Равновесия в растворах кислотно-основных индикаторов

Интервалом перехода окраски кислотно-основного индикатора называют область значений pH, в которой человеческий глаз фиксирует полное изменение окраски. Оптимальное значение pH титруемого раствора, при котором наблюдается наиболее резкое изменение окраски индикатора, называют показателем титрования индикатора (рТ"). Для расчета интервала перехода окраски индикатора рассмотрим равновесие [c.229]

Ионно-хромофорная теория индикаторов. Таким образом, согласно дополняющим друг друга ионной и хромофорной теориям в растворах кислотно-основных индикаторов одновременно имеют место и равновесия, обусловливаемые диссоциацией молекул, и равновесия, связанные с внутримолекулярными перегруппировками одних форм индикатора в другие, отличающиеся различным строением. Поэтому обе рассмотренные теории слились в общую ионно-хромофорную теорию индикаторов, согласно которой изменение цвета кислотно-основного индикатора, происходящее вследствие последовательного присоединения органическими соединениями ионов водорода при действии кислот или отнятия ионов водорода при действии щелочей, связано со смещением ионных равновесий индикаторов, сопровождающихся одновременным изменением их структуры. [c.143]

Очевидно, что изменение цвета всегда происходит с участием ионов водорода, которые либо отщепляются от молекул индикаторов, либо присоединяются к ним. Изменение окраски, вызванное изменением pH растворов, объясняет физико-химическая теория индикаторов. С точки зрения этой теории индикаторы— это окрашенные органические вещества кислотного, основного или амфотерного характера, которые способны существовать в растворах в молекулярной или ионной формах, имеющих различную окраску. Так, в случае индикатора — слабой кислоты равновесие между двумя формами — молекулярной и ионной— можно записать следующим общим уравнением [c.148]

Титрование кислот, оснований и ряда солей полностью основано на кислотно-основных равновесиях. Наряду с этим необходимо иметь в виду, что подробное изучение кислотно-основных свойств растворов, изменения кислотности в процессе нейтрализации, теория индикаторов и другие теоретические проблемы имеют значение не только для объемного анализа, но и для других важных областей науки. [c.291]

Если небольшое количество кислотно-основного индикатора прибавляется к буферному раствору с известными концентрациями буферной кислоты НА и сопряженного с ней основания А, то кажущаяся константа равновесия реакции [c.134]

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ ИНДИКАТОРОВ [c.50]

Эффективными индикаторами меркуриметрии оказались дифенилкарбазид и дифенилкарбазон. Эти вещества являются слабыми кислотами и ведут себя в растворе как кислотно-основные индикаторы. В растворе дифенилкарбазида существует равновесие [c.234]

В растворах кислотно-основных индикаторов одновременно происходят как равновесные процессы, обусловленные диссоциацией молекул, так и равновесные процессы, связанные с внутримолекулярными перегруппировками одних форм индикаторов в другие, отличающиеся по своему строению. Таким образом, изменение цвета индикатора в результате присоединения ионов водорода при действии кислот или отнятия ионов Н при действии оснований сопряжено со смещением ионных равновесий индикатора, связанных с изменением его структуры. [c.250]

Подстановка указанных соотношений концентраций в выражение равновесия для кислотно-основного индикатора дает нам возможность определить интервал концентраций ионов водорода, вызывающий изменение окраски. Если раствор индикатора существует в окрашенной кислой форме [c.134]

Увеличение концентрации ионов водорода (повышение кислотности среды) сдвигает равновесие вправо за счет связывания ионов 0Н , и наблюдается изменение цветности раствора. В табл. 18 приведены наиболее употребительные кислотно-основные индикаторы и указан интервал pH, в котором происходит изменение окраски. [c.268]

Подобно этому равновесию существует аналогичное равновесие в растворах метилового оранжевого, широко применяемого в качестве кислотно-основного индикатора (см, ниже). [c.101]

Кислотно-основное равновесие триплетных состояний и радикалов. Импульсный фотолиз успешно применяется для изучения кислотно-основных равновесий короткоживущих продуктов и состояний. Прямое измерение рК триплетных молекул в растворе было впервые проведено с помощью импульсного фотолиза. Кислотно-основные свойства триплетных состояний органических молекул характеризуются сродством к протону этих молекул. Константа основности триплетных молекул (рКг) может быть определена по кривой титрования так же легко, как и в основном состоянии, причем индикатором является молекула в своем Триплетном состоянии. Типичная кривая зависимости [c.301]

Данные As, а, В. Впервые измерения этого типа были использованы для количественного изучения равновесия в период 1912—1916 гг., когда ряд авторов [120, 136, 145] рассчитали значения р/С для кислотно-основных индикаторов по колориметрическим измерениям оптической плотности раствора как функцию концентрации водородных ионов. [c.329]

