Se cree que el color de una forma del indicador se nota si su concentración es 10 veces mayor que la concentración de otra forma, es decir si la relación / \u003d /K ln es 0.1 o 10. El cambio en el color del indicador se observa en la región de pH \u003d pK lp b 1, llamado to-ry. intervalo de transición del indicador. Cambiar máx. claramente cuando = y K ln = [H 3 O] +, es decir a pH = pKln. El valor de pH, en Krom, generalmente termina la titulación, llamado. indicador de titulación pT. Los indicadores para la titulación se seleccionan de tal manera que el intervalo de transición de color incluya el valor de pH que la solución debe tener en el punto de equivalencia. A menudo, este valor de pH no coincide con el pT del indicador utilizado, lo que conduce a los llamados. error del indicador. Si en K. t. t. hay un exceso de una base débil no titulada o to-you, se llama error. resp. básico o ácido. La sensibilidad del indicador es la concentración (en mol/l) del ion que se está determinando (en este caso, H+ u OH - ) en el punto de máx. cambio brusco de color. Distinguir: indicadores, sensibles a allí, con un intervalo de transición en el campo de valores de pH alcalinos (por ejemplo, fenolftaleína, timolftaleína); indicadores sensibles a bases con un intervalo de transición en la región ácida (como en amarillo de dimetilo, naranja de metilo, etc.); indicadores neutrales, el intervalo de transición a-rykh es de aprox. pH 7 (rojo neutro, rojo fenol, etc.). Y los indicadores vienen con formas de uno o dos colores; tales indicadores se llaman resp. monocolor y bicolor. Naib. se observaría un claro cambio de color en aquellos indicadores cuyas formas ácida y básica están además coloreadas. colores. Sin embargo, no existen tales indicadores. Por lo tanto, al agregar un tinte, los colores de ambas formas cambian en consecuencia. Entonces, en el rojo de metilo, la transición de rojo a amarillo ocurre en el rango de 2 unidades de pH, y si se agrega azul de metileno a la solución, la transición de color de rojo violeta a verde se observa nítida y claramente a pH 5.3. Se puede lograr un efecto similar usando una mezcla de dos indicadores, cuyos colores se complementan entre sí. amigo. Estos indicadores se denominan mixta (Cuadro 2).


Las mezclas de indicadores, a centeno, cambian continuamente de color en todo el rango de valores de pH de 1 a 14, llamados. universal. Se utilizan durante aprox. evaluación de soluciones de pH. El cambio de color del indicador está influenciado por su concentración. Para indicadores de dos colores, cuanto mayor sea la concentración, menos bruscamente cambiará el color, porque. los espectros de absorción de ambas formas se superponen más y el cambio de color se vuelve más difícil de detectar. Por lo general, use la misma cantidad mínima (varias gotas de solución) del indicador. El intervalo de transición de muchos indicadores depende de t-ry. Así, el naranja de metilo cambia de color a temperatura ambiente en el rango de pH de 3,4-4,4, ya 100 °C en el rango de pH de 2,5-3,3. Esto se debe al cambio en el producto iónico del agua. Las partículas coloidales presentes en la solución adsorben los indicadores, lo que conduce a un cambio completo en su color. Para evitar errores en presencia Partículas coloidales cargadas positivamente, se deben usar indicadores-bases, y en presencia. cargado negativamente - indicadores ácidos. Al valorar en condiciones normales, se debe tener en cuenta el efecto del CO 2 disuelto, especialmente cuando se utilizan indicadores con pK ln > 4 (p. ej., naranja de metilo, rojo de metilo, fenolftaleína). A veces, el CO 2 se elimina previamente por ebullición o se titula con una solución en ausencia de contacto con la atmósfera. La influencia de electrolitos neutros extraños (efecto de sal) se manifiesta en un cambio en el equilibrio de los indicadores. En el caso de los indicadores ácidos, el intervalo de transición se desplaza hacia una región más ácida y, en el caso de los indicadores básicos, hacia una más alcalina. Según la naturaleza del disolvente, cambian los colores de los indicadores, su pK ln y su sensibilidad. Entonces, el rojo de metilo en agua da una transición de color a valores más altos de la actividad de los iones H + que el azul de bromofenol, y viceversa en solución de etilenglicol. En soluciones de agua-metanol y agua-etanol, el cambio en comparación con el medio acuoso es insignificante. En un medio alcohólico, los indicadores ácidos son más sensibles a los iones H+ que los indicadores básicos. Aunque cuando se titula en medios no negativos, KT generalmente se establece potenciométricamente usando un electrodo indicador de vidrio, también se usan indicadores ácido-base (Tabla 3). Muy a menudo, el rojo de metilo en dioxano o el cristal violeta en CH 3 COOH anhidro se utilizan para valorar bases débiles; al titular débil to-t - timol azul en DMF. El comportamiento de los indicadores en medios acuosos y no acuosos es similar. Por ejemplo, para un HIn débil para ti en el p-solvente SH, puedes escribir el equilibrio: HIn + SH D en- + SH 2 + . El mecanismo de acción de los indicadores es el mismo que en el agua, solo que en medios no acuosos utilizan las escalas de acidez apropiadas (pH p, pA; ver Titulación ácido-base). Como indicadores ácido-base, también se utilizan indicadores fluorescentes, que cambian de color y de intensidad de fluorescencia según el pH y permiten la titulación de soluciones turbias y fuertemente coloreadas.

