Changements de couleur des indicateurs dans les solutions. Indicateurs végétaux dans le laboratoire de l'école. Changement de couleur des indicateurs dans les solutions

Changement de couleur des indicateurs en fonction du pH

Les indicateurs acide-base sont des composés dont la couleur change en fonction de l'acidité du milieu.

Par exemple, le tournesol est rouge dans un environnement acide et bleu dans un environnement alcalin. Cette propriété peut être utilisée pour évaluer rapidement le pH des solutions.

Les indicateurs acide-base sont largement utilisés en chimie. On sait, par exemple, que de nombreuses réactions se déroulent différemment dans les milieux acides et alcalins. En ajustant le pH, la direction de la réaction peut être modifiée. Les indicateurs peuvent être utilisés non seulement pour l'évaluation qualitative, mais également pour l'évaluation quantitative de la teneur en acide dans une solution (méthode de titrage acide-base).

L'utilisation d'indicateurs ne se limite pas à la chimie « pure ». L'acidité de l'environnement doit être contrôlée dans de nombreux processus de production, lors de l'évaluation de la qualité des produits alimentaires, en médecine, etc.

À Tableau 1 les indicateurs les plus "populaires" sont indiqués et leur couleur en milieu neutre, acide et alcalin est notée.

Orange de méthyle

Phénolphtaléine

En fait, chaque indicateur est caractérisé par son propre intervalle de pH dans lequel se produit le changement de couleur (intervalle de transition). Le changement de couleur se produit en raison de la transformation d'une forme de l'indicateur (moléculaire) en une autre (ionique). Lorsque l'acidité du milieu diminue (avec une augmentation du pH), la concentration de la forme ionique augmente, et celle de la forme moléculaire diminue. Le tableau 2 répertorie certains indicateurs acido-basiques et leurs plages de transition respectives.

Il existe différentes méthodes pour déterminer la concentration (plus précisément, l'activité) des ions hydrogène (et, par conséquent, la concentration des ions hydroxyde). L'une des plus simples (colorimétrique) est basée sur l'utilisation indicateurs acido-basiques. De nombreux acides et bases organiques, qui changent de couleur dans une certaine plage étroite de valeurs de pH, peuvent servir de tels indicateurs.

Les indicateurs sont des acides ou des bases faibles qui ont des couleurs différentes dans leurs formes non dissociées et dissociées (ioniques).

Exemple.

1. La phénolphtaléine est un acide qui, sous forme moléculaire (HJnd), est incolore à pH  8,1. Les anions phénolphtaléine (Jnd -) à pH9,6 ont une couleur rouge-violet :

H Jnd  H + + Jnd -

Incolore  rouge-violet

pH8.1 pH9.6

Avec une diminution de la concentration en ions H + et une augmentation de la concentration en ions OH, la forme moléculaire de la phénolphtaléine devient anionique en raison du détachement de l'ion hydrogène des molécules et de sa liaison à l'ion hydroxyde dans l'eau. Ainsi, à pH > 9,6, la solution en présence de phénolphtaléine acquiert une couleur rouge-violet. Au contraire, dans les solutions acides à pH  8,1, l'équilibre se déplace vers la forme moléculaire de l'indicateur, qui n'a pas de couleur.

2. Le méthyl orange est une base faible JndOH , qui sous forme moléculaire à pH 4,4 a une couleur jaune. Les cations Jnd + à pH < 3,0 colorent la solution en rouge :

JndOH  Jnd + + OH -

jaune  rouge

pH4,4 pH3,0

forme acide l'indicateur est appelé la forme qui prévaut dans les solutions acides, et de base formulaire - celle qui existe dans les solutions basiques (alcalines). Dans une certaine plage de valeurs de pH dans la solution, une certaine quantité des deux formes de l'indicateur peut être simultanément en équilibre, à la suite de quoi une couleur de transition de l'indicateur se produit - c'est la plage de pH de la couleur de l'indicateur transition, ou simplement intervalle de transition de l'indicateur.

Le tableau 1 montre les intervalles de transition de certains indicateurs couramment utilisés.

