INDICATORI în chimie(lat. indicator indicator) - substanțe care își schimbă culoarea în prezența anumitor compuși chimici în mediul studiat (în soluție, în aer, în celule, în țesuturi), precum și atunci când pH-ul sau potențialul redox al mediului schimbări; sunt utilizate pe scară largă în laboratoarele biochimice, clinice și sanitare.

I. este utilizat pentru determinarea finalului reacției (punctul de echivalență) în timpul titrarii, pentru determinarea colorimetrică a valorilor pH-ului sau potențialelor redox, pentru detectarea diferitelor tipuri de substanțe în anumite obiecte studiate. În toate aceste scopuri, I. se folosește sub formă de soluții de apă sau alcool sau sub formă de hârtie indicatoare, care sunt benzi de hârtie de filtru înmuiate în I.

În funcţie de scop şi de mecanismul de acţiune Şi. se împart într-un număr de grupe.

Indicatori acido-bazici sunt compuși organici complecși care își schimbă culoarea (I. bicolor) sau intensitatea acesteia (I. monocolor) în funcție de pH-ul mediului. I. bicolor este, de exemplu, un lakmoid: într-un mediu alcalin are culoarea albastră, iar în mediu acid este roșu. Un exemplu de I. monocromatic este fenolftaleina, care este incoloră în mediu acid si zmeura pana la alcalin.

Conform teoriei lui Ostwald (W. Ostwald), acid-bază I. sunt organice slabe pentru tine sau baze, ale căror molecule nedisociate au o culoare diferită în p-re decât anionii și cationii pe care îi formează. Fenolftaleina, de exemplu, este slabă la - că, moleculele nu disociate o tăietură sunt incolore, iar soluțiile de vopsea anioni în culoarea zmeură. În soluțiile lui I. care sunt slabe pentru tine, disociați conform ecuației

unde HA sunt molecule I. nedisociate, H + sunt ioni de hidrogen, iar A - sunt anioni I..

Constanta de ionizare a unui astfel de I. este egală cu

Ka \u003d [H + ] [A - ] / [NA] (2)

(parantezele pătrate indică concentrațiile molare ale particulelor corespunzătoare).

I., care sunt baze slabe, se disociază conform ecuației

unde BOH sunt molecule I. nedisociate, B+ sunt I. cationi, iar OH- sunt ioni hidroxil.

Constanta de disociere a acestor I. este

Kb = / (4)

Din ecuațiile 2 și 4 rezultă că, cu cât constanta de disociere este mai mare, cu atât I. se descompune mai mult în ioni și, în consecință, la concentrații mai mari de ioni H + (în cazurile în care P. este un acid slab) sau ioni OH - (în cazurile in care I.- bază slabă) disocierea lui este suprimată și are loc o schimbare de culoare. Diferite I. au valori diferite ale Ka și Kb. Prin urmare, își schimbă culoarea la diferite valori ale pH-ului mediului. Acel interval de valori ale pH-ului, în care are loc schimbarea culorii acestui I., se numește zona de acțiune sau intervalul de tranziție al lui I. Intervalul de tranziție al lui I. este de obicei egal cu pK ± 1, unde pK este -lgK. Punctul de tranziție al lui I. se numește acea valoare a pH-ului, la care schimbarea culorii lui I este percepută vizual cel mai clar. Punctul de tranziție este aproximativ egal cu valoarea pK a acestui I.

Acid-bază I. sunt utilizate pe scară largă în titrarea la - t și alcalii, precum și pentru măsurarea colorimetrică a valorii pH-ului biolului, lichidelor, celulelor, țesuturilor etc.

Titrarea to-t și alcaline ar trebui să fie finalizată în momentul atingerii punctului de echivalență, adică în momentul în care un astfel de volum de titrant este adăugat la soluția titrată to-you (alcali), în Krom conține o cantitate echivalentă de la -tu (alcali). Pentru a face acest lucru, este necesar să se aplice un astfel de I., punctul de tranziție la-rogo este egal cu valoarea pH-ului soluției titrate la punctul de echivalență (vezi Metoda de neutralizare). În tabel. I. sunt enumerate, cele mai utilizate în titrarea la - t și baze.

Determinarea calitativă a acidității și alcalinității se realizează folosind așa-numitul. neutru I., al cărui punct de tranziție este practic la pH 7,0. Acestea includ, de exemplu, turnesol, care într-un mediu acid (pH mai mic de 7,0) este roșu și într-un mediu alcalin (pH mai mare de 7,0) Culoarea albastră; roșu neutru, devenind roșu într-un mediu acid și galben în mediu alcalin.

O măsurare aproximativă a valorii pH-ului mediului (cu o precizie de 0,5-1,0 unități de pH) este de obicei efectuată folosind un I. universal (combinat), care este un amestec de mai mulți I., ale căror intervale de tranziție sunt apropiate. unul față de celălalt și acoperă o gamă largă de valori pH.

La 0,5 ml de lichid de testare, adăugați 1-2 picături de soluție universală I. ȘI.

Pentru o determinare colorimetrică mai precisă (0,1-0,5 unităţi pH) a valorii pH-ului se folosesc de obicei I. monocolore.în mediu acid) până la galben (în mediu alcalin). Cu același scop folosiți un număr de And. bicolore oferite de Clark (W. M. Clark) și Labs (H. A. Lubs), care sunt sulfoftaleine. Formele acide și alcaline ale acestor I. diferă puternic în culoare, acesta este avantajul lor față de indicatorii Michaelis.

