индикатор рН

Индикаторы pH: графическое представление

Индикатор pH — это галохромное химическое соединение, добавляемое в небольших количествах в раствор, чтобы pH ( кислотность или основность ) раствора можно было определить визуально или спектроскопически по изменениям свойств поглощения и/или излучения. ^{[ 1 ]} Следовательно, индикатор pH является химическим детектором ионов гидроксония (H ₃ O ⁺) или ионы водорода (H ⁺) в модели Аррениуса .

Обычно индикатор вызывает изменение цвета раствора в зависимости от pH. Индикаторы также могут показывать изменение других физических свойств; например, обонятельные индикаторы показывают изменение их запаха . Значение pH нейтрального раствора составляет 7,0 при 25°C ( стандартные лабораторные условия ). Растворы со значением pH ниже 7,0 считаются кислыми, а растворы со значением pH выше 7,0 — основными. Поскольку большинство встречающихся в природе органических соединений , являются слабыми электролитами , таких как карбоновые кислоты и амины , индикаторы pH находят широкое применение в биологии и аналитической химии . Более того, индикаторы pH представляют собой один из трех основных типов индикаторных соединений, используемых в химическом анализе. Для количественного анализа использование комплексометрических индикаторов . катионов металлов предпочтительно ^{[ 2 ]}^{[ 3 ]} тогда как третий класс соединений, окислительно-восстановительные индикаторы , используются при окислительно-восстановительном титровании ( титрование, включающее одну или несколько окислительно-восстановительных реакций в качестве основы химического анализа).

Теория

Сами по себе индикаторы pH обычно представляют собой слабые кислоты или слабые основания. Общую схему реакции кислых индикаторов pH в водных растворах можно сформулировать следующим образом:

HInd _{(водный)} + H
₂ О _(л) ⇌ Ч
₃3О ⁺_(вод) + Индий ⁻_(вода)

где «HInd» — кислая форма, а «Ind» ⁻" – сопряженное основание индикатора.

И наоборот для основных показателей pH в водных растворах:

ИндоОН _{(водный)} + H
₂ О _(л) ⇌ Ч
₂ О _(л) + Инд ⁺_{(водный)} + ОН ⁻_(вода)

где «IndOH» означает основную форму, а «Ind» ⁺«для сопряженной кислоты индикатора.

Отношение концентрации сопряженной кислоты/основания к концентрации кислотно-щелочного индикатора определяет pH (или pOH) раствора и связывает цвет со значением pH (или pOH). Для индикаторов pH, являющихся слабыми электролитами, уравнение Хендерсона – Хассельбаха можно записать как:

pH = p K _a + log ₁₀ ⁠ [ Индийский ⁻] [HInd] ⁠

или

pOH = p K _b + log ₁₀ ⁠ [ Индийский ⁺] [ИндОН] ⁠

Уравнения, полученные на основе константы кислотности и константы основности, показывают, что, когда pH равен p K _a или p K _b значению индикатора , оба вида присутствуют в соотношении 1: 1. Если pH превышает значение p K _a или p K _b , концентрация сопряженного основания превышает концентрацию кислоты, и доминирует цвет, связанный с сопряженным основанием. Если pH ниже значения p K _a или p K _b , верно обратное.

Обычно изменение цвета не происходит мгновенно при значении p K _a или p K _b , но существует диапазон pH, в котором присутствует смесь цветов. Этот диапазон pH варьируется в зависимости от индикатора, но, как правило, он находится между значениями p K _a или p K _b плюс или минус единица. Это предполагает, что растворы сохраняют свой цвет до тех пор, пока сохраняется не менее 10% других видов. Например, если концентрация сопряженного основания в 10 раз превышает концентрацию кислоты, то их соотношение будет 10:1, и, следовательно, pH будет равен p K _a + 1 или p K _b + 1. И наоборот, если a 10 Возникает -кратный избыток кислоты по отношению к основанию, соотношение 1:10 и pH p K _a - 1 или p K _b - 1.

Для оптимальной точности разница в цвете между двумя видами должна быть как можно более четкой, и чем уже диапазон изменения цвета pH, тем лучше. В некоторых индикаторах, таких как фенолфталеин , один из видов бесцветен, тогда как в других индикаторах, таких как метиловый красный , оба вида придают цвет. Хотя индикаторы pH работают эффективно в заданном диапазоне pH, они обычно разрушаются на крайних значениях шкалы pH из-за нежелательных побочных реакций.

Приложение

Индикаторы pH часто используются при титровании в аналитической химии и биологии для определения степени химической реакции . ^{[ 1 ]} Из-за субъективного выбора (определения) цвета индикаторы pH могут давать неточные показания. Для применений, требующих точного измерения pH, pH-метр часто используется . Иногда для достижения нескольких плавных изменений цвета в широком диапазоне значений pH используется смесь различных индикаторов. Эти коммерческие индикаторы (например, универсальный индикатор и бумага Hydrion ) используются, когда необходимо лишь приблизительное знание pH. При титровании разница между истинной конечной точкой и указанной конечной точкой называется ошибкой индикатора. ^{[ 1 ]}

Ниже в таблице представлены несколько распространенных лабораторных индикаторов pH. Индикаторы обычно имеют промежуточные цвета при значениях pH внутри указанного диапазона перехода. Например, феноловый красный имеет оранжевый цвет при pH от 6,8 до 8,4. Диапазон перехода может незначительно смещаться в зависимости от концентрации индикатора в растворе и температуры, при которой он используется. На рисунке справа показаны индикаторы с указанием диапазона их работы и изменения цвета.

