ИНДИКАТОРЫ в химии (лат. indicator указатель) - вещества, изменяющие свой цвет в присутствии тех или иных химических соединений в исследуемой среде (в растворе, в воздухе, в клетках, в тканях), а также при изменении pH или окислительно-восстановительного потенциала среды; широко применяются в биохимических, клинических и санитарно-гигиенических лабораториях.

И. применяют для определения конца реакции (точки эквивалентности) при титровании, для колориметрического определения величин pH или окислительно-восстановительных потенциалов, для обнаружения различного рода веществ в тех или иных исследуемых объектах. Для всех этих целей И. применяют в виде водных или спиртовых р-ров или в виде индикаторных бумажек, представляющих собой полоски фильтровальной бумаги, пропитанные И.

В зависимости от назначения и механизма действия И. подразделяют на ряд групп.

Кислотно-основные индикаторы представляют собой сложные органические соединения, изменяющие окраску (двухцветные И.) или ее интенсивность (одноцветные И.) в зависимости от pH среды. Двухцветным И. является, напр., лакмоид: в щелочной среде он имеет синюю окраску, а в кислой - красную. Примером одноцветных И. может служить фенолфталеин, бесцветный в кислой среде и малиновый в щелочной.

По теории Оствальда (W. Ostwald) кислотно-основные И. представляют собой слабые органические к-ты или основания, недиссоциированные молекулы которых имеют в р-ре иную окраску, чем образуемые ими анионы и катионы. Фенолфталеин, напр., является слабой к-той, не диссоциированные молекулы к-рой бесцветны, а анионы окрашивают р-ры в малиновый цвет. В р-рах И., представляющие собой слабые к-ты, диссоциируют по уравнению

где НА - не диссоциированные молекулы И., H + - ионы водорода, а A - - анионы И.

Константа ионизации таких И. равна

Ka = [Н + ] [А - ]/[НА] (2)

(квадратными скобками обозначены молярные концентрации соответствующих частиц).

И., представляющие собой слабые основания, диссоциируют по уравнению

где ВОН - не диссоциированные молекулы И., В+ - катионы И., а OH- - гидроксильные ионы.

Константа диссоциации этих И. равна

Kb = / (4)

Из уравнений 2 и 4 следует, что чем больше величина константы диссоциации, тем в большей степени распадаются И. на ионы и тем, следовательно, при более высоких концентрациях ионов H + (в тех случаях, когда П.- слабая к-та) или ионов OH - (в тех случаях, когда И.- слабое основание) подавляется его диссоциация и происходит изменение окраски. Разные И. имеют различную величину Ka и Kb., поэтому они изменяют свою окраску при различных значениях pH среды. Тот интервал значений pH, в к-ром происходит изменение окраски данного И., называют зоной действия или интервалом перехода И. Интервал перехода И. обычно равен величине pK ± 1, где pK равен -lgК. Точкой перехода И. называют то значение pH, при к-ром визуально наиболее отчетливо воспринимается перемена окраски И. Точка перехода приблизительно равна величине рК данного И.

Кислотно-основные И. широко применяют при титровании к-т и щелочей, а также для колориметрического измерения величины pH биол, жидкостей, клеток, тканей и др.

Титрование к-т и щелочей должно быть закончено в момент достижения точки эквивалентности, т. е. в момент, когда к титруемому р-ру к-ты (щелочи) добавлен такой объем титранта, в к-ром содержится эквивалентное количество к-ты (щелочи). Для этого необходимо применять такой И., точка перехода к-рого равна величине pH титруемого р-ра в точке эквивалентности (см. Нейтрализации метод). В табл. перечислены И., наиболее употребляемые при титровании к-т и оснований.

Качественное определение кислотности и щелочности производят с помощью так наз. нейтральных И., точка перехода которых находится практически при pH 7,0. К ним относятся, напр., лакмус, имеющий в кислой среде (pH меньше 7,0) красный, а в щелочной среде (pH больше 7,0) синий цвет; нейтральный красный, окрашивающийся в кислой среде в красный цвет, а в щелочной - в желтый цвет.

Приближенное измерение величины pH среды (с точностью до 0,5- 1,0 ед. pH) обычно производят с помощью универсального (комбинированного) И., представляющего собой смесь нескольких И., интервалы перехода которых близки друг к другу и охватывают широкую область значений pH.