Indicatori redox sau redox, sunt coloranți organici, a căror culoare în stare oxidată și redusă este diferită. Astfel de I. sunt utilizate în titrarea oxidimetrică (vezi Oxidimetrie), precum și pentru determinarea colorimetrică a potențialelor redox ale lichidelor (vezi potențialul Redox), celulelor și țesuturilor individuale în laboratoarele citochimice și citolice. Majoritatea indicatorilor redox se transformă în compuși incolori la reducere și devin colorați la oxidare. Formele oxidate și reduse ale I. sunt în soluții în stare de echilibru dinamic:

forma oxidata + ne<->formă redusă, unde n este numărul de electroni.

Raportul dintre concentrațiile de echilibru ale celor două forme ale acestui I. și, prin urmare, culoarea soluției, în Krom este I., depinde de mărimea potențialului redox al soluției. Dacă valoarea potențialului soluției este mai mare decât potențialul redox normal (E0) al acestui indicator redox, atunci cea mai mare parte a I. din această soluție trece în forma oxidată (de obicei colorată), dacă potențialul redox al mediului în studiu este mai mic decât E0, apoi I. se transformă într-o formă redusă (de obicei incoloră). La egalitate de valori ale potențialului redox al mediului și E0 al indicatorului de concentrație a formelor oxidate și restaurate I. sunt egale între ele. Având o serie de I. cu valori diferite ale lui E0, este posibil să se judece mărimea potențialului redox al unui mediu dat după culoarea lor într-un mediu dat. Indicatorii redox propuși de Michaelis, care poartă denumirea comună „viologens” și sunt derivați ai gamma și gamma „-dipiridili, au toxicitate scăzută și sunt utilizați pe scară largă pentru măsurarea potențialelor redox în sistemele biol; în acestea I., forma redusă. este colorat.

Potențialul redox normal al viologenilor nu depinde de valoarea pH-ului soluției. Acesta este ceea ce îi diferențiază de alți indicatori redox.

Indicatori complexometrici (indicatori metalici) sunt coloranți organici solubili în apă capabili să formeze compuși complecși colorați cu ionii metalici. Aceste I. sunt folosite pentru stabilirea punctului de echivalență în titrarea complexometrică (vezi Complexometrie).

Indicatori de adsorbție- Sunt coloranți organici adsorbiți pe suprafața precipitatelor formate în timpul titrarii prin metoda precipitației și își schimbă culoarea la atingerea punctului de echivalență. De exemplu, când clorurile sunt titrate cu nitrat de argint, tropeolina 00 își schimbă culoarea la punctul de echivalență de la galben la roz.

Indicatori chemiluminescenți (fluorescenți).- compuși organici (de exemplu, lumenol, luceginină, silaxen etc.) care au capacitatea de a luminesce în lumină naturală sau la iradiere cu lumină ultravioletă. Intensitatea și culoarea luminiscenței depind atât de valoarea pH-ului mediului, cât și de valoarea potențialului redox al acestuia; acestea I. sunt utilizate la titrarea (în timpul neutralizării și oxidimetriei) a lichidelor foarte colorate sau tulburi, când o schimbare a culorii I. obișnuite este imperceptibilă.

Și. sunt folosite în multe biochimice. metodele aplicate în klin.- biochim. laboratoare. Cel mai frecvent utilizate dintre ele sunt albastrul de bromtimol (la determinarea activității fructozodifosfat aldolazei în serul sanguin, activitatea acetilcolinesterazei și colinesterazei în serul sanguin conform A. A. Pokrovsky, precum și activitatea carboxilesterazei în sânge conform A. A. Pokrovsky și L. G. Ponomareva), albastru de bromofenol (în separarea electroforetică a diferitelor proteine ​​pentru colorarea electroforegramelor împreună cu negru amido și albastru-negru acid), I. universal, roșu fenol (la determinarea activității aspartatului și alanin aminotransferazelor în serul sanguin). , activitatea colinesterazei în serul sanguin etc.), fenolftaleină, nitrozin tetrazolium utilizate pentru calitate și cuantificare activitatea diferitelor dehidrogenaze (vezi. Dehidrogenaze) etc.

Numele indicatorului	Intervalul de tranziție al indicatorului, în unități de pH
		Forma acidă a indicatorului	Indicator alcalin
Tropeolina 00 (difenilaminoazo-n-benzensulfonat de sodiu)
Galben de dimetil (dimetilaminoazobenzen)		portocaliu rosu
Portocala de metil (dimetilaminoazobenzensulfonat de sodiu)
Roșu de metil (acid dimetilaminoazobenzencarboxilic)
Roșu de fenol (fenolsulfoftaleină)
Fenolftaleină		Incolor	purpuriu
timolftaleină		Incolor

Bibliografie: Vinogradova E. N. Metode pentru determinarea concentraţiei ionilor de hidrogen, M., 1956, bibliogr.; Indicatori, ed. E. Bishop și I. N. Marov, trad. din engleză, vol. 1-2, M., 1976, bibliogr.

