Индикатор pH

Индикатор pH представляет собой галохромное химическое соединение, добавляемое в небольших количествах в раствор, поэтому рН ( кислотность или основность ) раствора может быть определено визуально или спектроскопически путем изменений в поглощении и/или эмиссии. ^{[ 1 ]} Следовательно, индикатор pH является химическим детектором для гидрония ионов _{(H 3} O ⁺) или ионы водорода (ч ⁺) в модели Аррениуса .

Обычно индикатор приводит к изменению цвета раствора в зависимости от рН. Индикаторы также могут демонстрировать изменение в других физических свойствах; Например, обонятельные индикаторы показывают изменение своего запаха . Значение pH нейтрального раствора составляет 7,0 при 25 ° C ( стандартные лабораторные условия ). Решения с значением pH ниже 7,0 считаются кислыми, а растворы со значением pH выше 7,0 являются основными. Поскольку наиболее встречающиеся в природе органические соединения представляют собой слабые электролиты , такие как карбоновые кислоты и амины , индикаторы pH находят много применений в биологии и аналитической химии . Кроме того, индикаторы pH образуют один из трех основных типов индикаторных соединений, используемых в химическом анализе. Для количественного анализа использование комплексометрических индикаторов , металлических катионов предпочтительнее ^{[ 2 ]}^{[ 3 ]} Принимая во внимание, что третий класс соединений, окислительно -восстановительные индикаторы , используются в окислительно -восстановительных титрованиях ( титрование с участием одной или нескольких окислительно -восстановительных реакций в качестве основы химического анализа).

Теория

Сами по себе индикаторы pH обычно являются слабыми кислотами или слабыми основаниями. Общая схема реакции кислотных индикаторов рН в водных растворах может быть сформулирована как:

Hind _(aq) + h
₂ o _(l) ⇌ h
₃ O. ⁺_(aq) + in ⁻_(aq)

где «задним» является кислая форма и «инд ⁻"Это сопряженное основание индикатора.

Наоборот для основных индикаторов рН в водных решениях:

Inoh _(aq) + h
₂ o _(l) ⇌ h
₂ o _(l) + ind ⁺_(aq) + oh ⁻_(aq)

где "Indoh" означает основную форму и "Ind ⁺"Для сопряженной кислоты индикатора.

Отношение концентрации конъюгатной кислоты/основания к концентрации кислотного/основного индикатора определяет pH (или POH) раствора и соединяет цвет к значению pH (или POH). Для индикаторов pH, которые являются слабыми электролитами, уравнение Хендерсона -Хассельбалх может быть написано как:

pH = p k _a + log ₁₀ ⁠ [ в ⁻] [Hind] ⁠

или

Poh = p k _b + log ₁₀ ⁠ [ в ⁺] [Indoh] ⁠

Уравнения, полученные из константы кислотности и постоянной базовой, утверждают, что, когда рН равняется или _{P a} P k _b значению индикатора , оба вида присутствуют в соотношении 1: 1. Если pH выше значения P или _a p k _b , концентрация конъюгатного основания больше, чем концентрация кислоты, и доминирует цвет, связанный с конъюгатным основанием. pH ниже значения p a _Если или p k _{b b} , обратное верно.

Обычно изменение цвета не является мгновенным при значении P K _A или P K _B , но существует диапазон pH, где присутствует смесь цветов. Этот диапазон рН варьируется между индикаторами, но, как правило, он падает между значением P или _a P k _b плюс или минус. Это предполагает, что решения сохраняют их цвет до тех пор, пока не по меньшей мере 10% других видов сохраняются. Например, если концентрация конъюгатного основания в 10 раз больше, чем концентрация кислоты, их соотношение составляет 10: 1, а следовательно, pH составляет P + _a 1 или P k _b + 1. И наоборот, если 10 -Избыток кислоты происходит по отношению к основанию, соотношение составляет 1:10, а рН -P K _A -1 или P K _B -1.

Для оптимальной точности разность цвета между двумя видами должна быть максимально ясной, и чем более уже диапазон pH цвета, тем лучше. В некоторых показателях, таких как фенолфталеин , один из видов бесцветный, тогда как в других показателях, таких как метил -красный , оба вида придают цвет. В то время как индикаторы рН работают эффективно в их назначенном диапазоне рН, они обычно разрушаются на крайних концах шкалы рН из -за нежелательных боковых 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 подвержены неточным показаниям. Для приложений, требующих точного измерения pH, pH -метр часто используется . Иногда смесь разных индикаторов используется для достижения нескольких плавных изменений цвета в широком диапазоне значений pH. Эти коммерческие индикаторы (например, универсальные индикаторы и гидрионные документы ) используются, когда необходимо только грубые знания о рН. Для титрования разница между истинной конечной точкой и указанной конечной точкой называется ошибкой индикатора. ^{[ 1 ]}

Таблицы ниже приведены несколько общих лабораторных индикаторов рН. Индикаторы обычно демонстрируют промежуточные цвета при значениях pH в списке переходного диапазона. Например, фенол красный демонстрирует оранжевый цвет между рН 6,8 и рН 8,4. Диапазон перехода может немного сдвинуться в зависимости от концентрации индикатора в растворе и при температуре, при которой он используется. На рисунке справа показаны индикаторы с их диапазоном работы и изменения цвета.