Tableau 1

Indicateurs acido-basiques

Pour une détermination rapide du pH, il est également pratique d'utiliser une solution d'un indicateur universel, qui est un mélange de divers indicateurs et a une large plage de transition (valeurs de pH de 1 à 10). Sur la base d'un indicateur universel, l'industrie produit des bandes de papier spéciales pour déterminer le pH des solutions par comparaison avec une échelle spéciale pour changer leur couleur sous l'action de la solution à tester.

Dans la méthode colorimétrique, des solutions tampons standard sont utilisées pour déterminer avec précision le pH, dont la valeur de pH est connue avec précision et constante.

Les solutions tampons sont des mélanges d'acides ou de bases faibles avec leurs sels. De tels mélanges maintiennent une certaine valeur de pH à la fois lorsqu'ils sont dilués et lorsque de petites quantités d'acides ou d'alcalis forts sont ajoutés.

Les substances qui changent de couleur lorsque la réaction du milieu change sont des indicateurs - le plus souvent des composés organiques complexes - des acides faibles ou des bases faibles. Schématiquement, la composition des indicateurs peut être exprimée par les formules НInd ou IndOH, où Ind est un anion organique complexe ou un cation indicateur.

En pratique, les indicateurs sont utilisés depuis longtemps, mais la première tentative d'explication de leur action a été faite en 1894 par Ostwald, qui a créé la théorie dite ionique. Selon cette théorie, les molécules indicatrices non dissociées et ses ions Ind ont des couleurs différentes en solution, et la couleur de la solution change en fonction de la position de l'équilibre de dissociation de l'indicateur. Par exemple, la phénolphtaléine (un indicateur acide) a des molécules incolores et des anions pourpres ; méthyl orange (indicateur principal) - molécules jaunes et cations rouges.

phénolphtaléine méthyl orange

HindH + + Ind–IndOH
Ind + +OH-

incolore framboises. jaune rouge

Un changement selon le principe de Le Chatelier entraîne un déplacement de l'équilibre vers la droite ou vers la gauche.

Selon la théorie des chromophores (Hanch), apparue plus tard, le changement de couleur des indicateurs est associé à un réarrangement réversible des atomes dans la molécule d'un composé organique. Un tel réarrangement réversible en chimie organique est appelé tautomérie. Si, à la suite d'une modification tautomère de la structure, des groupes spéciaux appelés chromophores apparaissent dans la molécule d'un composé organique, la substance organique acquiert une couleur. Les chromophores sont des groupes d'atomes qui contiennent une ou plusieurs liaisons multiples qui provoquent une absorption sélective des vibrations électromagnétiques dans la région UV. Des groupements d'atomes et de liaisons, tels que −N=N− , =C=S , −N=O, des structures quinoïdes, etc., peuvent agir comme des groupes chromophores.

Lorsqu'une transformation tautomérique entraîne une modification de la structure du chromophore, la couleur change ; si, après réarrangement, la molécule ne contient plus de chromophore, la couleur disparaîtra.

Les idées modernes sont basées sur la théorie iono-chromophorique, selon laquelle le changement de couleur des indicateurs est dû au passage de la forme ionique à la forme moléculaire, et inversement, accompagné d'un changement dans la structure des indicateurs . Ainsi, un même indicateur peut exister sous deux formes de structures moléculaires différentes, et ces formes peuvent se transformer l'une dans l'autre, et un équilibre s'établit entre elles en solution.

A titre d'exemple, nous pouvons considérer des changements structurels dans les molécules d'indicateurs acido-basiques typiques - phénolphtaléine et méthylorange sous l'action de solutions alcalines et acides (à différentes valeurs de pH).

