Щелочь_фенолфталеин_малиновый_цвет

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

При встряхивании пробирки малиновая окраска фенолфталеина не исчезает. При ее нагревании стеариновая кислота плавится, после помешивания нейтрализует щелочь, и малиновая окраска фенолфталеина исчезает. [5]

Ионы гидроксила вместе с неразрядившимися ионами натрия образуют вокруг катода щелочную среду, о чем свидетельствует появление малиновой окраски фенолфталеина , добавленного в это колено трубки. Медь ( или железо) катода участия в процессе восстановления не принимает: их атомы принять электроны не могут, они лишь проводники электронов. На аноде же за право отдать электроны ( окислиться) борются уже три вида частиц: ионы хлора, молекулы воды ( она может быть и восстановителем. [6]

Появляется малиновая окраска фенолфталеина . Охладить, и окраска исчезает. [7]

Как известно, малиновая окраска фенолфталеина указывает на избыток в растворе ионов ОН -, другими словами, на щелочной характер раствора. [8]

При действии на вещество А кислотой Б выделяется бесцветный газ В с резким запахом. Этот газ обесцвечивает малиновую окраску фенолфталеина в некотором растворе, образуя при этом вещество А. [9]

В пробирку налить слабый раствор щелочи и 1 — 2 капли фенолфталеина. При добавлении раствора серной кислоты малиновая окраска фенолфталеина пропадает. [10]

При встряхивании пробирки малиновая окраска фенолфталеина не исчезает. При ее нагревании стеариновая кислота плавится, после помешивания нейтрализует щелочь, и малиновая окраска фенолфталеина исчезает. [11]

С окисью серебра реагируют соединения № 1, № 3, № 5 и № 6, причем вещество № 5 не образует черного осадка. При действии водного раствора щелочи легко реагируют вещества № 5 и № 6, образуя растворимые в воде соединения; вещества № 1 и № 3 также способны реагировать со щелочью, однако реакции происходят медленно, причем при нагревании соединения № 1 с раствором щелочи малиновая окраска фенолфталеина постепенно исчезает. [12]

Ввиду выпадения осадка и образования воды электропроводность раствора уменьшается, следовательно, яркость накала лампочки ослабевает. По достижении эквивалентной точки титрования лампочка гаснет. Одновременно исчезает и малиновая окраска фенолфталеина . Избыточное количество серной кислоты вновь увеличивает электропроводность раствора и лампочка снова загорается. [13]

Из проверенных данных видно, что общее содержание кислот в смеси их без ингибитора и в электролите с ингибитором, учитывая объем прибавленного ингибитора, практически совпадает, но содержание серной кислоты в электролите найдено меньшим, а фосфорной большим, чем в исходной кислотной смеси. Это еще более заметно при анализе электролитов с большим содержанием ингибитора. Обусловлено это, по-видимому, влиянием ингибитора как слабого основания. При малом рН раствора, до перехода розовой окраски метилоранжа в желтую, ингибитор связан с кислотой, нейтрализуя ее, соответственно своей силе, как основания, вследствие чего до перехода окраски метилоранжа на титрование расходуется меньше едкого натра, чем при титровании чистой кислотной смеси без ингибитора. При большом рН раствора, когда появляется малиновая окраска фенолфталеина , ингибитор, как слабое основание, вытесняется щелочью и поэтому общее количество щелочи, пошедшей на титрование электролита с ингибитором, такое же как и при титровании кислотной смеси, не содержащей ингибитора. [14]

Затем промывают водой, высушивают и взвешивают. При растворении в НС1 наблюдается образование в растворе тонкой взвеси распыленного металлического алюминия. Поэтому полученный раствор нагревают до растворения этой взвеси. Растворяют — 0 5 г А1, на это требуется — 10 мин. Прозрачный раствор переводят в мерную колбу емкостью 50 мл и отбирают различные аликвотные части ( 5 — 25 мл), в зависимости от содержания цинка, в делительную воронку емкостью 150 — 200 мл, разбавляют раствор до 50 мл. Добавляют 50 % — ный раствор лимоннокислого атрия из расчета 10 мл на 0 5 г А1, несколько капель фенолфталеина, NH4OH по каплям до малиновой окраски фенолфталеина и производят первую экстракцию дитизоном. [15]

Источник

Бесцветный малиновый

Окраска раствора, в котором индикатор находится в молекулярной форме (HInd), отличается от окраски раствора, в котором индикатор находится в ионной форме (Ind — ). Так, моле-кулы фенолфталеина HInd бесцветны, а его анионы Ind — окра­шены в малиновый цвет. Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить 1-2 кап­ли щелочи, как введенные ОН — -ионы станут связывать катионы Н + с образо­ванием слабого электролита — молекул воды. При этом равновесие диссоци­ации индикатора сместится вправо, и накопление анионов Ind­ — вызовет окра­шивание раствора в малиновый цвет.

