Cambios de color de indicadores en soluciones. Sembrar indicadores en el laboratorio escolar. Cambio de color de indicadores en soluciones.

Cambio de color de los indicadores en función del pH

Los indicadores ácido-base son compuestos cuyo color cambia dependiendo de la acidez del medio.

Por ejemplo, el tornasol es rojo en un ambiente ácido y azul en un ambiente alcalino. Esta propiedad se puede utilizar para evaluar rápidamente el pH de las soluciones.

Los indicadores ácido-base son ampliamente utilizados en química. Se sabe, por ejemplo, que muchas reacciones se desarrollan de manera diferente en medios ácidos y alcalinos. Al ajustar el pH, se puede cambiar la dirección de la reacción. Los indicadores se pueden usar no solo para la evaluación cualitativa, sino también cuantitativa del contenido de ácido en una solución (método de titulación ácido-base).

El uso de indicadores no se limita a la química "pura". La acidez del ambiente debe ser controlada en muchos procesos productivos, al evaluar la calidad de los productos alimenticios, en la medicina, etc.

A tabla 1 se indican los indicadores más "populares" y se observa su color en medios neutros, ácidos y alcalinos.

naranja de metilo

fenolftaleína

De hecho, cada indicador se caracteriza por su propio intervalo de pH en el que se produce el cambio de color (intervalo de transición). El cambio de color se produce debido a la transformación de una forma del indicador (molecular) en otra (iónico). A medida que disminuye la acidez del medio (con un aumento del pH), aumenta la concentración de la forma iónica y disminuye la de la forma molecular. La Tabla 2 enumera algunos indicadores ácido-base y sus respectivos rangos de transición.

Existen varios métodos para determinar la concentración (más precisamente, la actividad) de iones de hidrógeno (y, en consecuencia, la concentración de iones de hidróxido). Uno de los más simples (colorimétrico) se basa en el uso indicadores ácido-base. Muchos ácidos y bases orgánicos, que cambian de color en un cierto rango estrecho de valores de pH, pueden servir como tales indicadores.

Los indicadores son ácidos o bases débiles que tienen diferentes colores en sus formas no disociadas y disociadas (iónicas).

Ejemplo.

1. La fenolftaleína es un ácido que en forma molecular (HJnd) es incoloro a pH8.1. Los aniones de fenolftaleína (Jnd -) a pH9.6 tienen un color rojo violeta:

H Jnd  H + + Jnd -

Incoloro  rojo violeta

pH8.1 pH9.6

Con una disminución en la concentración de iones H + y un aumento en la concentración de iones OH, la forma molecular de la fenolftaleína se vuelve aniónica debido a la separación del ion hidrógeno de las moléculas y su unión al ion hidróxido en el agua. Por tanto, a pH9,6, la solución en presencia de fenolftaleína adquiere un color rojo violeta. Por el contrario, en soluciones ácidas a pH  8,1, el equilibrio se desplaza hacia la forma molecular del indicador, que no tiene color.

2. El naranja de metilo es una base débil JndOH , que en forma molecular a pH 4.4 tiene un color amarillo. Jnd + cationes a pH3.0 colorean la solución de rojo:

JndOH  Jnd + + OH -

amarillo  rojo

pH4.4 pH3.0

forma ácida Se llama indicador a la forma que prevalece en las soluciones ácidas, y básico forma - la que existe en soluciones básicas (alcalinas). En un cierto rango de valores de pH en una solución, una cierta cantidad de ambas formas del indicador puede estar simultáneamente en equilibrio, como resultado de lo cual se produce un color de transición del indicador: este es el rango de pH del color del indicador transición, o simplemente intervalo de transición del indicador.

La Tabla 1 muestra los intervalos de transición de algunos indicadores de uso común.

tabla 1

Indicadores ácido-base

Para determinar rápidamente el pH, también es conveniente utilizar una solución de un indicador universal, que es una mezcla de varios indicadores y tiene un amplio rango de transición (valores de pH de 1 a 10). Sobre la base de un indicador universal, la industria produce cintas de papel especiales para determinar el pH de las soluciones en comparación con una escala especial para cambiar su color bajo la acción de la solución de prueba.

En el método colorimétrico, se utilizan soluciones tampón estándar para determinar con precisión el pH, cuyo valor de pH se conoce con precisión y es constante.

Las soluciones tampón son mezclas de ácidos o bases débiles con sus sales. Tales mezclas mantienen un cierto valor de pH tanto cuando se diluyen como cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos fuertes o álcalis.

