Изменение окраски индикаторов в растворах кислот уравнения

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.

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:

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:

Среда водных растворов солей:

* 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:

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:

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Добавить комментарий

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

Урок 35. Химические свойства кислот

В уроке 35 «Химические свойства кислот» из курса «Химия для чайников» узнаем о всех химических свойствах кислот, рассмотрим с чем они реагируют и что при этом образуется.

В состав молекулы любой кислоты обязательно входят атомы водорода, связанные с различными кислотными остатками. Такое подобие состава молекул обусловливает подобие химических свойств кислот. Оно выражается в том, что кислоты в водных растворах проявляют схожие химические свойства, называемые кислотными свойствами. Знание этих свойств очень важно для дальнейшего изучения химии, поэтому познакомимся с ними более подробно и систематизируем изученный ранее материал.

Изменение окраски индикаторов

Вы уже знаете, что для доказательства наличия кислоты или щелочи в растворе можно использовать особые вещества — индикаторы.

Вспомните, в какие цвета окрашены растворы индикаторов лакмуса, метилоранжа и фенолфталеина. Как изменяется их окраска в растворах кислот?

Взаимодействие с металлами

Из материала предыдущих тем вам известно, что в водных растворах многие кислоты реагируют с металлами, расположенными в ряду активности левее Н₂ (например, Mg, Al, Zn, Fe). В результате этих реакций образуются сложные вещества — соли и выделяется газообразное простое вещество — водород:

В такие реакции вступают как бескислородные (HCl, HBr), так и кислородсодержащие (H₂SO₄, H₃PO₄) кислоты, например:

Реакции этого типа, как вы уже знаете, относятся к реакциям замещения: атомы металлов замещают (вытесняют) атомы водорода из молекул кислот.

Следует помнить, что металлы, расположенные в ряду активности правее Н₂ (Сu, Ag, Hg и др.), с указанными кислотами в
водных растворах не реагируют.

Реакции с основными оксидами

Еще в младших классах, изучая математику, вы узнали, что от перемены мест слагаемых сумма не изменяется: 2 + 3 = 5; 3 + 2 = 5.

Похожее правило есть и в химии: если в уравнении реакции исходные вещества поменять местами, то ее продукты от этого не изменятся. Так, например, изучив ранее химические свойства основных оксидов, вы узнали, что они реагируют с кислотами с образованием солей и воды. Зная это, вы можете теперь смело утверждать, что кислоты реагируют с основными оксидами, образуя те же продукты — соли и воду:

Пример уравнения реакции, протекающей в соответствии с этой схемой:

Как вам уже известно, эти реакции относятся к реакциям обмена, поскольку в процессе взаимодействия исходные сложные вещества обмениваются своими составными частями.

Взаимодействие с основаниями

Изучая химические свойства оснований, вы узнали, что они реагируют с кислотами с образованием солей и воды. А что же тогда образуется при взаимодействии кислот с основаниями? Правильно, те же самые продукты — соли и вода! Мы еще раз убедились в том, что состав конечных веществ не зависит от того, в каком порядке смешиваются одни и те же исходные вещества. Итак, составим схему, согласно которой кислоты реагируют с основаниями:

Запомните, что в образующейся соли валентность атомов металла такая же, как в исходном основании, а валентность кислотного остатка такая же, как в исходной кислоте.

Кислоты реагируют как с нерастворимыми, так и с растворимыми основаниями, например:

Реакции этого типа, как и предыдущего, относятся к реакциям обмена. Вспомните, как называется реакция, которую отображает последнее уравнение. Почему она так называется?

Взаимодействие с солями

Еще один класс сложных веществ, с которыми кислоты могут вступать в химическое взаимодействие, — соли. Реакции этого типа идут по общей схеме:

Однако сразу заметим, что кислота реагирует в растворе с солью лишь в том случае, если в результате реакции выделяется газ (↑) или образуется нерастворимое вещество, выпадающее в осадок (↓). Примеры таких реакций:

Очевидно, что реакции этого типа, как и двух предыдущих, относятся к реакциям обмена.

Разложение кислот на кислотные оксиды и воду

Известно несколько кислот, которые достаточно легко разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду. К таким кислотам, которые называют неустойчивыми, относят угольную (H₂CO₃), сернистую (H₂SO₃) и кремниевую (H₂SiO₃) кислоты. Особенно неустойчива угольная кислота — она разлагается на кислотный оксид CO₂ и воду уже при комнатной температуре:

Краткие выводы урока:

1. Кислоты в растворах изменяют окраску индикаторов.
2. Кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Надеюсь урок 35 «Химические свойства кислот» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Кислотно-основное титрование. Индикаторы, техника титрования

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Кислотно-основное титрование

Основные понятия кислотно-основного титрования
Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Теории индикаторов
Техника титрования

Основные понятия кислотно-основного титрования

Метод кислотно-основное титрование базируется на реакциях взаимодействия между кислотами и основаниями, т. е. на реакции нейтрализации:

Рабочими растворами метода являются растворы сильных кислот (HCl, H2S, НNО3 и др.) или сильных оснований (NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и др.). В зависимости от титрованного раствора (титранта) кислотно-основное титрование подразделяют на ацидиметрию, если титрантом является раствор кислоты, и алкалиметрию, если используют в качестве титранта раствор основания.