Индикатор	Низкий рН цвет	Переход низкий уровень	Переход Высокий конец	Высокий pH цвет
Дедянка Вайолет (метил -фиолетовый 10b) ^{[ 4 ]}	желтый	0.0	2.0	голубо-виолет
Малахит зеленый ( первый переход )	желтый	0.0	2.0	зеленый
Малахит зеленый ( второй переход )	зеленый	11.6	14.0	бесцветный
Тимол Блю ( первый переход )	красный	1.2	2.8	желтый
Синий тимол ( второй переход )	желтый	8.0	9.6	синий
Метил -желтый	красный	2.9	4.0	желтый
Метиленовый синий	бесцветный	5.0	9.0	темно -синий
Бромофенол синий	желтый	3.0	4.6	синий
Конго Красный	голубо-виолет	3.0	5.0	красный
Метил -оранжевый	красный	3.1	4.4	желтый
Скринированный метиловый оранжевый ( первый переход )	красный	0.0	3.2	фиолетовый серый
Скринированный метиловый оранжевый ( второй переход )	фиолетовый серый	3.2	4.2	зеленый
Бромоктирол зеленый	желтый	3.8	5.4	синий
Метил -красный	красный	4.4	6.2	желтый
Метил -фиолетовый	фиолетовый	4.8	5.4	зеленый
Азолитимин (лакмус)	красный	4.5	8.3	синий
Бромоктирол фиолетовый	желтый	5.2	6.8	фиолетовый
Бромотимол синий	желтый	6.0	7.6	синий
Фенол красный	желтый	6.4	8.0	красный
Нейтральный красный	красный	6.8	8.0	желтый
Нафтолфталеин	бледно -красный	7.3	8.7	зеленовато-синий
Крезол красный	желтый	7.2	8.8	красновато-фиолетовый
Cresolphthalein	бесцветный	8.2	9.8	фиолетовый
Фенолфталеин (первый переход)	бесцветный	8.3	10.0	пурпурно-розовый
Фенолфталеин (второй переход)	пурпурно-розовый	12.0	13.0	бесцветный
Тимольфталеин	бесцветный	9.3	10.5	синий
Ализарин Желтый р	желтый	10.2	12.0	красный
Индиго Кармин	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	Слабое щелочи	Синий
11-14	Сильные щелочки	Вайолет/Индиго

Точное измерение pH

Индикатор может быть использован для получения довольно точных измерений pH путем количественного измерения поглощения на двух или более длин волн. Принцип может быть проиллюстрирован, принимая индикатор как простую кислоту, HA, которая диссоциирует на H ⁺ и ⁻.

Ха ⇌ ч ⁺ + А ⁻

Значение кислоты диссоциации константы _. должна быть известна Молярные поглощения , ε _ha и ε _{a ⁻} двух видов HA и ⁻ на длине волн λ _x и λ _y также должны быть определены по предыдущему эксперименту. Предполагая, что закон пива подчиняется, измеренные поглощения A _x и y _y на двух длин волн являются просто суммой поглощения из -за каждого вида.

{\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 в двух концентрациях [HA] и [ ⁻] 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 длин волн, концентрации [HA] и [ ⁻] может быть рассчитано с помощью линейных наименьших квадратов . На самом деле, целый спектр может использоваться для этой цели. Процесс проиллюстрирован для индикатора Bromocresol Green . Наблюдаемый спектр (зеленый) является суммой спектра HA (золота) и ⁻ (синий), взвешен для концентрации двух видов.

Когда используется один индикатор, этот метод ограничен измерениями в диапазоне pH P k _a ± 1, но этот диапазон может быть расширен с помощью смесей двух или более индикаторов. Поскольку индикаторы имеют интенсивные спектры поглощения, концентрация индикатора относительно низкая, и предполагается, что сам индикатор оказывает незначительное влияние на рН.

