De fargede indikatorene for pH (eller indikatorer syrebase ) er molekyler som har evnen til å endre farge avhengig av surheten (som definert Brønsted ) i omgivelsene. Egenskapen som knytter tilsynelatende farge og pH kalles halokromisme . Ved forlengelse, er pH-indikatoren en kjemisk detektor av hydronium (eller oksonium) H 3 O + ion .
Denne egenskapen gir fargeindikatorer nytte i visse eksperimentelle vitenskaper som kjemi , biologi eller medisin . Det gir dem også en pedagogisk appell som gjør det mulig for eksempel å introdusere syrebaseanalyser i videregående skole uten forutgående initiering til pH-metrisk eller konduktimetrisk overvåking av en reaksjon.
Siden syntesene deres ofte resulterer i faste stoffer, blir de fargede indikatorene mest brukt i små mengder i solvatisert tilstand (i vann, brus eller etanol, for eksempel) i vandige løsninger. Disse få dråpene kan derfor fargelegge en løsning veldig tydelig, og fargen på sistnevnte vil være følsom for verdiene tatt av pH. I tilfeller der indikatoren ikke kan blandes med løsningen (f.eks. Mat), kan vi suge et spesialpapir med denne indikatoren og legge en dråpe av løsningen på den for å observere endringen.
Kjemikere fra XVII - tallet kjente bruken av fargeindikatorer. Nevnelser av bruken er funnet i skrifter fra de tidlige kjemikerne ved Royal Academy of Sciences . Således indikerer Cottereau du Clos i sin studie av mineralvann etter å ha systematisk undersøkt "om de endret fargen på den lilla sirupen til grønn, og om de gjenopprettet den blå fargen på solsikke rødmet av noe aluminøs eller glassyresyre" ( Observations sur les eaux mineraler , s. 25 ). I sin mesterlige Cours de Chymie ( 1697 ) indikerer Nicolas Lémery "Hvis vi tar en blå eller lilla tinktur laget i vann, slik som den som er hentet fra solsikke eller fiolett blomst og heller noen dråper" ånd av vitriol, vil den umiddelbart rødt, men hvis du tilsetter et alkalisalt til det, vil det gjenoppta sin første farge ” .
Det var i 1767 at den første bruken av en farget indikator for en syrebaseanalyse fant sted. Det var W. Lewis som hadde ideen om å bruke en fargeendring for å karakterisere ekvivalens. Inntil da, kaliumkarbonat K 2 CO ble 3 anvendt som en base. Gassutvikling ble observert ved ekvivalens.
Den første fargede indikatoren var derfor et solsikkeekstrakt. Analysene besto deretter av den analytiske studien av mineralvann. Flere andre naturlige indikatorer ble raskt tatt i bruk. Vi kan sitere rødkål , artisjokk , rose eller rødbeter . Disse forbindelsene har faktisk egenskapen til å endre farge som en funksjon av pH . Men disse forbindelsene har betydelige mangler: deres vendesone er omfattende og upresis, og det avhenger av selve naturen til den aktuelle planten. Den samme rødkålen kan se at vendesonene er forskjøvet med en eller til og med to pH-enheter.
Den XIX th århundre ser et betydelig vekst av den organiske kjemi , og utvikling av nye syntetiske stoffer som tjener som fargeindikatorer som fenolftalein eller bromtymolblått som brukes av Luck (1877), og fluorescein (1876). Disse indikatorene tillater mer presise doser.
I dag kan et veldig stort antall kjemisk fargede indikatorer brukes. Rødkål brukes fortsatt, men heller til pedagogiske formål i kjemitimer. Den lakmus blir brukt mindre og mindre i favør av bromtymolblått spesielt.
Her er en ikke-uttømmende liste over hovedindikatorene som brukes i kjemi eller biologi. Verdiene på overgangene og fargene kan variere litt avhengig av bruksforholdene (løsningsmidler, temperatur, trykk osv.).