Las sustancias que cambian de color cuando cambia la reacción del medio son indicadores, la mayoría de las veces compuestos orgánicos complejos, ácidos débiles o bases débiles. Esquemáticamente, la composición de los indicadores se puede expresar mediante las fórmulas НInd o IndOH, donde Ind es un anión orgánico complejo o catión indicador.

En la práctica, los indicadores se han utilizado durante mucho tiempo, pero el primer intento de explicar su acción lo hizo Ostwald en 1894, quien creó la llamada teoría iónica. De acuerdo con esta teoría, las moléculas indicadoras no disociadas y sus iones Ind tienen diferentes colores en solución, y el color de la solución cambia según la posición del equilibrio de disociación del indicador. Por ejemplo, la fenolftaleína (un indicador ácido) tiene moléculas incoloras y aniones carmesí; naranja de metilo (indicador principal) - moléculas amarillas y cationes rojos.

naranja de metilo de fenolftaleína

HIndH + + Ind–IndOH
Ind + +OH-

incoloro frambuesas amarillo rojo

Un cambio de acuerdo con el principio de Le Chatelier conduce a un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha o hacia la izquierda.

Según la teoría de los cromóforos (Hanch), que apareció más tarde, el cambio en el color de los indicadores está asociado con un reordenamiento reversible de los átomos en la molécula de un compuesto orgánico. Tal reordenamiento reversible en química orgánica se llama tautomerismo. Si, como resultado de un cambio tautomérico en la estructura, aparecen grupos especiales llamados cromóforos en la molécula de un compuesto orgánico, entonces la sustancia orgánica adquiere un color. Los cromóforos son grupos de átomos que contienen uno o más enlaces múltiples que causan la absorción selectiva de vibraciones electromagnéticas en la región UV. Las agrupaciones de átomos y enlaces, como −N=N− , =C=S , −N=O, estructuras quinoides, etc., pueden actuar como grupos cromóforos.

Cuando una transformación tautomérica conduce a un cambio en la estructura del cromóforo, el color cambia; si, después del reordenamiento, la molécula ya no contiene un cromóforo, el color desaparecerá.

Las ideas modernas se basan en la teoría ion-cromófora, según la cual el cambio de color de los indicadores se debe a la transición de la forma iónica a la molecular, y viceversa, acompañada de un cambio en la estructura de los indicadores. . Así, un mismo indicador puede existir en dos formas con diferentes estructuras moleculares, y estas formas pueden transformarse una en otra, y se establece un equilibrio entre ellas en solución.

Como ejemplo, podemos considerar los cambios estructurales en las moléculas de los indicadores ácido-base típicos: fenolftaleína y naranja de metilo bajo la acción de soluciones alcalinas y ácidas (a diferentes valores de pH).

La reacción, como resultado de la cual, debido al reordenamiento tautomérico de la estructura de la molécula de fenolftaleína, surge un grupo cromóforo que provoca la aparición de color, se desarrolla de acuerdo con la siguiente ecuación:

incoloro incoloro incoloro

carmesí

Los indicadores, como electrolitos débiles, tienen pequeñas constantes de disociación. Por ejemplo, el K d de la fenolftaleína es 2 ∙ 10 -10 y en medios neutros se encuentra principalmente en forma de sus moléculas debido a una muy baja concentración de iones, por lo que permanece incolora. Cuando se agrega álcali, los iones H + de fenolftaleína se unen, se "aprietan" con iones alcalinos OH, formando moléculas de agua, y la posición de equilibrio de disociación del indicador se desplaza hacia la derecha, hacia un aumento en la concentración de iones Ind. En medio alcalino se forma una sal disódica, que tiene una estructura quinoide, lo que provoca el color del indicador. El cambio en el equilibrio entre las formas tautoméricas ocurre gradualmente. Por lo tanto, el color del indicador no cambia inmediatamente, sino que pasa de un color mixto al color de los aniones. Cuando se agrega ácido a la misma solución simultáneamente con la neutralización del álcali, a una concentración suficiente de iones H +, la posición de equilibrio de la disociación del indicador se desplaza hacia la izquierda, hacia la molarización, la solución se decolora nuevamente.

Del mismo modo, el color del naranja de metilo cambia: las moléculas neutras de naranja de metilo le dan a la solución un color amarillo que, como resultado de la protonación, se vuelve rojo, lo que corresponde a la estructura quinoide. Esta transición se observa en el rango de pH de 4,4 a 3,1:

rojo amarillo

Así, el color de los indicadores depende del entorno de pH. La intensidad del color de dichos indicadores es bastante alta y es claramente visible incluso con la introducción de una pequeña cantidad del indicador, que no puede afectar significativamente el pH de la solución.