Переход одной окраски, присущей молекулярной форме кислотно-основного индикатора, в другую, свойственную его ионной форме, происходит под влиянием Н + или ОН — -ионов, то есть зависит от рН раствора.

Хромофорная теория индикаторов. Поведение индикаторов, объясняемое ионной теорией индикаторов, дополняется хромо-форной теорией индикато­ров, согласно которой изменение окраски индикаторов связано с изменением структуры их молекул, внутримолекулярной перегруппировкой, вызываемой действием Н + или ОН — -ионов. По хромофорной теории в процессе изменения рН раствора меняется стро­ение молекул кислотно-основных индикаторов. Это явление обусловливается бензоидно-хиноидной таутомерией. При изменении рН среды раствора или при диссоциации хромофоры могут перегруппировываться. Перемена окраски у индикаторов является результатом изменений в их внутреннем строении. У одноцветных индика­торов окраска изменяется в связи с появлением или исчезновением хромофо­ров. У двухцветных индикаторов эти изменения обусловлены превращением одних хромофоров в другие.

Дальнейшее увеличение рН до 13-14 вызывает другую пере-группировку, в результате чего получается трехзамещенная соль, лишённая хиноидной груп­пировки и поэтому бесцветная:

Вследствие этого фенолфталеин обесцвечивается при действии большого избытка щелочи, например, натрия гидроксида. Типичным двухцветным индикатором является метиловый оранжевый:

При рН = 3,2. 4,3 он оранжевый, при рН ≤ 3,1 приобретает красную, а при рН ≥ 4,4 — желтую окраску. Это объясняют присоединением ионов водорода кислоты к атому азота азогруппы индикатора, вследствие чего про­исходит смещение электронов по всей системе, сопровождающееся обра­зованием хиноидной структуры, которая обусловливает появление красной окраски раствора. Таким образом, при действии кислот наблюдают переход желтой окраски индикатора в красную, а при действии щелочей — обратное превращение:

Цветность органических соединений, согласно хромофорной теории, обу­словливается не только хиноидной структурой молекул, но и присутствием в них других хромофорных группировок (-N=N-, -N0­­2­, -NO, =С=С=, =С=О). При введении в молекулы органических веществ, содержащих хро­мофорные группы, ряда других групп — ауксохромов (-ОН, -Nh4, -NHR, -NHR) происходит углубление цвета окрашенного вещества.

Ионно-хромофорная теория индикаторов. Согласно дополняющим друг друга ионной и хромофорной теориям, в раст-ворах кислотно-основных индикато­ров одновременно сосущест-вуют равновесия, обусловливаемые диссоциацией молекул, и равновесия, связанные с внутримолекулярными перегруппировка­ми (ионно-хромофорная теория). Для кислотно-основных индика-торов наи­более характерными факторами, вызывающими измене-ние окраски, являют­ся изменение соотношения количеств молеку-лярной и ионной форм индика­тора, происходящее под влиянием кислот и щелочей, и появление или исчезновение хромофорных групп или же превращение одних хромофорных групп в другие.

Способность молекул различных индикаторов диссоциировать в нейтраль­ной среде характеризуют константами диссоциации. Например, у метилового оранжевого Кa≈ 10 -4, у лакмуса Кa ≈ 10 -8, а у фенолфталеина Кa ≈ 10-9. Следо­вательно, фенолфталеин является наиболее слабой органической кислотой из этих индикаторов.

Известно, что прибавление к любому раствору любой кислоты или щело­чи влечет за собой изменение концентрации ионов Н+ в нем, а следовательно, и величины рН. Перемена окраски у индика-торов также связана с измене­нием рН раствора. Однако каждый индикатор изменяет окраску только в определенном, ха­рактерном для него интервале значений рН. Объясняется это тем, что окраска индикатора зависит от соотношения концентраций его диссоци-ированной и недиссоциированной форм, то есть от отношения:

[Ind-] / [HInd] = KHInd / [H+] или [HInd] / [Ind-] = [H+] / KHInd.

Когда KHInd = [Н+], то [Ind-] / [HInd] = 1.

Если КHInd / [Н+] > 1, то в растворе превалирует диссоцииро-ванная форма индикатора, а если КHInd / [Н+] < 1, то превалирует недиссоциированная форма.

При одной и той же концентрации ионов водорода отношение КHInd / [Н+] будет тем больше, чем больше КHInd.

Для фенолфталеина КHInd = [Н+] [Ind-] / [HInd] ≈ 10-9.

При рН = 7 [Н+] = 10 -7, а [HInd] / [Ind-] = 10-7 / 10-9, то есть при рН = 7 на каж­дые 100 бесцветных молекул фенолфталеина приходится лишь 1 окрашенный ион, следовательно, раствор — бесцветный. Если к раствору фенолфталеина прибавить щелочь и довести рН раствора до 8, то соотношение [HInd] / [Ind -] = 10 -8 /10-9 (уменьшится в 10 раз), и раствор станет бледно­ розовым. А при рН=9 соотношение [HInd] / [Ind-] = 10-9 / 10-9 = 1, то есть в растворе присутствуют равные количества бесцветных молекул индикатора и окрашенных в красный цвет ионов и раствор приобретает розовую окраску.

Таким образом, переход­ная окраска индикатора появляется при рН среды, равном рКHInd, но так как изменение цвета индикатора происходит постепенно, цвет недиссоциирован­ных молекул индикатора начинает маскироваться цветом ионов задолго до достижения соотношения [HInd] / [Ind-] = 1.

Следовательно, цвет водного раствора индикатора определяется соотноше­нием концентрации его молекулярной и ионной форм, отличающихся различной окраской, и зависит от [Н+]. Величину рН, до которой титруют раствор с дан­ным индикатором, называют показателем титрования этого индикатора рТ.

Важнейшие индикаторы имеют следующие области перехода и показатели титрования:

Показатель титрования рТ Область перехода рН

Метиловый оранжевый…4,0…………… 3,1 — 4,4

Метиловый красный….. 5,5…………… 4,4 — 6,2

КРИВЫЕ ТИТРОВАНИЯ. ВЫБОР ИНДИКАТОРА

Кривая кислотно-основного титрования — это графическое изображение изменения рН раствора в ходе титрования.

Титрование сильной кислоты сильным основанием.

Допустим, что для титрования взяли 20 см3 раствора 0,1 моль/дм3 HCl, а в качестве титранта использовали раствор 0,1 моль/дм3 NaOH. Поскольку каждая молекула НСl дает при диссоциации один ион Н+, об­щая концентрация водородных ионов в 1 дм3 исходной 0,1 моль/дм3 кислоты составляет 0,1 (или 10 -1) моль-ион. Следовательно, рН этого раствора равен 1.

Когда 90 % соляной кислоты будет оттитровано, ионов Н+ останется 10 % от первоначального количества, то есть 0,01 (или 10-2) моль-ион в 1 дм3, а рН раствора станет равен 2. При нейтрализации 99,0 % соляной кислоты рН = 3; при нейтрализации 99,9 % кислоты рН = 4 и т. д. В момент полной нейтрали­зации соляной кислоты титруемый раствор содержит только натрия хлорид и имеет рН = 7. Прибавление избытка натрия гидроксида ведет к увеличению рН раствора, как это показано в табл. 3.1.

Результаты этих вычислений изображают графически. На оси абс-цисс откладывают избыток кислоты или щелочи в разные моменты титрования, а на оси ординат — соответствующие значения рН раствора. Получающийся гра­фик называют кривой титрования.

Ход этой кривой свидетельствует, что в конце титрования сильной кислоты сильным основанием происходит резкий скачок в измене-нии рН раствора. К моменту нейтрализации 99,9 % кислоты рН по­степенно растет от 1 до 4, то есть всего на три единицы, а при переходе от 0,1 % остатка НСl к 0,1 % избытку NaOH рН раствора резко увеличивается с 4 до 10. Это означает, что добавление одной капли щелочи в конце титрова­ния понижает концентрацию ионов Н+ с 10 -4 до 10 -10 моль в литре или в миллион раз.

Изменение рН раствора при титровании сильной кислоты сильным основанием

В результате резкого из­менения рН раствора от по­следней капли раствора основания происходит и рез­кое изменение окраски ин­дикатора. При отсутствии скачка рН на кривой титро­вания окраска индикатора изменялась бы постепенно и определить точку эквива­лентности было бы невоз­можно.

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Источник