Забарвлення метилоранжу у різних середовищах. Водневий показник для різних середовищ розчинів
Сторінка 1
Зміна забарвлення індикатора відбувається під впливом зміни концентрації іонів Н розчині. Індикатор поступово змінює своє забарвлення певному інтервалі значень рН, який називається областю переходу індикатора. Кожен індикатор має особливу, характерну йому область переходу. При значеннях рН, що лежать усередині області переходу, забарвлення індикатора виходить змішане, наближаючись по відтінку або кольору індикатора в сильно кислому середовищі, або його кольору сильно лужному середовищізалежно від рН розчину.
Зміна забарвлення індикатора викликається тим, що кислота або луг вступають з ним у взаємодію, причому утворюються частинки (молекули або іони), забарвлені у характерний колір.
Зміна забарвлення індикатора відбувається за певних значеннях рН, званих інтервалом індикатора.
Зміна фарбування індикатора в еквівалентній точці відбувається дуже чітко.
Зміна забарвлення індикатора обумовлено зсувом рівноваги його протоліз при зміні рН розчину. Якщо відомо значення константи протолізу індикатора, можна розрахувати умови, за яких даний індикатор змінює забарвлення.
Зміна фарбування індикатора свідчить про наявність амінів. Залежно від будови аміну основність його змінюється у великому діапазоні.
Зміна фарбування індикатора у різних середовищах відбувається внаслідок того, що кислота або основа взаємодіє з індикатором, утворюючи речовини, що мають характерні фарбування.
Зміна забарвлення індикатора сприймається лише у області, де є 5 - 10-кратный надлишок однієї форми стосовно інший. Таким чином, зміна забарвлення, що спостерігається, відображає зсув індикаторної рівноваги.
Зміна фарбування індикатора відбувається не відразу, а поступово. Щоб відношення концентрацій 1: 10 змінилося відношенням 10: 1 необхідно, щоб концентрація Н3О - іонів змінилася в 100 разів. Це відповідає зміні рН на 2 одиниці.
Зміна фарбування індикатора відбувається не відразу, а поступово. Щоб відношення концентрацій 1: 10 змінилося відношенням 10: 1, необхідно, щоб концентрація НзО – іонів змінилася у 100 разів. Це відповідає зміні рН на 2 одиниці. Інтервал значень рН, у якому індикатор змінює своє забарвлення, називають інтервалом переходу індикатора.
Зміна забарвлення індикатора від червоно-фіолетового до синьо-фіолетового свідчить про повне зв'язування у воді трилоном Б, іонів кальцію та магнію.
Зміна забарвлення індикаторів пов'язані з протіканням хімічних реакцій, рівновагу яких від рН середовища.
Зміна забарвлення індикаторів відбувається при практично тому самому Xf Це може бути пов'язано з наявністю аномального розподілу дифузанта (різкий фронт) в полімері. Але в той же час може бути обумовлено близькими значеннями р/С, при яких відбувається зміна забарвлення індикаторів у матриці полімеру.
Марченко Ірина
Учениця зібрала основні відомості щодо індикаторів. Розглянула питання про їх самостійне виготовлення та використання у побуті.
Завантажити:
Попередній перегляд:
МУНІЦИПАЛЬНИЙ КАЗЕННИЙ ЗАГАЛЬНООСВІТНИЙ ЗАКЛАД - ТЕРЕНГУЛЬСЬКА СЕРЕДНЯ ЗАГАЛЬНОВИРОБНИЧА ШКОЛА
Реферат
з хімії
Тема: Індикатори.
Виконала: учениця 11 класу
Ірина Марченко
Перевірила: учитель хімії
Ірина Володимирівна Незнахіна
2014
Введение……………………………………………………………………………….3
2. Глава 1. Індикатори ………………………………………………………………4
3. Глава 2. Хімічні індикатори………………..………………………………..5
2.1.Кислотно-основні індикатори………………………………………7
2.2.Змішані індикатори……………………………………………….9
2.3.Універсальні індикатори…………………………………………10
2.4.Окислювально-відновні індикатори……………………..11
4. Глава 3. Природні індикатори……….………………………………………...13
5. Глава 4. Біохімічна роль індикаторів.……………………………………..14
6. Висновок………………………………………………………………………..15
7. Бібліографічний список…………………………………………………….16
8. Додатки…………………………………………………..…………………17
Вступ
Індикатори широко використовують у хімії, у тому числі й у школі. Будь-який школяр, мабуть, скаже, що таке фенолфталеїн, лакмус чи метил оранжевий. Індикатори використовуються для визначення реакції середовища (кисле, лужне або нейтральне). Назва «індикатори» походить від латинського слова «indicator», що означає «покажчик». У хімічній лабораторії або на заводі індикатори в наочній формі розкажуть про те, чи пройшла до кінця хімічна реакція, чи ні, достатньо додано одного реактиву до іншого.
