolitów zachodzą także reakcje pomiędzy jonami. Reakcje wymiany jonowej- są to reakcje pomiędzy jonami powstające w wyniku dysocjacji elektrolitów. Istotą takich reakcji jest wiązanie jonów poprzez utworzenie słabego elektrolitu. Innymi słowy, reakcja wymiany jonowej ma sens i przebiega niemal do końca, jeśli w jej wyniku powstają słabe elektrolity (osad, gaz, H 2 O itp.). Jeżeli w roztworze nie ma jonów, które mogłyby się ze sobą związać tworząc słaby elektrolit, wówczas reakcja jest odwracalna; równania dla takich reakcji wymiany nie są zapisywane.
Podczas rejestrowania reakcji wymiany jonowej stosuje się formy molekularne, w pełni jonowe i skrócone formy jonowe. Przykład zapisania reakcji wymiany jonowej w trzech postaciach:
K 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2KCl,
2K + + SO 4 2– + Ba 2+ + 2Cl – = BaSO 4 + 2K + + 2Cl – ,
Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .
Zasady układania równań reakcji jonowych
1. Wzory słabych elektrolitów zapisuje się w postaci molekularnej, a wzory mocnych elektrolitów w postaci jonowej.
2. Do reakcji przyjmuje się roztwory substancji, więc nawet słabo rozpuszczalne substancje w przypadku odczynników są zapisywane w postaci jonów.
3. Jeżeli w wyniku reakcji powstaje słabo rozpuszczalna substancja, wówczas pisząc równanie jonowe, uważa się ją za nierozpuszczalną.
4. Suma ładunków jonów po lewej stronie równania musi być równa sumie ładunków jonów po prawej stronie.
Test na temat „Teoria dysocjacji elektrolitycznej. Reakcje wymiany jonowej”
1. Reakcję zachodzącą po rozpuszczeniu wodorotlenku magnezu w kwasie siarkowym opisuje skrócone równanie jonowe:
a) Mg 2+ + SO 4 2– = MgSO 4;
b) H + + OH – = H 2 O;
c) Mg(OH)2 + 2H + = Mg2+ + 2H2O;
d) Mg(OH) 2 + SO 4 2– = MgSO 4 + 2OH –.
2. W czterech naczyniach znajduje się jeden litr 1M roztworów poniższych substancji. Który roztwór zawiera najwięcej jonów?
a) Siarczan potasu; b) wodorotlenek potasu;
c) kwas fosforowy; d) alkohol etylowy.
3. Stopień dysocjacji nie zależy od:
a) objętość roztworu; b) charakter elektrolitu;
c) rozpuszczalnik; d) stężenia.
4. Skrócone równanie jonowe
Al 3+ + 3OH – = Al(OH) 3
odpowiada interakcji:
a) chlorek glinu z wodą;
b) chlorek glinu z wodorotlenkiem potasu;
c) aluminium z wodą;
d) aluminium z wodorotlenkiem potasu.
5. Elektrolit, który nie ulega stopniowej dysocjacji to:
a) wodorotlenek magnezu; b) kwas fosforowy;
c) wodorotlenek potasu; d) siarczan sodu.
6. Słaby elektrolit to:
a) wodorotlenek baru;
b) wodorotlenek glinu;
c) kwas fluorowodorowy;
d) kwas jodowodorowy.
7. Suma współczynników w krótkim równaniu jonowym oddziaływania wody barytowej i dwutlenku węgla jest równa:
a) 6; b) 4; w 7; d) 8.
8. W roztworze nie mogą występować następujące pary substancji:
a) chlorek miedzi i wodorotlenek sodu;
b) chlorek potasu i wodorotlenek sodu;
c) kwas solny i wodorotlenek sodu;
d) kwas siarkowy i chlorek baru.
9. Substancją, której dodanie do wody nie powoduje zmiany jej przewodności elektrycznej, jest:
a) kwas octowy; b) chlorek srebra;
c) kwas siarkowy; d) chlorek potasu.
10. Jak będzie wyglądał wykres natężenia żarówki elektrycznej podłączonej do obwodu w funkcji czasu, jeśli elektrody zostaną zanurzone w roztworze wody wapiennej, przez którą przez długi czas przepuszcza się dwutlenek węgla?
a) Wzrost liniowy;
b) spadek liniowy;
c) najpierw malejące, potem rosnące;
d) najpierw rośnie, potem maleje.
Substancje zmieniające kolor pod wpływem zmiany reakcji środowiska to wskaźniki – najczęściej złożone związki organiczne – słabe kwasy lub słabe zasady. Schematycznie skład wskaźników można wyrazić wzorami HInd lub IndOH, gdzie Ind oznacza złożony anion organiczny lub kation wskaźnikowy.