Точка эквивалентности

В кислотно-основных титровах индикатор непристойного pH может вызвать изменение цвета в индикаторе, содержащем раствор до или после фактической точки эквивалентности. В результате различные точки эквивалентности для решения могут быть заключены на основе используемого индикатора pH. Это связано с тем, что малейшее изменение цвета решения, содержащего индикатор, предполагает, что точка эквивалентности была достигнута. Следовательно, наиболее подходящий индикатор рН имеет эффективный диапазон рН, где очевидно изменение цвета, которое включает в себя pH точки эквивалентности раствора, титруемого. ^{[ 5 ]}

Природные индикаторы pH

Многие растения или части растений содержат химические вещества из естественного цветного антоцианов семейства соединений . Они красные в кислых растворах и синие в основном. Антоцианины могут быть извлечены водой или другими растворителями из множества цветных растений и деталей растений, в том числе из листьев ( красная капуста ); цветы ( герань , мак или розы лепестки ); Ягоды ( черника , черная смородика ); и стебли ( ревень ). Извлечение антоцианов из бытовых растений, особенно красной капусты , с образованием грубого индикатора pH является популярной вводной демонстрацией химии.

Litmus , используемая алхимиками в средние века и до сих пор легко доступна, является естественным индикатором pH, изготовленным из смеси видов лишайников , особенно Roccella Tinctoria . Слово Litmus буквально из «цветного моха» в старом норвере (см. LITR ). Цвет меняется между красными в кислотных растворах и синим в щелочи. Термин «лакмусовый тест» стал широко используемой метафорой для любого теста, который направлен на то, чтобы авторитетно различать альтернативы.

Цветы Hydrangea macrophylla могут изменить цвет в зависимости от кислотности почвы. В кислотных почвах химические реакции встречаются в почве, которые делают алюминий доступным для этих растений, становясь синими цветами. В щелочных почвах эти реакции не могут возникнуть, и поэтому алюминий не поднимается растением. В результате цветы остаются розовыми.

специи Другим естественным индикатором pH является куркума . Он становится желтым, когда подвергается воздействию кислот и красновато -коричневого цвета, когда в присутствии щелочи .

Индикатор	Низкий рН цвет	Высокий pH цвет
гортензии Цветы	синий	розовый до пурпурного
Антоцианины	красный	синий
Лакмус	красный	синий
Куркума	желтый	красновато -коричневый

Гортеня в кислотной почве
Гортеня в щелочной почве
Градиент индикатора рН красной капустной экстракта из кислого раствора слева направо справа
Фиолетовая цветная капуста, пропитанная в пищевой соде (слева) и уксусе (справа). Антоцианин действует как индикатор pH.
Куркума, растворенная в воде, желтая при кислых и красновато -коричневых в щелочных условиях

Смотрите также

Ссылки

^ Jump up to: ^а ^{беременный} ^в Харрис, Даниэль С. (2005). Изучение химического анализа (3 -е изд.). Нью -Йорк: WH Freeman. ISBN 0-7167-0571-0 Полем OCLC 54073810 .
^ Шварценбах, Герольд (1957). Комплексометрические титрование . Перевод Ирвинга, Гарри (1 -е английское изд.). Лондон: Methuen & Co. С. 29–46.
^ Запад, Т. С. (1969). Комплексометрия с ЭДТА и связанными с ними реагентов (3 -е изд.). Пул, Великобритания: BDH Chemicals Ltd. с. 14–82.
^ Адамс, Эллиот Q.; Розенштейн, Людвиг. (1914). «Цвет и ионизация кристалл-виолета» . Журнал Американского химического общества . 36 (7): 1452–1473. doi : 10.1021/ja02184a014 . HDL : 2027/UC1.B3762873 . ISSN 0002-7863 .
^ Zumdahl, Steven S. (2009). Химические принципы (6 -е изд.). Нью -Йорк: Houghton Mifflin Company . С. 319–324.

Внешние ссылки

Список длинных индикаторов , архив 4 марта 2022 года на машине Wayback

[:0-1] Jump up to: ^а ^{беременный} ^в Харрис, Даниэль С. (2005). Изучение химического анализа (3 -е изд.). Нью -Йорк: WH Freeman. ISBN 0-7167-0571-0 Полем OCLC 54073810 .

[2] Шварценбах, Герольд (1957). Комплексометрические титрование . Перевод Ирвинга, Гарри (1 -е английское изд.). Лондон: Methuen & Co. С. 29–46.

[3] Запад, Т. С. (1969). Комплексометрия с ЭДТА и связанными с ними реагентов (3 -е изд.). Пул, Великобритания: BDH Chemicals Ltd. с. 14–82.

[4] Адамс, Эллиот Q.; Розенштейн, Людвиг. (1914). «Цвет и ионизация кристалл-виолета» . Журнал Американского химического общества . 36 (7): 1452–1473. doi : 10.1021/ja02184a014 . HDL : 2027/UC1.B3762873 . ISSN 0002-7863 .

[5] Zumdahl, Steven S. (2009). Химические принципы (6 -е изд.). Нью -Йорк: Houghton Mifflin Company . С. 319–324.

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]

[ 4 ]

[ 5 ]