Una solución que contiene un indicador cambia de color continuamente a medida que cambia el pH. El ojo humano, sin embargo, no es muy sensible a tales cambios. El rango en el que se observa un cambio en el color del indicador está determinado por los límites fisiológicos de la percepción del color por parte del ojo humano. Con una visión normal, el ojo es capaz de distinguir la presencia de un color en una mezcla de este con otro color solo si hay al menos algún umbral de densidad del primer color: un cambio en el color del indicador se percibe solo en el área donde hay un exceso de 5 a 10 veces de una forma en relación con otra. Tomando HInd como ejemplo y caracterizando el estado de equilibrio

Posterior
H + + Ind-

constante correspondiente

,

se puede escribir que el indicador muestra su color puramente ácido, generalmente captado por el observador, cuando

,

y un color puramente alcalino en

Dentro del intervalo determinado por estos valores, aparece un color mixto del indicador.

Así, el ojo del observador distingue un cambio de color sólo cuando la reacción del medio cambia en el rango de unas 2 unidades de pH. Por ejemplo, para la fenolftaleína, este rango de pH es de 8,2 a 10,5: a pH = 8,2, el ojo observa el inicio de la aparición de un color rosa, que se intensifica a pH = 10,5, y a pH = 10,5, un aumento del color rojo. color ya invisible. Este rango de valores de pH, en el que el ojo distingue un cambio en el color del indicador, se denomina intervalo de transición del color del indicador. Para naranja de metilo, K D = 1,65 x 10 -4 y pK = 3,8. Esto significa que a pH = 3,8, las formas neutra y disociada están en equilibrio en concentraciones aproximadamente iguales.

El rango de pH especificado de aproximadamente 2 unidades para varios indicadores no cae en la misma región de la escala de pH, ya que su posición depende del valor específico de la constante de disociación de cada indicador: cuanto más fuerte es el ácido HInd, más ácida es la transición intervalo del indicador es . En mesa. 18 muestra los intervalos de transición y los colores de los indicadores ácido-base más comunes.

Para una determinación más precisa del valor de pH de las soluciones, se utiliza una mezcla compleja de varios indicadores aplicados al papel de filtro (el llamado "indicador universal Kolthoff"). Se sumerge una tira de papel indicador en la solución de prueba, se coloca sobre un sustrato impermeable blanco y el color de la tira se compara rápidamente con la escala de referencia para el pH.

Tabla 18

Intervalos de transición y coloración en varios medios.

los indicadores ácido-base más comunes

En una solución de pH ácido< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Cuanto menor sea el pH, mayor será la acidez de la solución. A valores de pH > 7, se habla de la alcalinidad de la solución.

Existen varios métodos para determinar el pH de una solución. Cualitativamente, la naturaleza del medio de solución se determina mediante indicadores. Los indicadores son sustancias que cambian reversiblemente de color dependiendo del medio de la solución. En la práctica, los más utilizados son el tornasol, el naranja de metilo, la fenolftaleína y un indicador universal (Tabla 2).

Tabla 2

Coloración de indicadores en varios medios de solución.

El índice de hidrógeno es muy importante para la medicina, su desviación de los valores normales incluso en 0,01 unidades indica procesos patológicos en el cuerpo. Con acidez normal, el jugo gástrico tiene pH = 1,7; la sangre humana tiene pH = 7,4; saliva - pH = 6,9.

Reacciones de intercambio iónico y condiciones para su ocurrencia.

Dado que las moléculas de electrolitos en soluciones se descomponen en iones, las reacciones en soluciones de electrolitos ocurren entre iones. Reacciones de intercambio iónico- estas son reacciones entre iones formados como resultado de la disociación de electrolitos. La esencia de tales reacciones es la unión de iones a través de la formación de un electrolito débil. En otras palabras, la reacción de intercambio iónico tiene sentido y continúa casi hasta el final si como resultado se forman electrolitos débiles (precipitado, gas, H 2 O, etc.). Si no hay iones en la solución que puedan unirse entre sí para formar un electrolito débil, entonces la reacción es reversible; Las ecuaciones para tales reacciones de intercambio no están escritas.

Cuando se registran las reacciones de intercambio iónico, se utilizan formas moleculares, iónicas completas e iónicas abreviadas. Un ejemplo de registro de una reacción de intercambio iónico en tres formas:

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.

Reglas para compilar ecuaciones de reacciones iónicas.

1. Las fórmulas de electrolitos débiles se escriben en forma molecular, las fuertes en forma iónica.

2. Para la reacción, se toman soluciones de sustancias, por lo tanto, incluso las sustancias poco solubles en el caso de los reactivos se registran en forma de iones.

