Pentru detectarea c.t.t. În metoda de neutralizare se folosesc în mod tradițional indicatori acido-bazici - coloranți organici sintetici care sunt acizi sau baze slabe și își schimbă culoarea vizibilă în funcție de pH-ul soluției. Exemple de indicatori acido-bazici (cel mai frecvent utilizați în laboratoare) sunt date în tabel. 4.11. Structura și proprietățile indicatorilor sunt date în cărțile de referință. Cele mai importante caracteristici ale fiecărui indicator acido-bazic sunt intervalul de tranziție și indicele de titrare (pT). Intervalul de tranziție este zona dintre două valori ale pH-ului corespunzătoare limitelor zonei, în care se observă o culoare mixtă a indicatorului. Astfel, observatorul caracterizează o soluție apoasă de metil portocaliu drept galben pur la pH< 3,1 и как чисто красный при рН >4.4, iar între aceste valori de limită există o culoare mixtă, roz-portocaliu, de diferite nuanțe. Lățimea intervalului de tranziție este de obicei de 2 unități pH. Intervalele de tranziție ale indicatorilor determinate experimental sunt în unele cazuri mai mici sau mai mari de două unități de pH. Acest lucru, în special, se explică prin sensibilitatea diferită a ochiului la diferite părți ale regiunii vizibile a spectrului. Pentru indicatorii monocromatici, lățimea intervalului depinde și de concentrația indicatorului.
Cunoscând caracteristicile diferiților indicatori, teoretic îi puteți selecta în mod rezonabil pentru a obține rezultatele corecte ale analizei. Respectați următoarea regulă: intervalul de tranziție al indicatorului trebuie să se afle în regiunea de salt pe curba de titrare... Când această condiție este îndeplinită, eroarea indicatorului cauzată de nepotrivirea c.t.t. s tekv., nu va depăși eroarea de limitare specificată la determinarea limitelor săriturii.
La alegerea indicatorilor pentru titrarea protoliților slabi, este necesar să se țină cont de faptul că, de exemplu, iar saltul de titrare este deplasat la un mediu ușor alcalin la titrarea unui acid și la un mediu ușor acid la titrarea unei baze. Prin urmare, indicatorii care își schimbă culoarea într-un mediu slab alcalin (de exemplu, fenolftaleina) sunt potriviți pentru titrarea acizilor slabi, iar indicatorii care își schimbă culoarea într-un mediu slab acid (de exemplu, metil portocaliu) sunt potriviți pentru titrarea bazelor slabe. Dacă, totuși, titrați un acid slab cu metil portocaliu sau o bază slabă cu fenolftaleină, rezultatele analizei vor fi mult subestimate și vor apărea erori de indicator.
Tabelul 4.11
Cei mai importanți indicatori acido-bazici
| Indicator | Interval de tranziție ΔрН Ind | pT | R Pentru a(Hind) | Schimbarea culorii |
| Albastru de timol (prima tranziție) | 1,2 – 2,8 | 2,0 | 1,65 | Roșu / galben |
| Galben de metil | 2,9 – 4,0 | 3,0 | 3,1 | De asemenea |
| Portocala de metil | 3,1 – 4,4 | 4,0 | 3,5 | De asemenea |
| verde de bromcrezol | 3,8 – 5,4 | 4,5 | 4,9 | Galben - albastru |
| Roșu de metil | 4,2 – 6,2 | 5,5 | 5,0 | Roșu / galben |
| Mov de bromcrezol | 5,2 – 6,8 | 6,0 | 6,4 | Galben - violet |
| Albastru de bromotimol | 6,0 – 7,6 | 7,0 | 7,3 | Galben - albastru |
| roșu fenol | 6,8 – 8,4 | 7,5 | 8,0 | Galben rosu |
| Albastru de timol (a doua tranziție) | 8,0 – 9,6 | 8,5 | 9,2 | De asemenea |
| Fenolftaleină | 8,2 – 10,0 | 9,0 | 9,5 | Incolor - roșu |
| Timolftaleină | 9,4 – 10,6 | 10,0 | 9,6 | Incolor - albastru |
| Galben alizarina | 9,7 – 10,8 | 11,0 | 10,1 | Galben - violet |
Curbele de titrare ale protoliților puternici sunt caracterizate prin salturi mult mai mari ca înălțime decât în cazul titrarii protoliților slabi (vezi Fig. 4.9). O varietate de indicatori sunt potriviți pentru o astfel de titrare, cel puțin la titrarea soluțiilor suficient de concentrate de acizi sau alcali puternici. Dar pe măsură ce treceți la soluții diluate ale acelorași substanțe, înălțimea de salt pe curba de titrare va scădea și va deveni mai dificilă selectarea indicatorilor potriviți. La titrarea soluțiilor 0,001 M, limitele de salt (DpH 1%) corespund la 5 și 9 unități de pH. Intervalele de tranziție ale fenolftaleinei sau metil-orange nu se vor mai afla în aceste limite, eroarea de titrare cu acești indicatori va depăși 1%. Și la titrarea a 10 –4 M soluții, zonele de tranziție ale câtorva indicatori rar utilizați (albastru de bromotimol) vor cădea în limitele saltului (de la 6 la 8 unități de pH).
