Indicator PH

Notă: Termenul „indicator colorat” se referă la un „indicator colorat al pH-ului” din acest articol.

Cei indicatori colorați ai pH - ului (sau indicatori acido-bazic ) sunt molecule care au capacitatea de a schimba culoarea în funcție de aciditatea (definită Bronsted ) din mediul înconjurător lor. Proprietatea care leagă culoarea aparentă și pH-ul se numește halocromism . Prin extensie, indicatorul de pH este un detector chimic al hidroniu (sau oxoniu) H 3 O + ion .

Această proprietate oferă utilitate indicatorilor de culoare în anumite științe experimentale, cum ar fi chimia , biologia sau medicina . De asemenea, le oferă un apel educațional care permite, de exemplu, introducerea testelor acid-bazice în liceu fără inițierea prealabilă a monitorizării pH-metrice sau conductimetrice a unei reacții.

Deoarece sintezele lor duc cel mai adesea la solide, indicatorii colorați sunt de cele mai multe ori folosite în cantități mici în stare solvatată (în apă, sodă sau etanol, de exemplu) în soluții apoase. Prin urmare, aceste câteva picături vor putea colora o soluție foarte clar, iar culoarea acesteia va fi sensibilă la valorile luate de pH-ul său. În cazurile în care indicatorul nu poate fi amestecat cu soluția (de exemplu, alimente), putem înmuia o hârtie specială cu acest indicator și așezați o picătură de soluție pe el pentru a observa schimbarea.

Istoric

Chimiștii din XVII - lea secol cunoștea utilizarea indicatorilor de culoare. Mențiuni despre utilizarea lor se găsesc în scrierile primilor chimisti ai Academiei Regale de Științe . Astfel, Cottereau du Clos indică în studiul său despre apele minerale care au examinat în mod sistematic „dacă au schimbat culoarea siropului purpuriu în verde și dacă au restabilit culoarea albastră a floarea-soarelui înroșită de un acid aluminos sau vitriolic” ( Observations sur les eaux minerale , p. 25 ). În magistralul său Cours de Chymie ( 1697 ), Nicolas Lémery indică „Dacă luăm o tinctură albastră sau purpurie făcută în apă, ca cea care este luată din floarea-soarelui sau din flori violete și turnăm câteva picături de„ spirit de vitriol ”, aceasta va fi imediat devin roșii, dar dacă îi adăugați o sare alcalină, aceasta își va relua prima culoare ” .

În 1767 a avut loc prima utilizare a unui indicator colorat pentru un test acid-bazic. W. Lewis a avut ideea de a folosi o schimbare de culoare pentru a caracteriza echivalența. Până atunci, carbonatul de potasiu K 2 CO 3 era folosit ca bază. Evoluția gazelor a fost observată la echivalență.

Primul indicator colorat a fost, prin urmare, un extract de floarea soarelui. Testele au constat apoi în studiul analitic al apelor minerale. Mai mulți alți indicatori naturali au fost adoptați rapid. Putem cita varză roșie , anghinare , trandafir sau sfeclă roșie . Într-adevăr, acești compuși prezintă toți proprietatea de a schimba culoarea în funcție de pH . Dar acești compuși au defecte semnificative: zona lor de întoarcere este extinsă și imprecisă și depinde de natura plantei în cauză. Aceeași varză roșie poate vedea zonele sale de cotitură schimbate cu una sau chiar două unități de pH.

XIX - lea secol vede o creștere considerabilă a chimiei organice , precum și dezvoltarea de noi substanțe sintetice , care servesc ca indicatori de culoare , cum ar fi fenolftaleina sau albastru de bromtimol utilizat de Luck (1877), și fluoresceină (1876). Acești indicatori permit dozaje mai precise.

Astăzi, se poate utiliza un număr foarte mare de indicatori coloranți chimici. Varza roșie este încă folosită, ci mai degrabă în scopuri educaționale în lecțiile de chimie. Turnesolul este folosit mai puțin și mai puțin în favoarea albastru de bromtimol , în special.

Unii indicatori comuni

Iată o listă neexhaustivă a principalilor indicatori folosiți în chimie sau biologie. Valorile tranzițiilor și culorile pot varia ușor în funcție de condițiile de utilizare (solvenți, temperatură, presiune etc.).

Indicator		Tranziție (aproximativ)
Bromtimol albastru , BBT ( 1 st tranziție)	roz - roșu	≈0.0	galben
Crezol roșu (acid - 1 st tranziție)	roșu	0,0-1,0	galben
Violet de gențiană	galben	0,0-1,6	albastru - violet
Malachit verde (acid - 1 st tranziție)	galben	0,2-1,8	albastru - verde
Timolul albastru (acid - 1 st tranziție)	roșu	1.2-2.8	galben
Galben metilic	roșu	2.9-4.0	galben
Albastru de bromofenol (BBP)	galben	3.0-4.6	Violet
Roșu Congo	albastru	3.0-5.2	roșu
Helianthine (metil portocaliu)	roșu	3.1-4.4	galben
Helianthine în soluție în xilen cianol	Violet	3.2-4.2	verde
Verde bromocrezol	galben	3.8-5.4	albastru
Roșu de metil	roșu	4.2-6.3	galben
Litmus hârtie ( Azolitmine )	roșu	4.5-8.3	albastru
Bromocresol purpuriu	galben	5.2-6.8	Violet
Albastru de bromimol , BBT ( tranziție 2 e )	galben	6.0-7.6	albastru
Roșu fenol ( fenolsulfonftaleină )	galben	6.6-8.0	roșu
Roșu neutru	roșu	6.8-8.0	galben portocaliu
Cresol roșu (de bază - tranziția 2 e )	galben	7.2-8.8	roșu
Albastru timol (de bază - tranziția 2 e )	galben	8.0-9.6	albastru
Fenolftaleina	incolor	8.2-10.0	roz
Timolftaleina	incolor	9.4-10.6	albastru
Alizarină galbenă R	galben	10.1-12.0	portocaliu rosu
Alizarina	roșu	11.0-12.4	Violet
Carmin indigo	albastru	11.4-13.0	galben
Verde malachit (bază - tranziție 2 e )	albastru -verz	11.5-13.2	incolor