При вивченні кислот і основ на уроках хімії я дізналася, що при додаванні того чи іншого індикатора в кислотне, основне або лужне середовище деякі розчини змінюють своє забарвлення і властивості, а деякі залишаються незмінними.
Мене зацікавило питання: як і які індикатори поводяться в кислотному та лужному середовищі?
Мета роботи: Вивчити дію хімічних та природних індикаторів у різних середовищах.
Завдання:
Вивчити літературні джерела та джерела інтернет-ресурсів.
Зробити певні висновки щодо вивчення та застосування індикаторів у побуті та природі.
Розширити знання з вивчення індикаторів.
Розділ 1. Індикатори
Індикатори - це хімічні речовини, що змінюють забарвлення, люмінесценцію або осад, що утворюють при зміні концентрації будь-якого компонента в розчині. Індикатори – означає «покажчики». Вказують на певний стан системи чи момент досягнення цього стану. Вони бувають природного та хімічного походження. Розрізняють індикатори оборотні та незворотні. Зміна забарвлення перших за зміни стану системи може бути повторено багаторазово. Необоротні індикатори піддаються незворотним хімічним перетворенням. Індикатори, які вводять у досліджуваний розчин, називають внутрішніми, на відміну від зовнішніх, реакцію з якими проводять поза аналізованою сумішшю.
Індикатори застосовують найчастіше для встановлення кінця будь-якої хімічної реакції, головним чином кінцевої точки титрування.
Найбільш поширені індикатори лакмус, фенолфталеїн та метилоранж.
За оборотністю виникнення чи зникнення зовнішнього ефекту реакції розрізняютьоборотні та незворотні індикатори. Оборотні індикатори- це з'єднання, здатні існувати у двох або більше формах, причому перехід однієї форми до іншої звернемо. Більшість відомих індикаторів належать до цього типу. Наприклад, індикатор метиловий оранжевий пофарбований у жовтий колір у лужному середовищі, а у кислому – у червоний.Необоротні індикатори- це сполуки, що руйнуються при введенні надлишку реагенту та забарвлення яких не відновлюється додаванням аналізованого розчину. Той самий метиловий помаранчевий може бути прикладом необоротного індикатора в окислювально-відновних реакціях.
Глава 2.Хімічні індикатори
Індикатори хімічні, речовини, введення яких аналізований розчин дозволяє встановити кінець хімічної реакції або концентрацію водневих іонів за легко помітною ознакою. І. х. використовують головним чином титриметричному аналізі для встановлення точки еквівалентності (кінцевої точки титрування). У присутності І. х. у цій точці (або поблизу неї) можуть спостерігатися зміна кольору, поява або зникнення каламутності, світіння і т. д., обумовлені зміною певної властивості досліджуваного розчину. І. х. ділять зазвичай на 5 груп: кислотно-основні; окиснювально-відновні; комплексонометричні; адсорбційні; хемілюмінесцентні.
Розглянемо визначення деяких груп індикаторів.
Адсорбційні індикатори- речовини, здатні адсорбуватися на поверхні
осаду і міняти при цьому фарбування або інтенсивність люмінесценції.
Ізотопні індикатори- Речовини, що мають у своєму складі хімічний елемент з ізотопним складом, що відрізняється від природного.
Комплексонометричні індикатори- речовини, що утворюють з іонами металів пофарбовані комплекси, що за кольором відрізняються від самих індикаторів.
Люмінесцентні індикатори- Речовини, здатні люмінесцувати або гасити люмінесценцію при зміні концентрації іонів водню в розчині.
Окисно - відновлювальні індикатори- Речовини, здатні змінювати забарвлення в залежності від окисно-відновного потенціалу розчину.
Кислотно – основні індикатори- Розчинні органічні сполукиякі змінюють свій колір або люмінесценцію залежно від концентрації іонів Н+ (рН середовища). Такі індикатори різко змінюють свій колір у досить вузьких межах рН.
Універсальні індикатори– це суміш кількох індивідуальних індикаторів, підібраних так, що їхній розчин по черзі змінює забарвлення, проходячи всі кольори веселки при зміні кислотності розчину в широкому діапазоні рН.
pH – водневий показник. Це поняття ввів датський хімік Серенсен для точної числової характеристики середовища розчину і запропонував математичний вираз для його визначення:
рН = -lg.
Характер середовища має велике значення у хімічних та біологічних процесах, залежно від типу середовища ці процеси можуть протікати з різними швидкостями та у різних напрямках. Тому в багатьох випадках важливо якомога точніше визначати середовище розчину. Існує нейтральна середа – рН = 7, рН 7 – лужна. Середовище досліджуваного розчину можна визначити за фарбування індикаторів.