Согласно правилу эквивалентности титрование необходимо продолжать до тех пор, пока количество прибавленного реагента не станет эквивалентным содержанию определяемого вещества. Наступающий в процессе титрования момент, когда количecтвo вещества в растворе титранта становится строго эквивалентным количеству определяемого вещества согласно уравнению химической реакции, называют точкой эквивалентности.

Точку эквивалентности устанавливают различными способами. В методах ручного анализа преимущественно используют изменение окраски индикатора, добавляемого в титруемый раствор. Момент, при котором происходит наблюдаемое изменение цвета индикатора, называют конечной точкой титрования. Очень часто конечная точка титрования не совсем совпадает с точкой эквивалентности. Как правило, они отличаются друг от друга не более чем на 0,04 мл (2 капли) титранта. Это то количество вещества в растворе титранта, которое необходимо для взаимодейcтвия его с индикатором.

Если для приготовления растворов используют вещества, которые не являются стандартными, то проводят их стандартизацию. Например растворы кислот можно стандартизовать по стандартным веществам — натрия тетраборат Na2B4О7 ∙10Н2О, натрия карбонат Nа2СО3 ·10Н2О или по стандартным растворам NaOH, КОН; а растворы оснований — по щавелевой кислоте Н2С2О4 ∙2Н2О, янтарной кислоте Н2С4Н4О4 или по стандартным растворам HCl, H2SO4 , НNО3 .

Кривые кислотно-основного титрования выражают зависимость изменения рН раствора от объема добавленного титранта (рис. 3.4).

Рис. 3.4. Кривая кислотно-щелочного титрования

При расчете рН необходимо знать состав титриметрической смеси. Для упрощения вычислений (что не приводит к заметным ошибкам) не учитывают разбавление раствора в процессе титрования и используют понятие «концентрация», а не «активность». Кривые титрования представляют в виде графика зависимости рН от объема добавленного титранта или объема избытка определяемого вещества и избытка титранта.

В начале титрования рН изменяется очень медленно. Кривая (см. рис. 3.4) показывает, в частности, что если оттитровать половину имеющегося количества кислоты (50 мл), рН раствора изменится незначительно по сравнению с исходным, если оттитровать 90 % (90 мл), то и тогда уменьшение рН составит лишь одну единицу. С уменьшением концентрации оставшейся кислоты изменение рН при титровании становится более резким. Оттитровывание кислоты от 90 до 99 % вызывает изменение рН на три единицы. Также на единицу возрастает рН при оттитровывании от 99 до 99,9 %, т. е. на 0,9 %. Титрование остатка кислоты (0,1%) приводит к изменению рН на целых 3 единицы. Введение избытка в 0,1 % NaOH по сравнению с эквивалентным количеством вызывает изменение рН также на 3 единицы, и рН раствора становится равным 13,0.

Кривая титрования сильного основания сильной кислотой представляет собой зеркальное отображение кривой титрования сильной кислоты сильным основанием. При титровании сильной кислотой сильного основания и наоборот до точки эквивалентности рН раствора определяется концентрацией неоттитрованной щелочи или кислоты, а после точки эквивалентности — концентрацией добавленной кислоты или щелочи. В точке эквивалентности раствор нейтрален.

Скачок титрования — это резкое изменение рН в области точки эквивалентности. Факторы, влияющие на величину и положение скачка титрования (на величину скачка титрования влияют все факторы, от которых зависят значения рН):

• ● константа диссоциации титруемого вещества;
• ● концентрация титруемого вещества;
• ● концентрация титранта;
• ● температура;
• ● ионная сила.

Чем меньше концентрация титруемого вещества и титранта, тем меньше скачок. Практически невозможно оттитровать сильные протолиты концентрацией 10 –4 М, а слабые — концентрацией 10 –2 М. При изменении температуры сильно изменяется константа автопротолиза воды, входящая во многие формулы расчета рН. В результате при увеличении температуры скачок уменьшается и смещается в более кислую область. Ионная сила влияет незначительно.