Indikator | Farge (syre) | Overgang (ca.) | Farge (base) | ||
---|---|---|---|---|---|
Bromtymolblått , BBT ( 1 st overgang) | rosa - rød | ≈0.0 | gul | ||
Cresol-rødt (syre - 1 st overgang) | rød | 0,0-1,0 | gul | ||
Gentian fiolett | gul | 0,0-1,6 | blå - lilla | ||
Malakittgrønt (syre - 1 st overgang) | gul | 0,2-1,8 | blå - grønn | ||
Thymol blått (syre - 1 st overgang) | rød | 1.2-2.8 | gul | ||
Metylgul | rød | 2.9-4.0 | gul | ||
Bromfenolblå (BBP) | gul | 3.0-4.6 | lilla | ||
Kongo Rød | blå | 3.0-5.2 | rød | ||
Helianthine (metyloransje) | rød | 3.1-4.4 | gul | ||
Helianthine i oppløsning i xylencyanol | lilla | 3.2-4.2 | grønn | ||
Bromokresolgrønn | gul | 3,8-5,4 | blå | ||
Metylrød | rød | 4.2-6.3 | gul | ||
Lakmus papir ( Azolitmine ) | rød | 4,5-8,3 | blå | ||
Bromocresol lilla | gul | 5.2-6.8 | lilla | ||
Bromothymol blå , BBT ( 2 e overgang) | gul | 6,0-7,6 | blå | ||
Fenol rødt ( Phenolsulfonephthalein ) | gul | 6,6-8,0 | rød | ||
Nøytral rød | rød | 6,8-8,0 | oransje gul | ||
Cresol rød (grunnleggende - 2 e overgang) | gul | 7,2-8,8 | rød | ||
Thymolblå (grunnleggende - 2 e overgang) | gul | 8.0-9.6 | blå | ||
Fenolftalein | fargeløs | 8.2-10.0 | rosa | ||
Thymolftalein | fargeløs | 9.4-10.6 | blå | ||
Alizarin gul R | gul | 10.1-12.0 | oransje rød | ||
Alizarin | rød | 11.0-12.4 | lilla | ||
Indigokarmin | blå | 11.4-13.0 | gul | ||
Malakittgrønn (base - 2 e overgang) | blå -green | 11.5-13.2 | fargeløs |
Her er en ikke-uttømmende liste over naturfargede indikatorer. I motsetning til rene kjemiske indikatorer inneholder naturlige indikatorer flere kjemiske forbindelser som påvirker fargen. Toningssonene varierer derfor avhengig av arten av forbindelsen som brukes. For eksempel kan rødkålsaft ikke gulne før pH> 14 hvis den er flere dager gammel. På samme måte er overgangen fra gulrotjuice for eksempel vanskelig å observere. Den største fordelen med naturlige indikatorer fremfor deres syntetiske ekvivalenter er deres svært lave kostnader. De finnes ofte direkte i naturen der de koster praktisk talt ingenting i supermarkedet , mens de kjemiske indikatorene overstiger ti euro for noen få gram rene produkter.
Indikator | Farge (syre) | Overgang (ca.) | Farge (base) | ||
---|---|---|---|---|---|
Hydrangea (syre - 1 st overgang) | rosa | ca. 0,0-1,0 | blek rosa | ||
Rosin (syre - 1 st overgang) | fuchsia rosa | ca. 0,0-2,0 | lakserosa | ||
Bete (syre - 1 st overgang) | Bordeaux | ca. 1,0-2,0 | rød | ||
Kål (syre - 1 st overgang) | rød | ca 2,0-3,0 | fuchsia rosa | ||
Rødkål (syre - 2 e overgang) | fuchsia rosa | ca 3,0-4,0 | mauve | ||
Te (syre - 1 st overgang) | gul | ca 3,0-4,0 | mørk gul | ||
Blåbær (syre - 1 st overgang) | rød | ca 3,0-4,0 | fuchsia rosa | ||
Hortensia (syre - 2 e overgang) | lyserosa | ca. 5,0-6,0 | blek grønn | ||
Rødkål (base - 3 e overgang) | mauve | ca. 6,0-7,0 | lilla | ||
Kål (base - 4 th overgang) | lilla | omtrent 8,0-9,0 | blå and | ||
Te (base - 2 e overgang) | mørk gul | ca 8,0-10,0 | lysebrun | ||
Kål (base - 5 th overgang) | blå and | ca 10,0-11,0 | grønn | ||