W praktyce wskaźniki stosowane są od dawna, jednak pierwszą próbę wyjaśnienia ich działania podjął w 1894 roku Ostwald, tworząc tzw. teorię jonową. Zgodnie z tą teorią niezdysocjowane cząsteczki wskaźnika i jego jony Ind mają w roztworze różne barwy, a barwa roztworu zmienia się w zależności od położenia równowagi dysocjacji wskaźnika. Na przykład fenoloftaleina (wskaźnik kwasu) ma bezbarwne cząsteczki i szkarłatne aniony; oranż metylowy (główny wskaźnik) – cząsteczki żółte i kationy czerwone.
oranż metylowy fenoloftaleiny
HIndH + + Ind – IndOH 
Ind + + OH –
bezbarwny Malinow żółty czerwony
Zmiana zgodnie z zasadą Le Chateliera prowadzi do przesunięcia równowagi w prawo lub w lewo.
Zgodnie z późniejszą teorią chromoforową (Hancha) zmiana barwy wskaźników wiąże się z odwracalnym przegrupowaniem atomów w cząsteczce związku organicznego. To odwracalne przegrupowanie nazywa się tautomerią w chemii organicznej. Jeżeli w wyniku tautomerycznej zmiany struktury w cząsteczce związku organicznego pojawią się specjalne grupy zwane chromoforami, wówczas substancja organiczna nabiera koloru. Chromofory to grupy atomów zawierające jedno lub więcej wiązań wielokrotnych, które powodują selektywną absorpcję drgań elektromagnetycznych w obszarze UV. Grupy atomów i wiązań, takie jak −N=N−, =C=S, −N=O, struktury chinoidowe itp., mogą działać jako grupy chromoforowe.
Kiedy transformacja tautomeryczna prowadzi do zmiany struktury chromoforu, zmienia się kolor; jeśli po przegrupowaniu cząsteczka nie zawiera już chromoforu, kolor zniknie.
Współczesne idee opierają się na teorii jonowo-chromoforowej, zgodnie z którą zmiana koloru wskaźników spowodowana jest przejściem z formy jonowej do molekularnej i odwrotnie, czemu towarzyszy zmiana struktury wskaźników. Zatem ten sam wskaźnik może występować w dwóch postaciach o różnej budowie molekularnej i formy te mogą przechodzić w siebie, a w roztworze ustala się między nimi równowaga.
Jako przykład można rozważyć zmiany strukturalne w cząsteczkach typowych wskaźników kwasowo-zasadowych – fenoloftaleiny i oranżu metylowego pod wpływem roztworów zasad i kwasów (przy różnych wartościach pH).
Reakcja, w wyniku której na skutek tautomerycznego przegrupowania struktury cząsteczki fenoloftaleiny pojawia się w niej grupa chromoforowa powodująca pojawienie się barwy, przebiega według następującego równania:
bezbarwny bezbarwny bezbarwny
karmazynowy
Wskaźniki, podobnie jak słabe elektrolity, mają małe stałe dysocjacji. Na przykład Kd fenoloftaleiny wynosi 2∙10 -10 i w mediach obojętnych występuje głównie w postaci jej cząsteczek ze względu na bardzo niskie stężenie jonów, dlatego pozostaje bezbarwna. Po dodaniu zasady jony H+ fenoloftaleiny wiążą się, „ściągają” z jonami OH – zasady, tworząc cząsteczki wody, a położenie równowagi dysocjacji wskaźnika przesuwa się w prawo – w kierunku wzrostu stężenia Ind – jony. W środowisku zasadowym tworzy się sól disodowa, która ma strukturę chinoidową, co powoduje zabarwienie wskaźnika. Przesunięcie równowagi pomiędzy formami tautomerycznymi następuje stopniowo. Dlatego też barwa wskaźnika nie zmienia się od razu, lecz przechodzi przez barwę mieszaną do barwy anionów. Gdy do tego samego roztworu dodaje się kwas jednocześnie z neutralizacją zasady - przy wystarczającym stężeniu jonów H + - położenie równowagi dysocjacji wskaźnika przesuwa się w lewo, w kierunku molaryzacji, a roztwór ponownie ulega odbarwieniu.
Podobnie zmienia się barwa oranżu metylowego: obojętne cząsteczki oranżu metylowego nadają roztworowi barwę żółtą, która w wyniku protonowania zmienia się w czerwoną, odpowiadającą budowie chinoidów. Przejście to obserwuje się w zakresie pH 4,4–3,1:
żółto czerwony
Zatem kolor wskaźników zależy od pH środowiska. Intensywność barwy takich wskaźników jest dość duża i wyraźnie widoczna nawet przy wprowadzeniu niewielkiej ilości wskaźnika, który nie może znacząco wpłynąć na pH roztworu.
Roztwór zawierający wskaźnik stale zmienia swoją barwę wraz ze zmianą pH. Oko ludzkie nie jest jednak zbyt wrażliwe na takie zmiany. Zakres, w jakim obserwuje się zmianę barwy wskaźnika, wyznaczają fizjologiczne granice postrzegania barw przez ludzkie oko. Przy normalnym widzeniu oko jest w stanie rozróżnić obecność jednego koloru w mieszaninie z innym kolorem tylko wtedy, gdy istnieje przynajmniej pewna progowa gęstość pierwszego koloru: zmiana koloru wskaźnika jest postrzegana tylko w obszarze gdzie występuje 5-10-krotny nadmiar jednej formy w stosunku do drugiej. Na przykładzie HInd i charakteryzując stan równowagi
Łania 
H + + Ind –
odpowiednia stała
,
możemy napisać, że wskaźnik wykazuje czysto kwaśną barwę, zwykle wykrywaną przez obserwatora, kiedy
,
i czysto alkaliczne zabarwienie przy
W przedziale określonym przez te wartości pojawia się mieszany kolor wskaźnika.