К 0,5 мл испытуемой жидкости добавляют 1-2 капли р-ра универсального И. и появляющуюся при этом окраску сравнивают с прилагаемой цветовой шкалой, на к-рой указаны значения pH, отвечающие различным окраскам И. Применяют также полоски фильтровальной бумаги, пропитанные универсальным И.

Для более точного (0,1-0,5 ед. pH) колориметрического определения величины pH обычно пользуются одноцветными И. ряда динитро- и нитрофенолов, предложенными Михаэлисом (L. Michaelis) и представляющими собой слабые к-ты, изменяющие окраску от бесцветной (в кислой среде) до желтой (в щелочной). С этой же целью пользуются рядом двухцветных И., предложенных Кларком (W. М. Clark) и Лабсом (H. A. Lubs), представляющих собой сульфофталеины. Кислотная и щелочная формы этих И. резко различаются по цвету, в этом состоит их преимущество по сравнению с индикаторами Михаэлиса.

Окислительно-восстановительные, или редоксиндикаторы , представляют собой органические красители, цвет которых в окисленном и восстановленном состоянии различен. Такие И. применяют при оксидиметрическом титровании (см. Оксидиметрия), а также для колориметрического определения величин окислительно-восстановительных потенциалов жидкостей (см. Окислительно-восстановительный потенциал), отдельных клеток и тканей в цитохим, и цитол, лабораториях. Большинство редокс-индикаторов при восстановлении превращается в бесцветные соединения, а при окислении окрашивается. Окисленная и восстановленная формы И. находятся в р-рах в состоянии динамического равновесия:

окисленная форма + ne <-> восстановленная форма, где n - число электронов.

Соотношение между равновесными концентрациями двух форм данного И., а следовательно, и цвет р-ра, в к-ром находится И., зависят от величины окислительно-восстановительного потенциала р-ра. Если величина потенциала р-ра больше нормального окислительно-восстановительного потенциала (Е0) данного редокс-индикатора, то большая часть И. в этом р-ре переходит в окисленную форму (обычно окрашенную), если же окислительно-восстановительный потенциал исследуемой среды меньше Е0, то И. превращается в восстановленную форму (обычно бесцветную). При равенстве значений окислительно-восстановительного потенциала среды и Е0 индикатора концентрации окисленной и восстановленной форм И. равны друг другу. Имея ряд И. с различными значениями Е0, можно по их окраске в данной среде судить о величине окислительно-восстановительного потенциала данной среды. Редокс-индикаторы, предложенные Михаэлисом, имеющие общее название «виологены» и представляющие собой производные гамма- и гамма"-дипиридилов, обладают малой токсичностью и широко применяются для измерения окислительно-восстановительных потенциалов в биол, системах; у этих И. окрашена восстановленная форма.

Нормальный окислительно-восстановительный потенциал виологенов не зависит от величины pH р-ра. Этим они отличаются от других редокс-индикаторов.

Комплексонометрические индикаторы (металлоиндикаторы) представляют собой хорошо растворимые в воде органические красители, способные образовывать с ионами металлов окрашенные комплексные соединения. Эти И. применяются для установления точки эквивалентности при комплексонометрическом титровании (см. Комплексонометрия).

Адсорбционные индикаторы - это органические красители, адсорбирующиеся на поверхности осадков, образующихся при титровании по методу осаждения, и изменяющие свой цвет при достижении точки эквивалентности. Напр., тропеолин 00 при титровании хлоридов р-ром азотнокислого серебра меняет окраску в точке эквивалентности с желтой на розовую.

Хемилюминесцентныe (флюоресцентные) индикаторы - органические соединения (например, люменол, люцегинин, силаксен и др.), обладающие способностью люминесцировать при естественном освещении или при облучении ультрафиолетовым светом. Интенсивность и цвет люминесценции зависят как от величины pH среды, так и от величины ее окислительно-восстановительного потенциала; эти И. применяются при титровании (при нейтрализации и оксидиметрии) сильно окрашенных или мутных жидкостей, когда изменение окраски обычных И. незаметно.