La selectarea indicatorilor, trebuie avut în vedere că intervalul de tranziție (precum și valoarea pT) depinde nu numai de structura moleculei indicator, ci și de solventul utilizat, temperatură, puterea ionică a soluției, concentrație. de dioxid de carbon dizolvat, prezența proteinelor și a coloizilor. Utilizarea datelor tabelare privind intervalele de tranziție ale diferiților indicatori fără a ține cont de compoziția soluției titrate poate duce la erori grave în analiză.
Indicele de titrare indicatorul acido-bazic (pT) este valoarea pH-ului la care observatorul observă cel mai clar schimbarea de culoare a indicatorului și tocmai în acest moment titrarea este completă. Evident, pT = pH c.t. Alegerea unui indicator adecvat, trebuie să ne străduim să vă asigurați că valoarea pT este cât mai aproape posibil de valoarea calculată teoretic pH teq. De obicei, valoarea pT este aproape de mijlocul intervalului de tranziție. Dar pT este o valoare slab reproductibilă. Diferiți oameni care efectuează aceeași titrare cu același indicator vor obține valori pT semnificativ diferite. În plus, valoarea pT depinde de ordinea titrarii, adică de direcția schimbării culorii. La titrarea acizilor și bazelor cu același indicator, valorile pT pot diferi. Pentru indicatorii monocromatici (fenolftaleină etc.), pT depinde și de concentrația indicatorului.
Teoria indicatorului ion-cromofor. Natura modificării culorii indicatorilor cu o modificare a pH-ului se explică prin cromo ionic
teoria anterioară, creat de I. Koltgof în anii 20. secolul XX. Acesta a combinat teorii anterioare care considerau indicatori din punctul de vedere al chimiei fizice (W. Ostwald) sau al chimiei organice (A. Ganch). Culoarea indicatorului se datorează prezenței în molecula acestuia cromofor grupuri care conțin legături multiple și care asigură absorbția luminii vizibile datorită excitării relativ ușoare a electronilor legăturii π: –N = N–, ñC = S, –N = O, structura chinoidului etc. Se modifică absorbția cromoforilor. în prezenţa în moleculă auxocromic grupuri (NH 2 -, OH– etc.), care afectează distribuția densității electronilor în moleculă și nuanța sau intensitatea culorii.
În soluția indicator se stabilește un echilibru protolitic:
HInd + H 2 O ÆH 3 O + + Ind.
Transferul de protoni este însoțit de o rearanjare a grupărilor cromofore; prin urmare, formele acide (HInd) și bazice (Ind) ale indicatorului au culori diferite. Mulți indicatori acido-bazici se caracterizează prin existența unui număr de forme tautomerice; prin urmare, transformările și schimbările de culoare corespunzătoare nu au loc instantaneu.
Indicator metil-orange - sare a acidului dimetilamino-azobenzensulfonic (CH 3) 2 N – C 6 H 4 –N = N – C 6 H 4 –SO 3 Na. Într-o soluție apoasă, anionul acestui acid atașează un proton și se transformă într-un acid conform schemei:
Culoarea se explică prin prezența unei grupări azoice în forma principală a indicatorului și a unui grup chinoid într-una dintre formele tautomerice ale acidului HInd.
Echilibrul în soluția indicator se caracterizează prin constanta de aciditate Pentru a(HInd), iar efectul pH-ului asupra raportului dintre formele indicatorului (ca în orice soluție care conține acid și bază slab conjugat) reflectă ecuația
pH = p Pentru a(HInd) + lg.
Dacă intensitatea absorbției luminii (intensitatea culorii) a ambelor forme ale indicatorului este aproximativ aceeași, atunci ochiul uman percepe culoarea formei dominante a indicatorului atunci când concentrația acestei forme este de aproximativ 10 ori mai mare decât concentrația de cealaltă formă. Aceasta înseamnă că, dacă raportul / este aproape de 10: 1 sau mai mult, atunci culoarea soluției este percepută ca culoarea formei principale Ind, iar dacă raportul / este aproape de 1:10 sau mai puțin, atunci culoarea soluției este percepută ca culoarea formei acide HInd. În intervalul de rapoarte 0,1
ΔрН Ind = p Pentru a(HInd) ± 1. (4,29)
Formula (4.29) explică de ce intervalul de tranziție al majorității indicatorilor este de aproximativ două unități de pH.