Karri | gul | ca 10,0-11,0 | oransje-brun | ||
Gurkemeie | gul | ca 10,0-11,0 | oransje-brun | ||
Hortensia (base - 3 e overgang) | blek grønn | ca 10,0-12,0 | lysegrønn | ||
Artisjokk | lys gul | ca 10,0-12,0 | gul | ||
Rosin (base - 2 e overgang) | lakserosa | ca 11.0-12.0 | grønn | ||
Blåbær (base - 2 e overgang) | rød | ca 11.0-12.0 | grønn | ||
Rødbeterød (base - 2 e overgang) | rød | ca 11.0-12.0 | gul | ||
Hvitløk | blek grønn | ca 11.0-12.0 | gul | ||
Pæreskinn | lys gul | ca 11.0-12.0 | gul | ||
Kål (base - 6 th overgang) | grønn | ca 11.0-12.0 | lysegrønn | ||
Rosin (base - 3 e overgang) | grønn | ca 12.0-13.0 | gylden gul | ||
Blåbær (base - 3 e overgang) | grønn | ca 12.0-13.0 | oransje | ||
Rødkål (base - 7 e overgang) | lysegrønn | ca 12.0-13.0 | gul | ||
Timian | gul | ca 12.0-13.0 | brun | ||
Te (base - 3 e overgang) | lysebrun | ca 13,0-14,0 | mørkebrun |
Andre naturlige pH-indikatorer:
Flere kjemiske forbindelser kan være opprinnelsen til de halokrome egenskapene til disse naturlige indikatorene. Her er noen få:
PH (potensielt hydrogen) er en mengde som brukes i eksperimentell vitenskap for å måle surheten eller basiteten til en løsning. Den er definert av desimal cologarithm av aktiviteten av H + ioner i løsning. Siden H + -ioner binder seg til vannmolekyler (omtrent 1 til 1), vil aktiviteten til hydronium H 3 O + -ioner (upassende kjent som oksoniumioner) bli målt i stedet . Hvis vi tenker på at de løsninger som er fortynnet nok ([H 3 O + ] <1 M og [HO - ] <1 M), aktiviteten av vann vil være lik 1, og at av hydroniumioner vil bli assimilert til konsentrasjonen av disse ionene (Aktivitet = Gama × Konsentrasjon og Gama ≈ 1 når løsningen er fortynnet), noe som vanligvis er tilfelle for bruk av fargede indikatorer. Så vi har:
sH=-Logg(påH+)=-Logg[H3O+]{\ displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log \ left (a _ {\ mathrm {H} ^ {+}} \ right) = - \ log \ left [{\ rm {H_ {3} O ^ {+ }}} \ høyre]}Tradisjonelt, og med tanke på de ovennevnte tilnærmingene, vil pH måles på en skala fra 0 til 14, selv om den kan være utenfor dette området. Vel, å vite at det ioniske produktet av vann alltid er bekreftet, har vi:
sHmJegikke=-Logg1=0etsHmpåx=-Logg10-14=14{\ displaystyle {\ rm {pH_ {min} = - \ log 1 = 0 \ qquad og \ qquad pH_ {max} = - \ log 10 ^ {- 14} = 14}}}En løsning sies å være sur hvis pH-verdien er mindre enn 7, grunnleggende hvis den er større enn 7 og nøytral hvis den er lik 7. Det er fordelen med fargeindikatorene å kunne enkelt og raskt bestemme denne surheten.
Prinsippet med en farget indikator er å eksistere i to former, hvorav den ene dominerer over den andre, avhengig av pH. PH-området der ingen av de to formene av indikatoren er i flertall, kalles vendesone. For beregninger og eksperimenter har indikatorene et faneblad som gir en nøyaktig gjenspeiling av fargeendringen. Hvis vi ikke har data om svingsonen, men bare p K i , estimerer vi at en art dominerer over den andre når konsentrasjonen av den første er ti ganger større enn den for den andre. Dette reflekteres av en variasjon av en pH-enhet rundt p K i .