И. используются во многих биохим. методах, применяемых в клин.-биохим. лабораториях. Наиболее употребимыми из них являются бромтимоловый синий (при определении активности фруктозодифосфатальдолазы в сыворотке крови, активности ацетилхолинэстеразы и холинэстеразы в сыворотке крови по А. А. Покровскому, а также активности карбоксилэстеразы в крови по А. А. Покровскому и Л. Г. Пономаревой), бромфеноловый синий (при электрофоретическом разделении различных белков для окраски электрофореграмм наряду с амидочерным и кислотным сине-черным), универсальный И., феноловый красный (при определении активности аспартат- и аланин-аминотрансфераз в сыворотке крови, активности холинэстеразы в сыворотке крови и т. д.), фенолфталеин, нитросиний тетразолий, используемый для качественной и количественной оценки активности различных дегидрогеназ (см. Дегидрогеназы), и др.

Название индикатора

Интервал перехода индикатора, в единицах pH

Кислотная форма индикатора

Щелочная форма индикатора

Тропеолин 00 (дифениламиноазо-n-бензолсульфонат натрия)

Диметиловый желтый (диметиламиноазобензол)

Оранжево-красный

Метиловый оранжевый (диметиламиноазобензолсульфонат натрия)

Метиловый красный (диметиламиноазобензолкарбоновая к-та)

Феноловый красный (фенолсульфофталеин)

Фенолфталеин

Бесцветный

Малиновый

Тимолфталеин

Бесцветный

Библиография: Виноградова E. Н. Методы определения концентрации водородных ионов, М., 1956, библиогр.; Индикаторы, под ред. Э. Бишопа и И. Н. Марова, пер. с англ., т. 1-2, М., 1976, библиогр.

Для обнаружения к.т.т. в методе нейтрализации традиционно используют кислотно-основные индикаторы – синтетические органические красители, являющиеся слабыми кислотами или основаниями и меняющие видимую окраску в зависимости от рН раствора. Примеры некоторых (наиболее часто применяемых в лабораториях) кислотно-основных индикаторов приведены в табл. 4.11. Строение и свойства индикаторов приведены в справочниках. Важнейшими характеристиками каждого кислотно-основного индикатора являются интервал перехода и показатель титрования (pT). Интервал перехода – это зона между двумя значениями рН, соответствующими границам зоны, внутри которой наблюдается смешанная окраска индикатора. Так, водный раствор метилового оранжевого наблюдатель охарактеризует как чисто желтый при рН < 3,1 и как чисто красный при рН > 4,4, а между этими граничными значениями наблюдается смешанная, розово-оранжевая окраска разных оттенков. Ширина интервала перехода обычно составляет 2 единицы рН. Экспериментально определенные интервалы перехода индикаторов в некоторых случаях меньше или больше двух единиц рН. Это, в частности, объясняется различной чувствительностью глаза к разным участкам видимой области спектра. Для одноцветных индикаторов ширина интервала зависит и от концентрации индикатора.

Зная характеристики разных индикаторов, можно теоретически обоснованно подбирать их, чтобы получить правильные результаты анализа. Придерживаются следующего правила: интервал перехода индикатора должен лежать в области скачка на кривой титрования . При выполнении этого условия индикаторная ошибка, вызванная несовпадением к.т.т. с т.экв., не превысит предельную погрешность, заданную при определении границ скачка.

При выборе индикаторов для титрования слабых протолитов необходимо учитывать, что т.экв. и скачок титрования смещены в слабощелочную среду при титровании кислоты и в слабокислую среду – при титровании основания. Следовательно, для титрования слабых кислот подходят индикаторы, меняющие свою окраску в слабощелочной среде (например, фенолфталеин), а для титрования слабых оснований – индикаторы, меняющие окраску в слабокислой среде (например, метиловый оранжевый). Если же титровать слабую кислоту с метиловым оранжевым или слабое основание с фенолфталеином, – результаты анализа окажутся сильно заниженными, появятся индикаторные ошибки.

