Меню

Таблица индикаторов лакмус метилоранж фенолфталеин таблица

Таблица индикаторов лакмус метилоранж фенолфталеин таблица

** §8.5 Индикаторы в реакциях нейтрализации. Титрование.

Цвета различных индикаторов в растворах кислот и щелочей приведены в таблице 8-6. С их помощью определяют кислотность или щелочность раствора. Для проявления окраски достаточно добавить в исследуемый раствор всего лишь 1-2 капли 0,1% раствора индикатора.

Таблица 8-6. Окраска индикаторов в растворах щелочей и кислот.

Цвет индикатора в растворах :

Название индикатора :

в кислых

в нейтральных

в щелочных

Метилоранж

оранжевый

Индикаторы можно условно считать слабыми кислотами, соли которых в растворе имеют иную окраску. Эта окраска не зависит от атома металла, входящего в состав соли. Например, запишем формулу лакмуса в виде «кислоты» НЛ (здесь Н – атом водорода, а Л – часть молекулы лакмуса, имеющей сложное строение). В растворах изменение окраски лакмуса происходит в результате реакции нейтрализации:

эти молекулы окрашивают раствор в красный цвет

эти молекулы окрашивают раствор в синий цвет

А вот как изменяет окраску растворов индикатор фенолфталеин НФ:

эти молекулы бесцветны

эти молекулы окрашивают раствор в малиновый цвет

Если после появления малиновой окраски в щелочной раствор фенолфталеина добавить избыток какой-нибудь кислоты, то произойдет обратная реакция и раствор вновь станет бесцветным:

малиновый

бесцветный

В опыте из «Единой коллекции образовательных ресурсов» показывается, как такой индикаторный переход (изменение цвета раствора) происходит при нейтрализации раствора NaOH уксусной кислотой CH3COOH.

Изменение окраски происходит резко – как только в растворе не останется NaOH. На этом явлении основано определение неизвестной концентрации раствора какого-нибудь основания или кислоты с помощью добавления раствора кислоты или основания известной концентрации. Такой способ называется титрованием .

Титрование проводится с помощью бюретки – стеклянной трубки с краником, на которую нанесены деления с точностью до 0,1 мл. В бюретку наливают раствор кислоты или щелочи точно известной концентрации (рис.8-1).

Допустим, надо определить концентрацию раствора NaOH. Точно отмеренный объем этого раствора наливают в колбу для титрования, добавляют индикатор (рис. 8-1а) и по каплям приливают из бюретки раствор кислоты, концентрация которого известна. С помощью бюретки точно измеряется объем кислоты, необходимый для полной нейтрализации раствора — в этот момент окраска раствора исчезает (рис. 8-1б). Поскольку точно известна концентрация кислоты, взятой для титрования, не составляет труда рассчитать и концентрацию щелочи.

Рис. 8-1. Титрование. Перед титрованием в колбу добавляется индикатор – фенолфталеин.

Рассмотрим конкретный пример. Пусть имеется раствор NaOH неизвестной концентрации. С помощью мерной пипетки 10,0 мл этого раствора поместим в колбу для титрования. После этого в колбу добавим немного дистиллированной воды — количество молей NaOH, попавших в колбу, от этого не изменится. Далее добавим 1-2 капли раствора фенолфталеина — раствор щелочи окрасился в малиновый цвет.

Допустим, малиновый раствор титровали из бюретки с помощью 0,1 М раствора соляной кислоты HCl. Окраска раствора исчезла, когда из бюретки вылилось 16,4 мл кислоты. Какова молярная концентрация раствора NaOH?

Напишем уравнение реакции нейтрализации:

Поскольку реакция идет «моль к молю», мы можем число молей, необходимых для завершения реакции, записать следующим образом (здесь М – молярная концентрация растворов):

(M NaOH ) умножить на (мл NaOH ) = (M HCl ) умножить на ( мл HCl )

M NaOH × 10,0 мл = 0,1 моль/л × 16,4 мл.

Отсюда: M NaOH = 0,1 × 16,4/10,0 = 0,164 моль/л.

Итак, концентрация исследуемого раствора NaOH составляет 0,164 моль/л.

Разумеется, точно так же можно титровать и раствор кислоты неизвестной концентрации специально приготовленным раствором щелочи, концентрация которого нам известна.