INDICATORI(indicator latin târzie - indicator), chimic. in-va, schimbarea culorii sau formarea unui precipitat la schimbarea in.-l. componentă în soluție. Ele indică o anumită stare a sistemului sau în momentul atingerii acestei stări. Există indicatori reversibili și ireversibili. Schimbarea de culoare a primului atunci când starea sistemului se schimbă (de exemplu, când se modifică pH-ul mediului) poate fi. repetat de multe ori. Indicatorii ireversibili suferă chimic ireversibil. transformări, de exemplu, la BrO 3 - sunt distruse. Indicatori, la secară injectat în soluția de testare, numit. intern, spre deosebire de extern, p-tion cu to-rymi se realizează în afara amestecului analizat. În acest din urmă caz, unul sau mai multe picaturi din solutia analizata se pun pe o bucata de hartie impregnata cu indicator, sau se amesteca pe o farfurie de portelan alb cu o picatura de indicator.Și Indicatorii sunt folosiți cel mai adesea pentru a stabili sfârșitul c.-l. chimic. r-tion, Ch. arr. punctul final (k.t.t.). Conform titrimetricului metodele fac distincția între acido-bazică, adsorbție, oxidant-reducătoare. și complexometrice. indicatori. sunt p-rime org comp., to-secara își schimbă culoarea sau în funcție de H + (pH-ul mediului). Aplic. pentru a stabili sfârșitul p-ției între to-tami și (inclusiv at) sau alte p-ții, dacă acestea implică H +, precum și pentru colorimetric. determinarea pH-ului solutiilor de apa. Naib. importante sunt date în tabel. 1. Motivul schimbării culorii indicatorilor este că adăugarea sau eliberarea acestuia este asociată cu înlocuirea unor grupe de cromofori cu altele sau cu apariția unor noi grupe de cromofori. Dacă indicatorul este slab la-ta HIn, atunci în soluția apoasă are loc: HIn + H 2 O D In- + H30+. Dacă indicatorul este slab In, atunci: In + H 2 O D HIn + + OH - . În termeni generali, putem scrie: În a + H 2 O D In b + H 3 O + , unde In a si respectiv In b -. forme acide și bazice ale indicatorului, care sunt colorate diferit. acest proces K ln = / naz. indicator. Culoarea soluției depinde de raportul /, o tăietură este determinată de pH-ul soluției.

Se crede că culoarea unei forme a indicatorului este vizibilă dacă este de 10 ori mai mare decât alte forme, adică. dacă raportul / \u003d /K ln este 0,1 sau 10. Schimbarea culorii indicatorului este observată în regiunea pH \u003d pK lp b 1, numit to-ry. intervalul de tranziție al indicatorului. Modificați max. distinct când = şi K ln = [H 3 O] +, adică. la pH = pKln. Valoarea pH-ului, la Krom, de obicei se termină, numit. Indicator RT. Indicatorii pentru sunt selectați în așa fel încât intervalul de tranziție a culorii să includă valoarea pH-ului pe care ar trebui să o aibă soluția la punctul de echivalență. Adesea, această valoare a pH-ului nu se potrivește cu pT al indicatorului utilizat, ceea ce duce la așa-numitul. eroare de indicator. Dacă un exces de slab netitrat sau to-you rămâne în K. t. t., eroarea este numită. resp. bazic sau acid. Sensibilitatea indicatorului - (in / l) determinată (in acest caz H+ sau OH - ) în punctul de max. schimbare bruscă de culoare. Distingeți: indicatori, sensibili la acolo, cu un interval de tranziție în domeniul valorilor pH alcaline (de exemplu, timolftaleină); sensibil la indicatorii cu un interval de tranziție în regiunea acidă (ca în galbenul de dimetil etc.); indicatori neutri, intervalul de tranziție la-rykh este de cca. pH 7 (roșu neutru etc.).Și indicatoarele vin cu una sau două forme colorate; se numesc astfel de indicatori resp. monocoloră și bicoloră. Naib. o schimbare clară a culorii ar fi observată în acești indicatori, ale căror forme acide și bazice sunt colorate în plus. culorile. Cu toate acestea, nu există astfel de indicatori. Prin urmare, prin adăugarea , culorile ambelor forme sunt modificate în mod corespunzător. Deci, în roșu de metil, trecerea de la roșu la galben are loc în intervalul de 2 unități de pH, iar dacă adăugați la soluție, atunci trecerea culorii de la roșu-violet la verde se observă clar și clar la pH 5,3. Un efect similar poate fi obținut prin utilizarea unui amestec de doi indicatori, ale căror culori se completează reciproc. prieten. Se numesc astfel de indicatori amestecat (Tabelul 2).


Amestecuri de indicatori, la secară își schimbă continuu culoarea în întregul interval de valori ale pH-ului de la 1 la 14, numite. universal. Sunt folosite cca. evaluarea solutiilor de pH. Schimbarea de culoare a indicatorului este influențată de acesta. Pentru indicatorii cu două culori, cu cât este mai mare, cu atât este mai puțin accentuată schimbarea culorii, deoarece. spectrele de absorbție ale ambelor forme se suprapun mai mult și schimbarea culorii devine mai greu de detectat. De obicei, utilizați aceeași cantitate minimă (mai multe picături de soluție) a indicatorului. Intervalul de tranziție al multor indicatori depinde de t-ry. Deci, își schimbă culoarea la temperatura camerei în intervalul de pH de 3,4-4,4 și la 100 ° C în intervalul de pH de 2,5-3,3. Are de-a face cu schimbarea. Particulele coloidale prezente în soluție adsorb indicatorii, ceea ce duce la o schimbare completă a culorii acesteia. Pentru a evita erorile în prezență particule coloidale încărcate pozitiv, indicatori-baze ar trebui să fie utilizate, și în prezență. încărcat negativ - indicatori acizi. În condiții normale, trebuie luat în considerare efectul CO 2 dizolvat, mai ales atunci când se folosesc indicatori cu pK ln > 4 (de exemplu, roșu de metil, ). Uneori, CO 2 este îndepărtat anterior prin fierbere sau titrat cu o soluție în absența contactului cu. Influența neutrelor străine (efectul de sare) se manifestă în schimbarea indicatorilor. În cazul indicatorilor acizi, intervalul de tranziție se deplasează într-o regiune mai acidă, iar în cazul indicatorilor de bază, la una mai alcalină. În funcție de natura solventului, culorile indicatorilor, pK ln și sensibilitatea acestora se modifică. Astfel, roșul de metil în dă o tranziție de culoare la valori H+ mai mari decât albastrul de bromofenol și invers în soluția de etilenglicol. În soluțiile apă-metanol și apă-etanol, modificarea în comparație cu mediul apos este nesemnificativă. Într-un mediu alcoolic, indicatorii acizi sunt mai sensibili la H + decât indicatorii de bază. Deși atunci când sunt în medii netoxice, de obicei k.t.t. este setat potențiometric folosind un indicator de sticlă, ele sunt de asemenea utilizate (Tabelul 3). Cel mai adesea, pentru cei slabi, roșul de metil este folosit în sau în CH3COOH anhidru; la slab la-t- în DMF. Comportarea indicatorilor în medii neapoase și apoase este similară. De exemplu, pentru un slab la tine HIn în p-solvent SH se poate scrie: HIn + SH D In- + SH 2 + . Mecanismul de acțiune al indicatorilor este același ca și în, numai în medii neapoase folosesc scalele de aciditate corespunzătoare (pH p, pA; vezi). De asemenea, sunt utilizate în calitate, schimbând culoarea și intensitatea în funcție de pH și permițând titrarea soluțiilor puternic colorate și tulburi.

