Tableau des indicateurs. Indice d'hydrogène pour divers environnements de solution. Coloration des indicateurs dans divers environnements de solutions

Lors de la réalisation d'un processus chimique, il est extrêmement important de surveiller les conditions de la réaction ou de déterminer si elle est terminée. Parfois cela peut être observé par certains signes extérieurs : l'arrêt du dégagement de bulles de gaz, un changement de couleur de la solution, la formation d'un précipité ou, à l'inverse, le passage d'un des composants de la réaction dans la solution, etc. Dans la plupart des cas, des réactifs auxiliaires sont utilisés pour déterminer la fin de la réaction, tels que les indicateurs, qui sont généralement introduits en petites quantités dans la solution analysée.

Indicateurs sont des composés chimiques qui peuvent changer la couleur d'une solution en fonction des conditions environnementales, sans affecter directement la solution testée ni la direction de la réaction. Ainsi, les indicateurs acido-basiques changent de couleur en fonction du pH du milieu ; indicateurs redox - du potentiel de l'environnement ; indicateurs d'adsorption - sur le degré d'adsorption, etc.

Les indicateurs sont particulièrement largement utilisés dans la pratique analytique pour l'analyse titrimétrique. Ils constituent également l'outil le plus important pour surveiller les processus technologiques dans les industries chimique, métallurgique, textile, alimentaire et autres. En agriculture, à l'aide d'indicateurs, les sols sont analysés et classés, la nature des engrais et la quantité requise à appliquer sur le sol sont déterminées.

Distinguer indicateurs acido-basiques, fluorescents, redox, d'adsorption et chimiluminescents.

INDICATEURS ACIDE-BASE (PH)

Comme le montre la théorie de la dissociation électrolytique, les composés chimiques dissous dans l'eau se dissocient en ions chargés positivement - les cations et en ions chargés négativement - les anions. L’eau se dissocie également dans une très faible mesure en ions hydrogène, chargés positivement, et en ions hydroxyle, chargés négativement :

La concentration d'ions hydrogène dans une solution est indiquée par le symbole.

Si la concentration d'ions hydrogène et hydroxyle dans la solution est la même, alors ces solutions sont neutres et pH = 7. À une concentration d'ions hydrogène correspondant à un pH de 7 à 0, la solution est acide, mais si la concentration d'ions hydroxyle les ions sont plus élevés (pH = de 7 à 14), la solution est alcaline.

Différentes méthodes sont utilisées pour mesurer la valeur du pH. Qualitativement, la réaction d'une solution peut être déterminée à l'aide d'indicateurs spéciaux qui changent de couleur en fonction de la concentration en ions hydrogène. Ces indicateurs sont des indicateurs acido-basiques qui répondent aux changements du pH de l'environnement.

La grande majorité des indicateurs acido-basiques sont des colorants ou d'autres composés organiques dont les molécules subissent des modifications structurelles en fonction de la réaction de l'environnement. Ils sont utilisés en analyse titrimétrique pour les réactions de neutralisation, ainsi que pour la détermination colorimétrique du pH.

S'il est nécessaire d'augmenter la précision des mesures de pH, des indicateurs mixtes sont utilisés. Pour ce faire, sélectionnez deux indicateurs avec des intervalles de pH proches de transition de couleur, ayant des couleurs supplémentaires dans cet intervalle. En utilisant un tel indicateur mixte, des déterminations peuvent être effectuées avec une précision de 0,2 unité pH.

Les indicateurs universels qui peuvent changer de couleur plusieurs fois sur une large plage de valeurs de pH sont également largement utilisés. Bien que la précision de la détermination par de tels indicateurs ne dépasse pas 1,0 unité de pH, ils permettent des déterminations dans une large plage de pH : de 1,0 à 10,0. Les indicateurs universels sont généralement une combinaison de quatre à sept indicateurs bicolores ou monochromes avec différents intervalles de transition de couleur de pH, conçus de telle manière qu'un changement de couleur notable se produise lorsque le pH du milieu change.