Sensitiv fargetone er navnet på fargen som løsningen tar i toningsområdet. Ofte tilsvarer denne fargen tilsetningsblandingen av fargene i de involverte fasongene. Eksempel: bromotymolblått (bilde) har en følsom grønn fargetone, superposisjon av fargene syregult og grunnblått. Noen indikatorer kan ha en fargeløs overgang på grunn av ekstra elektroniske effekter, tilstedeværelsen av en tredje mellomform eller til og med på grunn av tap av energi fra indikatoren.
En farget indikator kan betraktes som et svakt syre / svakt basepar (i henhold til definisjonen av Brönsted surhet). Vi betegner InH syreformen til en indikator og In - dens grunnleggende form. Syre-base balansen som eksisterer mellom disse to formene er derfor:
JegikkeH⇌Jegikke-+H+{\ displaystyle {\ rm {InH \ rightleftharpoons In ^ {-} + H ^ {+}}}} og den tilhørende surhetskonstanten er KJeg=[Jegikke-][H3O+][JegikkeH]{\ displaystyle K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ frac {\ left [In ^ {-} \ right] \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right]} {\ left [InH \ right]}}}} hvor [X] er konsentrasjonen av arten X i mol.l −1Vi bruker oftere p K i som er lik desimal cologarithm av K i : Hver indikator er karakterisert ved at p K i i paret eller ved flere p K i hvis det er en polysyre .
Eksperimentell bestemmelse av p K i av en farget indikatorDe spektrofotometriske målingene gjør det mulig å eksperimentelt bestemme p K i av en farget indikator.
I henhold til Beer-Lambert-loven er absorbansen A (enhetsløs) av en løsning, målt ved hjelp av et spektrofotometer eller kolorimeter , proporsjonal med:
På den annen side er den opprinnelige definisjonen av absorbans:
PÅ=LoggΦ0Φ1{\ displaystyle A = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {1}}}}Φ 0 og Φ 1 er lysstrømmene som indikerer og overføres under passasjen gjennom spektrofotometeret.
Hvis apparatets bjelke krysser to løsninger av koeffisienten ε λ (1) og ε λ (2) og av konsentrasjonene c 1 og c 2 , har vi:
PÅJegikkeH=LoggΦ0Φ1=ϵλ1⋅l⋅vs.1{\ displaystyle A _ {\ rm {InH}} = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {1}}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot l \ cdot c_ {1}} PÅJegikke-=LoggΦ0Φ2=ϵλ2⋅l⋅vs.2{\ displaystyle A _ {\ rm {In ^ {-}}} = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {2}}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {2} } \ cdot l \ cdot c_ {2}}Gitt at absorbansen er en additiv mengde, har vi endelig:
PÅ=PÅJegikkeH+PÅJegikke-=(ϵλ1⋅vs.1+ϵλ1⋅vs.2)⋅l{\ displaystyle A = A _ {\ rm {InH}} + A _ {\ rm {In ^ {-}}} = \ left (\ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot c_ {1} + \ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot c_ {2} \ høyre) \ cdot l}Så la oss bruke dette prinsippet på fargede indikatorer. Ved å bruke absorbansekurvene til de forskjellige fasongene til en farget indikator, utført eksperimentelt, bestemmes lengden for hvilken absorbansforskjellen mellom indikatorens to former er størst.