2.1. Кислотно-основні індикатори
Історія відкриття.
Кислотно-основні індикатори застосовується для встановлення кінця реакції між кислотами та основами або інших реакцій, якщо в них беруть участь іони Н+, а також для колориметричного визначення рН водних розчинів. Причина зміни кольору індикатора в тому, що приєднання або віддача протонів його молекулами пов'язані із заміною одних хромофорних груп на інші або з появою нових хромофорних груп. Найважливіші кислотно-основні індикатори наведені у таблиці (додаток 1).
В 1663 був відкритий лакмус - водний настій лишайника, що росте на скелях Шотландії. Роберт Бойль приготував водяний настій лакмусового лишайника для своїх дослідів. Склянка, в якій він зберігав настій, знадобився для соляної кислоти. Вилив настій, Бойль наповнив склянку кислотою і з подивом виявив, що кислота почервоніла. Зацікавившись цим, Бойль на пробу додав кілька крапель настою лакмусу до водного розчину натрію гідроксиду і виявив, що в лужному середовищі лакмус синіє. Так було відкрито перший індикатор виявлення кислот і підстав, названий на ім'я лишайника лакмусом.
Ймовірно, найдавнішим кислотно-основним індикатором єлакмус . Лакмус був відомий вже в Стародавньому Єгиптіта Стародавньому Римі. Лакмус (відгол. lakmoes) - барвник, що видобувається з деяких видів лишайників. Фактично природний лакмус є складною сумішшю. Його основними компонентами є: азолітмін (C9H10NO5) та еритролітмін (С13H22O6). Лакмус у давнину використовували як фіолетову фарбу, але згодом, рецепт його приготування був втрачений. У 1640 році ботаніки описали геліотроп – запашну рослину з темно-ліловими квітками, з якої було виділено барвник. Цей барвник, поряд із соком фіалок, став широко застосовуватися хіміками як індикатор, який у кислому середовищі був червоним, а в лужному – синім.
У 1667 році знаменитий хімік і фізик Роберт Бойль запропонував просочувати фільтрувальний папір відваром тропічного лишайника – лакмусу, а також відварами фіалок та волошок, і таким чином започаткував застосування індикаторного (лакмусового) паперу.
Кислотно-основні індикатори- органічні сполуки, здатні змінювати колір розчині при зміні кислотності (pH). Індикатори широко використовують у титруванні в аналітичній хімії та біохімії. Їхньою перевагою є дешевизна, швидкість та наочність дослідження. Однак через суб'єктивність визначення кольору та невисоку точність індикатори pH не завжди зручні; тому для точного вимірювання pH використовують pH-метри із цифровою індикацією.
Кислотно-основні індикатори, що у двох формах, залежно від рН розчину. Найчастіше обидві форми розрізняються за забарвленням, це звані двокольорові індикатори (лакмус, метиловий червоний, метиловий помаранчевий, тимолфталеин та інших.). Рідше застосовують однобарвні індикатори, у яких пофарбована лише одна форма, як у фенолфталеїну (безбарвний у кислому середовищі, а при рН 9 – малиновий).
Універсальний індикатор.
Універсальний індикаторний папір
Широко застосовуються суміші індикаторів, дозволяють визначити значення рН розчинів у великому діапазоні концентрацій (1-10; 0-12). Розчинами таких сумішей - "універсальних індикаторів" зазвичай просочують смужки "індикаторного паперу", за допомогою яких можна швидко (з точністю до одиниць рН, або навіть десятих часток рН) визначити кислотність досліджуваних водних розчинів. Для більш точного визначення, отриманий при нанесенні краплі розчину, колір індикаторного паперу негайно порівнюють з еталонною колірною шкалою.
Фенолфталеїн, який застосовується у вигляді спиртового розчину, набуває в лужному середовищі малинового кольору, а в нейтральному та кислому він безбарвний. Синтез фенолфталеїну вперше здійснив у 1871 році німецький хімік Адольф фон Байєр, майбутній лауреат Нобелівської премії.
2.2. Змішані індикатори
Змішаний індикатор - це суміш двох різних індикаторів або суміш, що складається з індикатора та нейтрального барвника, забарвлення якого не змінюється при різних рН (наприклад, оранжевий метиловий з індиго-карміном). Змішані індикатори застосовують, щоб зробити перехід фарбування контрастнішим.
2.3. Універсальні індикатори
Універсальні індикатори - суміш кількох індикаторів, що набувають різного забарвлення при кількох значеннях рН, що дозволяє судити про величину рН по всьому діапазону шкали. Індикатори вибирають за допомогою теоретичних кривих титрування.
