Индикатор pH представляет собой галохромное химическое соединение, добавляемое в небольших количествах в раствор , чтобы можно было визуально или спектроскопически определить pH ( кислотность или основность ) раствора по изменениям свойств поглощения и/или испускания. [1] Таким образом, индикатор pH представляет собой химический детектор ионов гидроксония (H 3 O + ) или ионов водорода (H + ) в модели Аррениуса .
Обычно индикатор вызывает изменение цвета раствора в зависимости от pH. Индикаторы также могут показывать изменение других физических свойств; например, обонятельные индикаторы показывают изменение своего запаха . Значение pH нейтрального раствора составляет 7,0 при 25 °C ( стандартные лабораторные условия ). Растворы со значением pH ниже 7,0 считаются кислыми, а растворы со значением pH выше 7,0 — основными. Поскольку большинство встречающихся в природе органических соединений являются слабыми электролитами , такими как карбоновые кислоты и амины , индикаторы pH находят широкое применение в биологии и аналитической химии . Более того, индикаторы pH образуют один из трех основных типов индикаторных соединений, используемых в химическом анализе. Для количественного анализа катионов металлов предпочтительным является использование комплексонометрических индикаторов , [2] [3], тогда как третий класс соединений, окислительно-восстановительные индикаторы , используются в окислительно-восстановительных титрованиях ( титрованиях, включающих одну или несколько окислительно-восстановительных реакций в качестве основы химического анализа).
Сами по себе индикаторы pH обычно являются слабыми кислотами или слабыми основаниями. Общую схему реакции кислых индикаторов pH в водных растворах можно сформулировать следующим образом:
где «HInd» — кислотная форма, а «Ind − » — сопряженное основание индикатора.
Для основных показателей pH в водных растворах наоборот:
где «IndOH» обозначает основную форму, а «Ind + » — сопряженную кислоту индикатора.
Отношение концентрации сопряженной кислоты/основания к концентрации кислотно-основного индикатора определяет pH (или pOH) раствора и связывает цвет со значением pH (или pOH). Для индикаторов pH, которые являются слабыми электролитами, уравнение Гендерсона-Хассельбаха можно записать как:
Уравнения, полученные из константы кислотности и константы основности, утверждают, что когда pH равен значению p K a или p K b индикатора, оба вида присутствуют в соотношении 1:1. Если pH выше значения p K a или p K b , концентрация сопряженного основания больше концентрации кислоты, и цвет, связанный с сопряженным основанием, доминирует. Если pH ниже значения p K a или p K b , верно обратное.
Обычно изменение цвета не происходит мгновенно при значении p K a или p K b , но существует диапазон pH, в котором присутствует смесь цветов. Этот диапазон pH варьируется между индикаторами, но, как правило, он попадает между значением p K a или p K b плюс или минус один. Это предполагает, что растворы сохраняют свой цвет до тех пор, пока сохраняется по крайней мере 10% других видов. Например, если концентрация сопряженного основания в 10 раз больше концентрации кислоты, их соотношение составляет 10:1, и, следовательно, pH составляет p K a + 1 или p K b + 1. И наоборот, если происходит 10-кратный избыток кислоты по отношению к основанию, соотношение составляет 1:10, и pH составляет p K a − 1 или p K b − 1.
Для оптимальной точности разница в цвете между двумя видами должна быть как можно более четкой, и чем уже диапазон изменения цвета, тем лучше. В некоторых индикаторах, таких как фенолфталеин , один из видов бесцветен, тогда как в других индикаторах, таких как метиловый красный , оба вида придают цвет. Хотя индикаторы pH работают эффективно в своем назначенном диапазоне pH, они обычно разрушаются на крайних концах шкалы pH из-за нежелательных побочных реакций.
Индикаторы pH часто используются в титрованиях в аналитической химии и биологии для определения степени химической реакции . [1] Из-за субъективного выбора (определения) цвета индикаторы pH подвержены неточным показаниям. Для приложений, требующих точного измерения pH, часто используется pH-метр . Иногда смесь различных индикаторов используется для достижения нескольких плавных изменений цвета в широком диапазоне значений pH. Эти коммерческие индикаторы (например, универсальная индикаторная бумага и бумага Hydrion ) используются, когда необходимо только приблизительное знание pH. Для титрования разница между истинной конечной точкой и указанной конечной точкой называется ошибкой индикатора. [1]
Ниже в таблице приведены несколько распространенных лабораторных индикаторов pH. Индикаторы обычно демонстрируют промежуточные цвета при значениях pH внутри указанного диапазона перехода. Например, феноловый красный демонстрирует оранжевый цвет между pH 6,8 и pH 8,4. Диапазон перехода может немного смещаться в зависимости от концентрации индикатора в растворе и от температуры, при которой он используется. На рисунке справа показаны индикаторы с их рабочим диапазоном и изменениями цвета.