După cum puteți vedea din tabel. 4.11, valoarea lui pT, care se află aproape de mijlocul tranziției, corespunde aproximativ cu p Pentru a(Hind).
Erori de indicator în metoda de neutralizare. Am observat deja că, odată cu alegerea corectă a indicatorului, valoarea pT ar trebui să coincidă cu pH teq, dar în practică această cerință este rar îndeplinită. De regulă, indicatorul își schimbă culoarea fie cu puțin timp înainte de echivalent, fie după el. Din această cauză, volumul de titrant R consumat în timpul titrarii nu corespunde cantității de analit X. Discrepanța dintre pT și pH teq duce la apariția unei erori sistematice, care se numește eroare de indicator... Eroarea indicatorului este un raport procentual al cantității de X netitrat în c.t.t. (sau cantitatea de exces R) față de cantitatea inițială de X.
Semnul erorii indicatorului depinde nu numai de valorile pT și pH teq, ci și de direcția în care valoarea pH-ului se modifică în timpul titrarii. Lăsați acidul puternic să fie titrat cu un alcalin cu indicator de fenolftaleină. Evident, pH teq = 7. Fenolftaleina își schimbă culoarea la aproximativ pH 9. Deoarece în timpul acestei titrari pH-ul crește tot timpul, mai întâi (la pH 7) se va atinge teq, iar apoi, la pH 9, va fi o culoare se observă tranziția fenolftaleinei (dintr-o soluție incoloră va deveni purpurie), ceea ce va semnala sfârșitul titrarii. Acest lucru va duce la un consum de titrant supraestimat (bias pozitiv). Dar dacă am titra alcalii cu acid cu același indicator, am obține rezultate subestimate ale analizei, eroare negativă. Valoarea erorii indicatorului (in%) depinde de cât de mult este diferența dintre pT și pH teq: cu cât această diferență este mai mare, cu atât este mai mare eroarea de analiză. În multe cazuri, concentrația inițială a protolitului titrat afectează și: erorile de indicator sunt mai mari la titrarea soluțiilor diluate.
Pornind de la natura și puterea protolitului prezent în soluția din KTT, se calculează erori de indicator („erori”) de diferite tipuri.
Eroare de hidrogen... Este cauzată de prezența unui exces de ioni de hidrogen în KT. din cauza subtitrarii unui acid puternic sau supratitrarii unei baze cu un acid puternic. În primul caz, eroarea este negativă, în al doilea, este pozitivă. La titrarea unui acid puternic, concentrația CU volum V suma sa inițială este CV O . Întrucât în c.t.t. pH = –lg [Н 3 О +] = рТ, [Н 3 О +] ктт = 10 –рТ, numărul de ioni Н 3 О + netitrați este de 10 –рТ ( V O + V m), unde V T – volumul de titrant adăugat. Atunci eroarea de hidrogen este
Eroarea de hidrogen se obține, în special, atunci când un acid tare sau o bază tare este titrată în soluții apoase cu indicatori precum metil-orange (pT).< 7).
Eroare de hidroxid... Apare în prezența unui exces de ioni de hidroxid de OH - la temperatura camerei. din cauza subtitrarii unei baze tare cu un acid (eroare negativă) sau supratitrare a unui acid cu o bază tare (eroare pozitivă). Întrucât în c.t.t. [OH -] = 10 - (14 – pT), similar concluziei anterioare, eroarea de hidroxid poate fi determinată astfel:
Eroarea de hidroxid este permisă, de exemplu, atunci când un acid tare sau o bază tare cu indicatori precum fenolftaleina (pT> 7) este titrată în soluții apoase.
Bug acid... Este cauzata de prezenta in solutie in ct.t. Acid slab neditat. Eroare de aciditate în procente, excluzând diluarea soluției în timpul titrarii:
Din ecuația constantei de aciditate scriem: =.
Având în vedere că Pentru a= și [H 3 O +] ktt = 10 –pT, obținem: [A] / =. Formula cautata:
Prin urmare, este posibil să se obțină condiția pentru alegerea unui indicator care furnizează o valoare dată a erorii de acid, de exemplu, astfel încât eroarea să nu fie mai mare de 0,1%: pT> p Pentru a+ 3.
Eroare de bază X B. Este cauzată de o bază slabă netitrată prezentă în soluția din ct.t. Similar cu cel precedent, puteți scoate:
Eroarea principală va fi mai mică de 0,1% dacă indicatorul îndeplinește condiția: pT< 11 – pK b... Rețineți că erorile de titrare atât acide cât și bazice sunt negative. Aceste tipuri de erori apar în timpul titrarii acizilor și bazelor slabe care, în cazul unei alegeri nereușite a indicatorului, pot atinge valori de 10% sau mai mult.
