1. Acoperirea indicatorului trebuie să fie intensă și variază în mediu acid și alcalin.
2. Modificarea culorii trebuie să fie rapidă, clară și reversibilă.
3. Culoarea indicatorului ar trebui să varieze într-un interval îngust de pH al soluției.
4. Indicatorul trebuie să fie sensibil și să își schimbe culoarea în prezența unui exces minim de acid sau alcalin.
5. Indicatorul trebuie să fie stabil și să nu se descompună în soluție apoasă și în aer.
Teoria indicatorilor bazei de aciditate. Pentru a explica mecanismul de schimbare a culorii indicatorilor în funcție de pH-ul soluției, sunt propuse diferite teorii. Cele mai frecvente sunt teoriile ionice, cromofoare și ion-cromofor.
Teoria ionică a indicatorilor acido-bazici. Această primă teorie a fost propusă de V. Ostvald (1853-1932). În cadrul acestei teorii, se presupune că indicatorii bazei acizi sunt acizi sau baze slabe care se supun disocierii (ionizării) în soluții apoase. În acest caz, formele neutre și ionizate ale indicatorului au culori diferite.
De exemplu, indicatorul HInd este un acid slab. În soluția apoasă a acestui indicator, se stabilește echilibrul (11.11):
HInd + H2O ↔ H3O + + Ind -. (11.11)
Să presupunem că molecula indicatorului neutru HInd (forma acidă) are o colorare roșie, iar anionii Ind - (forma principală) - albastru. Cu o creștere a concentrației de cationi de hidrogen H3O + (scăderea pH-ului soluției), echilibrul reacției (11.11) se va deplasa spre stânga spre forma acidă a indicatorului. Această formă, după scăderea pH-ului soluției într-o anumită măsură, va predomina și va conferi soluției o culoare roșie. Dacă concentrația de cationi de hidrogen scade (sau când crește concentrația de grupări OH), pH-ul soluției crește și echilibrul (11.11) se deplasează spre dreapta - către forma principală a indicatorului. După creșterea pH-ului soluției la o anumită valoare, această formă va predomina în soluție și va da o culoare albastră.
În mod similar, puteți lua în considerare modificarea culorii indicatorului dacă este o bază slabă.
În ciuda simplității, teoria ionică are dezavantaje:
a) stabilește diferența în culorile formelor acide și de bază, dar nu explică natura prezenței și schimbării culorii în sine;
b) nu conectează culoarea indicatorilor cu structura lor;
c) Trecerea unei forme de indicator în altul ar trebui să aibă loc ca o reacție ionică, adică instantaneu, dar în unele cazuri indicatorii schimbă treptat culoarea.
Teoria cromoforului asupra indicatorilor acido-bazici. În cadrul acestei teorii, se acceptă faptul că prezența culorii indicatorilor care sunt compuși organici se datorează prezenței grupărilor cromofor sau a cromoforilor în compoziția lor. În rolul grupurilor de cromofori, astfel de grupuri de atomi și legături pot acționa:
Absorbția luminii cromoforilor se modifică în prezența grupărilor auxochromice din moleculă: -OH; -NH2; -OCH3; -N (CH3) 2. Aceste grupuri nu culorează singură molecula compusului organic, ci afectează proprietățile cromoforilor (modifică nuanța sau intensitatea culorii).
Indicatorii în soluție pot fi prezenți sub formă de forme tautomere diferite în echilibru. Într-un mediu acid, o formă tautomerică a indicatorului domină cu orice grup cromoforic, iar în alcalin se conturează o altă formă tautomerică a indicatorului cu un grup cromofor diferit. Diferite grupuri de cromofori conferă o culoare neechivă formelor tautomerice ale indicatorului.
EXEMPLUL 1 Fenolftalina într-un mediu acid este incoloră (incoloră) și într-un mediu alcalin este colorată roșu. Conform teoriei cromoforice, se presupune că se stabilește un echilibru în soluția apoasă de fenolftaleină (11.12):
Forma tautomerică I nu are un grup cromoforic și, prin urmare, forma II tautomerică incoloră posedă un cromofor chinoid și, prin urmare, este colorată roșu.
EXEMPLUL 2 Indicatorul portocaliu metil este sarea de sodiu a acidului dimetilaminobenzensulfonic (CH3) N-C6H4-N = N-C6H4-S03Na. Într-o soluție apoasă, anionul acestui acid atașează un cation hidrogen și trece într-un acid, care se transformă conform schemei (11.13). Forma tautomerică I are un cromofor-N = N -. dând indicatorul o culoare galbenă, iar forma tautomerică II are un alt grup cromoforic, indicând culoarea roșie a indicatorului.
În mod similar, se explică schimbarea culorii și a altor indicatori bazați pe acizi.
Devine clar de ce, în unele cazuri, indicatorul de schimbare a culorii nu este instantanee, dar în timp, ca și transformările tautomere - această rearanjare intramoleculară, care, în contrast cu reacțiile ionice se efectuează lent.