Pentru slab to-t aplica t numit. indicatori de tulburare in-va, formând reversibili, coagulând într-un interval de pH foarte îngust (de exemplu, izonitroacetil-n-aminobenzenul dă turbiditate la pH 10,7-11,0). După cum puteți folosi complexe cu (vezi mai jos); aceste complexe, prăbușindu-se, schimbă culoarea soluției într-un interval restrâns de pH. Pentru a determina org. to-t si in in prezenta. o soluție nemiscibilă cu ea este folosită așa-numita. amfiindicatorii, to-secara sunt indicatori acizi (de exemplu, 00) cu decomp. org. (de exemplu. ). Acești indicatori sunt bine sol. în org. p-parinti, rau la; sunt foarte sensibili. Indicatori de adsorbtie in insule care pot fi adsorbiti la suprafata sedimentului si isi schimba in acelasi timp culoarea sau intensitatea.Acesti indicatori sunt de obicei reversibile si se folosesc in precipitatii.pe care indicatorul este adsorbit. Un grup mare de indicatori (Tabelul 4) adsorbiți de suprafața sedimentului cu formarea de c conținut în sediment.


De exemplu, rr roz culorile, to-ry nu se schimbă atunci când se adaugă AgNO3. Dar la p-rum KBr, precipitatul adsorb Ag +, care se atașează de ei înșiși. Precipitatul devine roșu-violet. În c.t.t., când tot Ag + este titrat, culoarea precipitatului dispare și soluția devine din nou roz. Inorg. adsorbţie indicatorii formează un precipitat colorat sau un complex din titrant (cum, de exemplu, se utilizează ca indicatori CrO 4- și SCN - în ). ca adsorbant. se mai folosesc indicatori nek-ry acido-bazic, oxida.-restaura. și complexometrice. indicatori, St. Islands to-rykh (acid, redox. potențiale și stabilitatea complexelor cu) în adsorbit. starea depinde de natura și de suprafața sedimentului. Reducerea de oxidare indicatori - in-va, capabili sa-si schimbe culoarea in functie de oxidare.-restaurare. r-ra potential. Folosit pentru stabilirea K. t. t. oxidare-restaurare. iar pentru colorimetric definiţii okislit.-restaurare. potenţial (în primul rând în biologie). Astfel de indicatori sunt, de regulă, in-va, to-secara ei înșiși suferă sau, iar formele oxidate (În Ox) și reduse (În roșu) au culori diferite. Pentru oxidare reversibilă.-restaurare. indicatorii se pot scrie: In Ox + ne D În roșu, unde n este un număr. La potențialul E, raportul ambelor forme ale indicatorului este determinat de:
,
unde E ln - real okislit.-restaurare. potenţial indicator, în funcţie de compoziţia soluţiei. Intervalul de tranziție a culorii se observă practic atunci când raportul / se modifică de la 0,1 la 10, care la 25 °C corespunde cu D E (în V) = E ln b (0,059/n). Potențialul corespunzător celei mai puternice schimbări de culoare este E ln . Atunci când alegeți un indicator, luați în considerare Ch. arr. valorile E ln , coeficient răscumpărarea molară a ambelor forme ale indicatorului și potențialul soluției la punctul de echivalență. La puternic (K 2 Cr 2 O 7, KMnO 4 etc.), se folosesc indicatori care au Eln relativ mare, de exemplu, și derivații săi; cu [Ti(III), V(II) etc.] puternice se folosesc, de exemplu, indicatori cu Eln relativ scăzut (Tabelul 5).


Unii in-va își schimbă culoarea în mod ireversibil, de exemplu, atunci când sunt distruse cu formarea de incolor. produse, ca sub acțiunea sau naftol albastru-negru sub acțiunea BrO 3 . Indicatori complexometrici - in-va, formandu-se cu (M) complexe colorate, deosebindu-se ca culoare de indicatorii propriu-zis.Se folosesc pentru stabilirea c.t.t. Stabilitatea complexelor cu indicatori (In) este mai mică decât cea a complexonaților corespunzători, prin urmare, în c.t.t., indicatorii sunt deplasați din complexe cu . În momentul schimbării culorii în punctul de echivalență = și, prin urmare, pM = - lg K Mln , unde se numește pM = - lg[M]. punctul de tranziție al indicatorului, K Mln - stabilitatea complexului cu indicatorul. Eroarea la se datorează faptului că o anumită cantitate poate fi atașată la indicator, și nu la titrant. Naib. folosesc adesea așa-numitele.