La réaction, à la suite de laquelle, en raison du réarrangement tautomère de la structure de la molécule de phénolphtaléine, un groupe chromophore y apparaît, ce qui provoque l'apparition de la couleur, se déroule selon l'équation suivante:

incolore incolore incolore

cramoisi

Les indicateurs, en tant qu'électrolytes faibles, ont de petites constantes de dissociation. Par exemple, le K d de la phénolphtaléine est de 2 ∙ 10 -10 et en milieu neutre on le trouve principalement sous la forme de ses molécules en raison d'une très faible concentration en ions, c'est pourquoi il reste incolore. Lorsqu'un alcali est ajouté, les ions H + de la phénolphtaléine se lient, "se contractent" avec les ions OH - alcalins, formant des molécules d'eau, et la position d'équilibre de la dissociation de l'indicateur se déplace vers la droite - vers une augmentation de la concentration des ions Ind -. En milieu alcalin, un sel disodique se forme, qui a une structure quinoïde, qui provoque la couleur de l'indicateur. Le changement d'équilibre entre les formes tautomères se produit progressivement. Par conséquent, la couleur de l'indicateur ne change pas immédiatement, mais passe par une couleur mélangée à la couleur des anions. Lorsqu'un acide est ajouté à la même solution simultanément à la neutralisation d'un alcali - à une concentration suffisante d'ions H + - la position d'équilibre de la dissociation de l'indicateur se déplace vers la gauche, vers la molarisation, la solution se décolore à nouveau.

De même, la couleur du méthyl orange change : les molécules neutres de méthyl orange donnent à la solution une couleur jaune qui, sous l'effet de la protonation, vire au rouge, correspondant à la structure quinoïde. Cette transition est observée dans la plage de pH 4,4–3,1 :

jaune Rouge

Ainsi, la couleur des indicateurs dépend du pH de l'environnement. L'intensité de la couleur de ces indicateurs est assez élevée et est clairement visible même avec l'introduction d'une petite quantité de l'indicateur, qui n'est pas en mesure d'affecter de manière significative le pH de la solution.

Une solution contenant un indicateur change de couleur en continu lorsque le pH change. L'œil humain, cependant, n'est pas très sensible à de tels changements. La plage dans laquelle le changement de couleur de l'indicateur est observé est déterminée par les limites physiologiques de la perception des couleurs par l'œil humain. Avec une vision normale, l'œil n'est capable de distinguer la présence d'une couleur dans un mélange de celle-ci avec une autre couleur que s'il existe au moins un certain seuil de densité de la première couleur : un changement de couleur de l'indicateur n'est perçu que dans le zone où il y a un excès de 5 à 10 fois d'une forme par rapport à une autre. Prenant Hind comme exemple et caractérisant l'état d'équilibre

De derrière
H + + Ind-

constante correspondante

,

on peut écrire que l'indicateur montre sa couleur purement acide, généralement capturée par l'observateur, lorsque

,

et une couleur purement alcaline à

Dans l'intervalle déterminé par ces valeurs, une couleur mixte de l'indicateur apparaît.

Ainsi, l'œil de l'observateur ne distingue un changement de couleur que lorsque la réaction du milieu change dans la gamme d'environ 2 unités de pH. Par exemple, dans la phénolphtaléine, cette gamme de pH est de 8,2 à 10,5 : à pH = 8,2, l'œil observe le début de l'apparition d'une couleur rose, qui s'intensifie jusqu'à pH = 10,5, et à pH = 10,5, une augmentation du rouge couleur déjà invisible. Cette gamme de valeurs de pH, dans laquelle l'œil distingue un changement de couleur de l'indicateur, est appelée intervalle de transition de la couleur de l'indicateur. Pour le méthyl orange, K D = 1,65 10 -4 et pK = 3,8. Cela signifie qu'à pH = 3,8, les formes neutre et dissociée sont en équilibre à des concentrations approximativement égales.

La plage de pH spécifiée d'environ 2 unités pour divers indicateurs ne se situe pas dans la même région de l'échelle de pH, car sa position dépend de la valeur spécifique de la constante de dissociation de chaque indicateur: plus l'acide HInd est fort, plus la transition est acide. l'intervalle de l'indicateur est . En tableau. 18 montre les intervalles de transition et les couleurs des indicateurs acide-base les plus courants.

Pour déterminer plus précisément la valeur du pH des solutions, un mélange complexe de plusieurs indicateurs appliqués au papier filtre (le soi-disant "indicateur universel de Kolthoff") est utilisé. Une bande de papier indicateur est trempée dans la solution d'essai, placée sur un substrat imperméable blanc, et la couleur de la bande est rapidement comparée à l'échelle de référence pour le pH.

