Вещества, изменяющие окраску при изменении реакции среды, – индикаторы – чаще всего сложные органические соединения – слабые кислоты или слабые основания. Схематично состав индикаторов можно выразить формулами НInd или IndOH, где Ind – сложный органический анион или катион индикатора.
Практически индикаторы применяли давно, но первая попытка в объяснении их действия была сделана в 1894 году Оствальдом, создавшим так называемую ионную теорию. Согласно этой теории, недиссоциированные молекулы индикатора и его Ind–ионы имеют в растворе разную окраску, и окраска раствора изменяется в зависимости от положения равновесия диссоциации индикатора. Например, фенолфталеин (кислотный индикатор) имеет молекулы бесцветные, а анионы малиновые; метилоранж (основной индикатор) – желтые молекулы и красные катионы.
фенолфталеин метилоранж
HIndH +
+ Ind –
IndOH
Ind +
+ OH –
бесцв. малинов. желт. красн.
Изменение в соответствии с принципом Ле-Шателье приводит к смещениию равновесия вправо или влево.
Согласно хромофорной теории (Ганч), появившейся позднее, изменение окраски индикаторов связано с обратимой перегруппировкой атомов в молекуле органического соединения. Такая обратимая перегруппировка в органической химии называется таутомерией. Если в результате таутомерного изменения строения в молекуле органического соединения появляются особые группировки, называемые хромофорами, то органическое вещество приобретает окраску. Хромофорами называются группы атомов, которые содержат одну или несколько кратных связей, вызывающие избирательное поглощение электромагнитных колебаний в УФ области. В роли хромофорных групп могут выступать группировки атомов и связей, как −N=N− , =С=S , −N=О, хиноидные структуры и т.д.
Когда таутомерное превращение ведет к изменению строения хромофора – окраска изменяется; если же после перегруппировки молекула не содержит более хромофора – окраска исчезнет.
Современные представления основывываются на ионно-хромофорной теории, согласно которой изменение окраски индикаторов обусловлено переходом из ионной формы в молекулярную, и наоборот, сопровождающегося изменением структуры индикаторов. Таким образом, один и тот же индикатор может существовать в двух формах с разным строением молекул, причем эти формы могут переходить одна в другую, и в растворе между ними устанавливается равновесие.
В качестве примера можно рассмотреть структурные изменения в молекулах типичных кислотно-основных индикаторов – фенолфталеина и метилового оранжевого под действием растворов щелочей и кислот (при различных значениях рН).
Реакция, в результате которой, благодаря таутомерной перестройке структуры молекулы фенолфталеина в ней возникает хромофорная группировка, обусловливающая появление окраски, протекает согласно следующему уравнению:
бесцветный бесцветный бесцветный
малиновый
Индикаторы, как слабые электролиты, имеют малые величины констант диссоциации. Например, К д фенолфталеина равна 2∙10 -10 и в нейтральных средах он находится преимущественно в виде своих молекул вследствие очень малой концентрации ионов, почему и остается бесцветным. При добавлении щелочи Н + -ионы фенолфталеина связываются, «стягиваются» с ОН – -ионами щелочи, образуя молекулы воды, и положение равновесия диссоциации индикатора смещается вправо – в сторону увеличения концентрации Ind – -ионов. В щелочной среде образуется двунатриевая соль, имеющая хиноидное строение, что вызывает окраску индикатора. Смещение равновесия между таутомерными формами происходит постепенно. Поэтому и цвет индикатора изменяется не сразу, а переходя через смешанную окраску к цвету анионов. При добавлении в этот же раствор кислоты одновременно с нейтрализацией щелочи – при достаточной концентрации Н + -ионов – положение равновесия диссоциации индикатора смещается влево, в сторону моляризации, раствор снова обесцвечивается.