Раствор для титрования, концентрация которого известна заранее, иногда называют стандартным раствором. Его объем обозначают v ст . Взятый для титрования объем раствора неизвестной концентрации можно обозначить v x . В общем случае для титрования одноосновных кислот и оснований справедлива формула:

M ст × v ст = M x × v x

где M ст и M x – молярные концентрации стандартного и исследуемого растворов.

Титрование – распространенная процедура в химической лаборатории.

8.14. Какой объем раствора NaOH концентрации 0,1 моль/л потребуется для нейтрализации 20,0 мл раствора HСl концентрации 0,5 моль/л ?

8.15. Для титрования приготовили раствор, в литре которого растворено 40 г NaOH. На титрование 10,0 мл раствора HBr неизвестной концентрации потребовалось 1,6 мл приготовленного раствора щелочи. Какова молярная концентрация раствора HBr?

8.16. Для определения концентрации раствора HCl взяли 2,0 мл этого раствора и титровали его стандартным 0,5М раствором KOH. На титрование израсходовалось 11,2 мл стандартного раствора. Какова концентрация раствора HCl ?

8.17. Предельно допустимая концентрация (ПДК) газообразного HСl в воздухе для человека составляет 5 мг/м 3 . В цехе завода по производству хлороводорода пропустили 100 м 3 воздуха через 10 л воды. Из полученного раствора отобрали 10 мл и титровали стандартным 0,01 М раствором KOH. На титрование израсходовалось точно 1,15 мл стандартного раствора KOH. Сколько мг газообразного HCl приходится на 1 м 3 воздуха в цехе?

Читайте также:  Таблица с названиями налогов

Источник



Cреда водных растворов веществ. Индикаторы

Материалы портала onx.distant.ru

Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.

Среда водных растворов

Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н + и ОН — . Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора.

В нейтральном растворе количество ионов водорода Н + равно количеству гидроксид-ионов ОН – .

[ Н + ] = [ ОН – ]

Если количество ионов водорода Н + больше количества гидроксид-ионов ОН , то среда раствора кислая:

[ Н + ] > [ ОН – ]

Если количество ионов водорода Н + меньше количества гидроксид-ионов ОН , то среда раствора щелочная:

[ Н + ] ОН – ]

Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7.

Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда
[Н + ] > [ОН – ] [Н + ] = [ОН – ] [Н + ] – ]
pH pH = 7 pH > 7

Индикаторы

Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.

Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

Окраска индикаторов в различных средах:

Индикатор/среда Кислая Нейтральная Щелочная
Лакмус Красный Фиолетовый Синий
Метилоранж Красный Оранжевый Желтый
Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Малиновый

Растворы кислот и оснований

Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H + и анионы кислотных остатков:

HA = H + + A –

При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н + , поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).

Сильные кислоты диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.

Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН – :

МеОH = Ме + + ОН –

При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН , поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН . Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.

Растворы солей

Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей .

Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков.

Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН , при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н + . Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.

Например , катионы Fe 3+ подвергаются гидролизу:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н + , при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН . Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.

Например , ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH3COOH) подвергаются гидролизу:

CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —

В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.

Типы гидролиза солей в водных растворах:

Катио н/анион Катион сильного основания Катион слабого основания
Анион сильной кислоты Гидролиз не идет Гидролиз по катиону
Анион слабой кислоты Гидролиз по аниону Гидролиз по катиону и аниону

Среда водных растворов солей:

Катио н/анион Катион сильного основания Катион слабого основания
Анион сильной кислоты Нейтральная Кислая
Анион слабой кислоты Щелочна я Нейтральная*

* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания

Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:

Катио н/анион Na + NH4 +
Cl – NаCl, гидролиз не идет, среда нейтральная (NH4)2CO3 гидролиз по катиону, среда щелочная
CO3 2 – Na2CO3, гидролиз по аниону, среда щелочна я Na2CO3, гидролиз по катиону и аниону, среда определяется силой кислоты и основания
Читайте также:  Таблица портфолио аттестации учителя

Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.

Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:

Катио н/анион Катион сильного основания Катион слабого основания
Анион сильной кислоты Лакмус фиолетовый Лакмус красный
Анион слабой кислоты Лакмус синий Окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Катио н/анион Na + NH4 +
Cl – NаCl, лакмус фиолетовый (NH4)2CO3 лакмус красный
CO3 2 – Na2CO3, лакмус синий Na2CO3, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Добавить комментарий Отменить ответ

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

Источник

Кислотно-основные индикаторы

Кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (pH). Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии. Их преимуществом является дешевизна, быстрота и наглядность исследования. Однако из-за субъективности определения цвета и невысокой точности индикаторы pH не всегда удобны; поэтому для точного измерения pH используют pH-метры с цифровой индикацией.