Indicatori acido-bazici (altfel se numesc indicatori - sunt substante care isi schimba culoarea in functie de mediul in care se afla. De obicei aceste substante sunt acizi slabi sau baze slabe. Cand sunt dizolvate in apa, se disocieaza slab, formand ioni. exemplu Luați în considerare un indicator, care este un acid slab având o formulă generală. Când este dizolvat în apă, se stabilește următorul echilibru între acest acid slab și baza sa conjugată:
Un acid a cărui culoare este semnificativ diferită de culoarea bazei sale conjugate este utilizat ca indicator. La valori scăzute, concentrația ionului în soluție este mare și, prin urmare, poziția de echilibru este deplasată spre stânga. În aceste condiţii, soluţia de echilibru are culoarea A. La mare
Orez. 8.1. Fenolftaleină.
La valorile pH-ului, concentrația în soluție este scăzută și, prin urmare, poziția de echilibru este deplasată spre dreapta, ceea ce înseamnă că soluția de echilibru are culoarea B.
Un exemplu de indicator într-o soluție apoasă a cărui echilibru de acest tip este stabilit este fenolftaleina (Fig. 8.1). Fenolftaleina este un acid slab incolor care, atunci când este dizolvat în apă, formează anioni roz. Într-un mediu acid, echilibrul dintre acid și anionul său este deplasat spre stânga. Concentrația de anioni este atât de scăzută încât culoarea lor roz este invizibilă. Cu toate acestea, într-un mediu alcalin (de bază), echilibrul se deplasează spre dreapta, iar concentrația de anioni devine suficientă pentru a dezvălui culoarea lor roz.
Dacă aplicăm legea acțiunii masei la echilibrul unui indicator într-o soluție apoasă, atunci în cazul general pentru un indicator care este un acid slab, obținem următoarea expresie pentru constanta de echilibru:
Mărimea se numește constanta de disociere a indicatorului.
Culoarea indicatorului se schimbă de la A la B la un punct de tranziție a culorii. In acest punct
Prin urmare, din ecuația (5)
Este indicată valoarea pH-ului soluției în punctul de tranziție al culorii indicatorului. Astfel, aceasta este o valoare a pH-ului la care jumătate din indicator este sub formă de acid, iar jumătate este sub forma bazei sale conjugate.
Interval de schimbare a culorii indicatorului
La valori scăzute, indicatorul, care este un acid slab, este aproape complet în formă și, prin urmare, culoarea acestei forme predomină în soluție. Pe măsură ce intensitatea culorii A, inerentă formei, crește, scade, iar echilibrul descris de ecuația (4) se deplasează la dreapta. Astfel, intensitatea culorii B inerentă formei crește. Schimbarea observată a culorii de la A la B are loc de fapt într-un anumit interval de modificări ale valorilor. Un indicator este cel mai eficient dacă un observabil distinct
Tabelul 8.5. Indicatori
schimbarea culorii mele are loc într-un interval restrâns de valori.Pentru majoritatea indicatorilor, acest interval se află în limitele valorii (Tabelul 8.5).
Un indicator universal este un amestec de indicatori care oferă o schimbare treptată a culorii într-o gamă largă de modificări. Dacă adăugați câteva picături dintr-un indicator universal la soluție, îl puteți determina aproximativ după culoarea soluției.
Titrare acido-bazică
Titrarea acido-bazică este o tehnică experimentală de determinare a concentrației unui acid sau a unei baze, utilizată în principal în analiza chimică cantitativă. De obicei, un acid de concentrație cunoscută este adăugat treptat din biuretă într-o soluție alcalină de concentrație necunoscută într-un balon conic. Punctul de echivalență de titrare este atins în momentul în care cantitatea exactă stoechiometrică de acid este adăugată la bază. În acest moment, toate alcaliile sunt neutralizate și nu există exces de acid sau exces de bază în soluție. Soluția constă numai din sare și apă. De exemplu, atunci când se adaugă acid clorhidric cu o concentrație de soluție de hidroxid de sodiu cu o concentrație, punctul de echivalență de titrare este atins în momentul în care exact acidul clorhidric este adăugat în soluție. Aceasta rezultă din ecuația stoechiometrică
În titrarile acido-bazice, indicatorii sunt adesea utilizați pentru a determina punctul de echivalență. Totuși, punctul de echivalență poate fi determinat și potențiometric folosind un -metru sau metode conductometrice (vezi cap. 10).