La conducere proces chimic este extrem de important să se urmărească condiţiile reacţiei sau să se stabilească realizarea finalizării acesteia. Uneori acest lucru poate fi observat prin unele semne externe: încetarea degajării bulelor de gaz, modificarea culorii soluției, precipitare sau, dimpotrivă, trecerea unuia dintre componentele reacției în soluție etc. cazuri, se folosesc reactivi auxiliari pentru determinarea finalului reacției, așa-numiții indicatori, care sunt introduși de obicei în soluția analizată în cantități mici.

indicatori numit compuși chimici, capabilă să schimbe culoarea soluției în funcție de condițiile de mediu, fără a afecta direct soluția de testat și direcția reacției. Deci, indicatorii acido-bazici își schimbă culoarea în funcție de pH-ul mediului; indicatori redox - din potențialul mediului; indicatori de adsorbție - asupra gradului de adsorbție etc.

Indicatorii sunt folosiți pe scară largă în practica analitică pentru analiza titrimetrică. De asemenea, servesc instrument esențial pentru controlul proceselor tehnologice din industria chimică, metalurgică, textilă, alimentară și alte industrii. LA agricultură cu ajutorul indicatorilor analizează şi clasifică solurile, stabilesc natura îngrăşămintelor şi suma necesară acestea pentru încorporarea în sol.

Distinge indicatori acido-bazici, fluorescenți, redox, de adsorbție și chemiluminescenți.

INDICATORI ACID-BAZĂ (PH).

După cum se știe din teorie disociere electrolitică Compușii chimici dizolvați în apă se disociază în ioni încărcați pozitiv - cationi și anioni încărcați negativ. De asemenea, apa se disociază într-o măsură foarte mică în ioni de hidrogen încărcați pozitiv și ioni de hidroxil încărcați negativ:

Concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție este notă cu simbolul .

Dacă concentrația de ioni de hidrogen și hidroxid în soluție este aceeași, atunci astfel de soluții sunt neutre și pH = 7. La o concentrație de ioni de hidrogen corespunzătoare pH-ului de la 7 la 0, soluția este acidă, dar dacă concentrația de hidroxid ionii este mai mare (pH = de la 7 la 14), soluția alcalină.

Pentru măsurarea valorii pH-ului sunt utilizate diferite metode. Calitativ, reacția soluției poate fi determinată folosind indicatori speciali care își schimbă culoarea în funcție de concentrația ionilor de hidrogen. Astfel de indicatori sunt indicatori acido-bazici care răspund la modificările pH-ului mediului.

Marea majoritate a indicatorilor acido-bazici sunt coloranți sau alții compusi organici, ale căror molecule suferă modificări structurale în funcție de reacția mediului. Sunt utilizate în analiza titrimetrică în reacțiile de neutralizare, precum și pentru determinarea colorimetrică a pH-ului.

Indicator	Interval de pH de tranziție a culorii	Schimbarea culorii
violet de metil	0,13-3,2	Galben - violet
albastru de timol	1,2-2,8	Roșu / galben
Tropeolin 00	1,4-3,2	Roșu / galben
- Dinitrofenol	2,4-4,0	Incolor - galben
metil portocală	3,1-4,4	Roșu / galben
Roșu de naftil	4,0-5,0	Portocala rosie
roșu de metil	4,2-6,2	Roșu / galben
Albastru de bromotimol	6,0-7,6	Galben - albastru
roșu fenol	6,8-8,4	Galben rosu
Purpuriu metacrezol	7,4-9,0	Galben - violet
albastru de timol	8,0-9,6	Galben - albastru
Fenolftaleină	8,2-10,0	Incolor - roșu
timolftaleină	9,4-10,6	Incolor - albastru
Galbenul alizarina P	10,0-12,0	Galben pal - roșu-portocaliu
Tropeolina 0	11,0-13,0	Galben - mediu
Verde malachit	11,6-13,6	Albastru verzui - incolor

Dacă este necesar să se îmbunătățească acuratețea măsurării pH-ului, atunci se folosesc indicatori mixți. Pentru a face acest lucru, selectați doi indicatori cu intervale apropiate de pH ale tranziției de culoare, având culori suplimentare în acest interval. Cu acest indicator mixt se pot face determinări cu o precizie de 0,2 unități pH.

Utilizați pe scară largă sunt și indicatorii universali care pot schimba în mod repetat culoarea într-o gamă largă de valori ale pH-ului. Deși acuratețea determinării cu astfel de indicatori nu depășește 1,0 unități de pH, aceștia permit determinări într-un interval larg de pH: de la 1,0 la 10,0. Indicatorii universali sunt de obicei o combinație de patru până la șapte indicatori cu două culori sau o singură culoare cu diferite intervale de pH de tranziție a culorii, proiectați în așa fel încât atunci când pH-ul mediului se modifică, are loc o schimbare vizibilă a culorii.

De exemplu, indicatorul universal PKC disponibil comercial este un amestec de șapte indicatori: violet de bromocrezol, verde de bromocrezol, portocaliu de metil, tropeolină 00, fenolftaleină, albastru de timol și albastru de bromotimol.

Acest indicator, în funcție de pH, are următoarea culoare: la pH = 1 - zmeură, pH = 2 - roz-portocaliu, pH = 3 - portocaliu, pH = 4 - galben-portocaliu, pH = 5 galben, pH = 6 - galben verzui, pH = 7 - galben-verzui,. pH = 8 - verde, pH = 9 - albastru-verde, pH = 10 - albastru gri.

Indicatorii acido-bazici individuali, mixți și universali sunt de obicei dizolvați în Alcool etilicși adăugați câteva picături în soluția de testat. Prin schimbarea culorii soluției, se apreciază valoarea pH-ului. Pe lângă indicatorii solubili în alcool, se produc și forme solubile în apă, care sunt săruri de amoniu sau sodiu ale acestor indicatori.