Zatem oko obserwatora dostrzeże zmianę koloru dopiero wtedy, gdy reakcja ośrodka zmieni się w zakresie około 2 jednostek pH. Przykładowo dla fenoloftaleiny ten zakres pH wynosi od 8,2 do 10,5: przy pH = 8,2 oko obserwuje początek pojawiania się różowej barwy, która stopniowo nasila się do pH = 10,5, a przy pH = 10,5 nasilenie barwy czerwonej nie jest już zauważalny. Ten zakres wartości pH, w którym oko rozróżnia zmianę barwy wskaźnika, nazywany jest przedziałem przejścia barwy wskaźnika. Dla oranżu metylowego KD = 1,65·10 -4 i pK = 3,8. Oznacza to, że przy pH = 3,8 formy obojętne i zdysocjowane są w równowadze w mniej więcej równych stężeniach.
Wskazany zakres pH wynoszący około 2 jednostki dla różnych wskaźników nie mieści się w tym samym obszarze skali pH, ponieważ jego położenie zależy od konkretnej wartości stałej dysocjacji każdego wskaźnika: im silniejszy kwas HInd, tym bardziej kwaśne przejście przedział wskaźnika znajduje się w regionie . W tabeli 18 pokazuje interwały przejścia i kolory najpopularniejszych wskaźników kwasowo-zasadowych.
Aby dokładniej określić wartość pH roztworów, należy zastosować złożoną mieszaninę kilku wskaźników naniesionych na bibułę filtracyjną (tzw. „Uniwersalny wskaźnik Colthoffa”). Pasek papieru wskaźnikowego zanurza się w roztworze testowym, umieszcza na białym, wodoodpornym podłożu i kolor paska szybko porównuje się z referencyjną skalą pH.
Tabela 18.
Przedziały przejścia i kolorowanie w różnych mediach
najczęstsze wskaźniki kwasowo-zasadowe
|
Nazwa |
Kolor wskaźnika w różnych środowiskach |
||
|
Fenoloftaleina |
bezbarwny |
karmazynowy 8.0 < pH < 9.8 |
karmazynowy |
|
fioletowy 5 < рН < 8 | |||
|
Metyl Pomarańczowy |
Pomarańczowy | ||
|
3.1< рН < 4.4 | |||
|
Metyl fioletowy |
fioletowy | ||
|
Bromokrezol | |||
|
Bromotymol | |||
|
Tymol |
2,5 < pH < 7,9 | ||
Wskaźniki- związki organiczne, które mogą zmieniać kolor roztworu pod wpływem zmiany kwasowości (pH). Wskaźniki są szeroko stosowane w miareczkowaniach w chemii analitycznej i biochemii. Ich zaletą jest niski koszt, szybkość i przejrzystość badań.
Wskaźniki stosuje się zwykle poprzez dodanie kilku kropli roztworu wodnego lub alkoholowego lub niewielkiej ilości proszku do próbki badanego roztworu. Zatem podczas miareczkowania do porcji roztworu testowego dodaje się wskaźnik i obserwuje się zmiany koloru w punkcie równoważności.
Interwały zmiany koloru wskaźnika
Na rysunku przedstawiono przybliżone dane dotyczące występowania różnych barwnych form wskaźników w roztworach wodnych.
Bardziej szczegółowe informacje (wielokrotne przejścia, liczbowa wartość pH) znajdują się w kolejnym rozdziale.
Tabela wartości przejścia pH dla najpopularniejszych wskaźników
Powszechnie stosowane w praktyce laboratoryjnej wskaźniki kwasowo-zasadowe podawane są w kolejności rosnących wartości pH powodujących zmiany barwy. Cyfry rzymskie w nawiasach kwadratowych odpowiadają numerowi zmiany koloru (dla wskaźników z kilkoma punktami przejścia).