Tableau 18

Intervalles de transition et coloration dans divers médias

les indicateurs acido-basiques les plus courants

Dans une solution à pH acide< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Plus le pH est bas, plus l'acidité de la solution est élevée. A des valeurs de pH > 7, on parle d'alcalinité de la solution.

Il existe différentes méthodes pour déterminer le pH d'une solution. Qualitativement, la nature du milieu de solution est déterminée à l'aide d'indicateurs. Les indicateurs sont des substances qui changent de couleur de manière réversible en fonction du milieu de la solution. En pratique, le tournesol, la méthylorange, la phénolphtaléine et un indicateur universel sont le plus souvent utilisés (tableau 2).

Tableau 2

Coloration des indicateurs dans divers milieux de solution

L'indice d'hydrogène est très important pour la médecine, son écart par rapport aux valeurs normales même de 0,01 unité indique des processus pathologiques dans le corps. Avec une acidité normale, le suc gastrique a un pH = 1,7 ; le sang humain a un pH = 7,4 ; salive - pH = 6,9.

Réactions d'échange d'ions et conditions de leur apparition

Étant donné que les molécules d'électrolyte dans les solutions se décomposent en ions, les réactions dans les solutions d'électrolyte se déroulent entre les ions. Réactions d'échange d'ions- ce sont des réactions entre ions formés à la suite de la dissociation d'électrolytes. L'essence de telles réactions est la liaison des ions par la formation d'un électrolyte faible. En d'autres termes, la réaction d'échange d'ions a du sens et se poursuit presque jusqu'au bout si des électrolytes faibles (précipité, gaz, H 2 O, etc.) en résultent. S'il n'y a pas d'ions dans la solution qui peuvent se lier les uns aux autres pour former un électrolyte faible, alors la réaction est réversible ; les équations pour de telles réactions d'échange ne sont pas écrites.

Lors de l'enregistrement des réactions d'échange d'ions, des formes moléculaires, ioniques complètes et ioniques abrégées sont utilisées. Un exemple d'enregistrement d'une réaction d'échange d'ions sous trois formes :

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.

Règles de compilation des équations des réactions ioniques

1. Les formules des électrolytes faibles sont écrites sous forme moléculaire, les fortes sous forme ionique.

2. Pour la réaction, des solutions de substances sont prises, par conséquent, même les substances peu solubles dans le cas des réactifs sont enregistrées sous forme d'ions.

3. Si une substance peu soluble se forme à la suite d'une réaction, lors de l'écriture de l'équation ionique, elle est considérée comme insoluble.

4. La somme des charges des ions du côté gauche de l'équation doit être égale à la somme des charges des ions du côté droit.

Essai sur le thème « Théorie de la dissociation électrolytique. Réactions d'échange d'ions»

1. La réaction qui se produit lorsque l'hydroxyde de magnésium est dissous dans l'acide sulfurique est décrite par l'équation ionique réduite :

a) Mg 2+ + SO 4 2– = MgSO 4 ;

b) H + + OH - = H 2 O;

c) Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + 2H 2 O;

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

2. Quatre récipients contiennent un litre de solutions 1M des substances suivantes. Quelle solution contient le plus d'ions ?

a) Sulfate de potassium ; b) hydroxyde de potassium;

c) acide phosphorique ; d) alcool éthylique.

3. Le degré de dissociation ne dépend pas de :

a) le volume de la solution ; b) la nature de l'électrolyte ;

c) solvant ; d) concentration.

4. Équation ionique réduite

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

correspond à l'interaction :

a) chlorure d'aluminium avec de l'eau ;

b) chlorure d'aluminium avec hydroxyde de potassium;

c) aluminium avec de l'eau ;

d) aluminium avec hydroxyde de potassium.

5. Un électrolyte qui ne se dissocie pas par étapes est :

a) hydroxyde de magnésium ; b) acide phosphorique;

c) hydroxyde de potassium; d) sulfate de sodium.