Индикатор	Цвет с низким pH	Переход нижний предел	Переход высокий конец	Цвет с высоким pH
Генцианвиолет (Метилвиолет 10В) ^{[ 4 ]}	желтый	0.0	2.0	сине-фиолетовый
Малахитовый зеленый ( первый переход )	желтый	0.0	2.0	зеленый
Малахитовый зеленый ( второй переход )	зеленый	11.6	14.0	бесцветный
Тимоловый синий ( первый переход )	красный	1.2	2.8	желтый
Тимоловый синий ( второй переход )	желтый	8.0	9.6	синий
Метиловый желтый	красный	2.9	4.0	желтый
Метиленовый синий	бесцветный	5.0	9.0	темно-синий
Бромфеноловый синий	желтый	3.0	4.6	синий
Конго красный	сине-фиолетовый	3.0	5.0	красный
Метиловый оранжевый	красный	3.1	4.4	желтый
Экранированный метилоранж ( первый переход )	красный	0.0	3.2	фиолетово-серый
Экранированный метилоранж ( второй переход )	фиолетово-серый	3.2	4.2	зеленый
Бромкрезоловый зеленый	желтый	3.8	5.4	синий
Метиловый красный	красный	4.4	6.2	желтый
Метиловый фиолетовый	фиолетовый	4.8	5.4	зеленый
Азолитмин (лакмус)	красный	4.5	8.3	синий
Бромкрезоловый фиолетовый	желтый	5.2	6.8	фиолетовый
Бромтимоловый синий	желтый	6.0	7.6	синий
Феноловый красный	желтый	6.4	8.0	красный
Нейтральный красный	красный	6.8	8.0	желтый
Нафтолфталеин	бледно-красный	7.3	8.7	зеленовато-синий
Крезоловый красный	желтый	7.2	8.8	красновато-фиолетовый
Крезолфталеин	бесцветный	8.2	9.8	фиолетовый
Фенолфталеин (первый переход)	бесцветный	8.3	10.0	фиолетово-розовый
Фенолфталеин (второй переход)	фиолетово-розовый	12.0	13.0	бесцветный
Тимолфталеин	бесцветный	9.3	10.5	синий
Ализарин Желтый R	желтый	10.2	12.0	красный
Индигокармин	синий	11.4	13.0	желтый

Универсальный индикатор

Диапазон pH	Описание	Цвет
1-3	Сильная кислота	Красный
3 – 6	Слабая кислота	Оранжевый/Желтый
7	Нейтральный	Зеленый
8 – 11	Слабая щелочь	Синий
11-14	Сильная щелочь	Фиолетовый/Индиго

Точное измерение pH

Индикатор можно использовать для получения весьма точных измерений pH путем количественного измерения поглощения на двух или более длинах волн. Этот принцип можно проиллюстрировать, приняв в качестве индикатора простую кислоту HA, которая диссоциирует на H. ⁺ и А ⁻.

ХА ⇌ Ч ⁺ + А ⁻

значение константы диссоциации кислоты p K _aНеобходимо знать . Молярные коэффициенты поглощения ε _HA и ε _{A ⁻} из двух видов HA и A ⁻ на длинах волн λ _x и λ _y также должны были быть определены предыдущим экспериментом. Если предположить, что закон Бера соблюдается, измеренные поглощения A _x и A _y на двух длинах волн представляют собой просто сумму поглощений, принадлежащих каждому виду.

{\begin{aligned}A_{x}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{x}+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{x}\\A_{y}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{y}+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{y}\end{aligned}}

Это два уравнения для двух концентраций [HA] и [A ⁻]. После решения pH получается как

\mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log {\frac {[{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}]}}

Если измерения проводятся на более чем двух длинах волн, концентрации [HA] и [A ⁻] можно вычислить методом линейных наименьших квадратов . Фактически для этой цели может быть использован целый спектр. Процесс иллюстрируется индикатором бромкрезолового зеленого . Наблюдаемый спектр (зеленый) представляет собой сумму спектров HA (золото) и A. ⁻ (синий), взвешенный по концентрации двух видов.

При использовании одного индикатора этот метод ограничивается измерениями в диапазоне pH p K _a ± 1, но этот диапазон можно расширить за счет использования смесей двух или более индикаторов. Поскольку индикаторы имеют интенсивные спектры поглощения, концентрация индикатора относительно невелика, и предполагается, что сам индикатор оказывает незначительное влияние на pH.