| Wskaźnik i numer przejścia | X | Koloruj więcej forma kwaśna | Przedział pH i numer przejścia | Koloruj więcej forma alkaliczna |
||
|---|---|---|---|---|---|---|
| Fiolet metylowy | żółty | 0,13-0,5 [I] | zielony | |||
| Czerwień krezolowa [I] | czerwony | 0,2-1,8 [I] | żółty | |||
| Fiolet metylowy | zielony | 1,0-1,5 | niebieski | |||
| Błękit tymolowy [I] | Do | czerwony | 1,2-2,8 [I] | żółty | ||
| Tropeolina 00 | o | czerwony | 1,3-3,2 | żółty | ||
| Fiolet metylowy | niebieski | 2,0-3,0 | fioletowy | |||
| Żółcień (di)metylowa | o | czerwony | 3,0-4,0 | żółty | ||
| Błękit bromofenolowy | Do | żółty | 3,0-4,6 | niebiesko-fioletowy | ||
| Kongo, czerwień | czerwony | 3,0-5,2 | niebieski | |||
| Oranż metylowy | o | czerwony | 3,1-(4,0)4,4 | (pomarańczowy żółty | ||
| Zieleń bromokrezolowa | Do | żółty | 3,8-5,4 | niebieski | ||
| Błękit bromokrezolowy | żółty | 3,8-5,4 | niebieski | |||
| Lakmoid | Do | czerwony | 4,0-6,4 | niebieski | ||
| Czerwień metylowa | o | czerwony | 4,2(4,4)-6,2(6,3) | żółty | ||
| Chlorofenole czerwone | Do | żółty | 5,0-6,6 | czerwony | ||
| Lakmus (azolithmina) | czerwony | 5,0-8,0 (4,5-8,3) | niebieski | |||
| Fiolet bromokrezolowy | Do | żółty | 5,2-6,8(6,7) | jasny czerwony | ||
| Błękit bromotymolowy | Do | żółty | 6,0-7,6 | niebieski | ||
| Neutralna czerwień | o | czerwony | 6,8-8,0 | bursztynowo-żółty | ||
| Czerwień fenolowa | O | żółty | 6,8-(8,0)8,4 | jasny czerwony | ||
| Krezol czerwony | Do | żółty | 7,0(7,2)-8,8 | Ciemno czerwony | ||
| α-naftoloftaleina | Do | żółto-różowy | 7,3-8,7 | niebieski | ||
| Błękit tymolowy | Do | żółty | 8,0-9,6 | niebieski | ||
| Fenoloftaleina [I] | Do | bezbarwny | 8,2-10,0 [I] | malinowa czerwień | ||
| Tymoloftaleina | Do | bezbarwny | 9,3(9,4)-10,5(10,6) | niebieski | ||
| Żółcień alizarynowa LJ | Do | jasnożółty cytrynowy | 10,1-12,0 | brązowo-żółty | ||
| Błękit Nilu | niebieski | 10,1-11,1 | czerwony | |||
| Fiolet diazowy | żółty | 10,1-12,0 | fioletowy | |||
| Indygo karminowy | niebieski | 11,6-14,0 | żółty | |||
| Niebieski Epsilon | Pomarańczowy | 11,6-13,0 | ciemny fiolet | |||
WSKAŹNIKI(od łacińskiego wskaźnika - wskaźnik) - substancje, które pozwalają monitorować skład środowiska lub postęp reakcji chemicznej. Do najczęstszych należą wskaźniki kwasowo-zasadowe, które zmieniają kolor w zależności od kwasowości roztworu. Dzieje się tak, ponieważ w środowisku kwaśnym i zasadowym cząsteczki wskaźnika mają różną budowę. Przykładem jest powszechny wskaźnik fenoloftaleina, który wcześniej był również stosowany jako środek przeczyszczający pod nazwą purgen. W środowisku kwaśnym związek ten występuje w postaci niezdysocjowanych cząsteczek, a roztwór jest bezbarwny, a w środowisku zasadowym występuje w postaci pojedynczo naładowanych anionów, a roztwór ma szkarłatną barwę ( cm. Dysocjacja ELEKTROLITYCZNA. ELEKTROLITY). Jednak w środowisku silnie zasadowym fenoloftaleina ponownie ulega odbarwieniu! Dzieje się tak na skutek powstania innej bezbarwnej formy wskaźnika - w postaci potrójnie naładowanego anionu. Wreszcie w stężonym kwasie siarkowym ponownie pojawia się czerwony kolor, choć nie tak intensywny. Jej winowajcą jest kation fenoloftaleiny. Ten mało znany fakt może prowadzić do błędów w określeniu reakcji otoczenia.
Wskaźniki kwasowo-zasadowe są bardzo zróżnicowane; wiele z nich jest łatwo dostępnych i dlatego znanych jest od wieków. Są to wywary lub ekstrakty z kolorowych kwiatów, jagód i owoców. Tak więc wywar z irysa, bratków, tulipanów, jagód, jeżyn, malin, czarnych porzeczek, czerwonej kapusty, buraków i innych roślin zmienia kolor na czerwony w środowisku kwaśnym i zielononiebieski w środowisku zasadowym. Łatwo to zauważyć, jeśli umyjesz patelnię z resztkami barszczu wodą z mydłem (tj. zasadową). Stosując roztwór kwaśny (ocet) i roztwór zasadowy (soda oczyszczona, a jeszcze lepiej soda oczyszczona), można również wykonać napisy na płatkach w różnych kolorach w kolorze czerwonym lub niebieskim.
Zwykła herbata jest również wskaźnikiem. Jeśli do szklanki mocnej herbaty wrzucisz sok z cytryny lub rozpuścisz kilka kryształków kwasku cytrynowego, herbata natychmiast stanie się lżejsza. Jeśli rozpuścisz sodę oczyszczoną w herbacie, roztwór ciemnieje (oczywiście nie należy pić takiej herbaty). Herbata z kwiatów („hibiskus”) ma znacznie jaśniejsze kolory.