Par exemple, l'indicateur universel PKS produit industriellement est un mélange de sept indicateurs : pourpre de bromocrésol, vert de bromocrésol, orange de méthyle, tropéoline 00, phénolphtaléine, bleu de thymol et bleu de bromothymol.

Cet indicateur, selon le pH, a la couleur suivante : à pH = 1 - cramoisi, pH = 2 - rosé-orange, pH = 3 - orange, pH = 4 - jaune-orange, pH = 5 jaune, pH = 6 - jaune verdâtre, pH = 7 - jaune-vert. pH = 8 - vert, pH = 9 - bleu-vert, pH = 10 - bleu grisâtre.

Les indicateurs acido-basiques individuels, mixtes et universels sont généralement dissous dans de l'alcool éthylique et quelques gouttes sont ajoutées à la solution de test. La valeur du pH est déterminée par le changement de couleur de la solution. En plus des indicateurs solubles dans l'alcool, des formes hydrosolubles sont également produites, qui sont des sels d'ammonium ou de sodium de ces indicateurs.

Dans de nombreux cas, il est plus pratique d’utiliser des papiers indicateurs plutôt que des solutions indicatrices. Ces derniers sont préparés comme suit : du papier filtre est passé à travers une solution indicatrice étalon, l'excès de solution est extrait du papier, séché, coupé en bandes étroites et relié en livrets. Pour effectuer le test, le papier indicateur est plongé dans la solution à tester ou une goutte de la solution est déposée sur une bande de papier indicateur et le changement de sa couleur est observé.

INDICATEURS FLUORESCENTS

Certains composés chimiques, lorsqu'ils sont exposés aux rayons ultraviolets, ont la capacité, à une certaine valeur de pH, de provoquer la fluorescence d'une solution ou de modifier sa couleur ou sa teinte.

Cette propriété est utilisée pour le titrage acido-basique des huiles, des solutions troubles et très colorées, car les indicateurs conventionnels ne conviennent pas à ces fins.

Le travail avec des indicateurs fluorescents est effectué en éclairant la solution de test avec de la lumière ultraviolette.

INDICATEURS REDOX

Indicateurs rédox- des composés chimiques qui changent la couleur d'une solution en fonction de la valeur du potentiel redox. Ils sont utilisés dans les méthodes d'analyse titrimétriques, ainsi que dans les études biologiques pour la détermination colorimétrique du potentiel redox.

INDICATEURS D'ADSORPTION

Indicateurs d'adsorption- les substances en présence desquelles la couleur du précipité formé lors du titrage par précipitation change. De nombreux indicateurs acido-basiques, certains colorants et autres composés chimiques sont capables de changer la couleur d'un précipité à une certaine valeur de pH, ce qui les rend adaptés à une utilisation comme indicateurs d'adsorption.

INDICATEURS CHIMILUMINESCENTS

Ce groupe d'indicateurs comprend des substances capables d'émettre de la lumière visible à certaines valeurs de pH. Les indicateurs chimiluminescents sont pratiques à utiliser lorsque vous travaillez avec des liquides sombres, car dans ce cas, une lueur apparaît au point final du titrage.

Les substances qui changent de couleur lorsque la réaction de l'environnement change sont des indicateurs - le plus souvent des composés organiques complexes - des acides faibles ou des bases faibles. Schématiquement, la composition des indicateurs peut être exprimée par les formules НInd ou IndOH, où Ind est un anion organique complexe ou un cation indicateur.

Dans la pratique, les indicateurs sont utilisés depuis longtemps, mais la première tentative pour expliquer leur action a été faite en 1894 par Ostwald, qui a créé la théorie dite ionique. Selon cette théorie, les molécules indicatrices non dissociées et leurs ions Ind ont des couleurs différentes en solution, et la couleur de la solution change en fonction de la position d'équilibre de dissociation de l'indicateur. Par exemple, la phénolphtaléine (un indicateur d'acide) contient des molécules incolores et des anions pourpres ; méthylorange (indicateur principal) – molécules jaunes et cations rouges.

phénolphtaléine méthylorange

HIndH + + Ind – IndOH
Ind + + OH –

incolore

Malinov jaune

rouge

Un changement conforme au principe de Le Chatelier conduit à un déplacement de l'équilibre vers la droite ou vers la gauche.

