Кислотно-основные индикаторы
Упоминания о кислотно-основных индикаторах в литературе начинаются с середины XVII века. В 1664 году Р. Бойлем была выпущена работа «Experiments and Considerations Touching Colours», в которой описывается изменение цвета некоторых растений при их помещении в растворы с разной средой [1]. Позже, в 1767 году, У. Льюисом была открыта возможность применения растений как кислотно-основных индикаторов в количественном анализе веществ [2].
С ростом химической промышленности в XIX - XX вв. были созданы новые индикаторы, получаемые искусственно, такие как метиловый оранжевый, фенолфталеин, тимолфталеин и др., а также универсальный индикатор, изготавливаемый из смеси нескольких соединений и демонстрирующий несколько плавных изменений цвета в широком диапазоне значений pH среды.
В настоящее время постоянно открываются или синтезируются новые кислотно-основные индикаторы, используемые для разных целей.
Основная область применения pH-индикаторов – аналитическая химия. В данной сфере к индикаторам предъявляются такие требования, как:
1) окраска индикатора при близких значениях рН должна явно отличаться;
2) изменение цвета индикатора должно происходить резко в небольшом интервале значений рН;
3) окраска индикатора должна быть возможно более интенсивной;
4) количество щелочи или кислоты, необходимое для изменения окраски индикатора, должно быть настолько мало, чтобы не искажались результаты титрования;
5) изменение окраски индикатора должно быть обратимым процессом [3].
Во многих областях промышленности (например, пищевой) важна дешевизна получения и безопасность использования кислотно-основных индикаторов.
Многие искусственные индикаторы, например, фенолфталеин, оказывают отрицательное воздействие на здоровье человека и состояние окружающей среды, также стоит отметить довольно сложный синтез некоторых из этих веществ, поэтому природные индикаторы тоже находят широкое применение [4].
В некоторых случаях индикаторы, встречающиеся в природе, оказываются предпочтительнее синтетических ввиду того, что они менее дорогие и/или более безопасные.
Одними из наиболее часто распространенных в природе кислотно-основных индикаторов являются антоцианы – вещества, придающие различным частям растений красный, вишневый, розовый, сиреневый, синий, фиолетовый и голубой цвет [5]. Раствор антоцианов в кислой среде имеет красный цвет, который ослабевает с повышением pH и становится синим при нейтральной среде [6]. Антоцианы содержатся во многих растениях, в том числе в листах и цветах гибискуса.
Примерами других природных кислотно-основных индикаторов могут служить азолитмин и эритролитмин, входящие в состав лакмуса, и танины, отвечающие за изменение цвета зеленого и черного чая при изменении pH.
Многие работы [7] [8] показывают, что аналитическая точность природных индикаторов, полученных из различных растений (Ipomoea biloba, Nerium oleander, Catharanthus roseus, Hibiscus rosa-sinensis), не уступает точности таких искусственных индикаторов, как метилоранж, метиловый красный и фенолфталеин.
2. Экспериментальная часть
В качестве прибора, определяющего кислотность среды, был выбран pH метр Mettler Toledo FE20-Kit из-за простоты его эксплуатации, доступности, достаточной точности и быстроты измерений и возможности измерения окрашенных растворов.
Для повышения точности измерений перед использованием прибор калибровался по двум точкам при помощи буферных растворов.
Заварка каждого из образцов чая (зеленый чай «Gunpowder Green Tea» и «Чайный напиток Каркадэ») была залита кипящей дистиллированной водой в соотношении 1 грамм чая на 10 граммов воды для получения концентрированного раствора.
Оба раствора охлаждались в течение часа до комнатной температуры, после этого фильтровались через мелкое сито. Очищенные от листков чая растворы перемешивались и использовались в дальнейшем.
Исходный раствор чая был разбавлен дистиллированной водой в 5 раз (для большей наглядности в изменении цвета), по 20 мл данного раствора было налито в 6 одинаковых мерных стаканов.
К трём из стаканов было прилито некоторое количество раствора гидроксида натрия NaOH для создания щелочной среды. Количество приливаемого раствора щелочи определялось видимым изменением окраски получаемого раствора.
К двум стаканам из оставшихся был по такому же принципу добавлен раствор соляной кислоты для создания кислой среды раствора.
Далее, во всех стаканах объём жидкости был доведен до 40 мл дистиллированной водой для поддержания постоянной концентрации индикатора в растворе и более точного сравнения цветов. То есть, в каждом из стаканов на 1 мл исходного раствора приходилось 10 мл воды.
Стаканы с растворами чая (см. Рис. 1) были пронумерованы от 1 до 6 слева направо, после этого в каждом из стаканов был измерен pH при помощи pH-метра. После каждого измерения прибор промывался. Результаты измерений представлены в таблице 1.