Să presupunem acum că titrarea se realizează prin adăugarea unei baze la un acid. Dacă reprezentați grafic schimbarea soluției pe măsură ce volumul de bază adăugată crește, atunci în funcție de faptul că acidul și baza sunt puternice sau slabe, se vor obține patru tipuri de curbe. Aceste patru tipuri de curbe de titrare sunt prezentate în Fig. 8.2. Trebuie remarcat faptul că atingerea punctului de echivalență se caracterizează printr-o creștere bruscă.Singura excepție în acest sens este titrarea unui acid slab cu o bază slabă. Dacă pentru
Pentru a determina punctul de echivalență al titrarii acido-bazice, trebuie să utilizați un indicator, apoi ar trebui să fie selectat astfel încât intervalul de pH în care are loc schimbarea culorii să cadă pe partea verticală a curbei de titrare. Acest lucru asigură o schimbare bruscă a culorii indicatorului în momentul în care este atins punctul de echivalență de titrare.
Titrarea unui acid tare cu o bază tare. De exemplu,
Partea verticală a curbei acestei titrari se încadrează în intervalul de modificări ale pH-ului de la 4 la 10. Prin urmare, la punctul de echivalență a titrarii, adăugarea unei picături de bază în plus la acid determină o creștere a pH-ului cu 6 unități deodată. . Aceasta înseamnă că, pentru o astfel de titrare, puteți utiliza indicatori care au un interval de schimbare a culorii între pH 4 și 10. Exemple de astfel de indicatori sunt colorantul roșu de metil și fenolftaleina. Rețineți că, dacă metil portocaliu este utilizat ca indicator al titrarii unui acid puternic cu o bază puternică, atunci schimbarea culorii nu este atât de accentuată.
Titrarea unui acid tare cu o bază slabă. De exemplu,
Partea verticală a curbei acestei titrari se încadrează în intervalul de modificări ale pH-ului de la 4 la 8. Indicatorii convenabil pentru aceasta sunt roșu de metil sau
albastru de bromotimol, dar nu fenolftaleina, deoarece intervalul său de schimbare a culorii se încadrează pe partea plată a curbei de titrare.
Titrarea unui acid slab cu o bază tare. De exemplu,
Partea verticală a curbei de titrare se încadrează în intervalul de pH de la 6,5 la 11. În consecință, roșu de fenol sau fenolftaleina sunt indicatori convenabil pentru aceasta. Indicatorii cu un interval de schimbare a culorii sub pH 6, cum ar fi metil portocaliu, nu sunt potriviți pentru această titrare,
Orez. 8.2. Curbe de titrare a acidului de 25,00 cm3 cu o concentrație de 0,10 mol / dm3 cu o bază cu o concentrație de 0,10 mol / dm3: a - titrarea unui acid tare cu o bază tare; b - titrarea unui acid tare cu o bază slabă; c - titrarea unui acid slab cu o bază tare; d - titrarea unui acid slab cu o bază slabă. I-fenolftaleină, II-metil portocală.
deoarece gama lor de schimbare a culorii se încadrează pe partea plată a curbei de titrare și, prin urmare, nu detectează cu exactitate punctul de echivalență.
Titrarea unui acid slab cu o bază slabă. De exemplu,
Titrarea de acest tip se caracterizează prin absența unei schimbări bruște a pH-ului în momentul atingerii punctului de echivalență. Modificările pH-ului au loc fără probleme pe întregul interval de valori acceptate. Prin urmare, este imposibil să selectați un indicator pentru acest tip de titrare.
Deci haideți să mai repetăm o dată
1. Un electrolit puternic, atunci când este dizolvat sau în stare topit, este complet ionizat.
2. Un electrolit slab, atunci când este dizolvat sau în stare topit, se disociază în ioni doar parțial.
3. Legea diluției Ostwald leagă constanta de disociere a electrolitului cu gradul său de disociere a și concentrația c:
4. Conform teoriei Bronsted-Lowry, un acid este o substanță care donează (renunță) protoni, iar o bază este o substanță care acceptă (atașează) protoni.
5. Un acid puternic are o bază conjugată slabă.
6. Un acid slab are o bază conjugată puternică.
7. Substanța amfoteră este capabilă să reacționeze atât ca acid, cât și ca bază.
8. Acidul lewisic este o substanță capabilă să accepte o pereche de electroni furnizată de o bază.
9. Baza Lewis este o substanță care are o pereche de electroni singuratică.
10. unde este constanta de disociere a acidului.
11., unde este constanta de disociere a bazei.
12., unde este produsul ionic al apei.
16. Echilibrul într-o soluție apoasă a unui indicator, care este un acid slab, este determinat de ecuație
17. Punctul de echivalență de titrare acido-bazică este atins în momentul în care se adaugă la acid o cantitate stoechiometrică de bază.
18. Intervalul de schimbare a culorii indicatorului vizual ar trebui să se încadreze pe partea verticală a curbei de titrare.