Para la titulación de débil a - t aplicar t llamado. indicadores de turbidez in-va, formando sistemas coloidales reversibles, coagulando en un rango de pH muy estrecho (por ejemplo, el isonitroacetil-n-aminobenceno da turbidez a pH 10,7-11,0). Los complejos metálicos con indicadores metalocrómicos se pueden usar como indicadores ácido-base (ver más abajo); estos complejos, colapsando, cambian el color de la solución en un estrecho rango de pH. Para determinar org. a-t y bases en agua en presencia. una solución inmiscible con ella se usa así llamada. amphi-indicators, to-rye son sales de indicadores-ácidos (p. ej., tropeolina 00) con descomposición. org. bases (por ejemplo, alcaloides). Estos indicadores están bien sol. en org. partidarios de p, malos en el agua; son muy sensibles. Indicadores de adsorción de sustancias que se pueden adsorber en la superficie del precipitado y cambiar el color o la intensidad de la luminiscencia. Estos indicadores suelen ser reversibles y se utilizan en la titulación de precipitación. En primer lugar, el precipitado adsorbe iones, idénticos a los que forman parte del sedimento, después de lo cual se adsorbe el indicador. Un gran grupo de indicadores son colorantes (Tabla 4), adsorbidos por la superficie del sedimento con la formación de sales con iones contenidos en el sedimento.


Por ejemplo, la solución de eosina es rosa, to-ry no cambia cuando se agrega AgNO 3. Pero cuando se titula con una solución de KBr, el precipitado adsorbe iones Ag+, que se unen a los aniones eosina. El precipitado se vuelve rojo violeta. En c.t.t., cuando se titulan todos los iones Ag+, el color del precipitado desaparece y la solución vuelve a ser rosa. Inorg. adsorción Los indicadores forman un precipitado coloreado o un complejo con iones tituladores (como, por ejemplo, los iones CrO 4 utilizados como indicadores).- y SCN- en argentometría). como adsorbente. tambien se utilizan indicadores nek-ry acido-base, oxidar.-restaurar. y complexométrica. indicadores, St. Islands to-rykh (constantes de disociación ácida, potenciales de oxidación-reducción y constantes de estabilidad de complejos con cationes metálicos) en adsorbidos. El estado depende de la naturaleza y concentración de los iones en la superficie del sedimento. Reducción de oxidación indicadores - in-va, capaces de cambiar de color dependiendo de la oxidación.-restaurar. potencial r-ra. Se utiliza para establecer K. t. t. oxidar-restaurar. titulación y para colorimetría. definiciones okislit.-restaurar. potencial (principalmente en biología). Dichos indicadores son, por regla general, islas, el centeno se oxida o reduce, y las formas oxidada (In Ox) y reducida (In Red) tienen diferentes colores. Para oxidante reversible.-Restaurar. los indicadores se pueden escribir: En Ox + ne D En Rojo, donde n es el número de electrones. En el potencial E, la relación de concentración de ambas formas del indicador está determinada por la ecuación de Nernst:
,
donde E ln - real okislit.-restaurar. potencial indicador, dependiendo de la composición de la solución. El intervalo de transición de color se observa prácticamente cuando la relación / cambia de 0,1 a 10, que a 25 °C corresponde a D E (en V) = E ln b (0,059/n). El potencial correspondiente al cambio de color más intenso es E ln . Al elegir un indicador, tenga en cuenta el Cap. arreglo valores E ln , coeficiente redención molar de ambas formas del indicador y el potencial de la solución en el punto de equivalencia. Cuando se titula con agentes oxidantes fuertes (K 2 Cr 2 O 7 , KMnO 4 , etc.), se utilizan indicadores que tienen un Eln relativamente alto, por ejemplo, difenilamina y sus derivados; cuando se titula con agentes reductores fuertes [sales de Ti(III), V(II), etc.], se utilizan indicadores con Eln relativamente bajo, por ejemplo, safranina, azul de metileno (Tabla 5).