Deretter ble absorbansen ved denne bølgelengden av en ny løsning, bufret ved en pH-verdi nær den som er forventet for den p K i, bestemmes . Vi kan bruke Beer-Lambert-forholdet for hver av de to sure og basiske løsningene for å bestemme absorpsjonskoeffisientene, og deretter bestemme konsentrasjonen av hver form for indikatoren ved å beregne:
Absorbansen av løsningen i et bufret medium, der de to formene eksisterer sammen, er derfor gitt av:
PÅ=PÅJegikkeH+PÅJegikke-=PÅJegikkeH⋅[JegikkeH]vs.+PÅJegikke-⋅[Jegikke-]vs.{\ displaystyle A = A _ {\ mathrm {InH}} + A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} = {\ frac {A _ {\ mathrm {InH}} \ cdot \ left [\ mathrm { InH} \ høyre]} {c}} + {\ frac {A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} \ cdot \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right]} {c}} }hvorfra man bruker en får:
[JegikkeH]⋅(PÅ-PÅJegikkeH)=[Jegikke-]⋅(PÅJegikke--PÅ){\ displaystyle \ left [\ mathrm {InH} \ right] \ cdot (A-A _ {\ mathrm {InH}}) = \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right] \ cdot (A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} - A)}Det gjenstår å bestemme p K i til paret InH / In - :
KJeg=[Jegikke-]tpåmsoikke[H3O+]tpåmsoikke[JegikkeH]tpåmsoikke{\ displaystyle K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ frac {\ left [In ^ {-} \ right] _ {buffer} \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right] _ {buffer}} {\ left [InH \ right] _ {buffer}}}}} og så sKJeg=sHtpåmsoikke-Logg[Jegikke-]tpåmsoikke[JegikkeH]tpåmsoikke{\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ mathrm {pH_ {buffer}} - \ log {\ frac {\ left [In ^ {-} \ right] _ { buffer}} {\ left [InH \ right] _ {buffer}}}}} sKJeg=sHtpåmsoikke-LoggPÅ-PÅJegikkeHPÅJegikke--PÅ{\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = \ mathrm {pH_ {buffer}} - \ log {\ frac {AA _ {\ mathrm {InH}}} {A _ {\ mathrm { In} ^ {-}} - A}}}En kjemisk art er farget når den selektivt kan absorbere fotoner ved visse bølgelengder av det synlige spekteret . Den avgir derfor synlig lys. Den absorpsjon energi av forbindelsen er omvendt proporsjonal med bølgelengden av den maksimale absorpsjon, hver absorpsjon bølgelengde som svarer til en emisjonsbølgelengde , og derfor til en farge. Fargede molekyler består av assosiasjonen av to typer grupper av atomer:
Kromoforiske grupperDe lar molekylet være plassert ved absorpsjonsenergier nær det synlige. Dette er oftest systemer av elektroner kombinert (det vil si vekslende mellom orbital σ og orbital π , n eller p). Hver type elektronisk overgang (mellom π- binding, n ikke-bindende og π * anti-bindende orbital) tilsvarer forskjellige absorpsjonsenergier (følgende tabell):
Chromophore-gruppen | Elektronisk overgang | Maksimal absorpsjon λ max (nm) |
---|---|---|
Alken C = C | π → π * | 180 |
Karbonyl C = O | π → π * | 180 |
Benzen C 6 H 5 | n → π * π → π * |
277.200 - 255 |
Azo N = N | n → π * | 347 |
Nitroso N = O | n → π * | 665 |
Den bølgelengde av absorpsjons- maksimum øker når antall delokaliserte elektroner, og derfor er involvert i et konjugat system, også øker.
Under en syrebaseendring endrer en farget indikator form. Den nye strukturen har derfor forskjellige absorpsjonsenergier, fargen endres.
Auxochromic grupperUdelte elektroner fra grupper kalt auxochromes som –OH, –OCH 3 , –NH 2 , –Cl, –N (CH 3 ) 2 , kan kobles til kromoforiske grupper og dermed påvirke fargen på molekyler. Dette er derfor opphavet til forskjellene mellom fargene på forbindelser som har samme grunnleggende struktur.
De klassiske syrebasefargeindikatorene kan klassifiseres hovedsakelig i to kategorier: de avledet fra trifenylmetan og de som er avledet fra azobenzen . Disse strukturene tillater et stort antall avlokaliseringer av π elektroner , gruppene som kommer til å bli podet på denne strukturen kan øke konjugasjonen av systemet.
TrifenylmetanEn rekke forskjellige funksjonelle grupper kan plasseres i para på de to hoved sykluser - til og med den tredje ganske sjelden - og det, på grunn av delokalisering av den positive ladning som kan bæres av det sentrale karbonatom i trifenylmetan. De er derfor generelt Lewis-baser som har et fritt elektronpar , det vil si nitrogenholdige eller hydrogenerte forbindelser . Andre grupper kan plasseres på de andre posisjonene i de to første syklusene.