În multe cazuri, este mai convenabil să folosiți nu soluții de indicator, ci hârtii cu indicator. Acestea din urmă sunt pregătite după cum urmează: hârtia de filtru este trecută printr-o soluție de indicator standard, soluția în exces este stoarsă din hârtie, uscată, tăiată în fâșii înguste și broșuri. Pentru a efectua testul, o hârtie indicator este scufundată în soluția de testare sau o picătură de soluție este plasată pe o bandă de hârtie indicator și se observă o schimbare a culorii acesteia.

INDICATORI FLUORESCENȚI

Unii compuși chimici, atunci când sunt expuși la razele ultraviolete, au capacitatea, la o anumită valoare a pH-ului, de a determina fluorescerea soluției sau de a-și schimba culoarea sau nuanța.

Această proprietate este utilizată pentru titrarea acido-bazică a uleiurilor, soluțiilor tulburi și puternic colorate, deoarece indicatorii convenționali sunt nepotriviți pentru aceste scopuri.

Lucrul cu indicatoare fluorescente se realizează prin iluminarea soluției de testare cu lumină ultravioletă.

Indicator	Gama de pH de fluorescență (sub lumină ultravioletă)	Schimbarea culorii fluorescenței
4-Etoxiacridonă	1,4-3,2	Verde albastru
2-naftilamină	2,8-4,4	Creșterea fluorescenței violete
Dimetnlnaphteirodină	3,2-3,8	Liliac - portocaliu
1-naftilam	3,4-4,8	Creșterea fluorescenței albastre
Acridină	4,8-6,6	Verde - violet
3,6-Dioxiftalimidă	6,0-8,0	galben-verde - galben
2,3-Dicianhidrochinonă	6,8-8,8	Albastru verde
Euchrysin	8,4-10,4	Portocaliu - verde
1,5-naftilaminsulfamidă	9,5-13,0	Galben verde
Acid CC (acid 1,8-aminonaftol 2,4-disulfonic)	10,0-12,0	Violet - verde

INDICATORI REDOX

Indicatori redox- compuşi chimici care modifică culoarea soluţiei în funcţie de valoarea potenţialului redox. Ele sunt utilizate în metodele titrimetrice de analiză, precum și în cercetarea biologică pentru determinarea colorimetrică a potențialului redox.

Indicator	Potențial redox normal (la pH=7), V	Colorarea mortarului
		formă oxidantă	forma restaurată
Roșu neutru	-0,330	Roșu-violet	Incolor
Safranin T	-0,289	maro	Incolor
Indihomonosulfonat de potasiu	-0,160	Albastru	Incolor
Indigodisulfonat de potasiu	-0,125	Albastru	Incolor
Indigotrisulfonat de potasiu	-0,081	Albastru	Incolor
Tetrasulfonat de potasiu	-0,046	Albastru	Incolor
Albastru de toluidină	+0,007	Albastru	Incolor
Tnonin	+0,06	Violet	Incolor
o-cresolindofenolat de sodiu	+0,195	albastru roșcat	Incolor
2,6-Dnclorofenolindofenolat de sodiu	+0,217	albastru roșcat	Incolor
m-Bromofenolindofenolat de sodiu	+0,248	albastru roșcat	Incolor
difeinlbenzidină	+0,76 (soluție acidă)	Violet	Incolor

INDICATORI DE ADsorbție

Indicatori de adsorbție- substanțe în prezența cărora culoarea precipitatului format în timpul titrarii prin metoda precipitației se modifică. Mulți indicatori acido-bazici, unii coloranți și alți compuși chimici sunt capabili să schimbe culoarea precipitatului la o anumită valoare a pH-ului, ceea ce îi face potriviti pentru utilizare ca indicatori de adsorbție.

Indicator	Ion definit	Precipitant ionic	Schimbarea culorii
Roșu alizarina C			Galben - trandafir rosu
Albastru de bromofenol			Galben verde
			Liliac - galben
			Violet - albastru-verde
Difenilcarbazidă	, ,		Incolor - violet
roșu Congo	, ,		Rosu albastru
			Albastru rosu
Fluoresceină	,		galben-verde - roz
Eozina	,		galben-roșu - roșu-violet
Eritrozina			Roșu-galben - roșu închis

INDICATORI CHIMILUMINESCENTI

Acest grup de indicatori include substanțe capabile să se afișeze la anumite valori ale pH-ului. lumina vizibila. Indicatorii chemiluminescenți sunt convenabil de utilizat atunci când lucrați cu lichide întunecate, deoarece în acest caz apare o strălucire la punctul final al titrarii.

Printre diversitate materie organică există compuși speciali care se caracterizează prin modificări de culoare în diferite medii. Înainte de apariția pH-metrelor electronice moderne, indicatorii erau „instrumente” indispensabile pentru determinarea indicatorilor acido-bazici ai mediului și continuă să fie utilizați în practica de laborator ca substanțe auxiliare în Chimie analitică si de asemenea in lipsa echipamentului necesar.

Pentru ce sunt indicatorii?

Inițial, proprietatea acestor compuși de a schimba culoarea în diferite medii a fost utilizată pe scară largă pentru a determina vizual proprietățile acido-bazice ale substanțelor în soluție, ceea ce a ajutat nu numai la determinarea naturii mediului, ci și la tragerea unei concluzii despre rezultatul rezultat. produși de reacție. Soluțiile indicatoare continuă să fie utilizate în practica de laborator pentru a determina concentrația de substanțe prin titrare și vă permit să învățați cum să utilizați metode improvizate în absența pH-metrelor moderne.

Există câteva zeci de astfel de substanțe, fiecare dintre ele sensibilă la o zonă destul de îngustă: de obicei nu depășește 3 puncte pe scala informativității. Datorită unei astfel de varietăți de cromofori și activității lor scăzute între ei, oamenii de știință au reușit să creeze indicatori universali care sunt utilizați pe scară largă în condiții de laborator și industriale.