Таблица 4.11

Важнейшие кислотно-основные индикаторы

Индикатор Интервал перехода ΔрН Ind рТ рК a (HInd) Изменение окраски
Тимоловый синий (1-й переход) 1,2 – 2,8 2,0 1,65 Красная – желтая
Метиловый желтый 2,9 – 4,0 3,0 3,1 То же
Метиловый оранжевый 3,1 – 4,4 4,0 3,5 То же
Бромкрезоловый зеленый 3,8 – 5,4 4,5 4,9 Желтая – синяя
Метиловый красный 4,2 – 6,2 5,5 5,0 Красная – желтая
Бромкрезоловый пурпурный 5,2 – 6,8 6,0 6,4 Желтая – фиолетовая
Бромтимоловый синий 6,0 – 7,6 7,0 7,3 Желтая – синяя
Феноловый красный 6,8 – 8,4 7,5 8,0 Желтая – красная
Тимоловый синий (2-й переход) 8,0 – 9,6 8,5 9,2 То же
Фенолфталеин 8,2 – 10,0 9,0 9,5 Бесцветная – красная
Тимолфталеин 9,4 – 10,6 10,0 9,6 Бесцветная – синяя
Ализариновый желтый 9,7 – 10,8 11,0 10,1 Желтая – фиолетовая


Кривые титрования сильных протолитов характеризуются скачками, значительно большими по высоте, чем в случае титрования слабых протолитов (см. рис. 4.9). Для такого титрования подойдут самые разные индикаторы, по крайней мере, когда титруют достаточно концентрированные растворы сильных кислот или щелочей. Но по мере перехода к разбавленным растворам тех же веществ высота скачка на кривой титрования уменьшится, и все труднее будет подбирать подходящие индикаторы. При титровании 0,001 М растворов границы скачка (DpH 1%) соответствуют 5 и 9 единицам рН. Интервалы перехода фенолфталеина или метилового оранжевого уже не окажутся внутри этих границ, ошибка титрования с этими индикаторами превысит 1 %. А при титровании 10 –4 М растворов в границы скачка (от 6 до 8 единиц рН) попадут зоны перехода немногих редко применяемых индикаторов (бромтимоловый синий).



При подборе индикаторов надо учитывать, что интервал перехода (а также величина рТ) зависят не только от строения молекулы индикатора, но и от применяемого растворителя, температуры, ионной силы раствора, концентрации растворенного диоксида углерода, присутствия белков и коллоидов. Использование табличных данных по интервалам перехода разных индикаторов без учета состава титруемого раствора может привести к серьезным ошибкам анализа.

Показатель титрования кислотно-основного индикатора (рТ) – это значение рН, при котором наблюдатель наиболее отчетливо замечает изменение окраски индикатора и именно в этот момент считает титрование законченным. Очевидно, рТ = рН к.т.т. Выбирая подходящий индикатор, надо стремиться к тому, чтобы величина рТ была бы как можно ближе к теоретически рассчитанной величине рН т.экв. Обычно значение рТ близко к середине интервала перехода. Но рT – плохо воспроизводимая величина. Разные люди, проводящие одно и то же титрование с одним и тем же индикатором, получат существенно различные значения pT. К тому же величина рТ зависит от порядка титрования, т. е. от направления изменения окраски. При титровании кислот и оснований с одним и тем же индикатором значения рТ могут различаться. Для одноцветных индикаторов (фенолфталеин и др.) рТ зависит и от концентрации индикатора.

Ионно-хромофорная теория индикаторов. Природу изменения окраски индикаторов при изменении рН объясняет ионно-хромо-
форная теория
, созданная И. Кольтгофом в 20-х гг. XX века. Она объединила более ранние теории, рассматривавшие индикаторы с позиций физической химии (В. Оствальд) или органической химии (А. Ганч). Окраска индикатора обусловлена наличием в его молекуле хромофорных групп, содержащих кратные связи и обеспечивающих поглощение видимого света из-за сравнительно легкого возбуждения электронов π-связи: –N=N–, ñC=S, –N=O, хиноидная структура и др. Светопоглощение хромофоров изменяется в присутствии в молекуле ауксохромных групп(NH 2 –, OH– и др.), которые влияют на распределение электронной плотности в молекуле и на оттенок или интенсивность окраски.

В растворе индикатора устанавливается протолитическое равновесие:

HInd + Н 2 О ÆН 3 О + + Ind.

Перенос протона сопровождается перестройкой хромофорных групп, следовательно, кислотная (HInd) и основная (Ind) формы индикатора имеют разную окраску. Для многих кислотно-основных индикаторов характерно существование ряда таутомерных форм, поэтому превращения и соответствующие изменения окраски происходят не мгновенно.