Noen ganger kan vi observere tilstedeværelsen av en laktonring R-CO-OR 'mellom 2 "-posisjonen og det sentrale karbonatomet. Dette er tilfelle med ftalin .
En syklus sulfonat R-SO 2 -OR 'er i sin tur til stede mellom de samme stillinger i molekylene av bromtymolblått av bromfenolblått av bromkresolgrønt , etc. Disse forbindelsene er gruppert sammen i en familie kalt " sulfonephthalein " (eller bare "sulfoner", i sammenheng med pH-indikatorer).
Navn \ Posisjon | 2 " | 2 | 3 | 4 | 5 | 2 ' | 3 ' | 4 ' | 5 ' |
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Bromothymol blå | SO 3 - | Meg | Br | ÅH | Møte | Meg | Br | ÅH | Møte |
Bromfenolblått | SO 3 - | H | Br | ÅH | Br | H | Br | ÅH | Br |
Bromokresolgrønn | SO 3 - | Meg | Br | ÅH | Br | Meg | Br | ÅH | Br |
Cresol rød | SO 3 - | H | Meg | ÅH | H | H | Meg | ÅH | H |
Fenolftalein | CO 2 - | H | H | ÅH | H | H | H | ÅH | H |
Thymolftalein | CO 2 - | Meg | H | ÅH | Møte | Meg | H | ÅH | Møte |
Malakittgrønn | H | H | H | NMe 2 | H | H | H | NMe 2 | H |
Mange fargede molekyler har den grunnleggende strukturen som 1,2-difenylazen, bedre kjent under navnet azobenzen. Imidlertid er disse forbindelsene mye bedre kjent som fargestoffer eller fargestoffer enn av deres halokrome egenskaper. Disse molekylene sies å være azo. På en måte som er analog med trifenylmetanderivater, kan grupper hovedsakelig plasseres i para, deretter i orto og meta .
Blant disse gruppene kan man finne andre ringer, for eksempel for å danne naftalener, men også andre azogrupper. Sistnevnte genererer molekyler kjent som disazoiske.
Bare indikatorene i tabellen nedenfor blir faktisk brukt til tross for det store antallet molekyler av denne typen.
Navn \ Posisjon | 2 | 3 | 4 | 5 | 4 ' |
---|---|---|---|---|---|
Helianthine | H | H | SO 3 - | H | NMe 2 |
Kongo rød | NH 2 | naftyl | SO 3 - | sym | |
Metylrød | CO 2 H | H | H | H | NMe 2 |
Metylgul | H | H | NMe 2 | H | H |
Alizarin gul R | H | CO 2 H | ÅH | H | NO 2 |
Det finnes andre typer fargede indikatorer. Vi kan sitere:
Men bare derivatene av trifenylmetan og azobenzen brukes i kjemi som en syre-baseindikator.
Indikatoren endrer farge avhengig av pH, så de brukes til å identifisere ekvivalens under en titrering syre-base. Vurder titrering av en syre AH av en base B eller av base B av syre AH. Syre-base reaksjonen er som følger:
PÅH+B→PÅ-+BH+{\ displaystyle {\ rm {AH + B \ rightarrow A ^ {-} + BH ^ {+}}}}Det er resultatet av de to halvligningene til parene AH / A - og BH + / B:
Ved en analytisk studie kan man bestemme sammenhengen mellom pH ved ekvivalens, konsentrasjonen av de involverte artene og p K A av parene.
Type titrering | Eksempler på AH |
Eksempler på B |
pH ved ekvivalens |
---|---|---|---|
Svak syre med konsentrasjon c per sterk base | RCOOH, HXO, NH 4 + |
HO - , NH 2 + alkoholat ... |
|
Svak base av konsentrasjon c av sterk syre | HX, HXO 4 , HNO 3 |
RCOO - , CO 3 2− , NH 3 ... |
|
Sterk syre med sterk base eller sterk base med sterk syre | HX, HXO 4 , HNO 3 |
HO - , NH 2 + alkoholat ... |
Når den aktuelle fargede indikatoren er valgt slik at vendesonen inneholder pH til ekvivalent punkt (EP), er det derfor mulig å utføre en titrering med farget indikator.