Prawdopodobnie najstarszym wskaźnikiem kwasowo-zasadowym jest lakmus. Już w 1640 roku botanicy opisali heliotrop (Heliotropium turnesole), pachnącą roślinę o ciemnofioletowych kwiatach, z której wyizolowano substancję barwiącą. Barwnik ten wraz z sokiem fioletowym stał się powszechnie stosowany przez chemików jako wskaźnik, który w środowisku kwaśnym przybiera barwę czerwoną, a w środowisku zasadowym niebieską. Można o tym przeczytać w pracach słynnego XVII-wiecznego fizyka i chemika Roberta Boyle’a. Początkowo wody mineralne badano za pomocą nowego wskaźnika, a od około 1670 roku zaczęto go wykorzystywać w doświadczeniach chemicznych. „Gdy dodam znikomą ilość kwasu” – pisał o „tournezolu” w 1694 roku francuski chemik Pierre Paume – „robi się on czerwony, więc jeśli ktoś chce wiedzieć, czy coś zawiera kwas, można go użyć”. 1704 niemiecki naukowiec M. Valentin nazwał tę farbę lakmusową, słowo to zachowało się we wszystkich językach europejskich z wyjątkiem francuskiego, w języku francuskim lakmus to tournesol, co dosłownie oznacza „obracanie się za słońcem”. „heliotrop” oznacza to samo, tyle że w języku greckim. Szybko okazało się, że lakmus można otrzymać także z tańszych surowców, np. z niektórych gatunków porostów.
Niestety prawie wszystkie naturalne wskaźniki mają poważną wadę: ich wywary dość szybko się psują - kwaśnieją lub pleśnieją (roztwory alkoholowe są bardziej stabilne). Kolejną wadą jest zbyt duży odstęp między zmianami kolorów. W takim przypadku odróżnienie np. ośrodka obojętnego od słabo kwaśnego lub słabo zasadowego od silnie zasadowego jest trudne lub niemożliwe. Dlatego laboratoria chemiczne stosują wskaźniki syntetyczne, które gwałtownie zmieniają kolor w dość wąskich granicach pH. Znanych jest wiele takich wskaźników, a każdy z nich ma swój własny obszar zastosowania. Na przykład fiolet metylowy zmienia kolor z żółtego na zielony w zakresie pH 0,13 - 0,5; oranż metylowy – od czerwieni (pH< 3,1) до оранжево-желтой (рН 4); бромтимоловый синий – от желтой (рН < 6,0) до сине-фиолетовой (рН 7,0); фенолфталеин – от бесцветной (рН < 8,2) до малиновой (рН 10); тринитробензол – от бесцветной (pH < 12,2) до оранжевой (рН 14,0).
W laboratoriach często stosuje się wskaźniki uniwersalne - mieszaninę kilku indywidualnych wskaźników, dobranych tak, aby ich roztwór naprzemiennie zmieniał kolor, przechodząc przez wszystkie kolory tęczy, gdy kwasowość roztworu zmienia się w szerokim zakresie pH (na przykład od 1 do 11 ). Paski papieru często impregnuje się roztworem uniwersalnego wskaźnika, który pozwala szybko (aczkolwiek z niezbyt dużą dokładnością) określić pH analizowanego roztworu poprzez porównanie koloru paska nasączonego roztworem z kolorem referencyjnym skala.
Oprócz wskaźników kwasowo-zasadowych stosuje się również inne typy wskaźników. Zatem wskaźniki redoks zmieniają swój kolor w zależności od tego, czy w roztworze występuje środek utleniający, czy redukujący. Na przykład utleniona forma difenyloaminy jest fioletowa, podczas gdy forma zredukowana jest bezbarwna. Niektóre utleniacze same w sobie mogą służyć jako wskaźniki. Na przykład podczas analizy związków żelaza(II) podczas reakcji
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4? 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
dodany roztwór nadmanganianu ulega odbarwieniu, jeśli w roztworze obecne są jony Fe 2+. Gdy tylko pojawi się najmniejszy nadmiar nadmanganianu, roztwór zmienia kolor na różowy. Na podstawie ilości zużytego nadmanganianu łatwo jest obliczyć zawartość żelaza w roztworze. Podobnie w licznych analizach metodą jodometryczną sam jod służy jako wskaźnik; Aby zwiększyć czułość analizy, stosuje się skrobię, która umożliwia wykrycie najmniejszego nadmiaru jodu.
Szeroko stosowane są wskaźniki kompleksometryczne - substancje tworzące kolorowe złożone związki z jonami metali (z których wiele jest bezbarwnych). Przykładem jest czerń eriochromowa T; roztwór tego złożonego związku organicznego ma barwę niebieską, a w obecności jonów magnezu, wapnia i innych jonów tworzą się kompleksy o intensywnie winnej barwie. Analizę przeprowadza się w następujący sposób: do roztworu zawierającego analizowane kationy i wskaźnik wkrapla się środek kompleksujący, najczęściej Trilon B, który jest silniejszy od wskaźnika. Gdy tylko Trilon całkowicie zwiąże wszystkie kationy metali, powstaje wyraźna nastąpi przejście z koloru czerwonego na niebieski. Na podstawie ilości dodanego trilonu łatwo obliczyć zawartość kationów metali w roztworze.