K_s

:

 K_s = < c(Ind^-) \cdot c(H_3O^+) \over c(HInd) data-lazy-src=

Таблица значений рН перехода наиболее распространённых индикаторов

Приведены распространённые в лабораторной практике кислотно-основные индикаторы в порядке возрастания значений pH [1] , вызывающих изменение окраски [2] . Римские цифры в квадратных скобках отвечают номеру перехода окраски (для индикаторов с несколькими точками перехода).

Индикатор
и номер перехода
х [3] Цвет более
кислой формы
Интервал pH
и номер перехода
Цвет более
щелочной формы
Метиловый фиолетовый жёлтый 0,13–0,5 [I] зелёный
Крезоловый красный [I] красный 0,2–1,8 [I] жёлтый
Метиловый фиолетовый [II] зелёный 1,0–1,5 [II] синий
Тимоловый синий [I] к красный 1,2–2,8 [I] жёлтый
Тропеолин 00 o красный 1,3–3,2 жёлтый
Метиловый фиолетовый [III] синий 2,0–3,0 [III] фиолетовый
(Ди)метиловый жёлтый o красный 3,0–4,0 жёлтый
Бромфеноловый синий к жёлтый 3,0–4,6 сине-фиолетовый
Конго красный красный 3,0–5,2 синий
Метиловый оранжевый o красный 3,1–(4,0)4,4 (оранжево-)жёлтый
Бромкрезоловый зелёный к жёлтый 3,8–5,4 синий
Бромкрезоловый синий жёлтый 3,8–5,4 синий
Лакмоид к красный 4,0–6,4 синий
Метиловый красный o красный 4,2(4,4)–6,2(6,3) жёлтый
Хлорфеноловый красный к жёлтый 5,0–6,6 красный
Лакмус (азолитмин) красный 5,0–8,0 (4,5-8,3) синий
Бромкрезоловый пурпурный к жёлтый 5,2–6,8(6,7) ярко-красный
Бромтимоловый синий к жёлтый 6,0–7,6 синий
Нейтральный красный o красный 6,8–8,0 янтарно-жёлтый
Феноловый красный о жёлтый 6,8–(8,0)8,4 ярко-красный
Крезоловый красный [II] к жёлтый 7,0(7,2)–8,8 [II] тёмно-красный
α-Нафтолфталеин к жёлто-розовый 7,3–8,7 синий
Тимоловый синий [II] к жёлтый 8,0–9,6 [II] синий
Фенолфталеин [4] [I] к бесцветный 8,2–10,0 [I] малиново-красный
Тимолфталеин к бесцветный 9,3(9,4)–10,5(10,6) синий
Ализариновый жёлтый ЖЖ к бледно-лимонно-жёлтый 10,1–12,0 коричнево-жёлтый
Нильский голубой синий 10,1–11,1 красный
Диазофиолетовый жёлтый 10,1–12,0 фиолетовый
Индигокармин синий 11,6–14,0 жёлтый
Epsilon Blue оранжевый 11,6–13,0 тёмно-фиолетовый
  1. Величины в круглых скобках взяты из книги «Краткий справочник химика», сост. В.И.Перельман, М.-Л., „Химия“, 1964.
  2. Точное значение рН перехода для большинства индикаторов несколько зависит от ионной силы раствора (I). Так, значение рН перехода, определяемое при I=0,1 (напр., раствор хлоридов натрия или калия) отличается от точки перехода в растворе с I=0,5 или I=0,0025 на 0,15. 0,25 единицы рН.
  3. *Столбец «х» — характер индикатора: к—кислота, о—основание.
  4. Фенолфталеин в сильно щелочной среде обесцвечивается. В среде концентрированной серной кислоты также он даёт красную окраску, обусловленую строением катиона фенолфталеина, хотя и не такую интенсивную. Эти малоизвестные факты могут привести к ошибкам при определении реакции среды.
Читайте также:  Таблица основные пути эволюционного процесса

Универсальный индикатор

Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов в большом диапазоне концентраций (1-10; 0-12). Растворами таких смесей — «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро (с точностью до единиц рН, или даже десятых долей рН) определить кислотность исследуемых водных растворов. Для более точного определения полученный при нанесении капли раствора цвет индикаторной бумаги немедленно сравнивают с эталонной цветовой шкалой.