Индикатор метиловый оранжевый – соль диметиламино-азобензолсульфокислоты (CH 3) 2 N–C 6 H 4 –N=N–C 6 H 4 –SO 3 Na. В водном растворе анион этой кислоты присоединяет протон и переходит в кислоту по схеме:

Окраска объясняется наличием азогруппы в составе основной формы индикатора и хиноидной группировки – в составе одной из таутомерных форм кислоты HInd.

Равновесие в растворе индикатора характеризует константа кислотности К a (HInd), а влияние рН на соотношение форм индикатора (как в любом растворе, содержащем слабые сопряженные кислоту и основание) отражает уравнение

pH = pК a (HInd) + lg .

Если интенсивность светопоглощения (интенсивность окраски) обеих форм индикатора примерно одинакова, то человеческий глаз воспринимает окраску доминирующей формы индикатора тогда, когда концентрация этой формы примерно в 10 раз превышает концентрацию другой формы. Это означает, что если отношение / близко к 10:1 или больше, то цвет раствора воспринимается как цвет основной формы Ind, а если отношение / близко к 1:10 или меньше, то цвет раствора воспринимается как цвет кислотной формы HInd. В интервале отношений 0,1

ΔрН Ind = pК a (HInd) ± 1. (4.29)

Формула (4.29) объясняет, почему интервал перехода большинства индикаторов составляет примерно две единицы рН.

Как видно из табл. 4.11, величина рТ, лежащая вблизи середины перехода, примерно соответствует pК a (HInd).

Индикаторные ошибки в методе нейтрализации. Мы уже отмечали, что при правильном выбореиндикатора значение рТ должно совпадать с рН т.экв, однако на практике это требование выполняется довольно редко. Как правило, индикатор меняет свою окраску либо незадолго до т.экв., либо уже после нее. Из-за этого израсходованный в ходе титрования объем титранта R не соответствует количеству определяемого вещества Х. Несовпадение pT с рН т.экв приводит к появлению систематической погрешности, которую называют индикаторной ошибкой . Индикаторная ошибка – это выраженное в процентах отношение количества Х, не оттитрованного в к.т.т. (или количества избыточного R) к исходному количеству Х.

Знак индикаторной ошибки зависит не только от значений рТ и рН т.экв, но и от того, в какую сторону меняется величина рН в ходе титрования. Пусть титруют сильную кислоту щелочью с индикатором фенолфталеином. Очевидно, рН т.экв = 7. Фенолфталеин меняет свою окраску приблизительно при рН 9. Так как в ходе данного титрования рН все время возрастает, сначала (при рН 7) будет достигнута т.экв., а затем, при рН 9, будет наблюдаться переход окраски фенолфталеина (из бесцветного раствор станет малиновым), что и будет сигналом к окончанию титрования. При этом получат завышенный расход титранта (положительную систематическую погрешность). Но если бы с тем же индикатором титровали щелочь кислотой – получили бы заниженные результаты анализа, отрицательную погрешность. Величина индикаторной ошибки (в %) зависит от того, насколько сильно различаются рТ и рН т.экв: чем больше это различие, тем больше и погрешность анализа. Во многих случаях влияет и начальная концентрация титруемого протолита: индикаторные ошибки выше при титровании разбавленных растворов.

Исходя из природы и силы протолита, присутствующего в растворе в к.т.т., рассчитывают индикаторные погрешности («ошибки») разных типов.

Водородная ошибка . Вызвана присутствием избытка ионов водорода в к.т.т. вследствие недотитровывания сильной кислоты либо перетитровывания основания сильной кислотой. В первом случае ошибка отрицательная, во втором – положительная. При титровании сильной кислоты концентрации С объемом V о ее исходное количество равно СV о . Поскольку в к.т.т. рН = –lg[Н 3 О + ] = рТ, [Н 3 О + ] ктт = 10 –рТ, количество недотитрованных ионов Н 3 О + составляет 10 –рТ (V о +V т), где V т объем добавленного титранта. Тогда водородная ошибка равна

Водородную ошибку получают, в частности, когда в водных растворах титруют сильную кислоту или сильное основание с такими индикаторами, как метиловый оранжевый (pT < 7).