Znane są również inne typy wskaźników. Na przykład niektóre substancje są adsorbowane na powierzchni osadu, zmieniając jego kolor; takie wskaźniki nazywane są wskaźnikami adsorpcji. Podczas miareczkowania roztworów mętnych lub kolorowych, w których prawie nie można zauważyć zmiany koloru konwencjonalnych wskaźników kwasowo-zasadowych, stosuje się wskaźniki fluorescencyjne. Świecą (fluorezują) różnymi kolorami w zależności od pH roztworu. Na przykład fluorescencja akrydyny zmienia się z zielonej przy pH = 4,5 na niebieską przy pH = 5,5; Ważne jest, aby blask wskaźnika nie zależał od przezroczystości i wewnętrznej barwy roztworu.
Ilia Leenson
WSKAŹNIKI(wskaźnik późnego łac. - wskaźnik), chemiczny. substancje, które zmieniają kolor, luminescencję lub tworzą osad, gdy zmienia się stężenie substancji. składnik rozwiązania. Wskaż konkretny stan systemu lub moment osiągnięcia tego stanu. Istnieją wskaźniki odwracalne i nieodwracalne. Może wystąpić zmiana koloru tego pierwszego, gdy zmienia się stan układu (na przykład fenoloftaleina, gdy zmienia się pH ośrodka). powtarzane wiele razy. Wskaźniki nieodwracalne podlegają nieodwracalnej chemii. przemiany, na przykład związki azowe podczas utleniania jonami BrO 3 - są zniszczone. Nazywa się wskaźniki wprowadzane do badanego rozwiązania. wewnętrzny, w przeciwieństwie do zewnętrznego, którego procedura jest przeprowadzana na zewnątrz analizowanej mieszaniny. W tym drugim przypadku jeden lub więcej. Krople analizowanego roztworu umieszcza się na kartce papieru nasączonej wskaźnikiem lub miesza się je z kroplą wskaźnika na białej porcelanowej płytce. I Wskaźniki są najczęściej używane do określenia końca populacji. chemia dzielnice, rozdz. przyr. punkt końcowy miareczkowania (t.t.t.). Zgodnie z miareczkowaniem metody rozróżniają kwas-zasada, adsorpcja, utlenianie-redukcja. i kompleksometryczny. wskaźniki. są związkami p-rime org, które zmieniają swoją barwę lub luminescencję w zależności od stężenia jonów H+ (pH środowiska). Aplikacja do ustalenia końca roztworu pomiędzy związkami i zasadami (w tym podczas miareczkowania kwasowo-zasadowego) lub innych roztworów, jeśli zawierają jony H+, a także do kolorymetrii. oznaczanie pH roztworów wodnych. Naib. ważne wskaźniki kwasowo-zasadowe podano w tabeli. 1. Przyczyną zmiany koloru wskaźników jest to, że dodanie lub oddanie protonów przez ich cząsteczki wiąże się z zastąpieniem niektórych grup chromoforowych innymi lub pojawieniem się nowych grup chromoforowych. Jeśli wskaźnik ma słabą wartość HIn, wówczas w roztworze wodnym panuje równowaga: HIn + H 2 O D w - + H3O + . Jeśli wskaźnikiem jest słaba zasada In, to: In + H 2 O D HIn + + OH - . W ogólnej formie możemy napisać: In a + H 2 O D W b + H 3 O +, gdzie odpowiednio In a i In b -. kwasowe i zasadowe formy wskaźnika, które są różnie zabarwione. Stała równowagi tego procesu to K ln = / tzw. stała wskaźnika. Kolor roztworu zależy od stosunku /, który zależy od pH roztworu.Uważa się, że barwa jednej formy wskaźnika jest zauważalna, jeżeli jej stężenie jest 10-krotnie wyższe od stężenia drugiej formy, tj. jeśli stosunek / = /K ln wynosi 0,1 lub 10. Zmianę koloru wskaźnika obserwuje się w obszarze pH = pK ln b 1, co jest tzw. interwał przejścia wskaźnika. Zmiana maks. wyraźnie, gdy = i K. ln = [H 3 O] +, tj. przy pH = pK ln. Wartość pH, przy której zwykle kończy się miareczkowanie, nazywa się. wskaźnik miareczkowania pT. Wskaźniki do miareczkowania dobiera się tak, aby w przedziale przejścia barwy mieściła się wartość pH, jaką roztwór powinien posiadać w punkcie równoważności. Często ta wartość pH nie pokrywa się z pH zastosowanego wskaźnika, co prowadzi do tzw. błąd wskaźnika. Jeśli w c.t.t. pozostaje nadmiar niemiareczkowanej słabej zasady lub związku, nazywa się to błędem. odpowiednio zasadowy lub kwaśny.