Indicatori naturali de pH

Iată o listă neexhaustivă a indicatorilor naturali colorați. Spre deosebire de indicatorii chimici puri, indicatorii naturali conțin mai mulți compuși chimici care afectează culoarea. Prin urmare, zonele de tonifiere diferă în funcție de natura compusului utilizat. De exemplu, sucul de varză roșie nu poate deveni galben până la pH> 14 dacă are câteva zile. La fel, tranziția de la sucul de morcovi , de exemplu, este dificil de observat. Avantajul major al indicatorilor naturali față de echivalenții lor sintetici este costul lor foarte scăzut. Ele se găsesc adesea direct în natură, unde practic nu costă nimic în supermarket , în timp ce indicatorii chimici depășesc zece euro pentru câteva grame de produse pure.

Indicator		Tranziție (aproximativ)
Hortensie (acid - 1 st tranziție)	roz	aproximativ 0,0-1,0	roz pal
Stafide (acid - 1 st tranziție)	roz fucsia	aproximativ 0,0-2,0	roz somon
Sfecla (acid - 1 st tranziție)	Bordeaux	aproximativ 1.0-2.0	roșu
Varză roșie (acid - 1 st tranziție)	roșu	aproximativ 2.0-3.0	roz fucsia
Varză roșie (acid - tranziția 2 e )	roz fucsia	aproximativ 3.0-4.0	mov
Ceai (acid - 1 st tranziție)	galben	aproximativ 3.0-4.0	galben închis
Afinele (acid - 1 st tranziție)	roșu	aproximativ 3.0-4.0	roz fucsia
Hortensie (acid - tranziția 2 e )	roz deschis	aproximativ 5.0-6.0	verde palid
Varză roșie (bază - 3 e tranziție)	mov	aproximativ 6.0-7.0	Violet
Varză roșie (bază - a 4- a tranziție)	Violet	aproximativ 8.0-9.0	rață albastră
Ceai (bază - 2 e tranziție)	galben închis	aproximativ 8.0-10.0	maro deschis
Varză roșie (bază - a 5- a tranziție)	rață albastră	aproximativ 10.0-11.0	verde
Curry	galben	aproximativ 10.0-11.0	portocaliu-maroniu
Curcumă	galben	aproximativ 10.0-11.0	portocaliu-maroniu
Hortensie (bază - tranziție 3 e )	verde palid	aproximativ 10.0-12.0	verde deschis
Anghinare	galben pal	aproximativ 10.0-12.0	galben
Stafidă (bază - tranziție 2 e )	roz somon	aproximativ 11.0-12.0	verde
Afine ( tranziție de bază - 2 e )	roșu	aproximativ 11.0-12.0	verde
Roșu sfeclă roșie (bază - tranziție 2 e )	roșu	aproximativ 11.0-12.0	galben
Ceapă albă	verde palid	aproximativ 11.0-12.0	galben
Piele de pară	galben pal	aproximativ 11.0-12.0	galben
Varză roșie (bază - a 6- a tranziție)	verde	aproximativ 11.0-12.0	verde deschis
Stafidă (bază - 3 e tranziție)	verde	aproximativ 12.0-13.0	galben auriu
Afine ( tranziție de bază - 3 e )	verde	aproximativ 12.0-13.0	portocale
Varză roșie (bază - 7 e tranziție)	verde deschis	aproximativ 12.0-13.0	galben
Cimbru	galben	aproximativ 12.0-13.0	maro
Ceai (bază - 3 e tranziție)	maro deschis	aproximativ 13.0-14.0	maro inchis

Alți indicatori naturali de pH:

anumite petale de flori ( trandafir , violet sau pansel , petunie , volubilis , hortensie , liliac , mușcată , delfiniu , mac etc.);
unele fructe sau legume ( rubarbă , ridiche , cireșe , morcov , căpșuni , coacăze negre , lingonberry , în general cele mai multe fructe roșii ...).

Mai mulți compuși chimici pot fi la originea proprietăților halocromice ale acestor indicatori naturali. Iată câteva:

Cei antocianii sunt compuși naturali care se găsesc în multe plante. Acești compuși sunt roșii într-o soluție acidă și albastru într-o soluție bazică. Varza roșie , care conține, este una dintre cele mai populare indicatori si spectaculoase. Sfecla roșie conține betacianine, derivați halocromici ai antocianinelor;
curcumină este prezentă în turmeric (și , prin urmare, curry ce conține șofran). Este maro într-un mediu bazic și galben într-un mediu acid;
a carotenoidele , conținute de exemplu în morcovi, pot poseda proprietăți acide;
flavonoidele precum catehina (prezentă în ceai), quercetina (prezentă în ceapa albă), apigenina și luteolina (prezentă în anghinare) au proprietăți acido-bazice.

Scara pH-ului sucului de varză roșie

Concepte conexe

Aciditatea și basicitatea mediului

PH-ul (hidrogenul potențial) este o cantitate utilizată în științele experimentale pentru a măsura aciditatea sau basicitatea unei soluții. Este definit de cologaritmul zecimal al activității ionilor H + în soluție. Deoarece ionii H + se leagă de moleculele de apă (aproximativ 1 la 1), activitatea ionilor H 3 O + de hidroniu (necunoscuți în mod necorespunzător sub numele de ioni oxoniu) va fi măsurată în schimb . Dacă considerăm că soluțiile sunt suficient de diluate ([H 3 O + ] <1 M și [HO - ] <1 M), activitatea apei va fi egală cu 1 și cea a ionilor de hidroniu va fi asimilată concentrației de acești ioni (Activitate = Gama × Concentrație și Gama ≈ 1 când soluția este diluată), ceea ce este în general cazul utilizării indicatorilor colorați. Deci avem :

pH=-Buturuga⁡(laH+)=-Buturuga⁡[H3O+]{\ displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log \ left (a _ {\ mathrm {H} ^ {+}} \ right) = - \ log \ left [{\ rm {H_ {3} O ^ {+ }}} \ dreapta]}

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log \ left (a _ {\ mathrm {H} ^ {+}} \ right) = - \ log \ left [{\ rm {H_ {3} O ^ {+ }}} \ dreapta]}

În mod tradițional, și ținând cont de aproximările de mai sus, pH-ul va fi măsurat pe o scară de la 0 la 14, deși poate fi în afara acestui interval. Într-adevăr, știind că produsul ionic al apei este întotdeauna verificat, avem:

pHmeunu=-Buturuga⁡1=0etpHmlaX=-Buturuga⁡10-14=14{\ displaystyle {\ rm {pH_ {min} = - \ log 1 = 0 \ qquad și \ qquad pH_ {max} = - \ log 10 ^ {- 14} = 14}}}

{\ displaystyle {\ rm {pH_ {min} = - \ log 1 = 0 \ qquad și \ qquad pH_ {max} = - \ log 10 ^ {- 14} = 14}}}

Se spune că o soluție este acidă dacă pH-ul său este mai mic de 7, bazic dacă este mai mare de 7 și neutru dacă este egal cu 7. Este avantajul indicatorilor de culoare să poată determina cu ușurință și rapid această aciditate.

Zona de viraj

Principiul unui indicator colorat trebuie să existe sub două forme, dintre care una predomină peste cealaltă, în funcție de pH. Intervalul de pH în care nici una dintre cele două forme ale indicatorului nu este majoritară se numește zonă de cotitură. Pentru calcule și experimente, indicatorii au o zonă de viraj cu file, care reflectă cu exactitate schimbarea culorii. Dacă nu avem date despre zona de viraj, ci doar p K i , se estimează că o specie predomină peste cealaltă atunci când concentrația primei este de zece ori mai mare decât cea a celei de-a doua. Acest lucru este reflectat de o variație a unei unități de pH în jurul p K i .

Tenta sensibilă

Tenta sensibilă este numele dat culorii pe care soluția o ia în zona de tonifiere. Adesea, această culoare corespunde amestecului aditiv al culorilor formelor implicate. Exemplu: albastrul de bromotimol (imagine) are o nuanță verde sensibilă, suprapunerea culorilor galben acid și albastru bazic. Unii indicatori pot avea o tranziție incoloră, datorită efectelor electronice suplimentare, prezenței unei a treia forme intermediare sau chiar din cauza unei pierderi de energie din indicator.

Aspecte tehnice

Natura acidă-bază a indicatorilor

Un indicator colorat poate fi considerat ca o pereche slabă de acid / bază slabă (conform definiției acidității Brönsted). Notăm InH forma acidă a unui indicator și In - forma sa de bază. Prin urmare, echilibrul acido-bazic existent între aceste două forme este:

EunuH⇌Eunu-+H+{\ displaystyle {\ rm {InH \ rightleftharpoons In ^ {-} + H ^ {+}}}}

{\ displaystyle {\ rm {InH \ rightleftharpoons In ^ {-} + H ^ {+}}}}

iar constanta de aciditate asociată este Keu=[Eunu-][H3O+][EunuH]{\ displaystyle K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ frac {\ left [În ^ {-} \ right] \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right]} {\ left [InH \ dreapta]}}}}

{\ displaystyle K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ frac {\ left [În ^ {-} \ right] \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right]} {\ left [InH \ dreapta]}}}}

unde [X] este concentrația speciei X în mol.l −1

Folosim mai des p K i care este egal cu cologaritmul zecimal al lui K i : Fiecare indicator este caracterizat de p K i al perechii sale sau de mai mulți p K i dacă este un poliacid . ${\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = - \ log K _ {\ text {i}}}$

Determinarea experimentală a p K i a unui indicator colorat

Măsurătorile spectrofotometrice fac posibilă determinarea experimentală a p K i a unui indicator colorat.

Conform legii Beer-Lambert , absorbanța A (fără unitate) a unei soluții, măsurată cu ajutorul unui spectrofotometru sau colorimetru , este proporțională cu:

un coeficient de absorbție molar ε λ intrinsec substanței și la o lungime de undă λ (în cm −1 .l.mol −1 );
grosimea l de soluție traversată de raza aparatului (în cm);
concentrația c a substanței absorbante (în mol.l −1 ): LA=ϵλ⋅l⋅vs.{\ displaystyle A = \ epsilon _ {\ lambda} \ cdot l \ cdot c} ${\ displaystyle A = \ epsilon _ {\ lambda} \ cdot l \ cdot c}$

Pe de altă parte, definiția originală a absorbanței este:

LA=Buturuga⁡Φ0Φ1{\ displaystyle A = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {1}}}}

{\ displaystyle A = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {1}}}}

Φ 0 și Φ 1 sunt fluxurile luminoase indicative și transmise la trecerea prin spectrofotometru.

Dacă fasciculul aparatului traversează două soluții de coeficient ε λ (1) și ε λ (2) și de concentrații c 1 și c 2 , avem:

LAEunuH=Buturuga⁡Φ0Φ1=ϵλ1⋅l⋅vs.1{\ displaystyle A _ {\ rm {InH}} = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {1}}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot l \ cdot c_ {1}} ${\ displaystyle A _ {\ rm {InH}} = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {1}}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot l \ cdot c_ {1}}$ LAEunu-=Buturuga⁡Φ0Φ2=ϵλ2⋅l⋅vs.2{\ displaystyle A _ {\ rm {In ^ {-}}} = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {2}}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {2} } \ cdot l \ cdot c_ {2}} ${\ displaystyle A _ {\ rm {In ^ {-}}} = \ log {\ frac {\ Phi _ {0}} {\ Phi _ {2}}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {2} } \ cdot l \ cdot c_ {2}}$

Având în vedere că absorbanța este o cantitate aditivă, avem în cele din urmă:

LA=LAEunuH+LAEunu-=(ϵλ1⋅vs.1+ϵλ1⋅vs.2)⋅l{\ displaystyle A = A _ {\ rm {InH}} + A _ {\ rm {In ^ {-}}} = \ left (\ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot c_ {1} + \ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot c_ {2} \ right) \ cdot l}

{\ displaystyle A = A _ {\ rm {InH}} + A _ {\ rm {In ^ {-}}} = \ left (\ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot c_ {1} + \ epsilon _ {\ lambda _ {1}} \ cdot c_ {2} \ right) \ cdot l}

Deci, să aplicăm acest principiu indicatoarelor colorate. Prin utilizarea curbelor de absorbanță ale diferitelor forme ale unui indicator colorat, efectuate experimental, se determină lungimea pentru care diferența de absorbanță între cele două forme ale indicatorului este mai mare.

Ulterior, absorbanța este determinată la această lungime de undă de o nouă soluție, tamponată la un pH apropiat cu cel așteptat pentru p K i . Putem utiliza relațiile Beer-Lambert pentru fiecare dintre cele două soluții acide și bazice pentru a determina coeficienții de absorbție și apoi pentru a determina prin calcul concentrația fiecărei forme a indicatorului:

${\ displaystyle c = \ left [\ mathrm {InH} \ right] + \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right]}$ : concentrația analitică totală cunoscută a indicatorului, valabilă în orice moment;
${\ displaystyle A _ {\ mathrm {InH} \ mathrm {}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {\ mathrm {(InH)} \ mathrm {}}} \ cdot l \ cdot \ left [\ mathrm {InH } \ mathrm {} \ right] \ approx \ epsilon _ {\ lambda _ {\ mathrm {(InH)} \ mathrm {}}} \ cdot l \ cdot c}$ : absorbanța soluției acide;
${\ displaystyle A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} = \ epsilon _ {\ lambda _ {(\ mathrm {In} ^ {-})}} \ cdot l \ cdot \ left [\ mathrm {In } ^ {-} \ right] \ approx \ epsilon _ {\ lambda _ {(\ mathrm {In} ^ {-})}} \ cdot l \ cdot c}$ : absorbanta solutiei de baza.

Prin urmare, absorbanța soluției într-un mediu tamponat, unde coexistă cele două forme, este dată de:

LA=LAEunuH+LAEunu-=LAEunuH⋅[EunuH]vs.+LAEunu-⋅[Eunu-]vs.{\ displaystyle A = A _ {\ mathrm {InH}} + A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} = {\ frac {A _ {\ mathrm {InH}} \ cdot \ left [\ mathrm { InH} \ right]} {c}} + {\ frac {A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} \ cdot \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right]} {c}} } ${\ displaystyle A = A _ {\ mathrm {InH}} + A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} = {\ frac {A _ {\ mathrm {InH}} \ cdot \ left [\ mathrm { InH} \ right]} {c}} + {\ frac {A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} \ cdot \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right]} {c}} }$

de unde prin utilizarea se obține: ${\ displaystyle A \ cdot c = A _ {\ mathrm {InH}} \ cdot \ left [\ mathrm {InH} \ right] + A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} \ cdot \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right]}$ ${\ displaystyle c = \ left [\ mathrm {InH} \ right] + \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right]}$