Аналогично происходит изменение окраски метилоранжа: нейтральные молекулы метилоранжа придают раствору желтый цвет, который в результате протонирования переходит в красный, соответствующий хиноидной структуре. Этот переход наблюдается в интервале рН 4.4–3.1:
желтый красный
Таким образом, окраска индикаторов зависит от рН-среды. Интенсивность окраски таких индикаторов достаточно велика и хорошо заметна даже при введении небольшого количества индикатора, не способного существенно повлиять на рН раствора.
Раствор, содержащий индикатор, непрерывно изменяет свою окраску при изменении рН. Человеческий глаз, однако, не очень чувствителен к таким изменениям. Диапазон, в котором наблюдается изменение окраски индикатора, определяется физиологическими пределами восприятия цвета человеческим глазом. При нормальном зрении глаз способен различить присутствие одной окраски в смеси ее с другой окраской только при наличии как минимум некоторой пороговой плотности первой окраски: изменение окраски индикатора воспринимается только в той области, где имеется 5-10-кратный избыток одной формы по отношению к другой. Рассматривая в качестве примера HInd и характеризуя состояние равновесия
HInd
H +
+ Ind –
соответствующей константой
,
можно написать, что индикатор проявляет свою чисто кислотную окраску, обычно улавливаемую наблюдателем, при
,
а чисто щелочную окраску при
Внутри интервала, определяемого этими величинами, проявляется смешанная окраска индикатора.
Таким образом, глаз наблюдателя различает изменение окраски лишь при изменении реакции среды в интервале около 2-х единиц рН. Например, у фенолфталеина этот интервал рН от 8,2 до 10,5: при рН=8,2 глаз наблюдает начало появления розовой окраски, которая все усиливается до значения рН=10,5, а при рН=10,5 усиление красной окраски уже незаметно. Этот интервал значений рН, в котором глаз различает изменение окраски индикатора, называют интервалом перехода окраски индикатора. Для метилового оранжевого К Д = 1,65·10 -4 и рК = 3,8. Это означает, что при рН = 3,8 нейтральная и диссоциированные формы находятся в равновесии в приблизительно равных концентрациях.
Указанный диапазон рН величиной приблизительно в 2 единицы для различных индикаторов не приходится на одну и ту же область шкалы рН, так как его положение зависит от конкретного значения константы диссоциации каждого индикатора: чем более сильная кислота HInd , тем в более кислой области находится интервал перехода индикатора. В табл. 18 приведены интервалы перехода и цвета наиболее распространенных кислотно-основных индикаторов.
Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH.
Таблица 18.
Интервалы перехода и окраска в различных средах
наиболее распространенных кислотно-основных индикаторов
|
Название |
Цвет индикатора в различных средах |
||
|
Фенолфталеин |
бесцветный |
малиновый 8.0 < pH < 9.8 |
малиновый |
|
фиолетовый 5 < рН < 8 | |||
|
Метиловый оранжевый |
оранжевый | ||
|
3.1< рН < 4.4 | |||
|
Метиловый фиолетовый |
фиолетовый | ||
|
Бромкрезоловый | |||
|
Бромтимоловый | |||
|
Тимоловый |
2,5 < pH < 7,9 | ||
При проведении химического процесса чрезвычайно важно бывает проследить за условиями протекания реакции или установить достижение ее окончания. Иногда это удается наблюдать по некоторым внешним признакам: прекращению выделения пузырьков газа, изменению окраски раствора, выпадению осадка или, наоборот, переходу в раствор одного из компонентов реакции и т. п. В большинстве же случаев для определения окончания реакции пользуются реактивами вспомогательного действия, так называемыми индикаторами, которые вводят обычно в анализируемый раствор в небольших количествах.
Индикаторами называются химические соединения, способные изменять окраску раствора в зависимости от условий среды, не влияя при этом непосредственно на испытуемый раствор и на направление реакции. Так, кислотно-щелочные индикаторы изменяют окраску в зависимости от pH среды; окислительно-восстановительные индикаторы - от потенциала среды; адсорбционные индикаторы - от степени адсорбции и т. д.
Особенно широко применяют индикаторы в аналитической практике для титриметрического анализа. Они служат также важнейшим инструментом для контроля технологических процессов в химической, металлургической, текстильной, пищевой и других отраслях промышленности. В сельском хозяйстве при помощи индикаторов проводят анализ и классификацию почв, устанавливают характер удобрений и необходимое количество их для внесения в почву.
Различают кислотно-щелочные, флуоресцентные, окислительновосстановительные, адсорбционные и хемилюминесцентные индикаторы.
Как известно из теории электролитической диссоциации, растворенные в воде химические соединения диссоциируют на положительно заряженные ионы - катионы и отрицательно заряженные - анионы. Вода также диссоциирует в очень малой степени на ионы водорода, заряженные положительно, и ионы гидроксила, заряженные отрицательно:
Концентрацию водородных ионов в растворе обозначают символом .
Если концентрация водородных и гидроксильных ионов в растворе одинакова, то такие растворы нейтральны и pH = 7. При концентрации водородных ионов, соответствующей pH от 7 до 0, раствор кислый, если же концентрация гидроксильных ионов больше (pH = от 7 до 14), раствор щелочной.
Для измерения значения pH пользуются различными методами. Качественно же реакцию раствора можно определить с помощью специальных индикаторов, меняющих свою окраску в зависимости от концентрации водородных ионов. Такими индикаторами являются кислотно-щелочные индикаторы, которые реагируют на изменение pH среды.
Кислотно-щелочные индикаторы в подавляющем большинстве являются красителями или другими органическими соединениями, молекулы которых претерпевают структурные изменения в зависимости от реакции среды. Ими пользуются в титриметрическом анализе при реакциях нейтрализации, а также для колориметрического определения pH.
| Индикатор | Интервал pH перехода окраски | Изменение окраски |
|---|---|---|
| Метиловый фиолетовый | 0,13-3,2 | Желтая - фиолетовая |
| Тимоловый синий | 1,2-2,8 | Красная - желтая |
| Тропеолин 00 | 1,4-3,2 | Красная - желтая |
| - Динитрофенол | 2,4-4,0 | Бесцветная - желтая |
| Метиловый оранжевый | 3,1-4,4 | Красная - желтая |
| Нафтиловый красный | 4,0-5,0 | Красная - оранжевая |
| Метиловый красный | 4,2-6,2 | Красная - желтая |
| Бромтимоловый синий | 6,0-7,6 | Желтая - синяя |
| Феноловый красный | 6,8-8,4 | Желтая - красная |
| Метакрезоловый пурпуровый | 7,4-9,0 | Желтая - фиолетовая |
| Тимоловый синий | 8,0-9,6 | Желтая - синяя |
| Фенолфталеин | 8,2-10,0 | Бесцветная - красная |
| Тимолфталеин | 9,4-10,6 | Бесцветная - синяя |
| Ализариновый желтый Р | 10,0-12,0 | Бледно-желтая - красно-оранжевая |
| Тропеолин 0 | 11,0-13,0 | Желтая - срзнжевая |
| Малахитовый зеленый | 11,6-13,6 | Зеленовато-голубая - бесцветная |
Если необходимо повысить точность измерения pH, то пользуются смешанными индикаторами. Для этого подбирают два индикатора с близкими интервалами pH перехода окраски, имеющими в этом интервале дополнительные цвета. При помощи такого смешанного индикатора можно проводить определения с точностью до 0,2 единицы pH.
Широко пользуются также универсальными индикаторами, способными многократно изменять окраску в широком диапазоне значений pH. Хотя точность определения такими индикаторами не превышает 1,0 единицы pH, зато они позволяют вести определения в широком интервале pH: от 1,0 до 10,0. Универсальные индикаторы обычно представляют собой комбинацию из четырех - семи двухцветных или одноцветных индикаторов с различными интервалами pH перехода окраски, составленную таким образом, чтобы при изменении pH среды происходило заметное изменение окраски.
Например, выпускаемый промышленностью универсальный индикатор РКС - смесь семи индикаторов: бромкрезолового пурпурового, бромкрезолового зеленого, метилового оранжевого, тро-пеолина 00, фенолфталеина, тимолового синего и бромтимолового синего.
Этот индикатор в зависимости от pH имеет следующую окраску: при pH = 1 - малиновую, pH = 2 - розовато-оранжевую, pH =3 - оранжевую, pH = 4 - желто-оранжевую, pH =5 желтую, pH = 6 - зеленовато-желтую, pH = 7 - желто-зеленую,. РН = 8 - зеленую, pH = 9 - сине-зеленую, pH = 10 - серовато-синюю.
Индивидуальные, смешанные и универсальные кислотно-щелочные индикаторы обычно растворяют в этиловом спирте и по нескольку капель добавляют в испытуемый раствор. По изменению окраски раствора судят о значении pH. Кроме спирторастворимых индикаторов, выпускаются также водорастворимые формы, представляющие собой аммонийные или натриевые соли этих индикаторов.
Во многих случаях удобнее пользоваться не растворами индикаторов, а индикаторными бумажками. Последние готовят следующим образом: фильтровальную бумагу пропускают через стандартный раствор индикатора, отжимают бумагу от избыточного раствора, высушивают, разрезают на узкие полоски и брошюруют в книжечки. Для проведения испытания индикаторную бумажку опускают в испытуемый раствор или одну каплю раствора помещают на полоску индикаторной бумажки и наблюдают изменение ее окраски.
Некоторые химические соединения при воздействии на них ультрафиолетовых лучей обладают способностью при определенном значении pH вызывать флуоресценцию раствора или изменять ее цвет или оттенок.
Этим свойством пользуются для кислотно-щелочного титрования масел, мутных и сильно окрашенных растворов, поскольку обычные индикаторы для этих целей непригодны.
Работу с флуоресцентными индикаторами проводят при освещении исследуемого раствора ультрафиолетовым светом.
| Индикатор | Интервал pH изменения флуоресценции (в ультрафиолетовом свете) | Изменение цвета флуоресценции |
| 4-Этоксиакридон | 1,4-3,2 | Зеленый - синий |
| 2-Нафтиламин | 2,8-4,4 | Нарастание фиолетовой флуоресценции |
| Диметнлнафтэйродин | 3,2-3,8 | Лиловый - оранжевый |
| 1-Нафтиламнн | 3,4-4,8 | Нарастание синей флуоресценции |
| Акридин | 4,8-6,6 | Зеленый - фиолетовый |
| 3,6-Диоксифталимид | 6,0-8,0 | Желто-зеленый - желтый |
| 2,3-Дициангидрохинон | 6,8-8,8 | Синий - зеленый |
| Эухризин | 8,4-10,4 | Оранжевый - зеленый |
| 1,5-Нафтиламинсульфамид | 9,5-13,0 | Желтый - зеленый |
| СС-кислота (1,8-аминонафтол 2,4-дисульфокислота) | 10,0-12,0 | Фиолетовый - зеленый |
Окислительно-восстановительные индикаторы - химические соединения, изменяющие окраску раствора в зависимости от значения окислительно-восстановительного потенциала. Они применяются в титриметрических методах анализа, а также в биологических исследованиях для колориметрического определения окислительно-восстановительного потенциала.
| Индикатор | Нормальный окислительно-восстановительный потенциал (при рН=7), В | Окраска раствора | |
| окислительная форма | восстановленная форма | ||
| Нейтральный красный | -0,330 | Красно-фиолетовая | Бесцветная |
| Сафранин Т | -0,289 | Коричневая | Бесцветная |
| Индигомоносульфонат калия | -0,160 | Синяя | Бесцветная |
| Индигодисульфонат калия | -0,125 | Синяя | Бесцветная |
| Индиготрисульфонат калия | -0,081 | Синяя | Бесцветная |
| Инднготетрасульфонат калия | -0,046 | Синяя | Бесцветная |
| Толуидиновый голубой | +0,007 | Синяя | Бесцветная |
| Тнонин | +0,06 | Фиолетовая | Бесцветная |
| о-Крезолиндофенолят натрия | +0,195 | Красновато-синяя | Бесцветная |
| 2,6-Днхлорфенолиндофенолят натрия | +0,217 | Красновато-синяя | Бесцветная |
| м-Бромфенолиндофенолят натрия | +0,248 | Красновато-синяя | Бесцветная |
| Дифеинлбензидин | +0,76 (кислый раствор) | Фиолетовая | Бесцветная |
Адсорбционные индикаторы - вещества, в присутствии которых происходит изменение цвета осадка, образующегося при титровании методом осаждения. Изменять цвет осадка при определенном значении pH способны многие кислотно-щелочные индикаторы, некоторые красители и другие химические соединения, что делает их пригодными для использования в качестве адсорбционных индикаторов.
| Индикатор | Определяемый ион | Ион осадитель | Изменение окраски |
| Ализариновый красный С | Желтая - розово-красная | ||
| Бромфеноловый синий | Желтая - зеленая | ||
| Сиреневая - желтая | |||
| Фиолетовая - сине-зеленая | |||
| Дифенилкарбазид | , , | Бесцветная - фиолетовая | |
| Конго красный | , , | Красная - синяя | |
| Синяя - красная | |||
| Флуоресцеин | , | Желто-зеленая - розовая | |
| Эозин | , | Желто-красная - красно фиолетовая | |
| Эритрозин | Красно-желтая - темно красная |
К этой группе индикаторов относятся вещества, способные при определенных значениях pH высвечивать видимым светом. Хемилюминесцентными индикаторами удобно пользоваться при работе с темными жидкостями, поскольку в данном случае в конечной точке титрования возникает свечение.
В кислой среде раствора рН < 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН > 7. Чем меньше рН, тем больше кислотность раствора. При значениях рН > 7 говорят о щелочности раствора.
Существуют различные методы определения рН раствора. Качественно характер среды раствора определяют с помощью индикаторов. Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора. На практике чаще всего применяют лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и универсальный индикатор (табл. 2).
Таблица 2
Водородный показатель имеет очень важное значение для медицины, его отклонение от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. При нормальной кислотности желудочный сок имеет рН = 1,7; кровь человека имеет рН = 7,4; слюна – рН = 6,9.
Реакции ионного обмена и условия их протекания
Поскольку молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Сущность таких реакций заключается в связывании ионов путем образования слабого электролита. Другими словами, реакция ионного обмена имеет смысл и протекает практически до конца, если в результате нее образуются слабые электролиты (осадок, газ, Н 2 О и др.). Если в растворе нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием слабого электролита, то реакция обратима; уравнения таких реакций обмена не пишут.
При записи реакций ионного обмена используют молекулярную, полную ионную и сокращенную ионную формы. Пример записи реакции ионного обмена в трех 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 составления уравнений ионных реакций
1. Формулы слабых электролитов записывают в молекулярном виде, сильных – в ионном.
2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества в случае реагентов записывают в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов ионов в правой части.
1. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида магния в серной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:
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. В четырех сосудах содержится по одному литру 1М растворов перечисленных ниже веществ. В каком растворе содержится больше всего ионов?
а) Сульфат калия; б) гидроксид калия;
в) фосфорная кислота; г) этиловый спирт.
3. Степень диссоциации не зависит от:
а) объема раствора; б) природы электролита;
в) растворителя; г) концентрации.
4. Сокращенное ионное уравнение
Al 3+ + 3OH – = Al(OH) 3
соответствует взаимодействию:
а) хлорида алюминия с водой;
б) хлорида алюминия с гидроксидом калия;
в) алюминия с водой;
г) алюминия с гидроксидом калия.