Czułość wskaźnika to stężenie (w mol/l) oznaczanego jonu (w tym przypadku H + lub OH -
) w punkcie max. nagła zmiana koloru. Istnieją: wskaźniki wrażliwe na kwasy z okresem przejściowym w zakresie zasadowych wartości pH (na przykład fenoloftaleina, tymoloftaleina); wskaźniki wrażliwe na zasady z okresem przejściowym w obszarze kwasowym (jak żółcień dimetylowa, oranż metylowy itp.); wskaźniki neutralne, których interwał przejściowy wynosi ok. pH 7 (czerwień neutralna, czerwień fenolowa itp.). I Wskaźniki mają jeden lub dwa kolorowe kształty; takie wskaźniki nazywane są odpowiednio jednokolorowe i dwukolorowe. Naib. wyraźną zmianę koloru można zaobserwować w przypadku tych wskaźników, których formy kwasowe i zasadowe są zabarwione uzupełniająco. zabarwienie. Jednak takie wskaźniki nie istnieją. Dlatego też dodanie barwnika powoduje odpowiednią zmianę barw obu form. Zatem dla czerwieni metylowej przejście od czerwieni do żółci następuje w zakresie 2 jednostek pH, a jeśli do roztworu doda się błękit metylenowy, wówczas przejście barwy od czerwono-fioletowej do zielonej obserwuje się ostro i wyraźnie przy pH 5,3. Podobny efekt można uzyskać stosując mieszankę dwóch wskaźników, których kolory uzupełniają się nawzajem. przyjaciel. Takie wskaźniki nazywane są mieszane (tabela 2).
Nazywa się mieszaniny wskaźników, które w sposób ciągły zmieniają swoją barwę w całym zakresie pH od 1 do 14. uniwersalny. Używane są przez ok. ocena pH roztworów.
Na zmianę barwy wskaźnika ma wpływ jego stężenie. W przypadku wskaźników dwukolorowych im wyższe stężenie, tym mniej dramatyczna zmiana koloru, ponieważ Widma absorpcyjne obu form w większym stopniu nakładają się na siebie, a zmiana koloru staje się trudniejsza do wykrycia. Zwykle stosuje się tę samą minimalną (kilka kropli roztworu) ilość wskaźnika.
Przedział przejścia wielu wskaźników zależy od temperatury. Zatem oranż metylowy zmienia swoją barwę w temperaturze pokojowej w zakresie pH 3,4-4,4 i w temperaturze 100°C w zakresie pH 2,5-3,3. Dzieje się tak na skutek zmiany produktu jonowego wody.
Cząsteczki koloidalne obecne w roztworze adsorbują wskaźniki, co prowadzi do całkowitej zmiany jego barwy. Aby wyeliminować błędy w obecności. dodatnio naładowane cząstki koloidalne, należy zastosować wskaźniki zasadowe i jeśli są obecne. naładowane ujemnie - wskaźniki kwasowe.
Podczas miareczkowania w normalnych warunkach należy wziąć pod uwagę wpływ rozpuszczonego CO 2, zwłaszcza przy stosowaniu wskaźników o pK ln > 4 (np. oranż metylowy, czerwień metylowa, fenoloftaleina). Czasami CO 2 usuwa się najpierw przez gotowanie lub roztwór miareczkuje się bez kontaktu z atmosferą.
Wpływ obcych elektrolitów obojętnych (efekt soli) objawia się przesunięciem równowagi wskaźników. W przypadku wskaźników kwasowych przedział przejściowy przesuwa się w stronę bardziej kwaśnego, a w przypadku wskaźników zasadowych w obszar bardziej zasadowy.
W zależności od charakteru rozpuszczalnika zmieniają się barwy wskaźników, ich pK ln i czułość. Zatem czerwień metylowa w wodzie daje przejście barwne przy wyższych wartościach aktywności jonów H+ niż błękit bromofenolowy, a w roztworze glikolu etylenowego jest odwrotnie. W roztworach wodno-metanolowych i wodno-etanolowych zmiana w stosunku do środowiska wodnego jest niewielka. W środowisku alkoholowym wskaźniki kwasowe są bardziej wrażliwe na jony H + niż wskaźniki zasadowe.
Chociaż przy miareczkowaniu w środowisku obojętnym wskaźniki kwasowo-zasadowe ustawia się zwykle potencjometrycznie za pomocą szklanej elektrody wskaźnikowej, stosuje się również wskaźniki kwasowo-zasadowe (tab. 3).
Najczęściej do miareczkowania słabych zasad stosuje się czerwień metylową w dioksanie lub fiolet krystaliczny w bezwodnym CH 3 COOH; podczas miareczkowania słabych leków - błękit tymolowy w DMF.
Zachowanie wskaźników w środowisku niewodnym i wodnym jest podobne. Przykładowo dla słabej wartości HIn w roztworze SH możemy zapisać równowagę: HIn + SH D w - + SZ2 + . Mechanizm działania wskaźników jest taki sam jak w wodzie, tylko w mediach niewodnych stosuje się odpowiednie skale kwasowości (pH p, pA; patrz Miareczkowanie kwasowo-zasadowe).
Wskaźniki luminescencyjne są również stosowane jako wskaźniki kwasowo-zasadowe, zmieniające kolor i intensywność fluorescencji w zależności od pH i umożliwiające miareczkowanie silnie zabarwionych i mętnych roztworów.
Do miareczkowania słabych związków tzw. wskaźniki zmętnienia, tworząc odwracalne układy koloidalne, które koagulują w bardzo wąskim zakresie pH (na przykład izonitroacetylo-n-aminobenzen powoduje zmętnienie przy pH 10,7-11,0). Jako wskaźniki kwasowo-zasadowe można stosować kompleksy metali ze wskaźnikami metalochromowymi (patrz poniżej); Kompleksy te po zniszczeniu zmieniają barwę roztworu w wąskim zakresie pH.