6. L'électrolyte faible est :

a) hydroxyde de baryum ;

b) hydroxyde d'aluminium;

c) acide fluorhydrique ;

d) acide iodhydrique.

7. La somme des coefficients de la brève équation ionique pour l'interaction de l'eau barytée et du dioxyde de carbone est :

a) 6 ; b) 4 ; à 7 heures; d) 8.

8. Les paires de substances suivantes ne peuvent pas être en solution :

a) chlorure de cuivre et hydroxyde de sodium ;

b) chlorure de potassium et hydroxyde de sodium;

c) acide chlorhydrique et hydroxyde de sodium ;

d) acide sulfurique et chlorure de baryum.

9. Une substance dont l'addition à l'eau ne modifiera pas sa conductivité électrique est :

a) acide acétique ; b) chlorure d'argent;

c) acide sulfurique ; d) chlorure de potassium.

10. À quoi ressemblera le graphique de la dépendance de l'incandescence d'une ampoule électrique incluse dans le circuit avec le temps si les électrodes sont immergées dans une solution d'eau de chaux à travers laquelle le dioxyde de carbone passe pendant une longue période?

a) augmentation linéaire ;

b) diminution linéaire ;

c) diminuer d'abord, puis augmenter ;

d) d'abord augmenter, puis diminuer.

Lors de la mise en œuvre d'un processus chimique, il est extrêmement important de surveiller les conditions de déroulement de la réaction ou d'établir la réalisation de son achèvement. Parfois, cela peut être observé par certains signes extérieurs: arrêt de l'évolution des bulles de gaz, changement de couleur de la solution, précipitation ou, au contraire, passage de l'un des composants de la réaction dans la solution, etc. cas, des réactifs auxiliaires sont utilisés pour déterminer la fin de la réaction, appelés indicateurs, qui sont généralement introduits dans la solution analysée en petites quantités.

indicateurs appelés composés chimiques qui peuvent changer la couleur de la solution en fonction des conditions environnementales, sans affecter directement la solution à tester et la direction de la réaction. Ainsi, les indicateurs acido-basiques changent de couleur en fonction du pH du milieu ; indicateurs redox - du potentiel de l'environnement; indicateurs d'adsorption - sur le degré d'adsorption, etc.

Les indicateurs sont particulièrement largement utilisés dans la pratique analytique pour l'analyse titrimétrique. Ils constituent également l'outil le plus important pour le contrôle des processus technologiques dans les industries chimiques, métallurgiques, textiles, alimentaires et autres. En agriculture, à l'aide d'indicateurs, l'analyse et la classification des sols sont effectuées, la nature des engrais et la quantité requise de ceux-ci à appliquer au sol sont établies.

Distinguer indicateurs acido-basiques, fluorescents, redox, d'adsorption et chimiluminescents.

INDICATEURS ACIDE-BASE (PH)

Comme le sait la théorie de la dissociation électrolytique, les composés chimiques dissous dans l'eau se dissocient en ions chargés positivement - cations et anions chargés négativement. L'eau se dissocie également dans une très faible mesure en ions hydrogène chargés positivement et en ions hydroxyle chargés négativement :

La concentration d'ions hydrogène dans une solution est indiquée par le symbole .

Si la concentration d'ions hydrogène et hydroxyde dans la solution est la même, alors ces solutions sont neutres et pH = 7. À une concentration d'ions hydrogène correspondant à un pH de 7 à 0, la solution est acide, mais si la concentration d'hydroxyde ions est plus élevé (pH = de 7 à 14), la solution alcaline.

Diverses méthodes sont utilisées pour mesurer la valeur du pH. Qualitativement, la réaction de la solution peut être déterminée à l'aide d'indicateurs spéciaux qui changent de couleur en fonction de la concentration en ions hydrogène. De tels indicateurs sont des indicateurs acido-basiques qui réagissent aux changements de pH du milieu.

La grande majorité des indicateurs acido-basiques sont des colorants ou d'autres composés organiques dont les molécules subissent des modifications structurelles en fonction de la réaction du milieu. Ils sont utilisés en analyse titrimétrique dans les réactions de neutralisation, ainsi que pour la détermination colorimétrique du pH.