[EunuH]⋅(LA-LAEunuH)=[Eunu-]⋅(LAEunu--LA){\ displaystyle \ left [\ mathrm {InH} \ right] \ cdot (A-A _ {\ mathrm {InH}}) = \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right] \ cdot (A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} - A)} ${\ displaystyle \ left [\ mathrm {InH} \ right] \ cdot (A-A _ {\ mathrm {InH}}) = \ left [\ mathrm {In} ^ {-} \ right] \ cdot (A _ {\ mathrm {In} ^ {-}} - A)}$

Rămâne să se determine p K i al cuplului InH / In - :

Keu=[Eunu-]tlamponu[H3O+]tlamponu[EunuH]tlamponu{\ displaystyle K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ frac {\ left [În ^ {-} \ right] _ {buffer} \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right] _ {buffer}} {\ left [InH \ right] _ {buffer}}}}} ${\ displaystyle K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ frac {\ left [În ^ {-} \ right] _ {buffer} \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right] _ {buffer}} {\ left [InH \ right] _ {buffer}}}}}$ Așadar pKeu=pHtlamponu-Buturuga⁡[Eunu-]tlamponu[EunuH]tlamponu{\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ mathrm {pH_ {buffer}} - \ log {\ frac {\ left [In ^ {-} \ right] _ { buffer}} {\ left [InH \ right] _ {buffer}}}}}} ${\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = {\ rm {\ mathrm {pH_ {buffer}} - \ log {\ frac {\ left [In ^ {-} \ right] _ { buffer}} {\ left [InH \ right] _ {buffer}}}}}}$ pKeu=pHtlamponu-Buturuga⁡LA-LAEunuHLAEunu--LA{\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = \ mathrm {pH_ {buffer}} - \ log {\ frac {AA _ {\ mathrm {InH}}} {A _ {\ mathrm { În} ^ {-}} - A}}} ${\ displaystyle \ mathrm {p} K _ {\ text {i}} = \ mathrm {pH_ {buffer}} - \ log {\ frac {AA _ {\ mathrm {InH}}} {A _ {\ mathrm { În} ^ {-}} - A}}}$

Aspecte mecaniciste

O specie chimică este colorată atunci când poate absorbi selectiv fotoni la anumite lungimi de undă ale spectrului vizibil . Prin urmare, emite lumină vizibilă. Absorbția energiei a compusului este invers proporțională cu lungimea de undă a absorbției maxime, fiecare lungime de undă de absorbție corespunzând unei lungime de undă de emisie și , prin urmare , la o culoare. Moleculele colorate sunt formate din asocierea a două tipuri de grupe de atomi:

Grupuri cromoforice

Acestea permit moleculei să fie localizate la energii de absorbție aproape de vizibil. Acest lucru este cel mai adesea sisteme de electroni combinați (adică alternează între orbital σ și orbital π , n sau p). Fiecare tip de tranziție electronică (între orbitalele π de legare, n-obligatorii n și π * orbitalele anti-legare) corespunde unor energii de absorbție diferite (tabelul următor):

Grupul cromoforilor	Tranziție electronică	Absorbție maximă λ max (nm)
Alchena C = C	π → π *	180
Carbonil C = O	π → π *	180
Benzen C 6 H 5	n → π * π → π *	277.200 - 255
Azo N = N	n → π *	347
Nitroso N = O	n → π *	665

Lungimea de undă a absorbției maxime a crește atunci când numărul de electroni delocalizați, și , prin urmare , implicate într - un sistem conjugat, de asemenea , crește.

În timpul unei schimbări acid-bazice, un indicator colorat își schimbă forma. Prin urmare, noua sa structură are diferite energii de absorbție, iar culoarea sa se schimbă.

Grupuri auxocromice

Electronii nepartajați din grupuri numite auxocromi precum –OH, –OCH 3 , –NH 2 , –Cl, –N (CH 3 ) 2 , se pot cupla în grupuri cromoforice și astfel influențează culoarea moleculelor. Prin urmare, aceasta este originea diferențelor dintre culorile compușilor care au aceeași structură de bază.

Categorii de indicatori de pH

Indicatorii clasici de culoare acid-bază pot fi clasificați în principal în două categorii: cei derivați din trifenilmetan și cei derivați din azobenzen . Aceste structuri permit un număr mare de delocalizări de electroni π , grupurile ajungând să fie altoite pe această structură putând crește conjugarea sistemului.

Trifenilmetan

Mai multe grupuri funcționale diferite pot fi poziționate în para pe cele două cicluri principale - chiar și pe cel de-al treilea destul de rar - și aceasta, din cauza delocalizării sarcinii pozitive care poate fi transportată de atomul central de carbon al trifenilmetanului. Prin urmare, acestea sunt în general baze Lewis care posedă o pereche de electroni liberi , adică compuși azotați sau hidrogenați . Alte grupuri pot fi plasate pe celelalte poziții ale primelor două cicluri.

Uneori putem observa prezența unui inel lactonic R-CO-OR 'între poziția de 2 " și atomul central de carbon. Acesta este cazul ftalilor .