2.4. Окисно-відновлювальні індикатори
Окисно-відновні (редокс-, оксред-) індикатори - це органічні сполуки, зміни забарвлення яких пов'язано з окисно-відновним (оксред-, редокс-) потенціалом Е титрується розчину. Наприклад, дифеніламін змінює забарвлення з безбарвним на фіолетове при Е0 = 0,76 В.
Розділ 3. Природні індикатори
Якщо немає справжніх хімічних індикаторів, то визначення середовища розчинів можна успішно застосовувати саморобні індикатори з природного сировини.
Вихідною сировиною можуть служити квіти герані, пелюстки півонії або мальви, ірис, темні тюльпани або братки, а також ягоди малини, чорниці, чорноплідної горобини, соки вишні, смородини, винограду, плоди жостеру і черемхи.
Ці природні індикатори містять пофарбовані речовини, здатні змінювати свій колір у відповідь на ту чи іншу дію. І, потрапляючи в кисле чи лужне середовище, вони наочно сигналізують звідси.
Антоціани мають переважно червоний колір у кислому середовищі та синій у лужному.
Буряк червоний, сік
Чорна смородина сік
Чорниця, ягоди
Морква, сік
Вишня, сік ягід
Каррі порошок (Куркума)
Дельфініум пелюстки
Герань рожева, пелюстки
Виноград червоний
Кінський каштан, листя
Гортензія
Цибулева лушпайка
Маргаритки, пелюстки
Петунія, пелюстки
Примула
Мак, пелюстки
Півонія червона, пелюстки
Капуста червона, сік
Редиска червона
Ревень
Троянда, пелюстки
Суниця, ягоди
Чай
Чебрець або Орегано - квітки
Тюльпан, пелюстки
Фіалка, пелюстки
4. Біохімічна роль індикаторів
Індикатори дозволяють швидко і досить точно контролювати склад рідких середовищ, стежити за зміною їхнього складу або за перебігом хімічної реакції.
Як було зазначено, загальна назва всіх природних пігментів, природних індикаторів – флавоніди.
Флавоніди – гетероциклічні сполуки. Залежно від структури та ступеня окислення поділяються на антоціани, катехіни, флавоноли, флавонони, каротиноїди, ксантофіли тощо.
Антоціани – це біофлавоніди, що надають плодам фіолетове, синє, коричневе, червоне забарвлення.
Надходячи в організм людини з фруктами та овочами, антоціани виявляють дію, схожу з вітаміном Р, вони підтримують нормальний стан кров'яного тиску та судин, попереджаючи внутрішні крововиливи. Антоціани потрібні клітинам головного мозку, покращують пам'ять.
Антоціани – потужні антиоксиданти, які сильніші у 50 разів вітаміну С. Багато досліджень підтвердили користь антоціанів для зору. Найбільша концентрація антоціанів міститься у чорниці. Тому препарати, що містять чорницю, найбільш потрібні в медицині.
Так як антоціани мають хороші індикаторні властивості, то їх можна застосовувати як індикатори для ідентифікації кислотного, лужного або нейтрального середовища, як у хімії, так і в побуті.
Висновок
Я ставила собі за мету вивчити дію природних та хімічних індикаторів у різних середовищах. Знайомлячись, з літературними джерелами та джерелами інтернет-ресурсів, я поповнила свій багаж знань про дії хімічних та природних індикаторів у різних середовищах. Дізналася, докладніше на які групи діляться індикатори, як поводяться в кислотних, основних і лужних середовищах, що індикатори насправді є речовинами, що змінюють, забарвлення при зміні концентрації іонів водню в розчинах. Також я дізналася, що індикатори можна використовувати для різних цілей. Наприклад, щоб відпрати пляму від чорниці спочатку потрібно запрати річ у кислому середовищі, а потім звичайним миючим засобом. І ще можна використовувати індикатори для того, щоб за їх допомогою визначити середовище миючих засобів та вибрати найбільш прийнятне.
бібліографічний список
ІНДИКАТОРИ в хімії(лат. indicator покажчик) - речовини, що змінюють свій колір у присутності тих чи інших хімічних сполук у досліджуваному середовищі (у розчині, у повітрі, у клітинах, тканинах), а також при зміні pH або окисно-відновного потенціалу середовища; широко застосовуються у біохімічних, клінічних та санітарно-гігієнічних лабораторіях.
І. застосовують для визначення кінця реакції (точки еквівалентності) при титруванні, для колориметричного визначення величин pH або окисно-відновних потенціалів, для виявлення різноманітних речовин у тих чи інших досліджуваних об'єктах. Для всіх цих цілей І. застосовують у вигляді водних або спиртових розчинів або у вигляді індикаторних папірців, що являють собою смужки фільтрувального паперу, просочені І.
