pH -indikator - pH indicator

Syrer og baser
Syre Syre -base reaksjon Syre -base homeostase Syrestyrke Surhetsfunksjon Amfoterisme Utgangspunkt Bufferløsninger Dissosiasjonskonstant Likevektskjemi Utdrag Hammett surhetsfunksjon pH Proton -affinitet Selvionisering av vann Titrering Lewis -syrekatalyse Frustrert Lewis -par Chiral Lewis -syre
Acid typer
Brønsted – Lowry Lewis Akseptor Mineral Økologisk Oksid Sterk Superacids Svak Fast
Base typer
Brønsted – Lowry Lewis Donor Økologisk Oksid Sterk Superbaser Ikke-nukleofil Svak
v t e

pH -indikatorer: en grafisk oversikt

En pH -indikator er en halokrom kjemisk forbindelse tilsatt i små mengder til en løsning, slik at løsningens pH ( surhet eller basalitet ) kan bestemmes visuelt. Derfor er en pH -indikator en kjemisk detektor for hydroniumioner (H ₃ O ⁺ ) eller hydrogenioner (H ⁺ ) i Arrhenius -modellen . Normalt får indikatoren fargen på løsningen til å endre seg avhengig av pH. Indikatorer kan også vise endring i andre fysiske egenskaper; for eksempel viser luktindikatorer endring i lukten . PH -verdien til en nøytral løsning er 7,0 ved 25 ° C ( standard laboratorieforhold ). Løsninger med en pH -verdi under 7,0 regnes som sure og løsninger med pH -verdi over 7,0 er basiske (alkaliske). Siden de fleste naturlig forekommende organiske forbindelser er svake protolytter, karboksylsyrer og aminer , finner pH -indikatorer mange anvendelser innen biologi og analytisk kjemi. Videre danner pH -indikatorer en av de tre hovedtypene indikatorforbindelser som brukes i kjemisk analyse. For kvantitativ analyse av metallkationer foretrekkes bruk av kompleksometriske indikatorer , mens den tredje sammensatte klassen, redoksindikatorene , brukes i titreringer som involverer en redoksreaksjon som grunnlag for analysen.

Teori

I seg selv er pH -indikatorer ofte svake syrer eller svake baser. Det generelle reaksjonsskjemaet til en pH -indikator kan formuleres som:

HInd + H
₂O , H
₃O⁺
+ Ind^-

Her står HInd for syreformen og Ind ^- for den konjugerte basen til indikatoren. Forholdet mellom disse bestemmer fargen på løsningen og kobler fargen til pH -verdien. pH -indikatorer som er svake protolytter, Henderson - Hasselbalch -ligningen for dem kan skrives som:

pH = p K _a + log ₁₀  [ Ind^-
] / [Bakre] 

Ligningen, avledet fra surhet konstant , fastslår at når pH-verdien er lik p K _en verdi av indikatoren, begge arter er til stede i et 1: 1 forhold. Hvis pH er over p K _a -verdien, er konsentrasjonen av konjugatbasen større enn konsentrasjonen av syren, og fargen assosiert med konjugatbasen dominerer. Hvis pH er under p K _a -verdien, er det motsatte sant.

Vanligvis er fargeendringen ikke øyeblikkelig ved p K _a -verdien, men det finnes et pH -område der en blanding av farger er tilstede. Dette pH -området varierer mellom indikatorene, men som en tommelfingerregel faller det mellom p K _a verdi pluss eller minus en. Dette forutsetter at løsninger beholder fargen så lenge minst 10% av de andre artene vedvarer. For eksempel, hvis konsentrasjonen av konjugatbasen er 10 ganger større enn konsentrasjonen av syren, er forholdet deres 10: 1, og følgelig er pH p K _a  + 1. Omvendt, hvis et 10 ganger overskudd av syren forekommer med hensyn til basen, er forholdet 1:10 og pH er p K _a  - 1.

For optimal nøyaktighet bør fargeforskjellen mellom de to artene være så tydelig som mulig, og jo smalere pH -området til fargen endres jo bedre. I noen indikatorer, for eksempel fenolftalein , er en av artene fargeløs, mens i andre indikatorer, for eksempel metylrød , gir begge artene en farge. Selv om pH -indikatorene fungerer effektivt ved sitt angitte pH -område, blir de vanligvis ødelagt i de ekstreme ender av pH -skalaen på grunn av uønskede side -reaksjoner.

applikasjon

pH -måling med indikatorpapir

pH -indikatorer brukes ofte i titreringer i analytisk kjemi og biologi for å bestemme omfanget av en kjemisk reaksjon . På grunn av det subjektive valget (bestemmelse) av farge, er pH -indikatorer utsatt for upresise avlesninger. For applikasjoner som krever presis måling av pH, brukes ofte en pH -måler . Noen ganger brukes en blanding av forskjellige indikatorer for å oppnå flere jevne fargeendringer over et bredt spekter av pH -verdier. Disse kommersielle indikatorene (f.eks. Universalindikator og Hydrion -papirer ) brukes når bare grov kunnskap om pH er nødvendig.

Tabellen nedenfor er flere vanlige pH -indikatorer i laboratoriet. Indikatorer viser vanligvis mellomfarger ved pH -verdier innenfor det angitte overgangsområdet. For eksempel viser fenolrød en oransje farge mellom pH 6,8 og pH 8,4. Overgangsområdet kan skifte litt avhengig av konsentrasjonen av indikatoren i løsningen og temperaturen den brukes til. Figuren til høyre viser indikatorer med driftsområde og fargeendringer.