Algunos in-va cambian de color de manera irreversible, por ejemplo, cuando se oxidan, se destruyen con la formación de incoloros. productos como el índigo bajo la acción de los hipocloritos o el naftol azul-negro bajo la acción de los iones BrO 3 . Indicadores complexométricos: sustancias que forman complejos coloreados con iones metálicos (M), que difieren en color de los indicadores mismos. Se utilizan para establecer c.t.t. en complexometría. La estabilidad de los complejos metálicos con indicadores (In) es menor que la de los complexonatos correspondientes, por lo tanto, en CT los complexones desplazan los indicadores de los complejos con metales. En el momento del cambio de color en el punto de equivalencia = y, por tanto, pM = - lg K Mln , donde se denomina pM = - lg[M]. punto de transición del indicador, K Mln - constante de estabilidad del complejo del metal con el indicador. El error durante la titulación se debe al hecho de que un cierto número de

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 dependiendo de la posición de 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 cambios estructurales en las moléculas de 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, aparece en ella un grupo cromóforo, que provoca la aparición de color, procede 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 la fenolftaleína se unen, se "contraen" con los iones alcalinos OH, formando moléculas de agua, y la posición de equilibrio de la 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 un ácido a la misma solución simultáneamente con la neutralización de un 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 el cambio de 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, en 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 determinar con mayor precisión el 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

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.

INDICADORES(del lat. indicador - puntero) - sustancias que le permiten controlar la composición del medio ambiente o el progreso de una reacción química. Uno de los más comunes son los indicadores ácido-base, que cambian de color según la acidez de la solución. Esto sucede porque en un ambiente ácido y alcalino, las moléculas indicadoras tienen una estructura diferente. Un ejemplo es el indicador común fenolftaleína, que anteriormente también se usaba como un laxante llamado purgante. En un medio ácido, este compuesto está en forma de moléculas no disociadas, y la solución es incolora, y en un medio alcalino, en forma de aniones cargados individualmente, y la solución tiene un color carmesí ( cm. DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA. ELECTROLITOS). Sin embargo, en un entorno fuertemente alcalino, la fenolftaleína vuelve a ser incolora. Esto sucede debido a la formación de otra forma incolora del indicador, en forma de un anión de tres cargas. Finalmente, en medio de ácido sulfúrico concentrado, vuelve a aparecer un color rojo, aunque no tan intenso. Su culpable es el catión fenolftaleína. Este hecho poco conocido puede llevar a un error en la determinación de la reacción del medio ambiente.

Los indicadores ácido-base son muy diversos; muchos de ellos son fácilmente accesibles y, por lo tanto, conocidos desde hace más de un siglo. Estas son decocciones o extractos de flores, bayas y frutas de colores. Así, una decocción de iris, pensamientos, tulipanes, arándanos, moras, frambuesas, grosellas negras, col lombarda, remolacha y otras plantas se vuelve roja en un ambiente ácido y verde azulada en uno alcalino. Esto es fácil de ver si lava la olla con los restos de borscht con agua jabonosa (es decir, alcalina). Usando una solución ácida (vinagre) y una solución alcalina (beber, o mejor, soda para lavar), también puede hacer inscripciones en los pétalos de varios colores en rojo o azul.

El té ordinario también es un indicador. Si echa jugo de limón o disuelve algunos cristales de ácido cítrico en un vaso de té fuerte, el té se volverá más ligero de inmediato. Si disuelve bicarbonato de sodio en té, la solución se oscurecerá (por supuesto, no debe beber ese té). El té hecho de flores ("karkade") da colores mucho más brillantes.