Залежно від призначення та механізму дії І. поділяють на ряд груп.
Кислотно-основні індикаториявляють собою складні органічні сполуки, що змінюють забарвлення (двоколірні І.) або його інтенсивність (однокольорові І.) залежно від pH середовища. Двоколірним І. є, напр., лакмоїд: у лужному середовищі він має синє забарвлення, а в кислому - червоне. Прикладом одноколірних І. може служити фенолфталеїн, безбарвний у кислому середовищі та малиновий у лужному.
По теорії Оствальда (W. Ostwald) кислотно-основні І. являють собою слабкі органічні к-ти або основи, недисоційовані молекули яких мають в розчині інше забарвлення, ніж утворювані ними аніони і катіони. Фенолфталеїн, напр., є слабкою до-тої, не дисоційовані молекули якої безбарвні, а аніони забарвлюють розчини в малиновий колір. У р-рах І., що є слабкі к-ти, дисоціюють за рівнянням
де НА – не дисоційовані молекули І., H + – іони водню, а A – – аніони І.
Константа іонізації таких І. дорівнює
Ka = [Н + ] [А - ]/[НА] (2)
(квадратними дужками позначені молярні концентрації відповідних частинок).
І., що є слабкими підставами, дисоціюють за рівнянням
де ВОН - не дисоційовані молекули І., В + - катіони І., а OH - гідроксильні іони.
Константа дисоціації цих І. дорівнює
Kb = / (4)
З рівнянь 2 і 4 випливає, що чим більша величина константи дисоціації, тим більшою мірою розпадаються І. на іони і тим, отже, при більш високих концентраціяхіонів H + (у тих випадках, коли П. - слабка к-та) або іонів OH - (у тих випадках, коли І. - слабка основа) пригнічується його дисоціація та відбувається зміна забарвлення. Різні І. мають різну величину Ka та Kb., тому вони змінюють своє забарвлення при різних значеннях pH середовища. Той інтервал значень pH, в якому відбувається зміна забарвлення даного І., називають зоною дії або інтервалом переходу І. Інтервал переходу І. зазвичай дорівнює величині pK ± 1, де pK дорівнює -lgК. Точкою переходу І. називають те значення pH, при якому візуально найбільш чітко сприймається зміна забарвлення І. Точка переходу приблизно дорівнює величині рК даного І.
Кислотно-основні І. широко застосовують при титруванні к-т і лугів, а також для колориметричного виміру величини pH біол, рідин, клітин, тканин та ін.
Титрування к-т і лугів має бути закінчено в момент досягнення точки еквівалентності, тобто в момент, коли до титрованого р-ру к-ти (луги) додано такий обсяг титранту, в к-ром міститься еквівалентна кількість к-ти ( лугу). Для цього необхідно застосовувати такий І., точка переходу якого дорівнює величині pH титруємого розчину в точці еквівалентності (див. Нейтралізації метод). У табл. перераховані І., найбільш уживані при титруванні к-т та основ.
Якісне визначення кислотності і лужності виробляють за допомогою так зв. нейтральних І., точка переходу яких знаходиться практично за pH 7,0. До них відносяться, напр., лакмус, що має в кислому середовищі (pH менше 7,0) червоний, а в лужному середовищі (pH більше 7,0) синій колір; нейтральний червоний, що фарбується в кислому середовищі в червоний колір, а в лужному - у жовтий колір.
Наближений вимір величини pH середовища (з точністю до 0,5- 1,0 од. pH) зазвичай виробляють за допомогою універсального (комбінованого) І., що є сумішшю декількох І., інтервали переходу яких близькі один до одного і охоплюють широку область значень pH.
До 0,5 мл випробуваної рідини додають 1-2 краплі розчину універсального І. і з'являється при цьому забарвлення порівнюють з додається колірною шкалою, на якій вказані значення pH, що відповідають різним забарвленням І. Застосовують також смужки фільтрувального паперу, просочені універсальним І.
Для більш точного (0,1-0,5 од. pH) колориметричного визначення величини pH зазвичай користуються одноколірними І. ряду динітро-і нітрофенолів, запропонованими Міхаелісом (L. Michaelis) і являють собою слабкі к-ти, що змінюють забарвлення від безбарвного ( у кислому середовищі) до жовтого (у лужному). З цією ж метою користуються рядом двоколірних І., запропонованих Кларком (W. М. Clark) і Лабсом (H. A. Lubs), що являють собою сульфофталеїни. Кислотна і лужна форми цих І. різко розрізняються за кольором, у цьому полягає їхня перевага в порівнянні з індикаторами Міхаеліса.