Гидроксидная ошибка . Возникает при наличии избытка гидроксид-ионов ОН – в к.т.т. вследствие недотитровывания сильного основания кислотой (отрицательная ошибка) либо перетитровывания кислоты сильным основанием (положительная ошибка). Поскольку в к.т.т. [ОН – ] = 10 –(14–рТ) , аналогично предыдущему выводу гидроксидную ошибку можно определить следующим образом:

Гидроксидная ошибка допускается, например, когда в водных растворах титруют сильную кислоту или сильное основание с такими индикаторами, как фенолфталеин (pT > 7).

Кислотная ошибка . Вызвана присутствием в растворе в к.т.т. недотитрованной слабой кислоты. Величина кислотной ошибки в процентах, без учета разбавления раствора в ходе титрования:

Из уравнения константы кислотности запишем: = .

Учитывая, что К а = и [Н 3 О + ] ктт = 10 –рТ, получаем: [A]/ = . Искомая формула:

Отсюда можно получить условие выбора индикатора, обеспечивающего заданную величину кислотной ошибки, например, чтобы ошибка была не более 0,1 %: рТ > pК а + 3.

Основная ошибка X B . Обусловлена недотитрованным слабым основанием, присутствующим в растворе в к.т.т. Аналогично предыдущему можно вывести:

Основная ошибка будет менее 0,1 %, если индикатор отвечает условию: рТ < 11 – pК b . Следует обратить внимание, что и кислотная, и основная ошибки титрования отрицательны. Именно ошибки этих типов, появляющиеся при титровании слабых кислот и оснований, могут в случае неудачного выбора индикатора достигать величины 10 % и более.

Среди многообразия органических веществ встречаются особые соединения, которым характерны изменения окраски в различной среде. До появления современных электронных pH-метров индикаторы были незаменимыми «инструментами» для определения кислотно-основных показателей среды, и продолжают использоваться в лабораторной практике в качестве вспомогательных веществ в аналитической химии, а также при отсутствии необходимого оборудования.

Для чего нужны индикаторы?

Изначально свойство данных соединений изменять цвет в различной среде широко применялось для визуального определения кислотно-основных свойств веществ в растворе, что помогало определить не только характер среды, но и сделать вывод об образующихся продуктах реакции. Растворы индикаторов продолжают использоваться в лабораторной практике для определения концентрации веществ методом титрования и позволяют научиться использовать подручные способы за неимением современных pH-метров.

Существует несколько десятков подобного рода веществ, каждый из которых чувствителен к довольно узкой области: обычно она не превышает 3 пунктов по шкале информативности. Благодаря такому многообразию хромофоров и их малой активности между собой ученым удалось создать универсальные индикаторы, широко применяемые в лабораторных и производственных условиях.

Наиболее используемые индикаторы pH

Примечательно, что помимо идентификационного свойства, данные соединения обладают хорошей красящей способностью, что позволяет использовать их для покраски тканей в текстильной промышленности. Из большого числа индикаторов цвета в химии самыми известными и используемыми являются метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Большинство других хромофоров в настоящее время используются в смеси друг с другом, либо для специфических синтезов и реакции.

Метиловый оранжевый

Многие красители получили название благодаря своим основным цветам в нейтральной среде, что присуще и этому хромофору. Метиловый оранжевый является азокрасителем, имеющим группировку - N = N ‒ в своем составе, которая отвечает за переход цвета индикатора в красный в и в желтый - в щелочной. Сами азосоединения не являются сильными основаниями, однако присутствие электродонорных групп (‒ OH, ‒ NH 2 , ‒ NH (CH 3), ‒ N (CH 3) 2 и др.) увеличивает основность одного из атомов азота, который становится способен присоединять протоны водорода по донорно-акцепторному принципу. Поэтому при изменении концентраций ионов H + в растворе можно наблюдать изменение окраски кислотно-основного индикатора.

Подробнее о получении метилового оранжевого

Получают метиловый оранжевый в реакции с диазотирования сульфаниловой кислоты C 6 H 4 (SO 3 H)NH 2 с последующим сочетанием с диметиланилином C 6 H 5 N(CH 3) 2 . Сульфаниловую кислоту растворяют в растворе натриевой щелочи, добавляя нитрит натрия NaNO 2 , а затем охлаждают льдом для проведения синтеза в максимально близких к 0°C температурах и приливают соляную кислоту HCl. Далее готовят отдельный раствор диметиланилина в HCl, который охлажденным вливают в первый раствор, получая краситель. Его дополнительно подщелачивают, и из раствора выпадают в осадок темно-оранжевые кристаллы, которые по истечении нескольких часов отфильтровывают и сушат на водяной бане.