Probablemente el indicador ácido-base más antiguo sea el tornasol. En 1640, los botánicos describieron el heliotropo (Heliotropium Turnesole), una planta fragante con flores de color púrpura oscuro, de la cual se aisló un tinte. Este colorante, junto con el jugo de violetas, empezó a ser muy utilizado por los químicos como indicador, que era rojo en medio ácido y azul en medio alcalino. Esto se puede leer en los escritos del famoso físico y químico del siglo XVII Robert Boyle. Inicialmente, con la ayuda de un nuevo indicador, se investigaron las aguas minerales y, alrededor de 1670, comenzaron a usarse en experimentos químicos. “Tan pronto como agrego una pequeña cantidad de ácido”, escribió el químico francés Pierre Pomet sobre el “tournesol” en 1694, “se vuelve rojo, así que si alguien quiere saber si algo contiene ácido, puede usarlo”. 1704, un científico alemán M. Valentin llamó a esta pintura tornasol, esta palabra se ha mantenido en todos los idiomas europeos excepto en francés, en francés tornasol es tournesol, que literalmente significa "girar después del sol". Lo mismo, solo que en griego. Pronto resultó que el tornasol se puede extraer de materias primas más baratas, por ejemplo, de ciertos tipos de líquenes.

Desafortunadamente, casi todos los indicadores naturales tienen un grave inconveniente: sus decocciones se deterioran con bastante rapidez: se vuelven agrias o se enmohecen (las soluciones alcohólicas son más estables). Otra desventaja es la gama demasiado amplia de cambio de color. En este caso, es difícil o imposible distinguir, por ejemplo, un medio neutro de uno ligeramente ácido o uno ligeramente alcalino de uno fuertemente alcalino. Por lo tanto, en los laboratorios químicos, se utilizan indicadores sintéticos que cambian bruscamente de color dentro de límites de pH bastante estrechos. Hay muchos indicadores de este tipo, y cada uno de ellos tiene su propio alcance. Por ejemplo, el violeta de metilo cambia de color de amarillo a verde en el rango de pH de 0,13 a 0,5; naranja de metilo - de rojo (pH< 3,1) до оранжево-желтой (рН 4); бромтимоловый синий – от желтой (рН < 6,0) до сине-фиолетовой (рН 7,0); фенолфталеин – от бесцветной (рН < 8,2) до малиновой (рН 10); тринитробензол – от бесцветной (pH < 12,2) до оранжевой (рН 14,0).

En los laboratorios, a menudo se usan indicadores universales: una mezcla de varios indicadores individuales, seleccionados de modo que su solución cambie de color alternativamente, pasando por todos los colores del arcoíris cuando la acidez de la solución cambia en un amplio rango de pH (por ejemplo, de 1 a 11). Las tiras de papel a menudo se impregnan con una solución de un indicador universal, lo que le permite determinar rápidamente (aunque con poca precisión) el pH de la solución analizada comparando el color de la tira humedecida con la solución con una escala de color de referencia. .

Además de los indicadores ácido-base, también se utilizan otros tipos de indicadores. Entonces, los indicadores redox cambian de color dependiendo de si hay un agente oxidante o reductor en la solución. Por ejemplo, la forma oxidada de la difenilamina es violeta, mientras que la forma reducida es incolora. Algunos agentes oxidantes pueden servir como indicadores. Por ejemplo, al analizar compuestos de hierro (II) en el curso de la reacción

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4? 5Fe2 (SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

la solución de permanganato añadida se vuelve incolora siempre que los iones Fe 2+ estén presentes en la solución. Tan pronto como aparece el más mínimo exceso de permanganato, la solución adquiere un color rosa. Por la cantidad de permanganato consumido, es fácil calcular el contenido de hierro en la solución. De manera similar, en numerosos análisis que utilizan el método de yodometría, el yodo mismo sirve como indicador; para aumentar la sensibilidad del análisis se utiliza almidón, que permite detectar el más mínimo exceso de yodo.