Teoria cromoforului explică prezența colorării diferitelor forme ale indicatorului și conectează culoarea indicatorului cu structura chimică a acestuia, dar prezintă o serie de dezavantaje:
Teoria nu explică de ce apar transformările tautomerice și modificările culorii indicatorului când se modifică pH-ul soluției;
b) În multe cazuri, schimbarea culorii indicatorului are loc instantaneu, în funcție de tipul reacțiilor ionice, care nu se încadrează în cadrul teoriei cromoforului;
c) Teoria cromoforului nu poate fi interpretată cantitativ.
Teoria cromoforică ionică. Această teorie combină ideile teoriei ionice și cromoforului. În cadrul teoriei unificate, se presupune că indicatorii bazei acide sunt acizi și baze slabe, iar molecula indicatorului neutru și forma sa ionizată conțin diferite grupuri de cromofor. Moleculele indicatorului într-o soluție apoasă sunt capabile fie să dea cationii hidrogenului (indicatorul este un acid slab), fie să le accepte (indicatorul este o bază slabă). În acest caz, apar transformări tautomerice.
De exemplu, indicatorul este un acid slab monobazic HInd. Conform teoriei ion-cromofor, se stabilește un echilibru în soluția apoasă a indicatorului (11.14):
Hind ↔ H + + Ind - ↔ H + + Ind - B. (11.14)
Forma acidă I Forma II de bază
Forma acidă I a indicatorului este o moleculă neutră de acid slab Hind în formă tautomerică. Forma de bază II Ind-B este un anion de formă acidă HIndB. care este un acid puternic într-o altă formă tautomerică, diferită de forma tautomerică a acidului slab Hind. Din moment ce HIndB este un acid puternic, concentrația formei sale nedisociate în soluție este neglijabilă și nu este indicată în schemă (11.14). Forma tautomerică a anionului Ind-B corespunde formei tautomerice a Hindb. și anume diferă de asemenea de forma tautomerică a HInd. Grupurile cromoforice ale formelor tautomere HInd și Ind-B nu sunt identice și, prin urmare, culoarea acestor forme este diferită.
Când soluția este acidificată (cu o scădere a pH-ului), echilibrul (11.14) se deplasează spre stânga spre forma acidă I și după scăderea pH-ului la o valoare a pH-ului. când în soluție domină această formă, soluția ia forma de colorare I. Atunci când concentrația cationilor de hidrogen (creșterea pH-ului), echilibrul de reacție trece la dreapta - partea în formă de bază II și după ridicarea pH-ului la o pH2 valoare. când forma II predomină în soluție, soluția preia culoarea formei II. În domeniul pH al soluției, de la pH1 la pH2, se observă o tranziție de culoare a indicatorului de la unul la altul.
Exemplul 1. În cazul indicatorului fenolftaleinei, schema de transformare poate fi simplificată după cum urmează (11.15):
Când soluția este acidificată, echilibrul se deplasează spre stânga. După scăderea pH-ului la o anumită valoare a pH-ului în soluție, se predomină forma acidă incoloră I. Când soluția este alcalinizată, echilibrul se deplasează spre dreapta; După creșterea valorii pH-ului la o valoare a pH-ului în soluție, forma principală II de roșu predomină, deci soluția este colorată în roșu (sau roșiatic-violet). În intervalul de la pH1 la pH2, culoarea indicatorului se schimbă (tranziție).
Exemplul 2. În cazul indicatorului de portocaliu metil în cadrul teoriei ion-cromofor, se presupune că echilibrul este stabilit în soluție (11.16):
Atunci când concentrația cationilor de hidrogen, echilibrul deplasează spre dreapta - spre formă acidă roșie II, constând dintr-un amestec de două forme de echilibru, fiecare dintre ele are o culoare roșie. Prin urmare, scăderea pH-ului soluției la un anumit pH1 duce la o culoare roșie. Atunci când concentrația cationilor de hidrogen (creșterea concentrației de OH - - grupe) echilibrul deplasează spre stânga - în direcția principală de culoare galbenă formă I și după creșterea pH-ului la o valoare pH2 soluție devine galbenă. În intervalul de la pH1 până la pH2, culoarea soluției se modifică. Astfel, conform teoriei lui ion cromofor în soluție indicatoare de acid-bază are loc procesarea simultan două echilibru: disociere (ionizare) a moleculelor și intermoleculară (tautomeric) transpoziția.
General, care combină indicatorii bazați pe acizi:
a) toate au proprietăți acide pronunțate;
b) .Tsvet formele acide și bazice - diferite, datorită prezenței fie cromofori diferite în care și alte forme sau grup absență cromatofor într-una din formele (forma incoloră).
Intervalul indicatorului de culoare pentru schimbare (tranziție). Intervalul de tranziție al indicatorului acid-bază este regiunea de concentrație a cationilor de hidrogen, în care ochiul uman poate detecta o schimbare a nuanței, intensitatea culorii indicatorului vizual, cauzată de o schimbare a raportului dintre cele două forme corespunzătoare ale indicatorului.