Окисно-відновні, або редоксиндикатори, є органічні барвники, колір яких в окисленому і відновленому стані різний. Такі І. застосовують при оксидиметричному титруванні (див. Оксидиметрія), а також для колориметричного визначення величин окисно-відновних потенціалів рідин (див. Окисно-відновний потенціал), окремих клітин і тканин у цитохім, і цитол, лабораторіях. Більшість редокс-індикаторів при відновленні перетворюється на безбарвні сполуки, а при окисленні фарбується. Окислена та відновлена форми І. знаходяться в р-рах у стані динамічної рівноваги:
окислена форма + ne<->відновлена форма, де n – число електронів.
Співвідношення між рівноважними концентраціями двох форм даного І., а отже, і колір розчину, в якому знаходиться І., залежать від величини окисно-відновного потенціалу розчину. Якщо величина потенціалу р-ра більша за нормальний окисно-відновний потенціал (Е0) даного редокс-індикатора, то велика частина І. в цьому р-рі переходить в окислену форму (зазвичай пофарбовану), якщо ж окисно-відновний потенціал досліджуваного середовища менше Е0, то І. перетворюється на відновлену форму (зазвичай безбарвну). При рівності значень окисно-відновного потенціалу середовища та Е0 індикатора концентрації окисленої та відновленої форм І. рівні один одному. Маючи ряд І. з різними значеннями Е0, можна за їх забарвленням у даному середовищі судити про величину окисно-відновного потенціалу даного середовища. Редокс-індикатори, запропоновані Міхаелісом, що мають загальну назву «віологени» і являють собою похідні гамма- і гамма-дипіридилів, володіють малою токсичністю і широко застосовуються для вимірювання окислювально-відновних потенціалів у біол, системах; у цих І. пофарбована відновлена форма.
Нормальний окиснювально-відновний потенціал віологенів не залежить від величини pH розчину. Цим вони відрізняються від інших редокс-індикаторів.
Комплексонометричні індикатори (металоіндикатори)є добре розчинні у воді органічні барвники, здатні утворювати з іонами металів пофарбовані комплексні сполуки. Ці І. застосовуються для встановлення точки еквівалентності при комплексонометричному титруванні (див. Комплексонометрія).
Адсорбційні індикатори- це органічні барвники, що адсорбуються на поверхні опадів, що утворюються при титруванні за методом осадження, і змінюють колір при досягненні точки еквівалентності. Напр., тропеолін 00 при титруванні хлоридів розчином азотнокислого срібла змінює забарвлення в точці еквівалентності з жовтою на рожеву.
Хемілюмінесцентні (флюоресцентні) індикатори- органічні сполуки (наприклад, люменол, люцегінін, силаксен та ін.), що мають здатність люмінесцувати при природному освітленні або при опроміненні ультрафіолетовим світлом. Інтенсивність та колір люмінесценції залежать як від величини pH середовища, так і від величини її окисно-відновного потенціалу; ці І. застосовуються при титруванні (при нейтралізації та оксидиметрії) сильно забарвлених або каламутних рідин, коли зміна забарвлення звичайних І. непомітна.
І. використовуються у багатьох біохім. методах, що застосовуються в клін.-біохім. лабораторії. Найбільш уживаними з них є бромтимоловий синій (при визначенні активності фруктозодифосфатальдолази в сироватці крові, активності ацетилхолінестерази та холінестерази в сироватці крові за А. А. Покровським, а також активності карбоксилестерази в крові за А. А. Покровським та Л. Покровським). бромфеноловий синій (при електрофоретичному розділенні різних білків для фарбування електрофореграм поряд з амідочорним і кислотним синьо-чорним), універсальний І., феноловий червоний (при визначенні активності аспартат- та аланін-амінотрансфераз у сироватці крові, активності холінестерази в си. .), фенолфталеїн, нітросиній тетразолій, що використовується для якісної та кількісної оцінки активності різних дегідрогеназ (див. Дегідрогенази), та ін.
|
Назва індикатора |
Інтервал переходу індикатора в одиницях pH |
||
|
Кислотна форма індикатора |
Лужна форма індикатора |
||
|
Тропеолін 00 (дифеніламіноазо-n-бензолсульфонат натрію) |
|||
|
Диметиловий жовтий (диметиламіноазобензол) |
Оранжево-червоний |
||
|
Метиловий оранжевий (диметиламіноазобензолсульфонат натрію) |
|||
|
Метиловий червоний (диметиламіноазобензолкарбонова кислота) |
|||
|
Феноловий червоний (фенолсульфофталеїн) |
|||
|
Фенолфталеїн |
Безбарвний |
Малиновий |
|
|
Тимолфталеїн |
Безбарвний |
||
Бібліографія:Виноградова E. Н. Методи визначення концентрації водневих іонів, М., 1956, бібліогр.; Індикатори, за ред. Е. Бішопа та І. Н. Марова, пров. з англ., Т. 1-2, М., 1976, бібліогр.