Los indicadores complesonométricos son ampliamente utilizados: sustancias que forman compuestos complejos coloreados con iones metálicos (muchos de los cuales son incoloros). Un ejemplo es el negro eriocromo T; la solución de este compuesto orgánico complejo tiene un color azul, y en presencia de magnesio, calcio y algunos otros iones, se forman complejos que se tiñen de un intenso color rojo vino. El análisis se lleva a cabo de la siguiente manera: a una solución que contiene los cationes analizados y un indicador, se agrega gota a gota un agente complejante más fuerte, en comparación con el indicador, generalmente Trilon B. Tan pronto como Trilon se una por completo a todos los cationes metálicos, habrá ser una clara transición de rojo a azul. A partir de la cantidad de trilon añadida, es fácil calcular el contenido de cationes metálicos en la solución.

También se conocen otros tipos de indicadores. Por ejemplo, algunas sustancias se adsorben en la superficie del sedimento, cambiando su color; tales indicadores se llaman adsorción. Cuando se titulan soluciones turbias o coloreadas, en las que es casi imposible notar un cambio en el color de los indicadores ácido-base convencionales, se utilizan indicadores fluorescentes. Brillan (fluorescen) en diferentes colores dependiendo del pH de la solución. Por ejemplo, la fluorescencia de la acridina cambia de verde a pH = 4,5 a azul a pH = 5,5; es importante que la luminiscencia del indicador no dependa de la transparencia y el color intrínseco de la solución.

Ilya Leenson

Entre la variedad de sustancias orgánicas, existen compuestos especiales que se caracterizan por cambios de color en diferentes ambientes. Antes de la llegada de los medidores de pH electrónicos modernos, los indicadores eran "herramientas" indispensables para determinar los indicadores ácido-base del medio ambiente, y continúan utilizándose en la práctica de laboratorio como sustancias auxiliares en química analítica, y también en ausencia del equipo necesario. .

¿Para qué sirven los indicadores?

Inicialmente, la propiedad de estos compuestos de cambiar de color en varios medios fue ampliamente utilizada para determinar visualmente las propiedades ácido-base de las sustancias en solución, lo que ayudó a determinar no solo la naturaleza del medio, sino también a sacar una conclusión sobre el resultado. productos de reacción Las soluciones indicadoras continúan usándose en la práctica de laboratorio para determinar la concentración de sustancias por titulación y le permiten aprender a usar métodos improvisados ​​en ausencia de medidores de pH modernos.

Hay varias docenas de tales sustancias, cada una de las cuales es sensible a un área bastante estrecha: por lo general, no supera los 3 puntos en la escala de información. Gracias a tal variedad de cromóforos y su baja actividad entre ellos, los científicos lograron crear indicadores universales que se usan ampliamente en condiciones de laboratorio y producción.

Indicadores de pH más utilizados

Es de destacar que además de la propiedad de identificación, estos compuestos tienen una buena capacidad de teñido, lo que les permite ser utilizados para teñir telas en la industria textil. De la gran cantidad de indicadores de color en química, los más famosos y utilizados son el naranja de metilo (metil naranja) y la fenolftaleína. La mayoría de los demás cromóforos se utilizan actualmente mezclados entre sí o para síntesis y reacciones específicas.

naranja de metilo

Muchos colorantes reciben su nombre por sus colores primarios en un ambiente neutro, que también es característico de este cromóforo. El naranja de metilo es un colorante azo que tiene una agrupación - N = N - en su composición, que es responsable de la transición del color del indicador a rojo en y amarillo en alcalino. Los compuestos azo en sí mismos no son bases fuertes, sin embargo, la presencia de grupos donantes de electrones (‒ OH, ‒ NH 2 , ‒ NH (CH 3), ‒ N (CH 3) 2, etc.) aumenta la basicidad de uno de los compuestos nitrogenados. átomos, que se vuelve capaz de unir protones de hidrógeno de acuerdo con el principio donante-aceptor. Por lo tanto, con un cambio en la concentración de iones H + en una solución, se puede observar un cambio en el color del indicador ácido-base.