Точка эквивалентности

При кислотно-основном титровании неподходящий индикатор pH может вызвать изменение цвета раствора, содержащего индикатор, до или после фактической точки эквивалентности. В результате на основе используемого индикатора pH можно сделать вывод о различных точках эквивалентности раствора. Это связано с тем, что малейшее изменение цвета раствора, содержащего индикатор, указывает на достижение точки эквивалентности. Следовательно, наиболее подходящий индикатор pH имеет эффективный диапазон pH, в котором очевидно изменение цвета, который охватывает pH точки эквивалентности титруемого раствора. ^{[ 5 ]}

Естественные индикаторы pH

Многие растения или части растений содержат химические вещества из антоцианов семейства естественно окрашенных соединений . В кислых растворах они красные, в основных — синие. Антоцианы можно экстрагировать водой или другими растворителями из множества цветных растений и частей растений, в том числе из листьев ( красной капусты ); цветы ( герань , мак или розы лепестки ); ягоды ( черника , черная смородина ); и стебли ( ревень ). Извлечение антоцианов из домашних растений, особенно из красной капусты , для получения грубого индикатора pH — популярная вводная демонстрация химии.

Лакмус , используемый алхимиками в средние века и до сих пор легко доступный, представляет собой природный индикатор pH, изготовленный из смеси видов лишайников , в частности Roccella tinctoria . Слово «лакмус» буквально происходит от древнескандинавского слова «цветной мох» (см. «Литр» ). Цвет меняется от красного в растворах кислот до синего в щелочах. Термин «лакмусовая бумажка» стал широко используемой метафорой для любого теста, который призван достоверно различать альтернативы.

Цветки гортензии крупнолистной могут менять цвет в зависимости от кислотности почвы. В кислых почвах в почве происходят химические реакции, которые делают алюминий доступным для этих растений, в результате чего цветы становятся синими. В щелочных почвах эти реакции не могут происходить и поэтому алюминий не усваивается растением. В результате цветы остаются розовыми.

Еще одним природным индикатором pH является куркума . Он становится желтым при воздействии кислот и красновато-коричневым в присутствии щелочей .

Индикатор	Цвет с низким pH	Цвет с высоким pH
гортензии Цветы	синий	от розового до фиолетового
Антоцианы	красный	синий
лакмусовая бумажка	красный	синий
Куркума	желтый	красновато-коричневый

Гортензия в кислой почве
Гортензия в щелочной почве
Градиент показателя pH экстракта краснокочанной капусты от кислого раствора слева до основного справа.
Фиолетовая цветная капуста, пропитанная пищевой содой (слева) и уксусом (справа). Антоциан действует как индикатор pH.
Куркума, растворенная в воде, имеет желтый цвет в кислой среде и красновато-коричневый в щелочной среде.

См. также

Ссылки

^ Перейти обратно: ^а ^б ^с Харрис, Дэниел К. (2005). Изучение химического анализа (3-е изд.). Нью-Йорк: WH Freeman. ISBN 0-7167-0571-0 . OCLC 54073810 .
^ Шварценбах, Герольд (1957). Комплексометрическое титрование . Перевод Ирвинга, Гарри (1-е английское изд.). Лондон: Метуэн и Ко . стр. 29–46.
^ Уэст, Т.С. (1969). Комплексометрия с ЭДТА и родственными реагентами (3-е изд.). Пул, Великобритания: BDH Chemicals Ltd., стр. 14–82.
^ Адамс, Эллиот К.; Розенштейн, Людвиг. (1914). «Цвет и ионизация кристаллического фиолетового» . Журнал Американского химического общества . 36 (7): 1452–1473. дои : 10.1021/ja02184a014 . hdl : 2027/uc1.b3762873 . ISSN 0002-7863 .
^ Зумдал, Стивен С. (2009). Химические принципы (6-е изд.). Нью-Йорк: Компания Houghton Mifflin . стр. 319–324.

Внешние ссылки

Длинный список индикаторов . Архивировано 4 марта 2022 г. на Wayback Machine.

[:0-1] Перейти обратно: ^а ^б ^с Харрис, Дэниел К. (2005). Изучение химического анализа (3-е изд.). Нью-Йорк: WH Freeman. ISBN 0-7167-0571-0 . OCLC 54073810 .

[2] Шварценбах, Герольд (1957). Комплексометрическое титрование . Перевод Ирвинга, Гарри (1-е английское изд.). Лондон: Метуэн и Ко . стр. 29–46.

[3] Уэст, Т.С. (1969). Комплексометрия с ЭДТА и родственными реагентами (3-е изд.). Пул, Великобритания: BDH Chemicals Ltd., стр. 14–82.

[4] Адамс, Эллиот К.; Розенштейн, Людвиг. (1914). «Цвет и ионизация кристаллического фиолетового» . Журнал Американского химического общества . 36 (7): 1452–1473. дои : 10.1021/ja02184a014 . hdl : 2027/uc1.b3762873 . ISSN 0002-7863 .

[5] Зумдал, Стивен С. (2009). Химические принципы (6-е изд.). Нью-Йорк: Компания Houghton Mifflin . стр. 319–324.

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]

[ 4 ]

[ 5 ]