Eksempel på titrering av svak syre med brus (det vanligste tilfellet)Siden pH i PE er rundt 9, brukes noen få dråper fenolftalein (sving 8.2-10), tilsatt til reaksjonsblandingen. Likestilling identifiseres derfor ved endring av farge. Standardløsningen er fargeløs i første del av manipulasjonen. Soda tilsettes gradvis og løsningen blir rosa ved ekvivalens, det vil si når syre og base er i støkiometriske proporsjoner.
Fargede indikatorer må ha en spesielt høy absorbans, til og med i små mengder (noe som er karakteristisk for en indikator). Dermed kan de brukes i titreringer i en konsentrasjon som kan gå ned til 10 −6 M. Det er derfor sikkert under disse forhold å kunne se endringen uten å påvirke løsningens pH, selv om indikatoren er fortsatt et syrebasepar. Noen få dråper av en indikator kan til slutt fargelegge titalls ml løsning.
Noen av de vanligste indikatorene brukes også som organiske fargestoffer (spesielt tekstiler). Nevnelsen kan gjøres av bromothymolblått, som kan brukes som et blått eller gult fargestoff, eller malakittgrønt, som brukes som et grønt fargestoff.
Hos de fleste leverandører selges de fargede indikatorene også under det eksplisitte navnet " tinktur " når de er i løsning (bildet motsatt).
Fargede indikatorer bør brukes i svært små mengder i pH-målinger fordi de forblir sure eller basiske forbindelser som kan påvirke pH i løsningen. Det er derfor de må ha god absorpsjonsevne. De kan ikke brukes i løsninger beregnet på forbruk på grunn av deres toksisitet, til tross for deres lave konsentrasjon. På sin side har naturlige indikatorer ofte veldig store vendesoner som forhindrer bruk for presis pH-måling eller dosering.
Begrepet universell indikator betegner en blanding av fargede indikatorer som tar sikte på å endre farge gradvis avhengig av pH. Det er således mulig å raskt få en ide om pH i en løsning, mer presist enn en indikator som har en eller til og med to vendesoner.
SammensetningDet er en "klassisk" sammensetning av den universelle indikatoren. Det utgjør de fleste av løsningene for papir pH varierer fra 0 til 14. Her er bestanddelene i denne blandingen:
En universell fargeindikator har også det spesielle å spore fargene på det hvite lysspekteret når pH øker.
Universelle indikatorfarger |
veldig sur rød form |
orange syreform |
gul syreform |
grønn nøytral form |
grunnleggende blå form |
veldig grunnleggende lilla form |
---|
Noen indikatorer ligner universelle indikatorer ved å ha flere svingesoner. Dette er for eksempel tilfelle med en naturlig indikator, rødkål.
PH-papiret er faktisk et spesialpapir som er dynket i en universell indikator . Når du dypper et stykke pH-papir i en løsning, får det tonen som tilsvarer pH i mediet. Det brukes i kjemilaboratorier, men også på kontoret til allmennleger som bruker det, for eksempel for å sjekke surheten i urinen.
Det er også mulig å suge en papirstripe med hvilken som helst indikator - uten at det nødvendigvis er en universell indikator - og tilsett deretter noen dråper av ønsket løsning til denne stripen. Denne teknikken brukes til å observere fargeendring uten å måtte blande indikatoren i mediet, da fargede indikatorer ofte er giftige eller skadelige. Den lakmuspapir er et eksempel på papir uten anvendelse av en universalindikator. Det indikerer surhet med en rød farge og basicitet med en blå farge. Kjemikere på Lavoisiers tid brukte allerede en tinktur av solsikke eller fiolett juice som en pH-indikator.
PH-papir brukes til å gi pH i en væske. For å bestemme pH-verdien til et fast stoff kan en “pH-blyant” brukes; denne blyanten kan brukes på papir, tekstiler, tre, sement, bitumen, batteri, hud, plast, keramikk, metall, etc. Du må stryke overflaten med en blyant og vente noen sekunder. Den oppnådde fargen indikerer pH.