Schimbarea culorii indicatorilor în funcție de pH
Indicatorii acido-bazici sunt compuși a căror culoare se modifică în funcție de aciditatea mediului.
De exemplu, turnesolul într-un mediu acid este colorat în roșu, iar într-un mediu alcalin este albastru. Această proprietate poate fi utilizată pentru a evalua rapid pH-ul soluțiilor.
Indicatorii acido-bazici sunt folosiți pe scară largă în chimie. Se știe, de exemplu, că multe reacții au loc diferit în medii acide și alcaline. Prin ajustarea pH-ului, puteți schimba direcția reacției. Indicatorii pot fi utilizați nu numai pentru evaluarea calitativă, ci și pentru evaluarea cantitativă a conținutului de acid în soluție (metoda de titrare acido-bazică).
Utilizarea indicatorilor nu se limitează la chimia „pură”. Aciditatea mediului trebuie controlată în multe procese de producție, la evaluarea calității produselor alimentare, în medicină etc.
V tabelul 1 sunt indicați cei mai „populari” indicatori și se notează culoarea lor în medii neutre, acide și alcaline.
tabelul 1
Portocala de metil
Fenolftaleină
De fapt, fiecare indicator este caracterizat de propriul interval de pH la care are loc schimbarea culorii (interval de tranziție). Schimbarea culorii are loc datorită transformării unei forme a indicatorului (molecular) în alta (ionică). Pe măsură ce aciditatea mediului scade (cu creșterea pH-ului), crește concentrația formei ionice, iar concentrația celei moleculare scade. Tabelul 2 enumeră unii dintre indicatorii acido-bazici și intervalele de tranziție corespunzătoare.
masa 2INDICATORI(indicator lat. târziu - un indicator), chimic. în insule, schimbând culoarea sau formând un sediment la schimbarea K.-L. componentă în soluție. Indicați o anumită stare a sistemului sau la momentul atingerii acestei stări. Distingeți între indicatorii reversibile și ireversibili. Schimbarea culorii primei atunci când starea sistemului se modifică (de exemplu, când se modifică pH-ul mediului) m. B. repetat de multe ori. Indicatorii ireversibili sunt expuși la substanțe chimice ireversibile. transformări, de exemplu, la BrO 3 - colaps. În soluția investigată se introduc indicatoare, to-secara, numite. 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. raion, Ch. arr. punctul final (c. t. t.). În conformitate cu titrimetric. metodele fac distincția între acido-bazic, adsorbție, oxido-reducere. și complexometrice. indicatori. reprezintă conexiuni r-rim org, to-rye își schimbă culoarea sau în funcție de H + (pH-ul mediului). aplica pentru a stabili capătul raionului între to-tami și (inclusiv la) sau alte raioane, dacă H + sunt implicați în acestea, precum și pentru colorimetric. determinarea pH-ului solutiilor de apa. Naib. importante sunt date în tabel. 1. Motivul schimbării culorii indicatorilor este că atașarea 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 HIn, atunci într-o soluție de apă are loc: HIn + H2O D în - + H30+. Dacă indicatorul este slab In, atunci: In + H 2 O D HIn + + OH - ... În general, puteți scrie: În a + H 2 O D În b + H 3 O +, unde In a și respectiv In b -. formele acide și bazice ale indicatorului, to-secara sunt colorate diferit. acest proces K ln = / numit. indicator. Culoarea soluției depinde de raportul /, o tăietură este determinată de pH-ul soluției.
Se consideră că culoarea unei forme a indicatorului este vizibilă dacă este de 10 ori mai mare decât cealaltă. dacă raportul / = / K ln este egal cu 0,1 sau 10. O modificare a culorii indicatorului se remarcă în zona pH = pK lp b 1, care se numește. intervalul de tranziție al indicatorului. Schimba naib. în mod clar când = și K ln = [H 3 O] +, adică. la pH = pK ln. Se numește valoarea pH-ului, la care se termină de obicei. 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 coincide cu pT al indicatorului utilizat, ceea ce duce la așa-numitul. eroare de indicator. Dacă există un exces de slab netitrat sau pentru tine în c. T. T., eroarea este numită. conform bazice sau acide.
Sensibilitatea indicatorului - (w / l) determinată (în acest caz, H + sau OH -
) la punctul naib. o tranziție clară de culoare. Distingeți: indicatori sensibili la - acolo cu un interval de tranziție în zona valorilor pH alcaline (de exemplu, timolftaleină); sensibil la indicatorii cu un interval de tranziție în regiunea acidă (cum ar fi galbenul de dimetil etc.); indicatori neutri, intervalul de tranziție la-rykh este de cca. pH 7 (rosu neutru etc.).ȘI Indicatorii vin în una sau două forme colorate; se numesc astfel de indicatori. conform monocoloră și bicoloră. Naib. o schimbare clară a culorii s-ar observa în acei indicatori, ale căror forme acide și bazice sunt colorate în plus. culorile. Cu toate acestea, nu există astfel de indicatori. Prin urmare, prin adăugare, 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 îl completează pe celălalt. 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. aprecierea pH-ului soluţiilor.