Фенолфталеин

Свое название данный хромофор получил из сложения наименований двух реагентов, которые участвуют при его синтезе. Цвет индикатора примечателен изменением своей окраски в щелочной среде с приобретением малинового (красно-фиолетового, малиново-красного) оттенка, который обесцвечивается при сильном щелочении раствора. Фенолфталеин может принимать несколько форм в зависимости от показателей pH среды, причем в сильнокислых средах он имеет оранжевую окраску.

Этот хромофор получают путем конденсации фенола и фталиевого ангидрида в присутствии хлорида цинка ZnCl 2 или концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 . В твердом состоянии молекулы фенолфталеина являются бесцветными кристаллами.

Ранее фенолфталеин активно использовали при создании слабительных веществ, однако постепенно его применение значительно сократилось в связи с установленными кумулятивными свойствами.

Лакмус

Этот индикатор стал одним из первых реактивов, используемых на твердых носителях. Лакмус является сложной смесью природных соединений, которую получают из некоторых видов лишайников. Его используют не только как но и как средство для определения pH среды. Это один из первых индикаторов, который начал использоваться человеком в химической практике: его применяют в виде водных растворов или пропитанных им полосок фильтровальной бумаги. Лакмус в твердом состоянии является темным порошком со слабым аммиачным запахом. При растворении в чистой воде цвет индикатора принимает фиолетовое окрашивание, а при подкислении дает красный цвет. В щелочной среде лакмус переходит в синий, что позволяет использовать его как универсальный индикатор для общего определения показателя среды.

Точно установить механизм и характер реакции, протекающих при изменении pH в структурах компонентов лакмуса не представляется возможным, так как в него может входить до 15 различных соединений, причем некоторые из них могут быть неразделимыми действующими веществами, что усложняет их индивидуальные исследования химических и физических свойств.

Универсальная индикаторная бумага

С развитием науки и появлением индикаторных бумаг установление показателей среды многократно упростилось, поскольку теперь не нужно было иметь готовые жидкие реактивы для каких-либо полевых исследований, чем до сих пор успешно пользуются ученые и криминалисты. Так, на смену растворам пришли универсальные индикаторные бумаги, которые благодаря широкому спектру действия практически полностью убрали необходимость использования любых других кислотно-основных индикаторов.

Состав пропитанных полосок может отличаться у различных производителей, поэтому примерный список входящих веществ может быть следующим:

  • фенолфталеин (0-3,0 и 8,2-11);
  • (ди)метиловый желтый (2,9-4,0);
  • метиловый оранжевый (3,1-4,4);
  • метиловый красный (4,2-6,2);
  • бромтимоловый синий (6,0-7,8);
  • α‒нафтолфталеин (7,3-8,7);
  • тимоловый синий (8,0-9,6);
  • крезолфталеин (8,2-9,8).

На упаковке обязательно приведены эталоны цветной шкалы, позволяющие определить pH среды от 0 до 12 (где-то 14) с точностью до одной целой.

Помимо прочего, данные соединения могут использоваться совместно в водных и водно-спиртовых растворах, что делает применение таких смесей очень удобным. Однако некоторые из этих веществ могут быть плохо растворимы в воде, поэтому необходимо подбирать универсальный органический растворитель.

Благодаря своим свойствам кислотно-основные индикаторы нашли свое применение во многих областях науки, а их многообразие позволило создать универсальные смеси, чувствительные к широкой области показателей pH.

В кислой среде раствора рН < 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН > 7. Чем меньше рН, тем больше кислотность раствора. При значениях рН > 7 говорят о щелочности раствора.

Существуют различные методы определения рН раствора. Качественно характер среды раствора определяют с помощью индикаторов. Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора. На практике чаще всего применяют лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и универсальный индикатор (табл. 2).

Таблица 2

Окраска индикаторов в различных средах растворов

Водородный показатель имеет очень важное значение для медицины, его отклонение от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. При нормальной кислотности желудочный сок имеет рН = 1,7; кровь человека имеет рН = 7,4; слюна – рН = 6,9.