Cei mai folosiți indicatori de pH

Este de remarcat faptul că, pe lângă proprietatea de identificare, acești compuși au o capacitate bună de vopsire, ceea ce le permite să fie utilizați pentru vopsirea țesăturilor în industria textilă. Din un numar mare Cei mai faimoși și folosiți indicatori de culoare în chimie sunt metil portocaliu (metil portocaliu) și fenolftaleina. Majoritatea celorlalți cromofori sunt utilizați în prezent în amestec între ei sau pentru sinteze și reacții specifice.

metil portocală

Mulți coloranți sunt numiți după culorile lor primare într-un mediu neutru, ceea ce este, de asemenea, caracteristic acestui cromofor. Portocaliul de metil este un colorant azoic având o grupare - N = N - în compoziția sa, care este responsabil pentru trecerea culorii indicatorului la roșu în și la galben în alcalin. Compușii azo în sine nu sunt baze puternice, totuși, prezența grupărilor donoare de electroni (‒ OH, ‒ NH 2 , ‒ NH (CH 3), ‒ N (CH 3) 2 etc.) crește bazicitatea uneia dintre atomi de azot, care devine capabil să atașeze protoni de hidrogen conform principiului donor-acceptor. Prin urmare, cu o modificare a concentrației ionilor H + într-o soluție, se poate observa o schimbare a culorii indicatorului acido-bazic.

Mai multe despre obținerea metil-orange

Se obține metil portocaliu în reacția cu diazotarea acidului sulfanilic C6H4(SO3H)NH2 urmată de o combinație cu dimetilanilina C6H5N(CH3)2. Acidul sulfanilic se dizolvă într-o soluție alcalină de sodiu prin adăugarea de azotat de sodiu NaNO 2, apoi se răcește cu gheață pentru a realiza sinteza la temperaturi cât mai apropiate de 0 ° C și se toarnă acid clorhidric Acid clorhidric. În continuare, se prepară o soluție separată de dimetilanilină în HCI, care se toarnă în prima soluție la răcire, obținându-se un colorant. Se alcalinizează în continuare, iar din soluție precipită cristale portocalii închise, care, după câteva ore, sunt filtrate și uscate într-o baie de apă.

Fenolftaleină

Acest cromofor și-a primit numele de la adăugarea numelor celor doi reactivi care sunt implicați în sinteza sa. Culoarea indicatorului se remarcă prin schimbarea culorii sale într-un mediu alcalin cu dobândirea unei nuanțe de zmeură (roșu-violet, zmeură-roșu), care devine incoloră atunci când soluția este puternic alcalinizată. Fenolftaleina poate lua mai multe forme în funcție de pH-ul mediului, iar în mediile puternic acide are o culoare portocalie.

Acest cromofor se obţine prin condensarea fenolului şi anhidridei ftalice în prezenţa clorurii de zinc ZnCl 2 sau a acidului sulfuric concentrat H 2 SO 4 . În stare solidă, moleculele de fenolftaleină sunt cristale incolore.

Anterior, fenolftaleina a fost utilizată în mod activ în crearea laxativelor, dar treptat utilizarea sa a fost redusă semnificativ datorită proprietăților cumulate stabilite.

Turnesol

Acest indicator a fost unul dintre primii reactivi utilizați pe purtătorii solizi. Turnesolul este un amestec complex de compuși naturali care se obține din anumite tipuri de licheni. Este folosit nu numai ca, ci și ca mijloc de determinare a pH-ului mediului. Acesta este unul dintre primii indicatori care au început să fie utilizați de om în practica chimică: este folosit sub formă de soluții apoase sau benzi de hârtie de filtru impregnate cu acesta. Turnesolul în stare solidă este o pulbere întunecată cu un ușor miros de amoniac. Când se dizolvă în apă curată culoarea indicatorului capătă o culoare violetă, iar atunci când este acidulată, devine roșie. Într-un mediu alcalin, turnesolul devine albastru, ceea ce îi permite să fie folosit ca indicator universal pentru definiție generală indicator de mediu.

Nu este posibil să se stabilească cu exactitate mecanismul și natura reacției care are loc atunci când pH-ul se modifică în structurile componentelor de turnesol, deoarece poate include până la 15 compuși diferiți, dintre care unii pot fi substanțe active inseparabile, ceea ce le complică. studii individuale de chimie şi proprietăți fizice.

Hârtie indicator universală

Odată cu dezvoltarea științei și apariția documentelor indicatoare, stabilirea indicatorilor de mediu a devenit mult mai simplă, deoarece acum nu era necesar să existe reactivi lichizi gata pregătiți pentru orice cercetare de teren, pe care oamenii de știință și oamenii de știință criminaliști îi folosesc încă cu succes. Deci, soluțiile au fost înlocuite cu hârtii indicator universale, care, datorită spectrului lor larg de acțiune, au eliminat aproape complet necesitatea folosirii oricăror alți indicatori acido-bazici.

Compoziția benzilor impregnate poate varia de la producător la producător, astfel încât o listă aproximativă de ingrediente poate fi următoarea:

• fenolftaleină (0-3,0 şi 8,2-11);
• galben de (di)metil (2,9-4,0);
• metil portocaliu (3,1-4,4);
• roșu de metil (4,2-6,2);
• albastru de bromtimol (6,0-7,8);
• a-naftolftaleină (7,3-8,7);
• albastru de timol (8,0-9,6);
• crezolftaleină (8,2-9,8).

Ambalajul conține în mod necesar standarde de scară de culoare care vă permit să determinați pH-ul mediului de la 0 la 12 (aproximativ 14) cu o precizie de un număr întreg.