Существуют различные методы определения концентрации (точнее — активности) ионов водорода (и соответственно концентрации гидроксид-ионов). Один из простейших методов основан на использовании кислотно-основных индикаторов. В качестве таких индикаторов могут служить многие органические кислоты и основания, которые изменяют свою окраску в некотором узком интервале значений pH. Так, фенолфталеин представляет собой кислоту, которая в молекулярной форме при pH <8,1 бесцветна. Анионы фенолфталеина при рН>9,б имеют красно-фиолетовую окраску. При уменьшении концентрации ионов Н+ и увеличении концентрации ионов ОН молекулярная форма фенолфталеина переходит в анионную из-за отрыва от молекул иона водорода и связывания его с гидроксид-ионом в воду. Поэтому при pH>9,6 раствор в присутст-вди фенолфталеина приобретает красно-фиолетовую окраску. Наоборот, в кислотных растворах при рНс8,1 равновесие смещается в сторону молекулярной формы индикатора, не имеющей окраски. [c.161]

Другой способ оценки pH раствора основан на использовании органических веществ, меняющих цвет в зависимости от изменения [Н3О]. Такие вещества являются слабыми кислотами или основаниями, молекулы и ионы которых имеют различную окраску. Изменение [НдО] в растворе сдвигает равновесие их диссоциации в ту или другую сторону, вызывая изменения в соотношении концентраций различно окрашенных частиц. Такие вещества называются кислотно-основными индикаторами. [c.243]

Кислотно-основные равновесия более чувствительны к изменению диэлектрической проницаемости и основности среды. При уменьшении диэлектрической проницаемости приобретает значение образование ионных пар или ассоциатов более высокого порядка. Кортюм и Андрусов [29] нашли, что относительно неустойчивые ионные пары Бьеррума, присутствующие в метанольных растворах, спектроскопически неразличимы от свободных ионов. В ледяной уксусной кислоте, диэлектрическая проницаемость (6,1) которой значительно меньше, чем у метанола (32,7), цветные реакции индикаторов связаны с ионизацией и с диссоциацией ионных ассоциатов [30, 31]. Для этого растворителя не наблюдается простой зависимости, которая имеет место в воде, между отношением концентраций щелочной и кислой форм индикатора и концентрацией ионов водорода [32]. В апротонном растворителе, например бензоле, свободные ионы, возможно, не играют значительной роли во взаимодействии кислот и оснований, несмотря на перемену окраски индикатора. [c.139]

Кислотно-основной индикатор представляет собой растворимое органическое соединение, которое в водном растворе является слабым протолитом, сопряженные кислота или основание которых- обладают разной окраской. Если индикатор, представляющий собой слабую кислоту, обозначим через Hin, то в водном растворе имеем равновесие [c.238]

Солевой эффект и эффект среды. Как мы уже видели, изменения ионной силы и состава растворителя могут привести к большой неопределенности в значениях pH, найденных с помощью индикатора. Если бы можно было иметь больше информации о кислотно-основных равновесиях, то эффекты, вызываемые указанными выше причинами, могли бы быть в значительной степени поняты и учтены. Соответствующая неопределенность возникает не только из-за чрезмерного упрощения при количественном описании кислотно-основных равновесий и не является следствием случайных ошибок. Все это существенно снижает полезность колориметрического метода определения pH. Чтобы ошибки были минимальными, буферные и исследуемые растворы должны, насколько это возможно, иметь одинаковую ионную силу и состав растворителя. [c.152]

Кривые кислотно-основного титрования позволяют проследить за качественными и количественными изменениями титруемого раствора, подобрать условия определения конкретного вещества и выбрать наиболее подходящий индикатор для фиксирования точки эквивалентности ТЭ. Эти кривые представляют собой зависимость pH раствора от объема добавляемого титранта. Для оценки кислотно-основного равновесия иногда строят логарифмические рН-диаграммы, для чего по оси абсцисс откладывают значения pH, а в области отрицательных значений оси ординат — значения десятичных логарифмов концентраций (рис. 13.1). По логарифмическим диаграммам можно определить равновесные концентрации всех компонентов кислотно-основной Системы в зависимости от pH. [c.208]

Кислотной формой индикатора называют форму, которая преобладает в кислотных растворах, а осндвной формой — ту, которая существует в основных (щелочных) растворах. В некотором промежутке значений pH в растворе может одновременно находиться в равновесии некоторое количество обеих форм индикатора, вследствие чего возникает переходная окраска индикатора. Область значений pH, в которой совершается переход одной формы индикатора в другую и отмечается изменение окраски индикатора,— это интервал pH перехода окраски индикатора, или просто интервал перехода индикатора. Обычно стараются подобрать индикатор по возможности г наиболее узким интервалом перехода (не более двух единиц). [c.161]