У кислому середовищі розчину рН< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Що менше рН, то більша кислотність розчину. При значеннях рН > 7 говорять про лужність розчину.
Існують різні способи визначення рН розчину. Якісно характер середовища розчину визначають за допомогою індикаторів. Індикатори – речовини, які оборотно змінюють свій колір залежно від середовища розчину. На практиці найчастіше застосовують лакмус, метиловий оранжевий, фенолфталеїн та універсальний індикатор (табл. 2).
Таблиця 2
Забарвлення індикаторів у різних середовищах розчинів
Водневий показник має дуже важливе значення для медицини, його відхилення від нормальних величин навіть на 0,01 одиниці свідчить про патологічні процеси в організмі. При нормальній кислотності шлунковий сік має рН = 1,7; кров людини має рН = 74; слина – рН = 6,9.
Реакції іонного обміну та умови їх протікання
Оскільки молекули електролітів у розчинах розпадаються на іони, то реакції в розчинах електролітів протікають між іонами. Реакції іонного обміну- Це реакції між іонами, що утворилися в результаті дисоціації електролітів. Сутність таких реакцій полягає у зв'язуванні іонів шляхом утворення слабкого електроліту. Іншими словами, реакція іонного обміну має сенс і протікає практично до кінця, якщо в результаті утворюються слабкі електроліти (осад, газ, Н 2 Про та ін). Якщо розчині немає іонів, які можуть зв'язуватися між собою з утворенням слабкого електроліту, то реакція оборотна; рівняння таких реакцій обміну не пишуть.
При записі реакцій іонного обміну використовують молекулярну, повну іонну та скорочену іонну форми. Приклад запису реакції іонного обміну у трьох формах:
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 .
Правила складання рівнянь іонних реакцій
1. Формули слабких електролітів записують у молекулярному вигляді, сильних – в іонному.
2. Для реакції беруть розчини речовин, тому навіть малорозчинні речовини у разі реагентів записують як іонів.
3. Якщо малорозчинна речовина утворюється в результаті реакції, то при записі іонного рівняння її вважають нерозчинною.
4. Сума зарядів іонів у лівій частині рівняння повинна дорівнювати сумі зарядів іонів у правій частині.
Тест на тему «Теорія електролітичної дисоціації. Реакції іонного обміну»
1. Реакція, що відбувається при розчиненні гідроксиду магнію в сірчаній кислоті, описується скороченим іонним рівнянням:
а) Mg 2+ + SO 4 2– = MgSO 4 ;
б) H + + OH - = H 2 O;
в) Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + 2H 2 O;
г) Mg(OH) 2 + SO 4 2– = MgSO 4 + 2OH – .
2. У чотирьох судинах міститься по одному літру 1М розчинів наведених нижче речовин. У якому розчині міститься найбільше іонів?
а) Сульфат калію; б) гідроксид калію;
в) фосфорна кислота; г) етиловий спирт.
3. Ступінь дисоціації не залежить від:
а) об'єму розчину; б) природа електроліту;
в) розчинника; г) концентрації.
4. Скорочене іонне рівняння
Al 3+ + 3OH – = Al(OH) 3
відповідає взаємодії:
а) хлориду алюмінію із водою;
б) хлориду алюмінію з гідроксидом калію;
в) алюмінію із водою;
г) алюмінію з гідроксидом калію.
5. Електроліт, який не дисоціює східчасто, – це:
а) гідроксид магнію; б) фосфорна кислота;
в) гідроксид калію; г) сульфат натрію.
6. Слабким електролітом є:
а) гідроксид барію;
б) гідроксид алюмінію;
в) плавикова кислота;
г) йодоводородна кислота.
7. Сума коефіцієнтів у короткому іонному рівнянні взаємодії баритової води та вуглекислого газу дорівнює:
а) 6; б) 4; о 7; г) 8.
8. У розчині не можуть бути такі пари речовин:
а) хлорид міді та гідроксид натрію;
б) хлорид калію та гідроксид натрію;
в) соляна кислота та гідроксид натрію;
г) сірчана кислота та хлорид барію.
9. Речовина, додавання якої до води не змінить її електропровідності, є:
а) оцтова кислота; б) хлорид срібла;
в) сірчана кислота; г) хлорид калію.
10. Як виглядатиме графік залежності розжарення електричної лампочки, включеної в ланцюг, від часу, якщо електроди занурені в розчин вапняної води, через який тривалий час пропускають вуглекислий газ?