3. Si se forma una sustancia poco soluble como resultado de una reacción, al escribir la ecuación iónica, se considera insoluble.

4. La suma de las cargas de los iones del lado izquierdo de la ecuación debe ser igual a la suma de las cargas de los iones del lado derecho.

Prueba sobre el tema “Teoría de la disociación electrolítica. Reacciones de intercambio iónico»

1. La reacción que ocurre cuando el hidróxido de magnesio se disuelve en ácido sulfúrico se describe mediante la ecuación iónica reducida:

a) Mg 2+ + SO 4 2– = MgSO 4;

b) H++OH-= H2O;

c) Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O;

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

2. Cuatro recipientes contienen un litro de soluciones 1M de las siguientes sustancias. ¿Qué solución contiene la mayor cantidad de iones?

a) sulfato de potasio; b) hidróxido de potasio;

c) ácido fosfórico; d) alcohol etílico.

3. El grado de disociación no depende de:

a) el volumen de la solución; b) la naturaleza del electrolito;

c) disolvente; d) concentración.

4. Ecuación iónica reducida

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

corresponde a la interacción:

a) cloruro de aluminio con agua;

b) cloruro de aluminio con hidróxido de potasio;

c) aluminio con agua;

d) aluminio con hidróxido de potasio.

5. Un electrolito que no se disocia paso a paso es:

a) hidróxido de magnesio; b) ácido fosfórico;

c) hidróxido de potasio; d) sulfato de sodio.

6. El electrolito débil es:

a) hidróxido de bario;

b) hidróxido de aluminio;

c) ácido fluorhídrico;

d) ácido yodhídrico.

7. La suma de los coeficientes en la breve ecuación iónica para la interacción del agua de barita y el dióxido de carbono es:

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

8. Los siguientes pares de sustancias no pueden estar en una solución:

a) cloruro de cobre e hidróxido de sodio;

b) cloruro de potasio e hidróxido de sodio;

c) ácido clorhídrico e hidróxido de sodio;

d) ácido sulfúrico y cloruro de bario.

9. Una sustancia cuya adición al agua no cambiará su conductividad eléctrica es:

a) ácido acético; b) cloruro de plata;

c) ácido sulfúrico; d) cloruro de potasio.

10. ¿Cómo se verá la dependencia del tiempo de la incandescencia de una bombilla eléctrica incluida en el circuito si los electrodos se sumergen en una solución de agua de cal, a través de la cual pasa dióxido de carbono durante mucho tiempo?

a) Incremento lineal;

b) disminución lineal;

c) primero disminuir, luego aumentar;

d) primero aumentar, luego disminuir.

Cuando se lleva a cabo un proceso químico, es de suma importancia monitorear las condiciones de la reacción o establecer el logro de su finalización. A veces, esto se puede observar por algunos signos externos: el cese de la evolución de las burbujas de gas, un cambio en el color de la solución, la precipitación o, por el contrario, la transición de uno de los componentes de la reacción a la solución, etc. En la mayoría casos, se utilizan reactivos auxiliares para determinar el final de la reacción, los llamados indicadores, que generalmente se introducen en la solución analizada en pequeñas cantidades.

indicadores llamados compuestos químicos que pueden cambiar el color de la solución dependiendo de las condiciones ambientales, sin afectar directamente la solución de prueba y la dirección de la reacción. Entonces, los indicadores ácido-base cambian de color dependiendo del pH del medio; indicadores redox - del potencial del medio ambiente; indicadores de adsorción - sobre el grado de adsorción, etc.

Los indicadores se utilizan especialmente en la práctica analítica para el análisis volumétrico. También sirven como la herramienta más importante para el control de procesos tecnológicos en la industria química, metalúrgica, textil, alimentaria y otras. En agricultura, con la ayuda de indicadores, se realizan análisis y clasificación de suelos, se establece la naturaleza de los fertilizantes y la cantidad requerida de ellos para aplicar al suelo.

Distinguir indicadores ácido-base, fluorescentes, redox, de adsorción y quimioluminiscentes.

INDICADORES ÁCIDO-BASE (PH)

Como se sabe por la teoría de la disociación electrolítica, los compuestos químicos disueltos en agua se disocian en iones con carga positiva (cationes) y aniones con carga negativa. El agua también se disocia en una medida muy pequeña en iones de hidrógeno con carga positiva e iones de hidroxilo con carga negativa:

La concentración de iones de hidrógeno en una solución se indica con el símbolo .