S'il est nécessaire d'améliorer la précision de la mesure du pH, des indicateurs mixtes sont utilisés. Pour ce faire, deux indicateurs sont sélectionnés avec des intervalles de pH proches de la transition de couleur, ayant des couleurs supplémentaires dans cet intervalle. Avec cet indicateur mixte, les déterminations peuvent être effectuées avec une précision de 0,2 unités de pH.

Les indicateurs universels sont également largement utilisés et peuvent changer de couleur à plusieurs reprises dans une large gamme de valeurs de pH. Bien que la précision de la détermination par de tels indicateurs ne dépasse pas 1,0 unités de pH, ils permettent des déterminations dans une large gamme de pH : de 1,0 à 10,0. Les indicateurs universels sont généralement une combinaison de quatre à sept indicateurs bicolores ou monochromes avec différentes plages de pH de transition de couleur, conçus de telle sorte que lorsque le pH du milieu change, un changement de couleur notable se produit.

Par exemple, l'indicateur universel PKC disponible dans le commerce est un mélange de sept indicateurs : violet de bromocrésol, vert de bromocrésol, orange de méthyle, tropéoline 00, phénolphtaléine, bleu de thymol et bleu de bromothymol.

Cet indicateur, en fonction du pH, a la couleur suivante : à pH = 1 - framboise, pH = 2 - rose-orange, pH = 3 - orange, pH = 4 - jaune-orange, pH = 5 jaune, pH = 6 - jaune verdâtre, pH = 7 - jaune-vert,. pH = 8 - vert, pH = 9 - bleu-vert, pH = 10 - bleu grisâtre.

Les indicateurs acide-base individuels, mixtes et universels sont généralement dissous dans de l'éthanol et ajoutés quelques gouttes à la solution d'essai. En changeant la couleur de la solution, la valeur du pH est jugée. En plus des indicateurs solubles dans l'alcool, des formes hydrosolubles sont également produites, qui sont des sels d'ammonium ou de sodium de ces indicateurs.

Dans de nombreux cas, il est plus pratique d'utiliser non pas des solutions indicatrices, mais des papiers indicateurs. Ces derniers sont préparés comme suit: le papier filtre est passé à travers une solution d'indicateur standard, le papier est extrait de l'excès de solution, séché, coupé en bandes étroites et en livret. Pour effectuer le test, un papier indicateur est plongé dans la solution à tester ou une goutte de la solution est placée sur une bande de papier indicateur et un changement de sa couleur est observé.

INDICATEURS FLUORESCENTS

Certains composés chimiques, lorsqu'ils sont exposés aux rayons ultraviolets, ont la capacité, à une certaine valeur de pH, de provoquer la fluorescence de la solution ou de changer sa couleur ou sa teinte.

Cette propriété est utilisée pour le titrage acide-base d'huiles, de solutions troubles et fortement colorées, car les indicateurs conventionnels ne conviennent pas à ces fins.

Le travail avec des indicateurs fluorescents est effectué en éclairant la solution d'essai avec de la lumière ultraviolette.

INDICATEURS REDOX

Indicateurs redox- des composés chimiques qui modifient la couleur de la solution en fonction de la valeur du potentiel redox. Ils sont utilisés dans les méthodes d'analyse titrimétriques, ainsi que dans la recherche biologique pour la détermination colorimétrique du potentiel redox.

INDICATEURS D'ADSORPTION

Indicateurs d'adsorption- substances en présence desquelles la couleur du précipité formé lors du titrage par la méthode de précipitation change. De nombreux indicateurs acide-base, certains colorants et autres composés chimiques sont capables de changer la couleur du précipité à une certaine valeur de pH, ce qui les rend utilisables comme indicateurs d'adsorption.

INDICATEURS CHIMIELUMINESCENTS

Ce groupe d'indicateurs comprend des substances capables d'émettre de la lumière visible à certaines valeurs de pH. Les indicateurs chimioluminescents sont pratiques à utiliser lorsque vous travaillez avec des liquides sombres, car dans ce cas, une lueur apparaît au point final du titrage.