а) Лінійне зростання;
б) лінійне спадання;
в) спочатку спадання, потім зростання;
г) спочатку зростання, потім спадання.
Одержання оксидів
Хімічні властивості оксидів
| ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ОСНОВНИХ ОКСИДІВ 1. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основний оксид + Кислота = Сіль + Н 2 О (р. обміну) 3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O 3. Основний оксид + Вода = луг (р. з'єднання) Na 2 O + H 2 O = 2NaOH |
| ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТНИХ ОКСИДІВ 1. Кислотний оксид + Вода = Кислота (р. з'єднання) СО 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагує 2. Кислотний оксид + Основа = Сіль + Н 2 О (р. обміну ) P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O 3. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Менш леткі витісняють більш леткі їх солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 +CO 2 |
| ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ АМФОТЕРНИХ ОКСИДІВ Взаємодіють як із кислотами, і з лугами. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 (у розчині) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавленні) |
ОСНОВИ
Способи отримання підстав
лугів
1. Метал + H 2 O = луг + Н 2
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Тут, Метал – це лужний метал (Li, Na, K, Rb, Cs) або лужноземельний (Ca, Ba, Ra)
2. ОКСІД МЕТАЛУ + H 2 O = луг
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH
Тут, ОКСІД МЕТАЛУ (основний оксид, розчинний у воді) – лужного металу (Li, Na, K, Rb, Cs) або лужноземельного (Ca, Ba, Ra)
НЕРОСТАЛЬНИХ ПІДСТАВ
СІЛЬ(р-р) + луг = ПІДСТАВА ↓ + СІЛЬ
Ме х А у + Ме * (OH) n = Me (OH) у ↓ + Ме * х А n
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Хімічні властивості лугів
Змінюють забарвлення індикаторів
Взаємодія з кислотними оксидами
-Реакція обміну
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
Взаємодія з кислотами
-реакція обміну (нейтралізація)
Ca(OH) 2 + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O
З розчинами солей, якщо в результаті утворюється осад
-Реакція обміну
FeCI 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ НЕРОСТАЛЬНИХ ПІДСТАВ
1) З кислотами - реакція обміну
Розкладаються при нагріванні
| Ме(OH) n ↓ = M x O y + H 2 O |
-Реакція розкладання
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O або 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 +3H 2 O
Увага! Валентність металу в оксиді та відповідному гідроксиді однакова.
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ АМФОТЕРНИХ ГІДРОКСИДІВ
(Нерозчинні у воді)
1.Реагують з кислотами: Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2.Реагують з лугами: Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [ Zn(OH) 4 ]
КИСЛОТИ
Таблиця кисневмісних кислот, кислотних залишків та відповідних кислотних оксидів:
| Кислота (Н n А) | Кислотний залишок (А) | Відповідний кислотний оксид |
| HClO 4 хлорна | ClO 4 (I) перхлорат | Cl 2 O 7 оксид хлору (VII) |
| H 2 SO 4 сірчана | SO 4 (II) сульфат | SO 3 оксид сірки (VI), сірчаний ангідрид |
| HNO 3 азотна | NO 3 (I) нітрат | N 2 O 5 оксид азоту (V) |
| HMnO 4 марганцева | MnO 4 (I) перманганат | Mn 2 O 7 оксид марганцю (VII) |
| H 2 SO 3 сірчиста | SO 3 (II) сульфіт | SO 2 оксид сірки (IV) |
| H 3 PO 4 ортофосфорна | PO 4 (III) ортофосфат | P 2 O 5 оксид фосфору (V) |
| HNO 2 азотиста | NO 2 (I) нітрит | N 2 O 3 оксид азоту (III) |
| H 2 CO 3 вугільна | CO 3 (II) карбонат | CO 2 оксид вуглецю (IV), вуглекислий газ |
| H 2 SiO 3 кремнієва | SiO 3 (II) силікат | SiO 2 оксид кремнію (IV) |
Таблиця безкисневих кислот
Способи одержання кислот
Хімічні властивості кислот
Змінюють забарвлення індикаторів
2.Реагують з металами у низці активності до H 2
(викл. HNO 3-азотна кислота)
Ме + КИСЛОТА = СІЛЬ + H 2 (Р. Заміщення)
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
3. З основними (амфотерними) оксидами– оксидами металів
Ме х О у + КИСЛОТА = СІЛЬ + Н 2 О (Р. обміну)
CuO + H 2 SO 4 = Cu SO 4 + H 2 O
4. Реагують із основами– реакція нейтралізації
КИСЛОТА + ПІДСТАВА = СІЛЬ + H 2 O (Р. обміну)
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O
5. Реагують із солями слабких, летких кислот -якщо утворюється кислота, що випадає в осад або виділяється газ:
2 NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCl (Р. обміну)