В рассматриваемом случае расчет рН проводят по следующим формулам:

● Для сильной кислоты, например HCl, рН определяется концентрацией ионов водорода: [H+] = M кислоты.

● Для сильного основания, например КОН [H+] = 10 –14 / Mщелочи. Часто проводят титрование с использованием слабых электролитов.

При титровании слабой кислоты сильным основанием чем слабее кислота, тем больше значение рН в начале титрования. Следовательно, ветвь кривой титрования (рис. 3.5) до точки эквивалентности смещается в щелочную область. После достижения точки эквивалентности образуется сильное основание, следовательно, значение рН резко смещается в щелочную область. При дальнейшем титровании кривая изменяется незначительно.

В ходе титрования раствора уксусной кислоты сильным основанием значение pH все время остается выше, чем при тех же концентрациях соляной кислоты. В результате этого скачок на кривой начинается с более высокого значения рН. Заканчивается он, как и в первом случае, при рН = 10, так как титрование производят тем же раствором 0,1 моль/л NaOH.

Рис. 3.5. Ход титрования слабой кислоты сильным основанием

При титровании слабой кислоты сильным основанием pH раствора кислоты вычисляют с учетом ее константы диссоциации:

Интервал скачка рН на кривой титрования 0,1 мольл уксусной кислоты раствором 0,1 мольл NaOH значительно уже предыдущего случая. Он простирается от рН = 7,8 до рН = 10.

При титровании слабого основания сильной кислотой интервал скачка уменьшается в щелочной области рН. Рассчитывается рН в этом случае следующим образом:

При титрование слабой кислоты слабым основанием (или наоборот) сужение интервала скачка рН происходит и в кислотной, и в щелочной областях рН. Вследствие этого интервал скачка рН на кривой вовсе исчезает. Пример — нейтрализация раствора 0,1 моль/л СН3СООН раствором 0,1 моль/л NН4ОН. Кривая титрования не имеет скачка рН. Поэтому нельзя ожидать и резкого изменения окраски индикаторов. Титрование слабой кислоты слабым основанием вообще невозможно.

Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Теории индикаторов

Индикаторы — вещества, которые резко реагируют на изменение концентрации определяемого компонента или титранта вблизи точки эквивалентности. В методах кислотно-основного титрования для определения конечной точки титрования используют кислотноосновные индикаторы (табл. 3.1). Это органические вещества, способные видимо и обратимо изменять свою окраску в растворе при изменении рН среды.

Кислотно-основные индикаторы изменяют свою окраску в области интервала перехода независимо от того, достигнута ли точка эквивалентности. Правильно выбранный индикатор изменяет окраску в области скачка титрования. У неправильно выбранного индикатора изменение окраски может происходить задолго до наступления точки эквивалентности или после нее.

Таблица 3.1 Характеристики кислотно-основных индикаторов

Выбирают индикатор с помощью кривой титрования. Для этого на график наносят интервал перехода индикатора. У правильно выбранного индикатора интервал перехода полностью или частично перекрывается скачком титрования. Если такого перекрывания нет, то индикатор для данного титрования не подходит. Значение рН, при котором заканчивается титрование с данным индикатором, называют показателем титрования и обозначают рТ. Показатель титрования находится обычно в середине интервала перехода индикатора. Существуют различные теории индикаторов, каждая из которых по-своему объясняет поведение кислотно-основных индикаторов в кислых и щелочных средах.

Ионная теория индикаторов. В связи с тем, что кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые кислоты или слабые основания, любой индикатор диссоциирует в растворе согласно уравнению:

HInd = Н+ + Ind — (бесцветный — малиновый).

Окраска раствора, в котором индикатор находится в молекулярной форме (HInd), отличается от окраски раствора, в котором индикатор находится в ионной форме (Ind − ). Молекулы фенолфталеина HInd бесцветны, а его анионы Ind − окрашены в малиновый цвет. Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить 1−2 капли щелочи, как введенные ОН – ионы станут связывать катионы Н+ с образованием слабого электролита — молекул воды. При этом равновесие диссоциации индикатора сместится вправо, и накопление анионов Ind − вызовет окрашивание раствора в малиновый цвет. То есть переход одной окраски, присущей молекулярной форме кислотно-основного индикатора, в другую, свойственную его ионной форме, происходит под влиянием Н+ или ОН − -ионов, т. е. зависит от рН раствора.