Printre altele, acești compuși pot fi utilizați împreună în soluții apoase și apos-alcoolice, ceea ce face ca utilizarea unor astfel de amestecuri să fie foarte convenabilă. Cu toate acestea, unele dintre aceste substanțe pot fi slab solubile în apă, așa că este necesar să se selecteze un solvent organic universal.

Datorită proprietăților lor, indicatorii acido-bazici și-au găsit aplicarea în multe domenii ale științei, iar diversitatea lor a făcut posibilă crearea de amestecuri universale care sunt sensibile la o gamă largă de valori ale pH-ului.

Într-o soluție cu pH acid< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Cu cât pH-ul este mai scăzut, cu atât este mai mare aciditatea soluției. La valori ale pH-ului > 7, se vorbește despre alcalinitatea soluției.

Există diferite metode pentru determinarea pH-ului unei soluții. Calitativ, natura mediului de soluție este determinată folosind indicatori. Indicatorii sunt substanțe care își schimbă reversibil culoarea în funcție de mediul soluției. În practică, turnesolul, metil portocala, fenolftaleina și un indicator universal sunt cel mai des utilizate (Tabelul 2).

masa 2

Colorarea indicatorilor în diverse medii de soluție

Indicele de hidrogen este foarte important pentru medicină, abaterea sa de la valorile normale chiar și cu 0,01 unități indică procese patologice în organism. Cu aciditate normală, sucul gastric are pH = 1,7; sângele uman are pH = 7,4; saliva - pH = 6,9.

Reacții de schimb de ioni și condiții pentru apariția lor

Deoarece moleculele de electroliți din soluții se descompun în ioni, reacțiile din soluțiile de electroliți au loc între ioni. Reacții de schimb ionic- sunt reacții între ionii formați ca urmare a disocierii electroliților. Esența unor astfel de reacții este legarea ionilor prin formarea unui electrolit slab. Cu alte cuvinte, reacția de schimb de ioni are sens și se desfășoară aproape până la sfârșit dacă în urma acesteia se formează electroliți slabi (precipitat, gaz, H 2 O etc.). Dacă nu există ioni în soluție care se pot lega unul de celălalt pentru a forma un electrolit slab, atunci reacția este reversibilă; ecuațiile pentru astfel de reacții de schimb nu sunt scrise.

La înregistrarea reacțiilor de schimb ionic, se utilizează forme moleculare, ionice complete și ionice abreviate. Un exemplu de înregistrare a unei reacții de schimb ionic în trei forme:

K 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 + 2KCl,

2K + + SO 4 2– + Ba 2+ + 2Cl – = BaSO 4 + 2K + + 2Cl – ,

Ba 2+ + SO 4 2– \u003d BaSO 4.

Reguli de compilare a ecuațiilor reacțiilor ionice

1. Formulele electroliților slabi sunt scrise în formă moleculară, cele puternice în formă ionică.

2. Pentru reacție se iau soluții de substanțe, prin urmare, chiar și substanțele slab solubile în cazul reactivilor se înregistrează sub formă de ioni.

3. Dacă în urma unei reacții se formează o substanță slab solubilă, atunci când se scrie ecuația ionică, aceasta este considerată insolubilă.

4. Suma sarcinilor ionilor din partea stângă a ecuației trebuie să fie egală cu suma sarcinilor ionilor din partea dreaptă.

Test pe tema „Teoria disocierii electrolitice. Reacții de schimb ionic»

1. Reacția care are loc atunci când hidroxidul de magneziu este dizolvat în acid sulfuric este descrisă de ecuația ionică redusă:

a) Mg2+ + SO42– = MgS04;

b) H + + OH- = H20;

c) Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H20;

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

2. Patru vase conțin un litru de soluții 1M din următoarele substanțe. Care soluție conține cei mai mulți ioni?

a) sulfat de potasiu; b) hidroxid de potasiu;

c) acid fosforic; d) alcool etilic.

3. Gradul de disociere nu depinde de:

a) volumul soluției; b) natura electrolitului;

c) solvent; d) concentrare.

4. Ecuație ionică redusă

Al 3+ + 3OH - \u003d Al (OH) 3

corespunde interacțiunii:

a) clorură de aluminiu cu apă;

b) clorură de aluminiu cu hidroxid de potasiu;

c) aluminiu cu apă;

d) aluminiu cu hidroxid de potasiu.

5. Un electrolit care nu se disociază treptat este:

a) hidroxid de magneziu; b) acid fosforic;

c) hidroxid de potasiu; d) sulfat de sodiu.

6. Electrolitul slab este:

a) hidroxid de bariu;

b) hidroxid de aluminiu;

c) acid fluorhidric;

d) acid iodhidric.

7. Suma coeficienților din ecuația ionică scurtă pentru interacțiunea apei baritice și a dioxidului de carbon este:

a) 6; b) 4; la 7; d) 8.

8. Următoarele perechi de substanțe nu pot fi într-o soluție:

a) clorura de cupru si hidroxid de sodiu;

b) clorura de potasiu si hidroxid de sodiu;

c) acid clorhidric și hidroxid de sodiu;

d) acid sulfuric si clorura de bariu.

9. O substanță a cărei adăugare în apă nu își va modifica conductibilitatea electrică este:

a) acid acetic; b) clorură de argint;

c) acid sulfuric; d) clorura de potasiu.

10. Cum va arăta dependența de timp a incandescenței unui bec electric inclus în circuit dacă electrozii sunt scufundați într-o soluție de apă de var, prin care dioxidul de carbon este trecut mult timp?

a) Creștere liniară;

b) scădere liniară;

c) mai întâi scade, apoi crește;

d) mai întâi crește, apoi scade.