Обе формулы представляют одно и то же химическое соединение в различных таутомерных формах. В растворе хиноксима устанавливается подвижное химическое равновесие между обеими таутомерными формами, зависящее от различных факторов. Подобные таутомерные превращения наблюдаются и в растворах кислотно-основных индикаторов. Различные таутомерные формы индикаторов имеют различную окраску растворов, меняющуюся при действии кислот или оснований. [c.101]

При титровании кислотами и основаниями пользуются различными методами установления точки эквивалентности (см. 70). Наиболее широко применяются для этой цели различные органические веш,ества, имеющие характер кислот, которые изменяют свою окраску в зависимости от величины pH раствора. Некоторые цветные индикаторы являются амфоли-тами, т. е. обладают и кислотными и основными свойствами известны также индикаторы с основными свойствами. Свойства кислотных индикаторов характеризуются следующим равновесием [c.306]

Полное значение Но будет теперь видно из уравнений 7 и 10. Из последнего вытекает, что Но является величиной рКа для простого основного индикатора , превращенного наполовину в сопряженную с ним кислоту, когда его помещают в раствор, кислотность которого требуется измерить. Так как Ка является термодинамической константой равновесия для реакции Н/л+ Н -р 1п, где 1п = В, то величина рКа представляет собою меру термодинамической тенденции протекания обратной реакции и является таким образом в известном смысле мерой силы основания, служащего индикатором, хотя это и не находится в согласии с выдвинутыми нами ранее определениями понятий силы кислот и оснований. Мы можем в том же смысле сказать, что Но является мерой силы любого основания, не имеющего заряда, которое было наполовину превращено в его соль в рассматриваемом растворе. Такой же смысл имеет величинаН , когда основание заряжено отрицательно, как, например, 0Н . [c.360]

Быстрое изменепие pH вблизи конечной точкп является основой индикаторного обнаружения. Кислотно-основный индикатор обычно представляет собой некую большую органическую молекулу, которая может существовать или в нротонированной, пли в не-протоннрованной форме, из которых одна окрашена. Еслн эти две формы обозначить 1пН и In, то в растворе будет равновесие [c.412]

Первое направление использования гомогенных протолитических реакций — изменение состояния кислотноосновных или рН-индикаторов (процесс, служащий для измерения pH раствора). рН-индикатор — это сопряженная кислотно-основная пара, у которой кислота и основание различаются по окраске. Если обе сопряженные формы окрашены, то такие индикаторы называют двухцветными если окрашена только одна форма, а другая — бесцветна, то индикатор одноцветный. Представим формулу индикаторной кислоты символом Hind, тогда равновесие ее ионизации выражается обычной схемой [c.101]

Диссоциация кислотно-основных индикаторов, которые являются слабыми электролитами, подчиняется закону действующих масс. Например, индикатор метиловый оранжевый является слабой кислотой, в его растворе устанавливается равновесие между молекулами Hind и анионами Ind [c.93]

Кислотно-основное равновесие с участием СО2. В воде взмучивают СаСОз, пропускают в эту суспензию СО2 и добавляют каплю фенолфталеина. После обесцвечивания индикатора осадок растворяется. Одну часть этого раствора нагревают, к другой добавляют раствор, содержащий ионы ОН-. В обеих пробирках вновь выпадает СаСОз. [c.566]

В кислой среде равновесие смещено в сторону кислотной формы индикатора, раствор принимает окраску этой формы, а в щелочной среде окраска раствора соответствует окраске основной формы иидикатора. [c.190]

Если одна из систем имеет достаточно высокую концентрацию (хорошо уравновешена), а вторая — низкую, то вторая система практически принимает потенциал первой. На этом основано применение окислительно-восстановительных индикаторов (см. раздел II, Д). Далее, чем ближе потенциал системы к значению ее 0 (Сок/Своо = 1), тем он устойчивее (оба эти свойства можно сравнивать с зависимостью буферной емкости в кислотно-основном равновесии от концентрации компонентов и различием между значением pH буферного раствора и р/С кислоты, использованной для его приготовления). На указанном выше взаимодействии и основано окислительно-восстановительное титрование, в котором слабый восстановитель окисляется более сильным окислителем, или наоборот. Если стандартные потенциалы этих систем различаются достаточно сильно, то в точке эквивалентности происходит резкое изменение потенциала его значение в этой точке определяется выражением [c.233]

Компонентом мы будем называть любое вещество, присутствующее в растворе и поглощающее свет при используемых в анализе длинах волн. Отсюда ясно, что определяемое число компонентов в данной системе зависит не только от протекающих в ней реакций, но и от используемой области спектра. Если мы, например, изучаем кислотно-основное равновесие индикатора, кислая форма которого окрашена в синий цвет, а основная — бесцветна, то изучаемая система однокомпонентна при использовании видимой области спектра и двухкомпонентна — при использовании УФ-области, где поглощают обе формы. [c.30]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология