Характеристика некоторых кислотно-основных индикаторов

Индикатор	рK	pT	pH	Изменение окраски
Тимоловый синий	1,65	2,0	1,2–2,8	красная – желтая
Метиловый оранжевый	3,5	4,0	3,2–4,4	красная – желтая
Метиловый красный	5,0	5,5	4,2–6,2	красная – желтая
Лакмус	–	7,0	5,0–8,0	красная – синяя
Бромтимоловый синий	7,3	7,0	6,0–7,6	желтая – синяя
Феноловый красный	8,0	7,5	6,8 –8,4	желтая – красная
Фенолфталеин	9,5	9,0	8,2–10,0	бесцветная– малиновая
Тимолфталеин	9,6	10,0	9,4–10,6	бесцветная – синяя
Ализариновый желтый	10,1	11,0	9,7–10,8	желтая – фиолетовая

Для равновесия HInd  H⁺ + Ind^– константа равновесия

K = K_{ионизации} = , (7)

где [ ] обозначены равновесные молярные концентрации. Отсюда

[H⁺] = (8)

Так как рН = –lg[H⁺], а рK = –lgK, то

pH = pK + lg (9)

Значение рН определяет количественное соотношение между кислотной и основной формами индикатора, т.е. его окраску. Глаз человека различает изменение окраски индикатора, если концентрация одной его формы превышает концентрацию другой примерно в 10 раз. В этом случае рН = рK  1. Для большинства индикаторов рН составляет приблизительно 2 единицы. При равенстве концентраций ионизированной и неионизированной форм справедливо: рН = рK = рТ.

По хромофорной теории изменение окраски индикатора связано с изменением строения его молекулы в результате внутримолекулярной перегруппировки. Окраска органического соединения обусловлена наличием особых атомных групп (обычно содержащих кратные связи: С=С, С=О, –N=O и др.), называемых хромофорами. К хромофорам относят, например, азогруппу –N=N–, переходящую в определенных условиях в группу =N–NH–H. Если внутримолекулярная перегруппировка в молекуле индикатора сопровождается образованием или исчезновением групп, влияющих на окраску, то она изменяется. Обе теории дополняют друг друга.

Индикаторы применяют в виде растворов с концентрацией от сотых до десятых долей процента или пропитанной ими бумаги, называемой индикаторной. В методиках конкретных определений указывают подходящий индикатор; его выбирают, анализируя кривую титрования – график рН – V(титранта).

Пример 5. Расчет величин рН для случая титрования сильной кислоты сильным основанием:

HCl + NaOH  NaCl + H₂O

Н⁺ + ОН^–  Н₂О

Значения рН рассчитывают для различных моментов титрования. Обозначим взятый для титрования объём раствора кислоты V(HCl). Концентрация раствора HCl C_Э,0(HCl) = С₀(HCl), концентрация титранта С_Э(NaOH) = C(NaOH), где С – молярная концентрация (для HCl и NaOH z=1). Пусть С₀(HCl) = C(NaOH). При расчете для простоты пренебрегаем разбавлением раствора HCl, т.е. V_{раствора} = V(HCl). В ходе титрования кислоты щелочью концентрация ионов Н⁺ уменьшается, а ионов ОН^– увеличивается, т.е. растет величина рН.

Рассчитаем рН титруемого раствора до ТЭ.

Для исходного раствора сильной кислоты

рН = –lgC₀(H⁺) = –lgC₀(HCl).

После начала титрования и до точки эквивалентности раствор – это смесь титруемой кислоты и продуктов реакции. Значение рН определяется только концентрацией неоттитрованной кислоты, так как NaCl не гидролизуется:

рН = –lgC(Н⁺),

где С(Н⁺) = С(HCl) – текущая концентрация H⁺ или HCl. Следовательно,

C(H⁺) = n(H⁺)/V(HCl) = n(HCl)/V(HCl) (10)

где n – число молей Н⁺ или HCl в растворе. В свою очередь

n(H⁺) = n(HCl) = n₀(HCl) – n(HCl)_{прореагировавшей} = n₀(HCl) – n(NaOH)

Тогда

C(H⁺) = [n₀(HCl) – n(HCl)_{прореагир.}]/V(HCl) = [C₀(HCl)·V(HCl) –

−C₀(NaOH)·V(NaOH)]/V(HCl) (11)

В ТЭ раствор содержит только продукты реакции. Соль NaCl не подвергается гидролизу, следовательно, С(Н⁺) = , где K_w – ионное произведение воды. Отсюда

С(Н⁺) = = 10^–7 моль/л; рН=7

Рассчитаем рН после достижения ТЭ.

Раствор – смесь сильного основания и продукта реакции (негидролизующейся соли NaCl). Значение рН определяется избытком добавляемого титранта:

рН = 14 – рОН,

где рОН = –lgC(OH^–). Соответственно

C(OH^–) = C(NaOH) = n(NaOH)/V(HCl) = [n(NaOH) – n(HCl)_{прореагир.}]/V(HCl) =

= [C₀(NaOH)·V(NaOH) – C₀(HCl)·V(HCl)]/V(HCl) (12)

В табл. 5 приведены данные по расчету рН при условии, что С_0,Э(HCl) = 0,1 моль/л; V(HCl) = 10,0 мл; С_0,Э(NaOH) = 0,1 моль/л.

Таблица 5