Рис.1 Растворы чая с различным pH среды раствора, нумерация от 1 до 6 слева направо
Таблица № 1
Результаты измерения pH раствора зеленого чая
|
№ стакана |
pH среды раствора в стакане |
|
1 |
1,92 |
|
2 |
2,32 |
|
3 |
5,63 |
|
4 |
7,63 |
|
5 |
8,81 |
|
6 |
10,94 |
После чего полученные результаты были соотнесены с фотографией растворов на Рис.2 (показания pH метра округлены до десятых) для получения более наглядной зависимости цвета раствора зеленого чая от рН среды.
Рис.2 Зависимость цвета раствора зеленого чая от pH
При разбавлении исходного раствора в 5 раз, эффект изменения цвета был малозаметен из-за слишком насыщенного цвета раствора, поэтому раствор разбавился еще в 5 раз (исходный раствор разбавился в 25 раз), и по 20 мл полученного раствора было налито в 7 одинаковых мерных стаканов.
К пяти из семи стаканов было прилито некоторое количество раствора гидроксида натрия NaOH для создания щелочной среды. Количество приливаемого раствора щелочи определялось видимым изменением окраски получаемого раствора.
К одному из оставшихся стаканов был по такому же принципу добавлен раствор соляной кислоты.
Аналогично эксперименту с зелёным чаем, во всех стаканах объём жидкости был доведён до 40 мл. Концентрация итогового раствора 1мл на 50 мл воды.
Стаканы с растворами чая (см. Рис. 3) были пронумерованы от 1 до 7 слева направо, после этого в каждом из стаканов был измерен pH при помощи pH-метра. После каждого измерения прибор промывался. Результаты измерений представлены в таблице 2.
Рис.3 Растворы чая с различным pH среды раствора, нумерация от 1 до 7 слева направо
Таблица № 2
Результаты измерения pH раствора чая Каркадэ
|
№ стакана |
pH среды раствора в стакане |
|
1 |
1,71 |
|
2 |
3,30 |
|
3 |
4,84 |
|
4 |
6,47 |
|
5 |
7,01 |
|
6 |
7,44 |
|
7 |
9,53 |
После чего полученные результаты были соотнесены с фотографией растворов на Рис.4 (показания pH метра округлены до десятых) для получения более наглядной зависимости цвета раствора чая Каркадэ от рН среды.
Рис.4 Зависимость цвета раствора чая Каркадэ от pH
Из Рис.1 заметно, что цвет раствора чая изменяется незначительно даже при большом изменении pH (> 2 единиц), поэтому его не имеет смысла применять при количественном анализе из-за сложности фиксирования изменения окраски.
Так как Каркадэ показал резкий переход цвета при малом изменении pH, разумно оценить его свойства как индикатора кислотности среды для количественного анализа.
Для приготовления образца индикатора для титрования небольшая порция исходного раствора красного чая с была доведена до нейтральной среды (pH = 7) раствором NaOH (0,15). Это было необходимо сделать для того, чтобы изначально кислый из-за кислот в листьях и цветах раствор чая не влиял на результаты титрования. Для достижения данного результата в раствор чая медленно добавлялся раствор щелочи и кислотность среды фиксировалась pH-метром до достижения нужного значения.
После было проведено три вида титрования:
1) Титрование сильной кислоты сильным основанием
2) Титрование слабой кислоты сильным основанием
3) Титрование слабого основания сильной кислотой
Соли, получаемые в результате данных титрований, имеют нейтральную, щелочную и кислую реакцию среды соответственно, что позволит более точно определить возможности индикатора на основе чая в разных диапазонах pH.
При титровании сильной кислоты сильным основанием происходит реакция нейтрализации, результатом которой является соль с нейтральной реакцией среды и вода.
Для соляной кислоты и гидроксида натрия:
(1)
Из уравнения реакции следует:
, (2)
где 
– количество вещества соляной кислоты в титруемом растворе, 
– количество вещества гидроксида натрия, требуемого на нейтрализацию соляной кислоты
Тогда:
(3)
где 
– объем HCl, участвовавший в титровании, 
– искомая концентрация HCl, 
– объем NaOH, участвовавший в титровании, 
– молярная концентрация NaOH.
Из уравнения (3):
(4)
Найдём концентрацию соляной кислоты при помощи титрования с различными индикаторами и сравним её с истинной концентрацией кислоты для нахождения относительной погрешности (
Библиографическая ссылка
Бузмакова А.Н., Караксина Ю.Н. ЧАЙ КАК ИНДИКАТОР КИСЛОТНОСТИ СРЕДЫ // Международный студенческий научный вестник. – 2024. – № 3. ;URL: https://eduherald.ru/ru/article/view?id=21563 (дата обращения: 26.12.2024).