Universell indikator

Presis pH -måling

Absorpsjonsspektre av bromokresolgrønt på forskjellige stadier av protonasjon

En indikator kan brukes for å oppnå ganske presise målinger av pH ved å måle absorbans kvantitativt ved to eller flere bølgelengder. Prinsippet kan illustreres ved å ta indikatoren som en enkel syre, HA, som dissosierer til H ⁺ og A ^- .

HA ⇌ H ⁺ + A ^-

Verdien av syredissosiasjonskonstanten , p K _a , må være kjent. De molare Absorbansene , c _HA og c _{A ^-} av de to artene HA og A ^- ved bølgelengder λ _x og λ _y må også ha blitt bestemt ved foregående forsøk. Forutsatt at ølens lov blir overholdt, er de målte absorbansene A _x og A _y ved de to bølgelengdene ganske enkelt summen av absorbansene som skyldes hver art.

${\ displaystyle {\ begin {align} A_ {x} & = [{\ ce {HA}}] \ varepsilon _ {{\ ce {HA}}}^{x}+[{\ ce {A-}} ] \ varepsilon _ {{\ ce {A-}}}^{x} \\ A_ {y} & = [{\ ce {HA}}] \ varepsilon _ {{\ ce {HA}}}^{y }+[{\ ce {A-}}] \ varepsilon _ {{\ ce {A-}}}^{y} \ end {justert}}}$

Dette er to ligninger i de to konsentrasjonene [HA] og [A ^- ]. Når den er løst, oppnås pH som

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}}+\ log {\ frac {[{\ ce {A-}}]} {[{\ ce {HA}}] }}}$

Hvis det måles på mer enn to bølgelengder, kan konsentrasjonene [HA] og [A ^- ] beregnes med lineære minste kvadrater . Faktisk kan et helt spekter brukes til dette formålet. Prosessen er illustrert for indikatoren bromokresol grønn . Det observerte spekteret (grønt) er summen av spektrene til HA (gull) og til A ^- (blå), vektet for konsentrasjonen av de to artene.

Når en enkelt indikator brukes, er denne metoden begrenset til målinger i pH -området p K _a  ± 1, men dette området kan utvides ved å bruke blandinger av to eller flere indikatorer. Fordi indikatorer har intense absorpsjonsspektra, er indikatorkonsentrasjonen relativt lav, og indikatoren i seg selv antas å ha en ubetydelig effekt på pH.

Ekvivalenspunkt

Ved syrebasetitreringer kan en uegnet pH-indikator indusere en fargeendring i den indikatorholdige løsningen før eller etter det faktiske ekvivalenspunktet. Som et resultat kan forskjellige ekvivalenspunkter for en løsning konkluderes basert på pH -indikatoren som brukes. Dette er fordi den minste fargeendringen av den indikatorholdige løsningen antyder at ekvivalenspunktet er nådd. Derfor har den mest egnede pH -indikatoren et effektivt pH -område, der endringen i farge er tydelig, som omfatter pH til ekvivalenspunktet til løsningen som titreres.

Naturlig forekommende pH -indikatorer

Mange planter eller plantedeler inneholder kjemikalier fra den naturlig fargede anthocyaninfamilien . De er røde i sure løsninger og blå i grunnleggende. Antocyaniner kan ekstraheres med vann eller andre løsningsmidler fra et mangfold av fargede planter er plantedeler, inkludert fra blader ( rødkål ); blomster ( geranium , valmue , eller roseblader); bær ( blåbær , solbær ); og stilker ( rabarbra ). Å trekke ut anthocyaniner fra husholdningsplanter, spesielt rødkål , for å danne en rå pH -indikator er en populær innledende kjemidemonstrasjon.

Lakmus , brukt av alkymister i middelalderen og fremdeles lett tilgjengelig, er en naturlig pH -indikator laget av en blanding av lavarter , spesielt Roccella tinctoria . Ordet lakmus er bokstavelig talt fra 'farget mose' på gammelnorsk (se Litr ). Fargen endres mellom rødt i syreoppløsninger og blått i alkalier. Begrepet 'lakmus test' har blitt en mye brukt metafor for enhver test som påstår å skille autoritativt mellom alternativer.

Hortensia macrophylla blomster kan endre farge avhengig av jordens surhet. I sur jord oppstår kjemiske reaksjoner i jorda som gjør aluminium tilgjengelig for disse plantene, og gjør blomstene blå. I alkaliske jordarter kan disse reaksjonene ikke forekomme, og derfor tas ikke aluminium opp av anlegget. Som et resultat forblir blomstene rosa.

En annen nyttig naturlig pH -indikator er krydderiet Gurkemeie . Den er gul når den utsettes for syrer og rødbrun når den er i nærheten av en alkali .

• 

  Hortensia i sur jord

• 

  Hortensia i alkalisk jord

• 

  En gradient av rødkålekstraktets pH -indikator fra sur løsning til venstre til grunnleggende til høyre

• 

  Lilla blomkål dynket i natron (til venstre) og eddik (til høyre). Anthocyanin fungerer som en pH -indikator.

• 

  Gurkemeie dispergert i vann er gul under syre og brun under alkaliske forhold

Se også

• Kromofor
• Fekal pH -test
• Nitrazin
• pH -meter
• Universell indikator

Referanser

• Lang indikatorliste
• "Komplett indikatorliste" (PDF) (på fransk). (57,3 KiB )

Eksterne linker