Un ciclu de sulfonat R-SO 2 - OR „este la rândul ei prezentă între aceleași poziții în moleculele de albastru de bromtimol de bromfenol de verde bromcresol , etc. Acești compuși sunt grupați într-o familie numită „ sulfoneftaleină ” (sau pur și simplu „sulfone”, în contextul indicatorilor de pH).

Nume \ Poziție	2 "	2	3	4	5	2 '	3 '	4 '	5 '
Albastru de bromimol	SO 3 -	Pe mine	Fr	OH	Întâlni	Pe mine	Fr	OH	Întâlni
Albastru de bromofenol	SO 3 -	H	Fr	OH	Fr	H	Fr	OH	Fr
Verde bromocrezol	SO 3 -	Pe mine	Fr	OH	Fr	Pe mine	Fr	OH	Fr
Cresol roșu	SO 3 -	H	Pe mine	OH	H	H	Pe mine	OH	H
Fenolftaleina	CO 2 -	H	H	OH	H	H	H	OH	H
Timolftaleina	CO 2 -	Pe mine	H	OH	Întâlni	Pe mine	H	OH	Întâlni
Verde de malachit	H	H	H	NMe 2	H	H	H	NMe 2	H

Azobenzen

Multe molecule colorate au pentru structura de bază cea a 1,2-difenilazenei, mai cunoscută sub denumirea de azobenzen. Cu toate acestea, acești compuși sunt mult mai cunoscuți sub numele de coloranți sau coloranți decât prin proprietățile lor halocromice. Se spune că aceste molecule sunt azo. Într-un mod analog cu derivații de trifenilmetan, grupurile pot fi poziționate în principal în para, apoi în orto și meta .

Dintre aceste grupuri, se pot găsi alte inele, de exemplu, pentru a forma naftalene, dar și alte grupe azo. Acestea din urmă generează molecule cunoscute sub numele de disazoic.

Numai indicatorii prezenți în tabelul de mai jos sunt de fapt utilizați în ciuda numărului mare de molecule de acest tip.

Nume \ Poziție	2	3	4	5	4 '
Helianthine	H	H	SO 3 -	H	NMe 2
Roșu Congo	NH 2	naftil		SO 3 -	sim
Roșu de metil	CO 2 H	H	H	H	NMe 2
Galben metilic	H	H	NMe 2	H	H
Alizarină galbenă R	H	CO 2 H	OH	H	NU 2

Alți compuși halocromici

Există și alte tipuri de indicatori colorați. Putem cita:

a antocianii : se găsesc în natură, în special în varză roșie, dar și în unele flori ( albăstrea , Delphinium , etc. ) sau în mai multe boabe ( afine );
unii derivați de antracen, xanten, piridină sau alți compuși policiclici;
unii compuși aromatici nitrați precum nitrofenoli, nitrobenzeni sau nitrotolueni;
alți compuși atipici, adesea naturali și uneori derivați din antociani.

Dar numai derivații trifenilmetanului și azobenzenului sunt folosiți în chimie ca indicator acid-bazic.

Aplicații

Titrări după indicatoare colorate

Indicatorul își schimbă culoarea în funcție de pH, așa că sunt utilizați pentru a identifica echivalența în timpul unei titrări acid-bază. Luați în considerare titrarea unui acid AH cu o bază B sau a unei baze B cu acidul AH. Reacția acid-bazică este următoarea:

LAH+B→LA-+BH+{\ displaystyle {\ rm {AH + B \ rightarrow A ^ {-} + BH ^ {+}}}} ${\ displaystyle {\ rm {AH + B \ rightarrow A ^ {-} + BH ^ {+}}}}$

Rezultă din cele două jumătăți de ecuații ale cuplurilor AH / A - și BH + / B:

${\ rm {AH \ rightleftharpoons A ^ {-} + H ^ {+}}}$ sau constanta de echilibru ${\ displaystyle {\ rm {AH + H_ {2} O \ rightleftharpoons A ^ {-} + H_ {3} O ^ {+}}}}$ ${\ displaystyle K _ {{\ text {A}} _ {\ mathrm {AH / A ^ {-}}}} = K _ {{\ text {A}} _ {1}} = {\ rm {\ frac {\ left [A ^ {-} \ right] \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right]} {\ left [AH \ right]}}}}$
${\ displaystyle {\ rm {BH ^ {+} \ rightleftharpoons B + H ^ {+}}}}$ sau constanta de echilibru ${\ displaystyle {\ rm {BH ^ {+} + H_ {2} O \ rightleftharpoons B + H_ {3} O ^ {+}}}}$ ${\ displaystyle K _ {{\ text {A}} _ {\ mathrm {BH ^ {+} / B}}} = K _ {{\ text {A}} _ {1}} = {\ rm {\ frac {\ left [B \ right] \ left [H_ {3} O ^ {+} \ right]} {\ left [BH ^ {+} \ right]}}}}$

Printr-un studiu analitic, se pot determina relațiile dintre pH-ul la echivalență, concentrațiile speciilor implicate și p K A din perechi.