Природные индикаторы из растений

Антоцианы и другие растительные пигменты способны менять цвет в зависимости от рН среды (клеточного сока). Антоцианы имеют преимущественно красный цвет в кислой среде и синий в щелочной. Сок из красной капусты или столовой свёклы нередко используют в качестве индикатора при начальном обучении химии.

Источник

Кислотно-основные индикаторы

Название индикатора Окраска рК Область перехода, рН
Кислотная форма Щелочная форма
Метилоранж Розовая жёлтая 3,7 3,1 – 4,4
Лакмус Красная синяя 6,5 5,0 – 8,0
Фенолфталеин Бесцветный красный 9,7 8,3 – 9,8

Под областью перехода индикатора понимают интервал рН, в пределах которого индикаторы изменяют окраску. Область перехода для большинства индикаторов находится в пределах рН ± 1.

С помощью индивидуальных индикаторов, приобретающих ту или иную окраску, можно утверждать, что рН исследуемой пробы воды больше верхнего или меньше нижнего предела или находится в интервале области перехода.

С помощью универсальной индикаторной бумаги можно определить рН среды с точностью ± 1.

Потенциометрический метод позволяет получить значения рН с точностью ± 0,01 (и более высокой точностью).

Оборудование и реактивы:

1. Потенциометр (иономер, рН-метр), магнитная мешалка, стаканчик для растворов.

2. Набор пробирок в штативе.

3. Стеклянные палочки.

4. 0,1%-ный водный раствор лакмуса.

5. 0,05%-ный водный раствор метилоранжа.

6. 0,1%-ный спиртовой раствор фенолфталеина.

7. Универсальная индикаторная бумага со шкалой.

8. 0,01 н. раствор серной кислоты.

9. 0,01 н. раствор гидроксида натрия.

11. Водопроводная вода.

12. Дистиллированная вода.

Ход выполнения работы. Обработка результатов

1. Определение окраски индивидуальных индикаторов (лакмуса, метилоранжа, фенолфталеина) в образцах воды, указанных в табл. 2.

В пробирки вводят по 1 мл испытуемых растворов, по 2 – 3 капли индивидуального индикатора и наблюдают окраску.

2.Определение рН исследуемых систем с помощью универсального индикатора.

Стеклянной палочкой наносят исследуемые растворы на полоски универсальной индикаторной бумаги и наблюдают окраску.

3.Определение рН исследуемых систем потенциометрическим методом.

С помощью рН-метра измеряют рН испытуемых проб в стаканчике.

Полученные экспериментальные результаты включают в табл. 13.

Требования к отчёту

Письменный отчёт по данной лабораторной работе должен включать:

1.) название лабораторной работы;

2.) формулы для расчёта рН водно-дисперсных систем;

3.) перечень оборудования и реактивов;

4.) результаты измерений рН, оформленные в виде таблицы.

РН водно-дисперсных систем

Исследуемые образцы воды Окраска индикаторов рН по универсальному индикатору рН по рН-метру
Лакмус Метилоранж Фенолфталеин
Дистиллированная вода
Водопроводная вода
0,01 н. раствор H2SO4
0,01 н. раствор NaOH
Раствор FeSO4
Раствор AlCl3
Раствор MgCl2
Раствор NaHCO3
Раствор Na2CO3

Примечание: в начале занятия преподаватель проводит дополнительный инструктаж по технике безопасности и охране труда при работе с электроприборами, используя инструкцию, разработанную на кафедре химии.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

1. Что означает рН среды?

2. Шкала рН среды.

3. Формулы для расчёта рН водно-дисперных систем.

4. Какими методами определяют рН среды?

5. Какие вещества можно использовать в качестве рН-индикаторов?

6. Что понимают под областью перехода индикатора?

7. Вывести формулу для приближённой оценки области перехода.

8. Назвать значения рН и характер среды образца воды, если а) лакмус приобрёл красную окраску; б) метилоранж приобрёл жёлтую окраску; в) фенолфталеин остался бесцветным.

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1. Жебентяев А.И. и др. Аналитическая химия: учебное пособие. М.: Новое знание, 2010 г.

2. Ивчатов А.Л., Малов В.И. Химия воды и микробиология. М.: ИНФРА-М, 2006 г.

3. СанПиН 2.1.4.1074-01 «Питьевая вода. Гигиенические требования к качеству воды централизованных систем питьевого снабжения. Контроль качества».

4. Лурье Ю.Ю. Аналитическая химия промышленных сточных вод. М.: Химия, 1984 г.

Источник

Adblock
detector