Más información sobre cómo obtener naranja de metilo

Obtener naranja de metilo en la reacción con la diazotización del ácido sulfanílico C 6 H 4 (SO 3 H) NH 2 seguido de una combinación con dimetilanilina C 6 H 5 N (CH 3) 2 . El ácido sulfanílico se disuelve en una solución alcalina de sodio mediante la adición de nitrito de sodio NaNO 2 y luego se enfría con hielo para realizar la síntesis a temperaturas lo más cercanas posible a 0°C y se agrega ácido clorhídrico HCl. A continuación, se prepara una solución separada de dimetilanilina en HCl, que se vierte en la primera solución cuando se enfría, obteniendo un colorante. Se alcaliniza más y de la solución precipitan cristales de color naranja oscuro que, después de varias horas, se filtran y se secan en un baño de agua.

fenolftaleína

Este cromóforo obtuvo su nombre de la suma de los nombres de los dos reactivos que intervienen en su síntesis. El color del indicador se destaca por su cambio de color en medio alcalino con la adquisición de una tonalidad frambuesa (rojo-violeta, rojo frambuesa), que se vuelve incolora cuando la solución está fuertemente alcalinizada. La fenolftaleína puede tomar varias formas dependiendo del pH del ambiente, y en ambientes fuertemente ácidos tiene un color naranja.

Este cromóforo se obtiene por condensación de fenol y anhídrido ftálico en presencia de cloruro de zinc ZnCl 2 o ácido sulfúrico concentrado H 2 SO 4 . En estado sólido, las moléculas de fenolftaleína son cristales incoloros.

Anteriormente, la fenolftaleína se usaba activamente en la creación de laxantes, pero gradualmente su uso se redujo significativamente debido a las propiedades acumulativas establecidas.

Tornasol

Este indicador fue uno de los primeros reactivos utilizados en vehículos sólidos. El tornasol es una mezcla compleja de compuestos naturales que se obtiene de ciertos tipos de líquenes. Se utiliza no solo como sino también como un medio para determinar el pH del medio. Este es uno de los primeros indicadores que comenzó a ser utilizado por el hombre en la práctica química: se utiliza en forma de soluciones acuosas o tiras de papel filtro impregnadas con él. El tornasol en estado sólido es un polvo oscuro con un ligero olor a amoníaco. Cuando se disuelve en agua pura, el color del indicador se vuelve púrpura y cuando se acidifica, se vuelve rojo. En un medio alcalino, el tornasol se vuelve azul, lo que permite usarlo como indicador universal para la determinación general del indicador medio.

No es posible establecer con precisión el mecanismo y naturaleza de la reacción que ocurre cuando cambia el pH en las estructuras de los componentes del tornasol, ya que puede incluir hasta 15 compuestos diferentes, algunos de los cuales pueden ser sustancias activas inseparables, lo que complica su estudios individuales de propiedades químicas y físicas.

Papel indicador universal

Con el desarrollo de la ciencia y el advenimiento de los papeles indicadores, el establecimiento de indicadores ambientales se ha vuelto mucho más simple, ya que ahora no era necesario tener reactivos líquidos listos para usar para cualquier investigación de campo, que los científicos y los científicos forenses aún utilizan con éxito. Así, las soluciones fueron reemplazadas por papeles indicadores universales que, por su amplio espectro de acción, eliminaron casi por completo la necesidad de utilizar cualquier otro indicador ácido-base.

La composición de las tiras impregnadas puede variar de un fabricante a otro, por lo que una lista aproximada de ingredientes puede ser la siguiente:

• fenolftaleína (0-3,0 y 8,2-11);
• (di)metil amarillo (2,9-4,0);
• naranja de metilo (3.1-4.4);
• rojo de metilo (4,2-6,2);
• azul de bromotimol (6,0-7,8);
• α-naftolftaleína (7,3-8,7);
• azul de timol (8,0-9,6);
• cresolftaleína (8.2-9.8).

El empaque necesariamente contiene estándares de escala de colores que le permiten determinar el pH del medio de 0 a 12 (alrededor de 14) con una precisión de un número entero.

Entre otras cosas, estos compuestos se pueden usar juntos en soluciones acuosas y hidroalcohólicas, lo que hace que el uso de tales mezclas sea muy conveniente. Sin embargo, algunas de estas sustancias pueden ser poco solubles en agua, por lo que es necesario seleccionar un solvente orgánico universal.

Debido a sus propiedades, los indicadores ácido-base han encontrado su aplicación en muchos campos de la ciencia y su diversidad ha hecho posible crear mezclas universales que son sensibles a una amplia gama de valores de pH.