Lăsați indicatorul să fie un Hid acid slab monobazic, în soluția căruia se stabilește echilibrul acido-bazic (11.14). Prin eliminarea etapei intermediare, acest echilibru poate fi reprezentat în forma (11.17):
HInd ↔ H + + Ind - B. (11.17)
Constanta de echilibru a acestei reacții este:
Rezultă din ecuația (11.18) că pH-ul soluției indicatoare depinde de pKa a indicatorului și de raportul dintre concentrațiile diferitelor forme ale indicatorului de culori diferite. Se crede că dacă intensitatea culorii (absorbția luminii) 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 celeilalte forme. În consecință, condiția limită la care soluția ia culoarea formei HInd va fi:
pH = pKa-lg (10/1); pH = pKa - 1.
Similar cu condiția de limită la care soluția ia culoarea formei Ind-B.
Dacă concentrațiile ambelor forme sunt egale, atunci pH = pKa. La această valoare a pH-ului, se observă o culoare intermediară a soluției atunci când două forme diferite ale indicatorului sunt prezente simultan. Combinând ambele condiții limită, obținem
Introducem notația pT = pKa și numim indicatorul de titrare a indicatorului. Apoi, obținem expresia (11.20) pentru intervalul de tranziție a culorii indicatorului:
Ecuația (11.20) face posibilă estimarea intervalului de schimbare a culorii al unui indicator dacă este cunoscută constanta disociației sale acide Ka.
Calcule similare pot fi efectuate dacă indicatorul nu este un acid slab, ci o bază slabă.
Valorile intervalului de tranziție a culorii indicatorului și indicatorul de titrare a indicatorului pT sunt influențate de factori: intensitatea inegală a culorii formelor acide și de bază ale indicatorului; concentrația indicatorului; concentrația ionică a soluției; concentrația de dioxid de carbon dizolvat în apă; prezența materiilor străine; temperatură. Dacă una dintre formele indicatorului este incoloră, atunci pentru a estima intervalul de tranziție a culorilor indicatorului, ecuația (11.20) este necorespunzătoare. În practică, intervalul de tranziție a culorii al indicatorului este adesea determinat experimental. Valoarea indicatorului pT este luată aproximativ la mijlocul intervalului de tranziție găsit. Prin urmare, valorile pT și pKa ale indicatorului pot să nu coincidă, deși diferențele dintre ele nu sunt mari. În cartea de referință Yu.Yu.Lur'e se prezintă următoarea definiție: "Indicele de titrare pT este pH-ul la care observatorul observă clar schimbarea culorii indicatorului și recunoaște că titrarea este completă. Acest lucru este oarecum arbitrar, diferit pentru persoanele care efectuează titrarea. " Tabelul 11.1 oferă exemple de indicatori.
Valorile pKa. pT și intervalul de tranziție al unora
Clasificarea indicatorilor bazați pe acizi. Acid-baza indicatori sunt capabili de a schimba culoarea în mod reversibil, în funcție de pH-ul soluției. Peste 200 de compuși organici sunt propuși ca acești indicatori. Ele sunt clasificate în diverse moduri.
1. Clasificarea pe structură. Acestea includ indicatorii din următoarele grupuri:
a) Compuși azoici (azoindicatori). Aceștia sunt derivați ai para-aminobenzenului și para-dimetilaminobenzenului. În structura acestor compuși există un cromofor azogrup. Acestea sunt indicatorii: portocaliu metil, galben alizarin, galben metil, roșu metil și altele.
b) Indicatori de trifenilmetan. Toate acestea pot fi considerate oficial ca derivați ai trifenilmetanului având diverși substituenți în nucleele aromatice. Printre indicatorii acestui grup, fenolftaleina este cea mai comună.
c) Nitroindicatorii sunt nitro-derivați aromatici, de exemplu para-nitrofenol.
d) Indicatori de alte tipuri structurale. Acest grup include toți ceilalți indicatori ai diferitelor structuri. Acestea includ litmus, indofenol, fenilhidrazină, extracte de plante și altele.
2.Clasificarea prin metoda de utilizare. Acestea includ indicatori:
a) Indicatorii interni sunt adăugați direct la soluția titrată. Marea majoritate a indicatorilor bazați pe acid sunt interni.
b). Indicatorii externi sunt în afara soluției titrate. Un exemplu este hârtia litmus (roșu, neutru, albastru).
3. Clasificarea prin compoziție a indicatorilor. Indicatorii sunt individuali și amestecați.
Indicatorii individuali constau dintr-o singură conexiune.
b) Indicatorii mixt sunt un amestec de doi indicatori sau un indicator și un colorant. Ele au o schimbare mai clară a culorii decât indicatorii individuali care le compun.
4.Clasificarea indicatorilor în funcție de culoare. Indicatoarele sunt monocrome și bi-colorate.
a) Un indicator de culoare unică este un indicator care este colorat numai pe o parte a intervalului de tranziție și incolor pe cealaltă sau are o intensitate mai mare sau mai mică de aceeași culoare pe o parte a intervalului de tranziție. La această specie se numără fenolftaleina, para-nitrofenolul, timolftalina.
b) Un indicator cu două culori este un indicator care are două culori diferite - câte unul pe fiecare parte a intervalului de tranziție. Cei mai mulți indicatori bazați pe acid sunt de două culori.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: