Soluții pentru schimbarea culorii indicatoarelor

Scopul lucrării: determinarea acidității active a soluțiilor prin schimbarea culorii diferiților indicatori.

Reactivi: apă distilată, soluții de acid clorhidric HCl și hidroxid de sodiu NaOH concentrație de 0,1 mol/l, soluții de fenolftaleină (soluție de alcool), metil portocaliu, indicator universal și hârtie de turnesol universal.

Echipament: suport cu eprubete, pipete.

Metoda de lucru

Pentru a vă familiariza cu schimbările de culoare ale indicatorilor în diverse medii, turnați 5 ml de apă distilată, acid clorhidric și hidroxid de sodiu la o concentrație de 0,1 mol/l în trei eprubete.

Adăugați 2 picături de soluție de metil portocaliu în fiecare tub. Agitați conținutul tubului sau amestecați cu o tijă de sticlă și comparați culorile indicatorilor în soluții neutre, alcaline și acide.

Repetați experimentul cu indicatorul universal, fenolftaleină și hârtie de turnesol indicator.

Cum se schimbă culoarea soluțiilor? Înregistrați observațiile în tabel. 4.1.

Tabelul 4.1

Rezultatele schimbării culorii indicatorilor

Trageți concluzii despre schimbarea culorii indicatorului în diverse medii.

Lucrări de laborator 4.2. Determinarea concentrației

Soluție alcalină prin titrare

Scopul lucrării: determinarea concentrației soluției de hidroxid de sodiu NaOH prin titrare cu o soluție de acid clorhidric.

Reactivi: apă distilată, soluții de acid clorhidric HCl (sau HNO3) și hidroxid de sodiu NaOH (sau KOH) concentrații
0,1 mol/l, soluții de fenolftaleină (soluție de alcool) sau metil portocală.

Dotare: baloane conice de 50–100 ml, pipete de 10 ml, biurete de 25 ml, pahare de 50–100 ml, picuratoare pentru indicatori, pahare sau tuburi de măsurare, baghete de sticlă, hârtie de filtru.

Metoda de lucru

Pentru funcționare, este necesar să aveți o soluție de acid clorhidric HC1 cu o concentrație de 0,1 mol / l. În timpul titrarii, are loc o reacție de neutralizare.

HCl + NaOH \u003d NaCl + H2O.

Pentru a fixa momentul neutralizării se recurge la ajutorul indicatorilor (fenolftaleină sau metil portocală).

Se începe titrarea prin umplerea biuretei cu o soluție de acid clorhidric HCl cu o concentrație de 0,1 mol/l peste diviziune zero.

Se pipetează 10 ml soluție de hidroxid de sodiu NaOH și se toarnă într-un balon conic de 100 ml. Introduceți acolo 2-3 picături de indicator metil portocaliu.

Se trece la titrare: se coboară soluția acidă din biuretă în porții mici, de aproximativ 0,2 ml fiecare, în soluția alcalină, care se agită continuu.

Zona soluției în care intră acidul devine roz, devenind galbenă atunci când este agitată. Când rozul din soluție începe să devină galben, începeți să scurgeți încet soluția acidă cu 0,1 ml și continuați până când soluția din balon capătă o culoare roz persistent dintr-o picătură. Aceasta completează titrarea.

Determinați prin diviziunile biuretei volumul soluției de acid folosită pentru neutralizarea alcalii. Titrarea se repetă încă de două ori.

Volumul de alcali prelevat și valorile obținute pentru volumul de acid sunt înregistrate în tabel. 4.2.

Tabelul 4.2

Se calculează concentrația molară de hidroxid de sodiu conform formulei (4.1), valoarea rezultată se înregistrează în tabel. 4.2. Ei fac o concluzie.

Lucrări de laborator 4.3. Determinarea concentrației unei soluții

Titrarea acidului

Scopul lucrării: determinarea concentrației de acid prin titrare.

Reactivi: apă distilată, soluții de acid clorhidric HCl (sau HNO3) și hidroxid de sodiu NaOH (sau KOH) cu o concentrație de 0,1 mol/l, soluții de fenolftaleină (soluție de alcool) sau metil portocaliu.

Dotare: baloane conice de 50–100 ml, pipete de 10 ml, biurete de 25 ml, pahare de 50–100 ml, picuratoare pentru indicatori, baghete de sticla, hartie de filtru.

Metoda de lucru

Pentru funcționare, este necesar să aveți o soluție de hidroxid de sodiu NaOH cu o concentrație de 0,1 mol / l.

Ca și în lucrarea 4.2. pregătiți o biuretă umplută cu soluție alcalină. Se pipetează 10 ml de soluție acidă și se toarnă într-un balon conic de 100 ml; adăugați acolo 2-3 picături de indicator de fenolftaleină. Puneți balonul pe hârtie albă sub biuretă.

Se trece la titrare: se coboară soluția alcalină din biuretă în porții mici, de aproximativ 0,2 ml fiecare, în soluția acidă, care se agită continuu.

Zona soluției în care intră alcaliul devine roz, care dispare atunci când este agitată. Când culoarea roz din soluție începe să se estompeze lent, începeți să reduceți soluția acidă cu 0,1 ml și continuați până când soluția din balon dintr-o picătură apare o culoare slabă, dar destul de stabilă a soluției. Aceasta completează titrarea.

Determinați prin diviziunile biuretei volumul soluției de alcali folosit pentru neutralizarea acidului.

Titrarea se repetă încă de două ori, de fiecare dată pornind de la diviziunea zero a biuretei.

Volumul de acid luat și valorile obținute ale volumului de alcali sunt înregistrate în tabel. 4.3.

Tabelul 4.3

Rezultatele experimentului și calculului

Se calculează conținutul de acid clorhidric conform formulei (4.1), valoarea se înregistrează în tabel. 4.3. Ei fac o concluzie.

Întrebări pentru auto-pregătire și control

1. Ce este titrarea? Cum se realizează această operație?

2. Ce soluție se numește standard?

3. Care este punctul de echivalență și cum este fixat?

4. De ce există o schimbare bruscă a culorii indicatorului la punctul de echivalență?

5. De ce se folosesc indicatori la titrarea unei soluții?

6. Care este zona de tranziție a indicatorului?

7. În ce mediu își schimbă culoarea metil portocala și fenolftaleina?

8. În ce rapoarte de volum reacționează soluțiile de aceeași concentrație molară și diferite?

Informații similare.

Limita inferioară de metil portocaliu p. H 3. 1 Limită superioară roșie p. H 4. 4 ↔ Galben 4 - (4-dimetilaminofenilazo) benzensulfonat de sodiu

Fenolftaleină A pătrunde în acid pentru alții este un eșec, Dar va rezista fără oftaturi, fără plâns. Dar în alcaliile fenolftaleinei nu va veni viața, ci zmeura solidă!

Oxoacizi ai clorului Ca r. H 0,1 M soluție de HCI hipocloros. O 2,9*10-8 7,2 2,8 Clorura HCI. O2 1,1*10 -2 2 1,5 0,1 -1 1,0*1010 -10 1,0 HCI acid cloric. O 3 HCI clor. O 4

R. Ka a unor acizi slabi (HO) n. formula XO p. Ka HCI. O7,2HCI. O2 2,0 HBr. O 8.7 HNO 2 3. 3 HJO 11.0 H 2 SO 3 1.9 H 3 As. O39, 2H2Se. O 3 2, 6 H 4 Ge. O4 8,6 H3PO4 2. 1 H3 As. O 4 2, 3

R. Ka a unor acizi slabi (HO) n. formula XO p. Ka HCI. O7,2HCI. O2 2,0 H2C03 6,3 HBr. O 8.7 HNO 2 3. 3 HJO 11.0 H 2 SO 3 1.9 H 3 As. O39, 2H2Se. O 3 2, 6 H 4 Ge. O4 8,6 H3PO4 2. 1 H3 As. O 4 2, 3

R. Ka a unor acizi slabi (HO) n. formula XO p. Ka HCI. O7,2HCI. O2 2,0 H2C03 6,3 HBr. O 8, 7 HNO 2 3, 3 H 3 PO 3 1, 8 HJO 11, 0 H 2 SO 3 1, 9 H 3 PO 2 2, 0 H 3 As. O39, 2H2Se. O 3 2, 6 H 4 Ge. O4 8,6 H3PO4 2. 1 H3 As. O 4 2, 3

Luați în considerare următoarele cazuri de titrare.

Titrarea unui acid tare cu o bază tare

HCI + NaOH® NaCI + H2O

H++ OH-® H2O

La punctul de echivalență se formează o sare a unui acid tare și a unei baze tare, care nu suferă hidroliză. Reacția mediului va fi neutră (рН=7). În acest caz, turnesolul poate servi drept indicator.

Titrarea unui acid slab cu o bază tare

CH3COOH + NaOH® CH3COONa + H2O

CH3COOH + OH-® CH3COO- + H2O

Sarea rezultată a unui acid slab și a unei baze puternice în soluție suferă hidroliză:

CH 3 COO - + HOH ® CH 3 COOH + OH -

Punctul de echivalență în acest caz va fi într-un mediu alcalin, așa că ar trebui să utilizați un indicator care își schimbă culoarea la pH> 7, de exemplu, fenolftaleina.

Titrarea unei baze slabe cu un acid puternic

NH4OH + HCI® NH4CI + H2O

NH4OH + H +® NH4 + + H2O

Sarea rezultată în soluție suferă hidroliză:

NH4+ + HOH® NH4OH + H+

Punctul de echivalență va fi într-un mediu acid, astfel încât metil portocala poate fi folosit.

EȘANȚĂ de proiectare a lucrărilor de laborator în

Analiza titrimetrică

Laboratorul nr. ... Data

„Numele laboratorului”

Standard primar - C E (NaOH) = …………mol/l

Substanță determinată (titrant) - С E (HCl) = ?, T(HCl) = ?

Indicator - metil portocaliu

Condiții de titrare - (pH-ul mediului, încălzire etc.)

Ecuația reacției (în forme moleculare și ion-moleculare):

Rezultatele experimentului sunt înscrise în tabel:

Calcule:

PREGĂTIREA ŞI STANDARDIZAREA SOLUŢIILOR DE TITRANŢI PENTRU TITRAREA ACID-BAZĂ

1. Prepararea și standardizarea HCl 0,1 M

Folosind un hidrometru, determinați densitatea soluției concentrate de acid clorhidric care vi se oferă (să spunem că r \u003d 1,179 g / ml).

Conform tabelului de densitate al soluțiilor (Anexa Tabelul 3), găsiți fracția de masă a acidului din această soluție (w = 36%). Calculați ce volum de soluție de HCl 36% trebuie să luați pentru a prepara 250 ml dintr-o soluție de 0,1 mol/l.

Masa molară a unui echivalent de HCI este de 36,46 g/mol, deci 250 ml dintr-o soluție de 0,1 mol/l ar trebui să conțină 0,912 g de HCI anhidru:

m(HCl) \u003d M E C E V \u003d 36,46 0,1 0,25 \u003d 0,912 g

Masa unei soluții de HCI 36% care conține această cantitate de acid este:

Volumul soluției inițiale de acid poate fi găsit prin formula:

Folosiți un cilindru gradat mic pentru a măsura volumul calculat (≈ 2,0 ml) de soluție de acid clorhidric 36% și turnați în cilindrul mare. Aduceți volumul soluției la 250 ml cu apă distilată, turnați-o într-o sticlă de 250 ml și amestecați.

1.2 Prepararea soluției standard primare

Tetraboratul de sodiu și HCl reacționează între ele după cum urmează

Na 2 B 4 O 7 + 2HCl + 5H 2 O ® 2NaCl + 4H 3 BO 3

Factorul de echivalență Na 2 B 4 O 7 în această reacție este 1/2, M (1/2 Na 2 B 4 0 7 × 10H 2 O) = 190,686 g/mol.

Pentru a prepara 100 ml de 0,1M 1/2 Na 2 B 4 O 7, trebuie să luați m = C × V × M = 0,1 × 0,1 × 190,686 = 1,9 g Na 2 B 4 0 7 × 10H 2 O .

În primul rând, se cântăresc aproximativ 1,9 g de Na 2 B 4 0 7 × 10H 2 O cu o balanță manuală, apoi se precizează masa probei prelevate cu o balanță analitică și se dizolvă în aproximativ 50 ml apă fierbinte într-un balon cotat cu o capacitate de 100 ml. După răcire, soluția este ajustată cu apă la o temperatură mediu inconjurator la marcare și amestecare. Calculați concentrația exactă de tetraborat de sodiu în soluție

,

unde m este greutatea probei de tetraborat de sodiu decahidrat, măsurată cu ajutorul unei balanțe analitice.

1.3. Titrarea unei soluții standard primare cu soluție standardizată de HCI

Se pipetează 10,00 ml de soluție de tetraborat de sodiu în 3 baloane de titrare, se adaugă 2 picături de soluție de metil portocaliu 1% în fiecare balon și se titrează cu soluția de HCI preparată. Titrarea se efectuează până când culoarea galbenă pură a soluției capătă o nuanță portocalie. Pentru comparație, puteți lua 10 ml de apă distilată și adăugați la ea aceeași cantitate de indicator ca la soluția analizată. Titrarea se efectuează până când există o diferență între culorile ambelor soluții.

Concentrația molară de HCl în soluție este

Unde 10,00 ml, - valoarea medie a volumului (ml) de soluție de HCl utilizată pentru titrare.

Printre diversitate materie organică există compuși speciali care se caracterizează prin modificări de culoare în diferite medii. Înainte de apariția pH-metrelor electronice moderne, indicatorii erau „instrumente” indispensabile pentru determinarea indicatorilor acido-bazici ai mediului și continuă să fie utilizați în practica de laborator ca substanțe auxiliare în chimia analitică și, de asemenea, în absența echipamentului necesar. .

Pentru ce sunt indicatorii?

Inițial, proprietatea acestor compuși de a schimba culoarea în diferite medii a fost utilizată pe scară largă pentru a determina vizual proprietățile acido-bazice ale substanțelor în soluție, ceea ce a ajutat nu numai la determinarea naturii mediului, ci și la tragerea unei concluzii despre rezultatul rezultat. produși de reacție. Soluțiile indicatoare continuă să fie utilizate în practica de laborator pentru a determina concentrația de substanțe prin titrare și vă permit să învățați cum să utilizați metode improvizate în absența pH-metrelor moderne.

Există câteva zeci de astfel de substanțe, fiecare dintre ele sensibilă la o zonă destul de îngustă: de obicei nu depășește 3 puncte pe scala informativității. Datorită unei astfel de varietăți de cromofori și activității lor scăzute între ei, oamenii de știință au reușit să creeze indicatori universali care sunt utilizați pe scară largă în condiții de laborator și de producție.

Cei mai folosiți indicatori de pH

Este de remarcat faptul că, pe lângă proprietatea de identificare, acești compuși au o capacitate bună de vopsire, ceea ce le permite să fie utilizați pentru vopsirea țesăturilor în industria textilă. Dintre numărul mare de indicatori de culoare din chimie, cei mai faimoși și folosiți sunt metil portocaliu (metil portocaliu) și fenolftaleina. Majoritatea celorlalți cromofori sunt utilizați în prezent în amestec între ei sau pentru sinteze și reacții specifice.

metil portocală

Mulți coloranți sunt numiți după culorile lor primare într-un mediu neutru, ceea ce este, de asemenea, caracteristic acestui cromofor. Portocaliul de metil este un colorant azoic având o grupare - N = N - în compoziția sa, care este responsabil pentru trecerea culorii indicatorului la roșu în și la galben în alcalin. Compușii azo în sine nu sunt baze puternice, totuși, prezența grupărilor donoare de electroni (‒ OH, ‒ NH 2 , ‒ NH (CH 3), ‒ N (CH 3) 2 etc.) crește bazicitatea unuia dintre azotul. atomi, care devine capabil să atașeze protoni de hidrogen conform principiului donor-acceptor. Prin urmare, cu o modificare a concentrației ionilor H + într-o soluție, se poate observa o schimbare a culorii indicatorului acido-bazic.

Mai multe despre obținerea metil-orange

Se obține metil portocaliu în reacția cu diazotarea acidului sulfanilic C6H4(SO3H)NH2 urmată de o combinație cu dimetilanilina C6H5N(CH3)2. Acidul sulfanilic este dizolvat într-o soluție alcalină de sodiu prin adăugarea de nitrit de sodiu NaN02 și apoi răcit cu gheață pentru a realiza sinteza la temperaturi cât mai apropiate de 0°C și se adaugă acid clorhidric HCI. În continuare, se prepară o soluție separată de dimetilanilină în HCI, care se toarnă în prima soluție la răcire, obținându-se un colorant. Se alcalinizează în continuare, iar din soluție precipită cristale portocalii închise, care, după câteva ore, sunt filtrate și uscate într-o baie de apă.

Fenolftaleină

Acest cromofor și-a primit numele de la adăugarea numelor celor doi reactivi care sunt implicați în sinteza sa. Culoarea indicatorului se remarcă prin schimbarea culorii sale într-un mediu alcalin cu dobândirea unei nuanțe de zmeură (roșu-violet, zmeură-roșu), care devine incoloră atunci când soluția este puternic alcalinizată. Fenolftaleina poate lua mai multe forme în funcție de pH-ul mediului, iar în mediile puternic acide are o culoare portocalie.

Acest cromofor se obţine prin condensarea fenolului şi anhidridei ftalice în prezenţa clorurii de zinc ZnCl 2 sau a acidului sulfuric concentrat H 2 SO 4 . În stare solidă, moleculele de fenolftaleină sunt cristale incolore.

Anterior, fenolftaleina a fost utilizată în mod activ în crearea laxativelor, dar treptat utilizarea sa a fost redusă semnificativ datorită proprietăților cumulate stabilite.

Turnesol

Acest indicator a fost unul dintre primii reactivi utilizați pe purtătorii solizi. Turnesolul este un amestec complex de compuși naturali care se obține din anumite tipuri de licheni. Este folosit nu numai ca, ci și ca mijloc de determinare a pH-ului mediului. Acesta este unul dintre primii indicatori care au început să fie utilizați de om în practica chimică: este folosit sub formă de soluții apoase sau benzi de hârtie de filtru impregnate cu acesta. Turnesolul în stare solidă este o pulbere întunecată cu un ușor miros de amoniac. Când se dizolvă în apă curată culoarea indicatorului capătă o culoare violetă, iar atunci când este acidulată, devine roșie. Într-un mediu alcalin, turnesolul devine albastru, ceea ce face posibilă utilizarea acestuia ca indicator universal pentru determinarea generală a indicatorului mediu.

Nu este posibil să se stabilească cu exactitate mecanismul și natura reacției care are loc atunci când pH-ul se modifică în structurile componentelor turnesolului, deoarece poate include până la 15 compuși diferiți, dintre care unii pot fi substanțe active inseparabile, ceea ce le complică. studii individuale de chimie şi proprietăți fizice.

Hârtie indicator universală

Odată cu dezvoltarea științei și apariția lucrărilor indicatoare, stabilirea indicatorilor de mediu a devenit mult mai simplă, deoarece acum nu era necesar să existe reactivi lichizi gata pregătiți pentru orice cercetare de teren, pe care oamenii de știință și oamenii de știință criminaliști îi folosesc încă cu succes. Deci, soluțiile au fost înlocuite cu hârtii indicator universale, care, datorită spectrului lor larg de acțiune, au eliminat aproape complet necesitatea folosirii oricăror alți indicatori acido-bazici.

Compoziția benzilor impregnate poate varia de la producător la producător, astfel încât o listă aproximativă de ingrediente poate fi următoarea:

• fenolftaleină (0-3,0 şi 8,2-11);
• galben de (di)metil (2,9-4,0);
• metil portocaliu (3,1-4,4);
• roșu de metil (4,2-6,2);
• albastru de bromtimol (6,0-7,8);
• a-naftolftaleină (7,3-8,7);
• albastru de timol (8,0-9,6);
• crezolftaleină (8,2-9,8).

Ambalajul conține în mod necesar standarde de scară de culoare care vă permit să determinați pH-ul mediului de la 0 la 12 (aproximativ 14) cu o precizie de un număr întreg.

Printre altele, acești compuși pot fi utilizați împreună în soluții apoase și apos-alcoolice, ceea ce face ca utilizarea unor astfel de amestecuri să fie foarte convenabilă. Cu toate acestea, unele dintre aceste substanțe pot fi slab solubile în apă, așa că este necesar să se selecteze un solvent organic universal.

Datorită proprietăților lor, indicatorii acido-bazici și-au găsit aplicarea în multe domenii ale științei, iar diversitatea lor a făcut posibilă crearea de amestecuri universale care sunt sensibile la o gamă largă de valori ale pH-ului.