Индикатор может быть использован для получения достаточно точных измерений pH путем количественного измерения поглощения на двух или более длинах волн. Принцип можно проиллюстрировать, взяв индикатор в качестве простой кислоты, HA, которая диссоциирует на H + и A − .
Значение константы диссоциации кислоты , p K a , должно быть известно. Молярные поглощения , ε HA и ε A − двух видов HA и A − на длинах волн λ x и λ y также должны быть определены предыдущим экспериментом. Предполагая, что закон Бера соблюдается, измеренные поглощения A x и A y на двух длинах волн являются просто суммой поглощений, обусловленных каждым видом.
Это два уравнения в двух концентрациях [HA] и [A − ]. После решения pH получается как
Если измерения проводятся на более чем двух длинах волн, концентрации [HA] и [A − ] можно рассчитать с помощью линейных наименьших квадратов . Фактически, для этой цели можно использовать целый спектр. Процесс проиллюстрирован для индикатора бромкрезолового зеленого . Наблюдаемый спектр (зеленый) является суммой спектров HA (золотого) и A − (синего), взвешенных по концентрации двух видов.
При использовании одного индикатора этот метод ограничен измерениями в диапазоне pH p K a ± 1, но этот диапазон может быть расширен путем использования смесей двух или более индикаторов. Поскольку индикаторы имеют интенсивные спектры поглощения, концентрация индикатора относительно мала, и предполагается, что сам индикатор оказывает незначительное влияние на pH.
В кислотно-основных титрованиях неподходящий индикатор pH может вызвать изменение цвета в растворе, содержащем индикатор, до или после фактической точки эквивалентности. В результате, на основе используемого индикатора pH можно сделать вывод о различных точках эквивалентности для раствора. Это происходит потому, что малейшее изменение цвета раствора, содержащего индикатор, предполагает, что точка эквивалентности достигнута. Поэтому наиболее подходящий индикатор pH имеет эффективный диапазон pH, где изменение цвета очевидно, который охватывает pH точки эквивалентности титруемого раствора. [5]
Многие растения или части растений содержат химические вещества из семейства соединений с естественной окраской антоцианов . Они красные в кислых растворах и синие в основных. Антоцианы можно извлекать водой или другими растворителями из множества окрашенных растений и частей растений, в том числе из листьев ( краснокачанной капусты ); цветов ( герани , мака или лепестков розы ); ягод ( черники , черной смородины ); и стеблей ( ревня ). Извлечение антоцианов из домашних растений, особенно из краснокачанной капусты , для получения грубого индикатора pH является популярной вводной демонстрацией по химии.
Лакмус , использовавшийся алхимиками в Средние века и до сих пор легкодоступный, является естественным индикатором pH, изготовленным из смеси видов лишайников , в частности Roccella tinctoria . Слово лакмус буквально происходит от «цветной мох» на древнескандинавском языке (см. Litr ). Цвет меняется с красного в кислых растворах на синий в щелочах. Термин «лакмусовый тест» стал широко используемой метафорой для любого теста, который претендует на авторитетное различие между альтернативами.
Цветы гортензии крупнолистной могут менять цвет в зависимости от кислотности почвы. В кислых почвах в почве происходят химические реакции, которые делают алюминий доступным для этих растений, окрашивая цветы в синий цвет. В щелочных почвах эти реакции не могут происходить, и поэтому алюминий не усваивается растением. В результате цветы остаются розовыми.
Другим натуральным индикатором pH является пряность куркума . Она желтеет под воздействием кислот и красновато-коричневая в присутствии щелочей .
![{\displaystyle {\begin{aligned}A_{x}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _ {{\ce {HA}}}^{x}+[{\ce {A-}} ]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{x}\\A_{y}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{y }+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{y}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/407bba3b954782cbec25c32d99393bf282c2c36d)
![{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_ {\mathrm {a} }+\log {\frac {[{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}] }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2ed476e8f78a1980748a81ec195978b60032411f)