Schimbarea culorii indicatorului este influențată de acesta. Pentru indicatoarele cu două culori, cu cât este mai mare, cu atât este mai puțin drastică schimbarea culorii. spectrele de absorbție ale ambelor forme se suprapun într-o măsură mai mare și devine mai dificilă determinarea schimbării culorii. De obicei, utilizați același număr minim (câteva picături de soluție) de indicator.
Intervalul de tranziție al multor indicatori depinde de temperatură. Deci, își schimbă culoarea la temperatura camerei în intervalul de pH 3,4-4,4 și la 100 ° C în intervalul de pH 2,5-3,3. Acest lucru se datorează schimbării.
Particulele coloidale prezente în soluție adsorb indicatorii, ceea ce duce la o schimbare completă a culorii acesteia. Pentru a elimina erorile în prezență. particulele coloidale încărcate pozitiv ar trebui folosite ca indicatori de bază și în prezență. încărcat negativ - indicatori acizi.
În condiții normale, este necesar să se țină seama de efectul CO 2 dizolvat, în special atunci când se utilizează indicatori cu pK ln> 4 (de exemplu, roșu de metil). Uneori, CO2 este îndepărtat preliminar prin fierbere sau soluție titrată în absența contactului cu.
Influența neutrelor străine (efectul de sare) se manifestă în părtinirea 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 agentului p, culorile indicatorilor, pK ln și sensibilitatea acestora se modifică. Deci, roșu de metil în dă o tranziție de culoare la valori mai mari de H + 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 în mediile neuronale, de obicei, c. 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; cu slab la - t - în DMF.
Comportarea indicatorilor în medii neapoase și apoase este similară. De exemplu, pentru un HIn slab pentru tine în generatorul p SН, poți scrie: HIn + SH D în - + SH 2 +. Mecanismul de acțiune al indicatorilor este același ca și în, numai în medii neapoase se folosesc scalele adecvate de aciditate (pH p, pA; vezi).
Așa cum este folosit și, schimbarea culorii și intensității în funcție de pH și permițând titrarea soluțiilor puternic colorate și tulburi.
Pentru slab to-t, așa-numitul. indicatori de turbiditate în insule, 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, dezintegrându-se, schimbă culoarea soluției într-un interval restrâns de pH.
Pentru a determina org. to-t si in prezenta. soluția care nu se amestecă cu ea este folosită de așa-numitul. amfiindicatorii, to-secara sunt indicatori acizi (de exemplu, 00) cu decomp. org. (de exemplu.). Acești indicatori sunt bine solubili. în org. p-singers, bad in; sunt foarte sensibili.
Indicatori de adsorbție ai substanțelor care pot fi adsorbite pe suprafața sedimentului și își schimbă în același timp culoarea sau intensitatea.Acești indicatori sunt de obicei reversibile și se folosesc în precipitații.ce este adsorbit indicatorul. Un grup mare de indicatori (tabel. 4), adsorbiți de suprafața sedimentului cu formarea de c conținut în sediment.
De exemplu, soluția este roz, care nu se schimbă atunci când se adaugă AgNO 3. Dar cu soluția de KBr, precipitatul adsorb Ag +, pentru a se atașa de secară. În același timp, precipitatul devine roșiatic-violet. În c. T. T., Când toate Ag + sunt titrate, culoarea sedimentului dispare și soluția devine din nou roz.
Neorg. adsorbţie. indicatorii formează un precipitat colorat sau un complex din titrant (cum, de exemplu, sunt utilizați ca indicatori ai СrО 4- și SCN - c). Ca adsorbant. indicatori sunt de asemenea folosiți nek-ry acido-bazic, redox. și complexometrice. indicatori, sv-va to-rykh (acide, potențiale oxidante-reducătoare și stabilitatea complexelor cu) în adsorbir. starea depind de natura și de suprafața sedimentului.
Oxidat-restaurare indicatori - insule, capabile să-și schimbe culoarea în funcție de oxido-reducere. potential de solutie. Aplicat pentru stabilirea c. T. T. Oxido-reducerea. iar pentru colorimetric. definiţiile oxido-reducţiei. potenţial (în special în biologie). Astfel de indicatori sunt, de regulă, insulele, la secară în sine sunt expuse sau, iar formele oxidate (În Ox) și reduse (În roșu) au culori diferite.