Хромофорная теория индикаторов. Поведение индикаторов, объясняемое ионной теорией индикаторов, дополняется хромофорной теорией, согласно которой изменение окраски индикаторов связано с изменением структуры их молекул, внутримолекулярной перегруппировкой, вызываемой действием Н+ или ОН − -ионов. По хромофорной теории в процессе изменения рН раствора меняется строение молекул кислотно-основных индикаторов. Это явление обусловливается бензоидно-хиноидной таутомерией. При изменении рН среды раствора или при диссоциации хромофоры могут перегруппировываться. Перемена окраски у индикаторов является результатом изменений в их внутреннем строении. У одноцветных индикаторов окраска изменяется в связи с появлением или исчезновением хромофоров. У двухцветных индикаторов эти изменения обусловлены превращением одних хромофоров в другие. Типичным одноцветным индикатором является фенолфталеин. При рН –4 , у лакмуса Кд = 10 –8 , а у фенолфталеина Кд = 10 –9 . Следовательно, фенолфталеин является наиболее слабой органической кислотой из этих индикаторов.

Изменение окраски индикаторов происходит при прибавлении к любому раствору любой кислоты или щелочи влечет за собой изменение концентрации ионов Н+ в нем, а следовательно, и величины рН. Перемена окраски у индикаторов также связана с изменением рН раствора. Однако каждый индикатор изменяет окраску только в определенном, характерном для него интервале значений рН. Объясняется это тем, что окраска индикатора зависит от соотношения концентраций его диссоциированной и недиссоциированной форм, т. е.

При рН = 7, [Н+] = 1 –7 , а [HInd] / [Ind−] = 10 –7 / 10 –9 , т. е. при рН = 7 на каждые 100 бесцветных молекул фенолфталеина приходится лишь один окрашенный ион, следовательно, раствор бесцветный.

Если к раствору фенолфталеина прибавить щелочь и довести рН раствора до 8, то соотношение [HInd] / [Ind−] = 10 –8 /10 –9 уменьшится в 10 раз и раствор станет бледно-розовым. При рН = 9 соотношение [HInd] / [Ind−] = 10 –9 /10 –9 = 1,0, т. е. в растворе присутствуют равные количества бесцветных молекул индикатора и окрашенных в красный цвет ионов, при этом раствор приобретает розовую окраску. Следовательно, цвет водного раствора индикатора определяется соотношением концентрации его молекулярной и ионной форм, отличающихся различной окраской, и зависит от [Н+].

Техника титрования

Правильное определение точки эквивалентности при титровании зависит не только от выбора индикатора, но и от порядка титрования. По методу нейтрализации титруют растворы кислот растворами оснований или наоборот. Этот порядок следует учитывать при выборе индикатора. Например, если титруют кислоту основанием и в качестве индикатора используют метиловый оранжевый (или метиловый красный), то розовая окраска индикатора от избыточной капли щелочи должна перейти в желтую.

Такое изменение окраски гораздо хуже улавливается глазом, чем переход ее из желтой в розовую. Поэтому с метиловым оранжевым (или метиловым красным) рекомендуют титровать растворы оснований растворами кислот. С фенолфталeином удобнее титровать растворы кислот растворами оснований, так как при этом бесцветный раствор становится малиновым.

Следует заметить, что при использовании индикаторов для фиксирования конечной точки титрования возможно появление индикаторной ошибки. Она образуется в случае несовпадения рН раствора в точке эквивалентности и рТ индикатора. Если такое несовпадение имеет место, то раствор обычно либо несколько перетитровывают, либо, наоборот, недотитровывают. Для уменьшения индикаторной ошибки титрование проводят с так называемым свидетелем. В запасную коническую колбу (или стакан) наливают дистиллированную воду в количестве, приблизительно равном объему жидкости, получающейся в конце титрования. Прибавляют к воде столько же капель индикатора, например метилового оранжевого, сколько и к титруемому раствору, и приливают из бюретки 1−2 капли кислоты, вызывающей слабое порозовение раствора. Приготовленный таким образом свидетель используют в качестве образца при титровании, добиваясь, чтобы окраска анализируемого раствора и свидетель была одинакова. С помощью свидетель вводят также поправку в результаты титрования на прибавленный избыток кислоты, т. е. из затраченного ее объема вычитают объем двух капель (0,04 мл), использованных на окрашивание индикатора в свидетель.

Правильное определение точки эквивалентности зависит от количества прибавленного индикатора. Иногда стараются прилить побольше индикатора, полагая, что большая интенсивность окраски раствора облегчит определение точки эквивалентности. Но чем больше прибавлено индикатора, тем труднее заметить изменение окраски, так как оно будет происходить медленнее. Для установления конечной точки титрования имеет значение не столько яркость окраски раствора, сколько четкость ее изменения. Опытным путем найдено, что на 10–15 мл анализируемого раствора следует брать одну каплю раствора индикатора, а на 25 мл — не более двух капель.

Таким образом, результат объемного определения зависит не только от выбора индикатора, но также от его взятого количества и от принятого порядка титрования.