Tipul titrării	Exemple de AH	Exemple de B	pH la echivalență
Acid slab de concentrație c per bază puternică	RCOOH, HXO, NH 4 +	HO - , NH 2 + alcoolat ...	${\ displaystyle \ mathrm {pH} = {\ frac {1} {2}} \ mathrm {p} K _ {{\ text {A}} _ {1}} + {\ frac {1} {2}} \ mathrm {p} K _ {\ text {E}} + {\ frac {1} {2}} \ log {c}}$
Baza slabă de concentrație c de acid puternic	HX, HXO 4 , HNO 3	RCOO - , CO 3 2− , NH 3 ...	${\ displaystyle \ mathrm {pH} = {\ frac {1} {2}} \ mathrm {p} K _ {{\ text {A}} _ {2}} - {\ frac {1} {2}} \ log {c}}$
Acid puternic prin bază puternică sau bază puternică prin acid puternic	HX, HXO 4 , HNO 3	HO - , NH 2 + alcoolat ...	${\ displaystyle {\ rm {pH = 7}}}$

Odată ce indicatorul colorat corespunzător a fost ales astfel încât zona sa de cotitură să conțină pH-ul punctului echivalent (EP), este deci posibil să se efectueze o titrare prin indicator colorat.

Exemplu de titrare a acidului slab de sodă (cel mai frecvent caz)

Deoarece pH-ul PE este de aproximativ 9, se utilizează câteva picături de fenolftaleină (rândul său, 8.2-10), adăugate la amestecul de reacție. Prin urmare, echivalența este identificată prin schimbarea culorii. Soluția titrată este incoloră în prima parte a manipulării. Soda se adaugă treptat și soluția devine roz la echivalență, adică atunci când acidul și baza sunt în proporții stoichiometrice.

Indicatorii colorați trebuie să aibă o absorbanță deosebit de mare, chiar și prezentă în cantități mici (ceea ce este caracteristic unui indicator). Astfel, ele pot fi utilizate în titrări la o concentrație care poate coborî la 10-6 M. Este, prin urmare, sigur, în aceste condiții, să puteți vedea schimbarea fără a influența vreodată pH-ul soluției, chiar dacă indicatorul rămâne un cuplu acid-bazic. Câteva picături de indicator pot colora în cele din urmă zeci de ml de soluție.

Vopsele

Unii dintre cei mai comuni indicatori sunt utilizați și ca vopsele organice (în special textile). Se poate menționa albastrul de bromotimol, care poate fi utilizat ca vopsea albastră sau galbenă, sau verde de malachit, care este folosit ca vopsea verde.

La majoritatea furnizorilor, indicatoarele colorate sunt vândute și sub denumirea explicită de „ tinctură ” atunci când sunt în soluție (foto opusă).

Alte utilizări

Indicatorii de culoare sunt utilizați în chimie, pe lângă utilizarea lor pentru teste, pentru a determina rapid aciditatea sau basicitatea unui mediu. În acest caz, va fi preferabil să le utilizați sub formă de hârtie cu pH .
Roșu fenol poate fi folosit de toate pentru a testa pH -ul piscinelor. Este adesea vândut în sticle mici și este însoțit de o gamă de culori (zona de viraj de la galben la roșu) care permite determinarea calitativă a pH-ului apei.
Unii indicatori au, de asemenea, proprietăți biologice, cum ar fi albastrul de bromofenol .

Limite de utilizare

Indicatorii colorați trebuie utilizați în cantități foarte mici în măsurătorile pH-ului, deoarece rămân compuși acizi sau bazici care pot influența pH-ul soluției. Acesta este motivul pentru care trebuie să aibă o mare absorbție. Nu pot fi utilizate în soluții destinate consumului, datorită toxicității lor, în ciuda concentrației lor scăzute. La rândul lor, indicatorii naturali au adesea zone de cotitură foarte mari, care împiedică orice utilizare pentru măsurarea sau dozarea precisă a pH-ului.

Amestecuri de indicatori

Indicator universal

Termenul de indicator universal desemnează un amestec de indicatori colorați care urmărește să schimbe culoarea treptat în funcție de pH. Este astfel posibil să se obțină rapid o idee despre pH-ul unei soluții, mai precis decât un indicator care are una sau chiar două zone de rotire.

Compoziţie

Există o compoziție „clasică” a indicatorului universal. Constituie majoritatea soluțiilor pentru pH-ul hârtiei, care variază de la 0 la 14. Iată componentele acestui amestec:

fenolftaleină;
roșu de metil;
fenol-4,4 '- (3h-2,1-benzoxatiol-3-iliden) bis-2-bromometil-6- (1-metiletil) -S, S-dioxid;
fenol-4,4 '- (3h-2,1-benzoxatiol-3-iliden) bis-5-metil-2- (1-metiletil) -S, S-dioxid;
solvent: apă / metanol / propan-1-ol.

Scală de umbră

Un indicator universal de culoare are, de asemenea, particularitatea de a urmări culorile spectrului de lumină albă atunci când pH-ul crește.

Culori indicatoare universale	formă roșie foarte acidă	forma acid portocalie	forma acidului galben	forma verde neutru	formă albastră de bază	formă purpurie foarte de bază

Unii indicatori sunt similari cu indicatorii universali, având mai multe zone de viraj. Acesta este cazul, de exemplu, al unui indicator natural, varza roșie.

Hârtie PH

Hârtia PH este de fapt hârtie specială care este îmbibată într-un indicator universal . Când scufundați o bucată de hârtie cu pH într-o soluție, aceasta preia tonul corespunzător pH-ului mediului. Este utilizat în laboratoarele de chimie, dar și în cabinetul medicilor generaliști care îl folosesc, de exemplu, pentru a verifica aciditatea urinei.