Si la concentración de iones de hidrógeno e hidróxido en la solución es la misma, entonces tales soluciones son neutras y pH = 7. A una concentración de iones de hidrógeno correspondiente a un pH de 7 a 0, la solución es ácida, pero si la concentración de hidróxido iones es mayor (pH = de 7 a 14), la solución alcalina.

Se utilizan varios métodos para medir el valor del pH. Cualitativamente, la reacción de la solución se puede determinar utilizando indicadores especiales que cambian de color según la concentración de iones de hidrógeno. Dichos indicadores son indicadores ácido-base que responden a cambios en el pH del medio.

La gran mayoría de los indicadores ácido-base son colorantes u otros compuestos orgánicos, cuyas moléculas sufren cambios estructurales según la reacción del medio. Se utilizan en análisis volumétricos en reacciones de neutralización, así como para la determinación colorimétrica del pH.

Si es necesario mejorar la precisión de la medición del pH, se utilizan indicadores mixtos. Para ello, se seleccionan dos indicadores con intervalos de pH cercanos a la transición de color, teniendo colores adicionales en este intervalo. Con este indicador mixto se pueden realizar determinaciones con una precisión de 0,2 unidades de pH.

También se utilizan ampliamente indicadores universales que pueden cambiar de color repetidamente en una amplia gama de valores de pH. Aunque la precisión de determinación de tales indicadores no supera las 1,0 unidades de pH, permiten determinaciones en un amplio rango de pH: de 1,0 a 10,0. Los indicadores universales suelen ser una combinación de cuatro a siete indicadores de dos colores o de un solo color con diferentes rangos de pH de transición de color, diseñados de tal manera que cuando cambia el pH del medio, se produce un cambio de color notable.

Por ejemplo, el indicador universal PKC disponible comercialmente es una mezcla de siete indicadores: púrpura de bromocresol, verde de bromocresol, naranja de metilo, tropeolina 00, fenolftaleína, azul de timol y azul de bromotimol.

Este indicador, dependiendo del pH, tiene el siguiente color: a pH = 1 - frambuesa, pH = 2 - rosa-naranja, pH = 3 - naranja, pH = 4 - amarillo-naranja, pH = 5 amarillo, pH = 6 - amarillo verdoso, pH = 7 - amarillo verdoso. pH = 8 - verde, pH = 9 - azul verdoso, pH = 10 - azul grisáceo.

Los indicadores ácido-base individuales, mixtos y universales generalmente se disuelven en etanol y se agregan unas gotas a la solución de prueba. Al cambiar el color de la solución, se juzga el valor del pH. Además de los indicadores solubles en alcohol, también se producen formas solubles en agua, que son sales de amonio o sodio de estos indicadores.

En muchos casos, es más conveniente usar no soluciones indicadoras, sino papeles indicadores. Estos últimos se preparan de la siguiente manera: el papel de filtro se pasa a través de una solución indicadora estándar, el exceso de solución se extrae del papel, se seca, se corta en tiras estrechas y folletos. Para realizar la prueba, se sumerge un papel indicador en la solución de prueba o se coloca una gota de la solución en una tira de papel indicador y se observa un cambio en su color.

INDICADORES FLUORESCENTES

Algunos compuestos químicos, cuando se exponen a los rayos ultravioleta, tienen la capacidad, a un cierto valor de pH, de hacer que la solución emita fluorescencia o cambie su color o tonalidad.

Esta propiedad se utiliza para la valoración ácido-base de aceites, soluciones turbias y muy coloreadas, ya que los indicadores convencionales no son adecuados para estos fines.

El trabajo con indicadores fluorescentes se lleva a cabo iluminando la solución de prueba con luz ultravioleta.

INDICADORES REDOX

Indicadores redox- compuestos químicos que cambian el color de la solución dependiendo del valor del potencial redox. Se utilizan en métodos de análisis volumétricos, así como en investigación biológica para la determinación colorimétrica del potencial redox.

INDICADORES DE ADSORCIÓN

Indicadores de adsorción- sustancias en presencia de las cuales cambia el color del precipitado formado durante la titulación por el método de precipitación. Muchos indicadores ácido-base, algunos colorantes y otros compuestos químicos pueden cambiar el color del precipitado a un determinado valor de pH, lo que los hace adecuados para su uso como indicadores de adsorción.

INDICADORES QUIMILUMINISCENTES

Este grupo de indicadores incluye sustancias capaces de emitir luz visible a determinados valores de pH. Los indicadores quimioluminiscentes son convenientes para usar cuando se trabaja con líquidos oscuros, ya que en este caso aparece un brillo en el punto final de la titulación.