Реакции ионного обмена и условия их протекания

Поскольку молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Сущность таких реакций заключается в связывании ионов путем образования слабого электролита. Другими словами, реакция ионного обмена имеет смысл и протекает практически до конца, если в результате нее образуются слабые электролиты (осадок, газ, Н 2 О и др.). Если в растворе нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием слабого электролита, то реакция обратима; уравнения таких реакций обмена не пишут.

При записи реакций ионного обмена используют молекулярную, полную ионную и сокращенную ионную формы. Пример записи реакции ионного обмена в трех формах:

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 .

Правила составления уравнений ионных реакций

1. Формулы слабых электролитов записывают в молекулярном виде, сильных – в ионном.

2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества в случае реагентов записывают в виде ионов.

3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов ионов в правой части.

Тест по теме «Теория электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена»

1. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида магния в серной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:

а) Mg 2+ + SO 4 2– = MgSO 4 ;

б) H + + OH – = H 2 O;

в) Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + 2H 2 O;

г) Mg(OH) 2 + SO 4 2– = MgSO 4 + 2OH – .

2. В четырех сосудах содержится по одному литру 1М растворов перечисленных ниже веществ. В каком растворе содержится больше всего ионов?

а) Сульфат калия; б) гидроксид калия;

в) фосфорная кислота; г) этиловый спирт.

3. Степень диссоциации не зависит от:

а) объема раствора; б) природы электролита;

в) растворителя; г) концентрации.

4. Сокращенное ионное уравнение

Al 3+ + 3OH – = Al(OH) 3

соответствует взаимодействию:

а) хлорида алюминия с водой;

б) хлорида алюминия с гидроксидом калия;

в) алюминия с водой;

г) алюминия с гидроксидом калия.

5. Электролит, который не диссоциирует ступенчато, – это:

а) гидроксид магния; б) фосфорная кислота;

в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.

6. Слабым электролитом является:

а) гидроксид бария;

б) гидроксид алюминия;

в) плавиковая кислота;

г) йодоводородная кислота.

7. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия баритовой воды и углекислого газа равна:

а) 6; б) 4; в) 7; г) 8.

8. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:

а) хлорид меди и гидроксид натрия;

б) хлорид калия и гидроксид натрия;

в) соляная кислота и гидроксид натрия;

г) серная кислота и хлорид бария.

9. Вещество, добавление которого к воде не изменит ее электропроводности, – это:

а) уксусная кислота; б) хлорид серебра;

в) серная кислота; г) хлорид калия.

10. Как будет выглядеть график зависимости накала электрической лампочки, включенной в цепь, от времени, если электроды погружены в раствор известковой воды, через который длительное время пропускают углекислый газ?

а) Линейное возрастание;

б) линейное убывание;

в) сначала убывание, затем возрастание;

г) сначала возрастание, затем убывание.

Изменение окраски индикаторов в зависимости от pH

Кислотно-основные индикаторы - это соединения, окраска которых меняется в зависимости от кислотности среды.

Например, лакмус в кислой среде окрашен в красный цвет, а в щелочной - в синий. Это свойство можно использовать для быстрой оценки pH растворов.

Кислотно-основные индикаторы находят широкое применение в химии. Известно, например, что многие реакции по-разному протекают в кислой и щелочной средах. Регулируя pH, можно изменить направление реакции. Индикаторы можно использовать не только для качественной, но и для количественной оценки содержания кислоты в растворе (метод кислотно-основного титрования).

Применение индикаторов не ограничивается "чистой" химией. Кислотность среды необходимо контролировать во многих производственных процессах, при оценке качества пищевых продуктов, в медицине и т. д.

В таблице 1 указаны наиболее "популярные" индикаторы и отмечена их окраска в нейтральной, кислой и щелочной средах.


Таблица 1

Метилоранж

Фенолфталеин


В действительности, каждый индикатор характеризуется своим интервалом рН, в котором происходит изменение цвета (интервал перехода). Изменение окраски происходит из-за превращения одной формы индикатора (молекулярной) в другую (ионную). По мере понижения кислотности среды (с ростом рН) концентрация ионной формы повышается, а молекулярной - падает. В таблице 2 перечислены некоторые кислотно-основные индикаторы и соответствующие интервалы перехода.

Таблица 2