Aby określić org. zestaw i zasady są obecne w wodzie. Stosuje się tzw. rozpuszczalnik, który się z nim nie miesza. wskaźniki amfibii, które są solami kwasów wskaźnikowych (na przykład tropeolina 00) z rozkładem. org. zasady (np. alkaloidy). Wskaźniki te są dobrze rozpuszczalne. w org. r-ritele, złe w wodzie; są bardzo wrażliwe.
Wskaźniki adsorpcyjne to substancje, które mogą zostać zaadsorbowane na powierzchni osadu i zmienić barwę lub intensywność luminescencji.Wskaźniki te są zwykle odwracalne i stosowane są w miareczkowaniu strącającym.Osad absorbuje przede wszystkim jony identyczne z tymi, które wchodzą w skład osadu. sam osad osad, po którym następuje adsorbcja wskaźnika. Dużą grupę wskaźników stanowią barwniki (tab. 4), które adsorbowane przez powierzchnię osadu tworzą sole z jonami zawartymi w osadzie.
Na przykład roztwór eozyny ma kolor różowy, który nie zmienia się po dodaniu AgNO 3. Jednak podczas miareczkowania roztworem KBr wytrącający się osad adsorbuje jony Ag +, które przyłączają aniony eozyny. Osad staje się czerwono-fioletowy. W c.t.t., gdy wszystkie jony Ag + zostaną zmiareczkowane, kolor osadu zanika, a roztwór ponownie staje się różowy.
Inorg. adsorbuje. wskaźniki tworzą barwny osad lub kompleksy z jonami titrantowymi (takimi jak np. jony CrO 4 stosowane jako wskaźniki- i SCN - w argentometrii).
Jako adsorbent. Stosowane są również niektóre wskaźniki: kwasowo-zasadowa, utlenianie-redukcja. i kompleksometryczny. wskaźniki, których właściwości (stałe dysocjacji kwasu, potencjały oksydacyjno-redukcyjne i stałe stabilności kompleksów z kationami metali) w adsorberze. Stan ten zależy od charakteru i stężenia jonów na powierzchni osadu.
Redukcja utleniania wskaźniki - substancje, które mogą zmieniać kolor w zależności od utleniania i redukcji. potencjał rozwiązania. Służy do ustalenia temperatury utleniania-redukcji. miareczkowania i kolorymetrii oznaczanie utleniania-redukcji. potencjał (głównie w biologii). Takimi wskaźnikami są z reguły substancje, które same ulegają utlenianiu lub redukcji, a formy utlenione (In Ox) i zredukowane (In Red) mają różne kolory.
Do odwracalnej redukcji utleniania. wskaźniki można zapisać: In Oх + ne D W kolorze czerwonym, gdzie n jest liczbą elektronów. Przy potencjale E stosunek stężeń obu form wskaźnika określa równanie Nernsta:
,
gdzie E ln - rzeczywista redukcja utleniania. potencjał wskaźnikowy, w zależności od składu roztworu. Przedział przejścia barwy praktycznie obserwuje się, gdy stosunek / zmienia się od 0,1 do 10, co w temperaturze 25 °C odpowiada re mi (w V) = mi ln b (0,059/n). Potencjał odpowiadający najostrzejszej zmianie koloru jest równy Eln. Wybierając wskaźnik, należy wziąć pod uwagę rozdz. przyr. wartości Eln, współczynnik. ekstynkcja molowa obu form wskaźnika i potencjał rozwiązania w punkcie równoważności. Podczas miareczkowania silnymi środkami utleniającymi (K 2 Cr 2 O 7, KMnO 4 itp.) Stosuje się wskaźniki o stosunkowo wysokim Eln, na przykład difenyloaminę i jej pochodne; przy miareczkowaniu silnymi środkami redukującymi [solami Ti(III), V(II) itp.] stosuje się wskaźniki o stosunkowo niskim Eln, np. safraninę, błękit metylenowy (tab. 5).
Niektóre substancje zmieniają swój kolor nieodwracalnie, np. podczas utleniania ulegają zniszczeniu, tworząc bezbarwny. produkty takie jak indygo pod wpływem podchlorynów czy niebiesko-czarny naftol pod wpływem jonów BrO 3.
Wskaźniki kompleksometryczne to substancje tworzące barwne kompleksy z jonami metali (M), różniące się barwą od samych wskaźników.Służą do wyznaczania wskaźników kompleksometrycznych w kompleksometrii. Stabilność kompleksów metali ze wskaźnikami (In) jest mniejsza niż odpowiednich kompleksonianów,
Dlatego w kompleksach kompleksony wypierają wskaźniki z kompleksów z metalami. W momencie zmiany koloru w punkcie równoważności = i dlatego рМ = - log K Mln, gdzie wywoływane jest рМ = - log[M]. punkt przejścia wskaźnika, K Mln - stała stabilności kompleksu metalu ze wskaźnikiem. Błąd podczas miareczkowania wynika z faktu, że pewna ilość