Pentru oxido-reducere reversibilă. indicatorii se pot scrie: In Ox + ne D În roșu, unde n este un număr. La potențialul E, se determină raportul ambelor forme ale indicatorului:
,
unde E ln - oxido-reducere reală. potenţial indicator, în funcţie de compoziţia soluţiei. Intervalul de tranziție a culorii se observă practic atunci când raportul / se schimbă de la 0,1 la 10, care la 25 ° C corespunde cu D E (în B) = 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 lui E ln, coeff. stingerea molară a ambelor forme ale indicatorului și potențialul de soluție în punctul de echivalență. Cu puternic (K 2 Cr 2 O 7, KMnO 4 etc.), se folosesc indicatori care au E ln relativ mare, de exemplu, și derivații săi; cu [Ti (III), V (II) etc.] puternice se folosesc, de exemplu, indicatori cu E ln relativ scăzut (Tabelul 5).
Anumite insule își schimbă culoarea ireversibil, de exemplu, atunci când sunt distruse cu formarea de incolore. produse ca sub influența sau naftol albastru-negru sub influența BrO 3.
Indicatori complexometrici - insule care formează complexe colorate cu (M), deosebindu-se ca culoare de indicatorii propriu-zis.Se folosesc pentru stabilirea c.t.t.c. Stabilitatea complexelor cu indicatori (In) este mai mică decât a complexurilor corespunzătoare,
prin urmare, în c. t. t. scot indicatorii din complexele cu. În momentul schimbării culorii în punctul de echivalență = și, prin urmare, рМ = - log K Mln, unde se numește рМ = - log [M]. punctul de tranziție al indicatorului, K Mln - stabilitatea complexului cu indicatorul. Eroarea se datorează faptului că o anumită cantitate poate fi atașată la indicator, și nu la titrant. Naib. folosesc adesea așa-numitele.
Într-o soluție acidă cu pH mediu< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Cu cât pH-ul este mai scăzut, cu atât aciditatea soluției este mai mare. La valori pH> 7 se vorbeste de alcalinitatea solutiei.
Există diferite metode pentru determinarea pH-ului unei soluții. Calitativ, natura mediului de soluție este determinată cu ajutorul unor indicatori. Indicatorii sunt substanțe care își schimbă reversibil culoarea în funcție de mediul soluției. În practică, cel mai des se folosesc turnesol, metil portocala, fenolftaleina și un indicator universal (Tabelul 2).
masa 2
Colorarea indicatorilor în diverse soluții
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 un pH de 1,7; sângele uman are un pH de 7,4; saliva - pH = 6,9.
Reacții de schimb ionic și condiții de apariție a acestora
Deoarece moleculele de electroliți din soluții se descompun în ioni, atunci reacțiile în soluțiile de electroliți au loc și între ioni. Reacții de schimb ionic- Acestea sunt reacții între ioni 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 ionic are sens și se desfășoară aproape până la sfârșit, dacă în urma acesteia se formează electroliți slabi (precipitat, gaz, H2O etc.). Dacă nu există ioni în soluție care se pot lega unul de celălalt pentru a forma un electrolit slab, atunci reacția este reversibilă; ecuaţiile unor astfel de reacţii de schimb nu sunt scrise.
La înregistrarea reacțiilor de schimb ionic, se folosesc forme moleculare, ionice complete și ionice abreviate. Un exemplu de înregistrare a reacției de schimb ionic în trei forme:
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.
Reguli de întocmire a ecuațiilor reacțiilor ionice
1. Formulele electroliților slabi sunt scrise în formă moleculară, puternice - în formă ionică.
2. Pentru reacție se iau soluții de substanțe, de aceea chiar și substanțele slab solubile în cazul reactivilor se înregistrează sub formă de ioni.
3. Dacă în urma reacției se formează o substanță slab solubilă, atunci când se scrie ecuația ionică este considerată insolubilă.
4. Suma sarcinilor ionice din partea stângă a ecuației trebuie să fie egală cu suma sarcinilor ionice 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 prescurtată:
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 fiecare câte un litru de soluții 1M din substanțele enumerate mai jos. 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 prescurtată
Al3+ + 3OH- = 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 în trepte este:
a) hidroxid de magneziu; b) acid fosforic;
c) hidroxid de potasiu; d) sulfat de sodiu.
6. Un electrolit 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 barite și a dioxidului de carbon este:
a) 6; b) 4; la 7; d) 8.
8. Soluția nu poate conține următorii vapori de substanțe:
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 graficul dependenței de incandescență a unei lămpi electrice inclusă în circuit în timp dacă electrozii sunt scufundați într-o soluție de apă de var prin care trece dioxid de carbon pentru o lungă perioadă de timp?
a) Creștere liniară;
b) scădere liniară;
c) mai întâi scade, apoi crește;
d) mai întâi crește, apoi scade.
