Ce este un indicator acid bazic?

Indicatorii acido-bazici sunt compuși sau substanțe chimice care prezintă culori semnificativ diferite la diferite valori ale pH-ului . Deși servesc pentru a arăta intervalul de pH al unei soluții dintr-o privire, ele sunt utilizate în principal în laboratorul de chimie ca mijloc de vizualizare a punctului de echivalență în timpul unei titrări acido-bazice sau titrării.

Acești compuși sunt întotdeauna acizi organici slabi sau baze care au o culoare diferită atunci când sunt protonați (la pH scăzut) decât atunci când sunt deprotonați (la pH ridicat). Sunt de obicei specii monoprotice sau monobazice, ceea ce înseamnă că sunt implicate doar într-un singur echilibru ionic și prezintă o singură schimbare de culoare.

Câteva exemple tipice de indicatori acizi-bazici sunt fenolftaleina, roșul de metil și albastrul de timol. Se pot prepara și indicatori acido-bazici de casă, cum ar fi extractul de varză roșie (varză roșie). Aceasta se poate face prin simpla fierbere a unei varze roșii în apă pentru câteva minute. Soluția rezultată va prezenta o serie de culori la pH diferit variind de la roșu, violet, verde intens la galben.

Conceptul de indicator acido-bazic este strâns legat de titrarile acido-bazice și de alte două concepte înrudite, punctul de echivalență și punctul final . Înțelegerea despre ce este vorba despre fiecare vă va permite să înțelegeți mai bine ce sunt indicatorii acid-bazici și pentru ce sunt aceștia.

Titrari acido-bazice

Titrarile acido-bazice sunt tehnici analitice pe care chimiștii le folosesc pentru a determina concentrația unui acid sau a unei baze (numite analit) într-o probă necunoscută . Pentru a face acest lucru, se ia o alicotă din proba de analizat și se adaugă picătură cu picătură o soluție dintr-o bază sau un acid de concentrație cunoscută (numit titrant ) , până când analitul este complet neutralizat.

Punctul exact în care analitul este neutralizat se numește punct de echivalență , iar volumul de titrant necesar pentru a ajunge la acel punct împreună cu concentrația sa permit determinarea concentrației analitului din probă.

Problema titrărilor este că chimistul analitic care efectuează titrarea nu are de unde să spună când a fost atins punctul de echivalență. Indicatorii acido-bazici se adaugă la analit pe măsură ce suferă o schimbare vizibilă de culoare la atingerea sau depășirea punctului de echivalență.

Punctul final față de punctul de echivalență

După cum s-a menționat mai sus, indicatorii sunt utilizați în principal pentru a afișa sau „indica” punctul de echivalență în timpul unei titrari acido-bazice. Totuși, în funcție de constanta de aciditate sau bazicitate a analitului, un astfel de punct de echivalență va apărea la diferite valori ale pH-ului, iar acest pH rareori coincide exact cu pH-ul la care un indicator își schimbă culoarea. În ciuda acestui fapt, schimbarea culorii în indicator este singura referință pe care o poate folosi chimistul pentru a ști că este timpul să oprească titrarea. Din acest motiv, chimiștii se referă la punctul în care un indicator își schimbă culoarea drept „punct final”, pentru a-l deosebi de adevăratul „punct de echivalență” pe care îl caută.

Indicatorul ideal acido-bazic este cel care arată o schimbare puternică a culorii exact la pH-ul punctului de echivalență al titrarii. Cu alte cuvinte, este cel cu care punctul final coincide exact cu punctul de echivalență. Din păcate, indicatorul acido-bazic ideal nu există, dar există diferiți indicatori care au diferite intervale de pH la care se transformă sau își schimbă culoarea. Acest lucru este de obicei suficient pentru a obține o bună aproximare a punctului de echivalență fără a face o eroare experimentală foarte mare.

Din acest motiv, ori de câte ori urmează să se efectueze o titrare acido-bazică, trebuie să începem prin a alege indicatorul care își schimbă culoarea cât mai aproape de pH-ul punctului de echivalență al analitului în cauză.

Funcționarea indicatorilor de bază acidă

Indicatorii acido-bazici sunt acizi slabi sau baze care sunt implicate într-un echilibru acido-bazic între forma lor acidă protonată și baza lor conjugată sau forma deprotonată. Cei care sunt acizi slabi sunt neutri la pH acid și negativi la pH alcalin, iar contrariul se întâmplă cu cei care sunt baze slabe, adică sunt neutri la pH alcalin și ionii pozitivi la pH acid.

Pentru a înțelege de ce se întâmplă acest lucru, să luăm în considerare echilibrul în care este implicat un indicator acido-bazic. Reacția poate fi reprezentată astfel:

Aici, k _a reprezintă constanta de disociere a acidului a indicatorului.

Pe baza principiilor lui Le Chatelier, atunci când concentrația ionilor H ⁺ este mare, adică atunci când pH-ul este scăzut, acest echilibru se deplasează spre stânga, adică spre forma protonată HIn. În acest caz, vedem culoarea HIn deoarece este specia care este prezentă în cea mai mare proporție. Când apare contrariul (la concentrație scăzută de H ⁺ ), echilibrul se deplasează către produse. În acest caz, cea mai abundentă specie a cărei culoare o vedem cu ochiul liber este acum In ^– .

În mod normal, suntem capabili să distingem o culoare sau cealaltă atunci când concentrația uneia este de peste 10 ori mai mare decât cea a celeilalte.

Exemple de indicatori acido-bazici

Următorul tabel prezintă câteva exemple de indicatori acido-bazici utilizați în mod obișnuit în laboratorul de chimie, ordonați în funcție de intervalul de pH în care are loc schimbarea culorii acestora.

Aceste intervale de pH pot fi determinate folosind constanta de aciditate a indicatorului și calculând pH-ul la care [HIn]/[In ^– ]≥10 (când există de zece ori mai mult HIn decât In ^– ) și când [HIn]/[In ^– ]≤0,1 (când există de zece ori mai mult In ^– decât HIn).

Cum alegi indicatorul acid bază potrivit?

În general, dacă intenționați să titrați la un acid puternic sau o bază tare, aproape orice indicator poate fi utilizat, deoarece în astfel de titrari pH-ul se schimbă dramatic de la foarte acid la foarte bazic sau de la foarte bazic la foarte acid chiar înainte și după titrare. .punct de echivalență, care are loc exact la pH = 7.

Pe de altă parte, dacă titrați un acid sau o bază slabă, ar trebui să începeți prin a vă uita la constanta sa de aciditate sau, mai precis, la pKa analitului (pKa este negativul logaritmului constantei de echilibru). Această valoare reprezintă pH-ul soluției până la jumătatea punctului de echivalență și oferă un indiciu cu privire la pH-ul la care va fi atins punctul de echivalență. Deoarece proba are o concentrație necunoscută (deoarece titrarea se efectuează doar pentru a-și găsi concentrația), nu putem calcula cu exactitate pH-ul punctului de echivalență, dar pKa ne oferă o idee generală despre unde se află pe pH. scara.pH.

Astfel, indicatorul adecvat va fi cel al cărui interval de pH al schimbării culorii este cât mai centrat posibil pe pKa menționat.

Exemplu de selecție a unui indicator acid bazic

• La titrarea acizilor sau bazelor tari al căror punct de echivalență are loc la pH=7, aproape întotdeauna se folosește fenolftaleina, chiar dacă își schimbă culoarea între 8,3 și 10,0. Se mai poate selecta albastru de bromotimol sau roșu crezol, ale căror spire sunt mult mai apropiate de pH=7, dar în general nu este necesar.
• Dacă doriți să titrați un acid slab cu un pKa de 3,9 prin adăugarea de NaOH (care este o bază puternică), atunci puteți selecta metil portocaliu, deoarece își schimbă culoarea între pH=3,1 și pH=4,4, sau roșu de metil, care se schimbă în un pH ceva mai alcalin. Amintiți-vă că la pH = 3,9 (adică atunci când pH=pKa), punctul de echivalență nu a fost încă atins, așa că trebuie să continuați să adăugați mai mult NaOH, astfel încât punctul de echivalență va fi la un pH mai mare decât 3,9.