De asemenea, este posibil să înmuiați o fâșie de hârtie cu orice indicator - fără a fi neapărat un indicator universal - apoi adăugați câteva picături din soluția dorită pe această fâșie. Această tehnică este utilizată pentru a observa schimbarea culorii fără a fi nevoie să amestecați indicatorul în mediu, deoarece indicatoarele colorate sunt adesea toxice sau dăunătoare. Hârtie de turnesol este un exemplu de hârtie folosind un indicator universal. Indică aciditatea printr-o culoare roșie și basicitatea printr-o culoare albastră. Chimiștii de pe vremea lui Lavoisier foloseau deja o tinctură de floarea soarelui sau suc de violetă ca indicator de pH.

Creion PH

Hârtia PH este utilizată pentru a da pH-ul unui lichid. Pentru a determina pH-ul unui solid, se poate folosi un „creion pH”; acest creion poate fi folosit pe hârtie, textile, lemn, ciment, bitum, baterie, piele, plastic, ceramică, metal etc. Trebuie să mângâi suprafața cu un creion și să aștepți câteva secunde. Culoarea obținută indică pH-ul.

Note și referințe

(pt) Daniela Brotto Lopes Terci and Adriana Vitorino Rossi, Indicadores naturais de pH: use paper or solution? , 2001.
Mady Chapon, Véronique Courilleau-Harvelant și Cécille Valette, Chimia culorilor și a mirosurilor , Cultură și tehnici, 1993, p. 157-162 .
„Indicatorii de pH” , Culture Sciences-Chimie, École normale supérieure, 2007.
Cotterau Clos Samuel, Observații asupra apelor minerale din multe provincii ale Franței , Paris, Royal Press,1675( citește online ).
(în) Edmund Bishop, Indicators , Pergamond Press, Oxford, New York, 1972 ( ISBN 0-08-016617-2 ) .
listă cuprinzătoare.
(ro) David R. Line, Ediția a 84-a a Manualului de chimie și fizică (2003/2004) , CRC Press, 2004.
Sébastien Bruneau (resp. Antoine Delon), Tinte sensibile: indicatori de pH colorați [PDF] , 2007.
Rodiu, indicatori naturali de pH , pe erowid.org .
(ro) Opium Poppy , § Proprietățile indicatorului pH-ului florii pe MaltaWildPlants.com .
Valentin Parotte, Indicatori naturali colorați: rețete și scale de pH , Mons, Haute École en Hainaut de Mons,aprilie 2018.
Wyn Locke (trad. C. Jacoboni), Indicatori și titrare acid-bazică , Universitatea din Le Mans.
Jacques Mesplède, Jérôme Randon, 100 manipulări ale chimiei generale și analitice , Bréal, 2004, p. 46-48, 130-136 ( ISBN 2-7495-0351-5 ) .
René și Éric Mahé, Didier Devilliers, „Experimente referitoare la conceptul de indicator colorat”, Buletinul uniunii fizicienilor , n o 801, februarie 1998, p. 299-326 .
Sabine Chierici și Olivier Thomas, Fascicles of TP in anorganic chimie , UE CHI232, Experimental chimie , UJF, 2006.
Claudine Kahane, Fascicule de cours-TD-TP , UE TRA122, Colors in science , TD2, UJF , 2006, p. 27-30 .
Danielle Cachau-Herreillat, Experiențe ale familiei Acid-Base , De Boeck, 2005, p. 71 , 112-115, 132-136, 165-167, 326, 339-341.
Bénédicte Nowak-Leclercq, Jean-François Le Maréchal, Chimie experimentală - chimie generală , col. "Științe Sup. », Dunod, Paris, 2000, p. 139-148 ( ISBN 2-10-048461-3 ) .
Sabine Chierici, Fascicles of TP of organic chimie , UE CHI232, Experimental chimie , UJF , 2006.
Acros Organics (laboratoare, școli), Jeulin (școli), Pierron (școli, persoane fizice) etc. .
Indicatorii pot fi vânduți și direct în pulbere (cel mai adesea săruri de sodiu).
Cum se măsoară pH-ul unei soluții? pe un site personal dedicat unui TPE.
Bruno Fosset, Christine Lefrou, Arlette Masson și Christophe Mingotaud, Chimie fizică și experimentală , Ermann, 2000, p. 95-97 .
Extrase din textul lui Antoine Lavoisier care propune în 1783, la Academie, o teză despre compoziția apei (consultată la 6 februarie 2011).

Bibliografie

(ro) Edmund Bishop, Indicators , Pergamond Press, Oxford, New York, 1972 ( ISBN 0-08-016617-2 ) .
(ro) Ferenc Szabadvary, Indicatori: O perspectivă istorică , J. Chem. Educ. , 1964, 285 p.

Vezi și tu

Articole similare

linkuri externe

Fișier complet [PDF] cu indicatoare colorate, pe http://sbeccompany.fr .
Indicatori PH , pe CultureSciences-Chimie, École normale supérieure.

Indicatori naturali

Indicatori colorati , pe http://sbeccompany.fr .
Experimentați cu suc de varză roșie , la http://scienceamusante.net .