5. Электролит, который не диссоциирует ступенчато, – это:
а) гидроксид магния; б) фосфорная кислота;
в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.
6. Слабым электролитом является:
а) гидроксид бария;
б) гидроксид алюминия;
в) плавиковая кислота;
г) йодоводородная кислота.
7. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия баритовой воды и углекислого газа равна:
а) 6; б) 4; в) 7; г) 8.
8. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:
а) хлорид меди и гидроксид натрия;
б) хлорид калия и гидроксид натрия;
в) соляная кислота и гидроксид натрия;
г) серная кислота и хлорид бария.
9. Вещество, добавление которого к воде не изменит ее электропроводности, – это:
а) уксусная кислота; б) хлорид серебра;
в) серная кислота; г) хлорид калия.
10. Как будет выглядеть график зависимости накала электрической лампочки, включенной в цепь, от времени, если электроды погружены в раствор известковой воды, через который длительное время пропускают углекислый газ?
а) Линейное возрастание;
б) линейное убывание;
в) сначала убывание, затем возрастание;
г) сначала возрастание, затем убывание.
ИНДИКАТОРЫ (от лат. indicator – указатель) – вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора. Происходит это потому, что в кислой и щелочной среде молекулы индикатора имеют разное строение. Примером может служить распространенный индикатор фенолфталеин, который раньше использовали также в качестве слабительного средства под названием пурген. В кислой среде это соединение находится в виде недиссоциированных молекул, и раствор бесцветен, а в щелочной – в виде однозарядных анионов, и раствор имеет малиновый цвет (см . ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ). Однако в сильнощелочной среде фенолфталеин снова обесцвечивается! Происходит это из-за образования еще одной бесцветной формы индикатора – в виде трехзарядного аниона. Наконец, в среде концентрированной серной кислоты снова появляется красная окраска, хотя и не такая интенсивная. Ее виновник – катион фенолфталеина. Этот малоизвестный факт может привести к ошибке при определении реакции среды.
Кислотно-щелочные индикаторы весьма разнообразны; многие из них легко доступны и потому известны не одно столетие. Это отвары или экстракты окрашенных цветов, ягод и плодов. Так, отвар ириса, анютиных глазок, тюльпанов , черники, ежевики, малины, черной смородины, красной капусты, свеклы и других растений становится красным в кислой среде и зелено-голубым – в щелочной. Это легко заметить, если помыть кастрюлю с остатками борща мыльной (т.е. щелочной) водой. С помощью кислого раствора (уксус) и щелочного (питьевая, а лучше – стиральная сода) можно также сделать надписи на лепестках различных цветов красного или синего цвета.
Обычный чай – тоже индикатор. Если в стакан с крепким чаем капнуть лимонный сок или растворить несколько кристалликов лимонной кислоты, то чай сразу станет светлее. Если же растворить в чае питьевую соду, раствор потемнеет (пить такой чай, конечно, не следует). Чай же из цветков («каркаде») дает намного более яркие цвета.
Вероятно, самый старый кислотно-основной индикатор – лакмус. Еще в 1640 ботаники описали гелиотроп (Heliotropium Turnesole) – душистое растение с темно-лиловыми цветками, из которого было выделено красящее вещество. Этот краситель, наряду с соком фиалок, стал широко применяться химиками в качестве индикатора, который в кислой среде был красным, а в щелочной – синим. Об этом можно прочитать в трудах знаменитого физика и химика XVII века Роберта Бойля. Вначале с помощью нового индикатора исследовали минеральные воды, а примерно с 1670 года его начали использовать в химических опытах. «Как только вношу незначительно малое количество кислоты, – писал в 1694 французский химик Пьер Поме о „турнесоле", – он становится красным, поэтому если кто хочет узнать, содержится ли в чем-нибудь кислота, его можно использовать». В 1704 немецкий ученый М.Валентин назвал эту краску лакмусом; это слово и осталось во всех европейских языках, кроме французского; по-французски лакмус – tournesol, что дословно означает «поворачивающийся за солнцем». Так же французы называют и подсолнечник; кстати, «гелиотроп» означает то же самое, только по-гречески. Вскоре оказалось, что лакмус можно добывать и из более дешевого сырья, например, из некоторых видов лишайников.
К сожалению, почти у всех природных индикаторов есть серьезный недостаток: их отвары довольно быстро портятся – скисают или плесневеют (более устойчивы спиртовые растворы). Другой недостаток – слишком широкий интервал изменения цвета. При этом трудно или невозможно отличить, например, нейтральную среду от слабокислой или слабощелочную от сильнощелочной. Поэтому в химических лабораториях используют синтетические индикаторы, резко изменяющие свой цвет в достаточно узких границах рН. Таких индикаторов известно множество, и каждый из них имеет свою область применения. Например, метиловый фиолетовый изменяет окраску от желтой до зеленой в интервале рН 0,13 – 0,5; метиловый оранжевый – от красной (рН < 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).
В лабораториях нередко используются универсальные индикаторы – смесь нескольких индивидуальных индикаторов, подобранных так, что их раствор поочередно меняет окраску, проходя все цвета радуги при изменении кислотности раствора в широком диапазоне рН (например, от 1 до 11). Раствором универсального индикатора часто пропитывают полоски бумаги, которые позволяют быстро (хотя и с не очень высокой точностью) определить рН анализируемого раствора, сравнивая окраску полоски, смоченной раствором, с эталонной цветовой шкалой.
Помимо кислотно-основных, применяют и другие типы индикаторов. Так, окислительно-восстановительные индикаторы изменяют свой цвет в зависимости от того, присутствует в растворе окислитель или восстановитель. Например, окисленная форма дифениламина фиолетовая, а восстановленная – бесцветная. Некоторые окислители сами могут служить индикатором. Например, при анализе соединений железа(II) в ходе реакции
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 ? 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
добавляемый раствор перманганата обесцвечивается, пока в растворе присутствуют ионы Fe 2+ . Как только появится малейший избыток перманганата, раствор приобретает розовую окраску. По количеству израсходованного перманганата легко рассчитать содержание железа в растворе. Аналогично в многочисленных анализах с использованием метода иодометрии индикатором служит сам иод; для повышения чувствительности анализа используют крахмал, который позволяет обнаруживать малейший избыток иода.
Широкое распространение получили комплесонометрические индикаторы – вещества, образующие с ионами металлов (многие из которых бесцветны) окрашенные комплексные соединения. Примером может служить эриохром черный Т; раствор этого сложного органического соединения имеет синий цвет, а в присутствии ионов магния, кальция и некоторых других образуются комплексы, окрашенные в интенсивный винно-красный цвет. Анализ ведут так: к раствору, содержащему анализируемые катионы и индикатор, добавляют по каплям более сильный, по сравнению с индикатором, комплексообразователь, чаще всего – трилон Б. Как только трилон полностью свяжет все катионы металлов, произойдет отчетливый переход от красного цвета к синему. По количеству добавленного трилона легко вычислить содержание катионов металла в растворе.
Известны и другие виды индикаторов. Например, некоторые вещества адсорбируются на поверхности осадка, изменяя его окраску; такие индикаторы называются адсорбционными. При титровании мутных или окрашенных растворов, в которых практически невозможно заметить изменение окраски обычных кислотно-основных индикаторов, используют флуоресцентные индикаторы. Они светятся (флуоресцируют) разным цветом в зависимости от рН раствора. Например, флуоресценция акридина изменяется от зеленой при рН = 4,5 до синей при рН = 5,5; при этом важно, что свечение индикатора не зависит от прозрачности и собственной окраски раствора.
Илья Леенсон