Selon la théorie des chromophores (Hanch), apparue plus tard, le changement de couleur des indicateurs est associé à un réarrangement réversible des atomes dans la molécule d'un composé organique. Ce réarrangement réversible est appelé tautomérie en chimie organique. Si, à la suite d'un changement tautomérique de structure, des groupes spéciaux appelés chromophores apparaissent dans la molécule d'un composé organique, alors la substance organique acquiert une couleur. Les chromophores sont des groupes d'atomes contenant une ou plusieurs liaisons multiples qui provoquent une absorption sélective des vibrations électromagnétiques dans la région UV. Des groupes d'atomes et de liaisons, tels que −N=N−, =C=S, −N=O, des structures quinoïdes, etc., peuvent agir comme des groupes chromophores.

Lorsqu'une transformation tautomère entraîne une modification de la structure du chromophore, la couleur change ; si après réarrangement, la molécule ne contient plus de chromophore, la couleur disparaîtra.

Les idées modernes sont basées sur la théorie ionique-chromophore, selon laquelle un changement de couleur des indicateurs est provoqué par le passage d'une forme ionique à une forme moléculaire, et vice versa, accompagné d'un changement dans la structure des indicateurs. Ainsi, le même indicateur peut exister sous deux formes avec des structures moléculaires différentes, et ces formes peuvent se transformer l'une en l'autre, et un équilibre s'établit entre elles en solution.

incolore incolore incolore

cramoisi

Les indicateurs, comme les électrolytes faibles, ont de petites constantes de dissociation. Par exemple, le K d de la phénolphtaléine est de 2∙10 -10 et dans les milieux neutres on la retrouve majoritairement sous forme de ses molécules en raison de la très faible concentration en ions, c'est pourquoi elle reste incolore. Lorsqu'un alcali est ajouté, les ions H + de la phénolphtaléine se lient, « se rassemblent » avec les ions OH – de l'alcali, formant des molécules d'eau, et la position d'équilibre de dissociation de l'indicateur se déplace vers la droite – vers une augmentation de la concentration de Ind – ions. Dans un environnement alcalin, un sel disodique se forme, qui a une structure quinoïde, qui provoque la couleur de l'indicateur. Le changement d'équilibre entre les formes tautomères se produit progressivement. Par conséquent, la couleur de l’indicateur ne change pas immédiatement, mais passe par une couleur mixte jusqu’à la couleur des anions. Lorsqu'un acide est ajouté à la même solution simultanément à la neutralisation de l'alcali - à une concentration suffisante d'ions H + - la position d'équilibre de dissociation de l'indicateur se déplace vers la gauche, vers la molarisation, et la solution se décolore à nouveau.

La couleur du méthylorange change de la même manière : les molécules neutres du méthylorange donnent à la solution une couleur jaune qui, par protonation, se transforme en rouge, correspondant à la structure quinoïde. Cette transition est observée dans la plage de pH 4,4–3,1 :

jaune Rouge

Ainsi, la couleur des indicateurs dépend du pH de l'environnement. L'intensité de la couleur de ces indicateurs est assez élevée et clairement visible même avec l'introduction d'une petite quantité d'indicateur qui ne peut pas affecter de manière significative le pH de la solution.

La solution contenant l'indicateur change continuellement de couleur à mesure que le pH change. L’œil humain n’est cependant pas très sensible à de tels changements. La plage dans laquelle un changement de couleur de l'indicateur est observé est déterminée par les limites physiologiques de la perception des couleurs par l'œil humain. Avec une vision normale, l'œil n'est capable de distinguer la présence d'une couleur dans son mélange avec une autre couleur que s'il existe au moins une certaine densité seuil de la première couleur : un changement de couleur de l'indicateur n'est perçu que dans la zone où il y a un excès de 5 à 10 fois d’une forme par rapport à l’autre. Prendre HInd comme exemple et caractériser l'état d'équilibre

De derrière
H + + Ind –

constante correspondante

,

on peut écrire que l'indicateur présente sa couleur purement acide, habituellement détectée par l'observateur, lorsque

,

et une couleur purement alcaline avec

Dans l'intervalle défini par ces valeurs, une couleur mixte de l'indicateur apparaît.

Ainsi, l'œil de l'observateur ne distingue un changement de couleur que lorsque la réaction du milieu change dans la plage d'environ 2 unités pH. Par exemple, pour la phénolphtaléine cette gamme de pH est de 8,2 à 10,5 : à pH = 8,2 l'œil observe le début de l'apparition d'une couleur rose, qui s'intensifie de plus en plus jusqu'à pH = 10,5, et à pH = 10,5 une intensification de la couleur rouge. ne se remarque plus. Cette plage de valeurs de pH, dans laquelle l'œil distingue un changement de couleur de l'indicateur, est appelée intervalle de transition de couleur de l'indicateur. Pour le méthylorange, KD = 1,65·10 -4 et pK = 3,8. Cela signifie qu'à pH = 3,8, les formes neutre et dissociée sont en équilibre à des concentrations approximativement égales.

La plage de pH indiquée d'environ 2 unités pour différents indicateurs ne se situe pas dans la même région de l'échelle de pH, puisque sa position dépend de la valeur spécifique de la constante de dissociation de chaque indicateur : plus l'acide HInd est fort, plus la transition est acide. L'intervalle de l'indicateur est dans la région. Dans le tableau 18 montre les intervalles de transition et les couleurs des indicateurs acido-basiques les plus courants.

Pour déterminer plus précisément la valeur pH des solutions, utilisez un mélange complexe de plusieurs indicateurs appliqués sur du papier filtre (appelé « indicateur universel de Colthoff »). Une bande de papier indicateur est plongée dans la solution de test, placée sur un substrat blanc imperméable, et la couleur de la bande est rapidement comparée à une échelle de pH de référence.

Tableau 18.

Intervalles de transition et coloration dans différents supports

indicateurs acido-basiques les plus courants

Dans une solution acide pH< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Plus le pH est bas, plus la solution est acide. À des valeurs de pH > 7, la solution est dite alcaline.

Il existe différentes méthodes pour déterminer le pH d'une solution. La nature de l'environnement de la solution est déterminée qualitativement à l'aide d'indicateurs. Les indicateurs sont des substances qui changent de couleur de manière réversible en fonction de l'environnement de la solution. En pratique, le tournesol, le méthylorange, la phénolphtaléine et un indicateur universel sont le plus souvent utilisés (tableau 2).

Tableau 2

Coloration des indicateurs dans divers environnements de solutions

La valeur du pH est très importante pour la médecine ; son écart par rapport aux valeurs normales, même de 0,01 unité, indique des processus pathologiques dans le corps. Avec une acidité normale, le suc gastrique a un pH = 1,7 ; le sang humain a un pH = 7,4 ; salive – pH = 6,9.

Réactions d'échange d'ions et conditions de leur apparition

Étant donné que les molécules d'électrolyte dans les solutions se désintègrent en ions, des réactions dans les solutions électrolytiques se produisent également entre les ions. Réactions d'échange d'ions- ce sont des réactions entre ions formés à la suite de la dissociation des électrolytes. L’essence de telles réactions est la liaison des ions grâce à la formation d’un électrolyte faible. En d'autres termes, la réaction d'échange d'ions a du sens et se poursuit presque jusqu'à son terme si elle aboutit à la formation d'électrolytes faibles (précipité, gaz, H 2 O, etc.). S'il n'y a pas d'ions dans la solution qui peuvent se lier les uns aux autres pour former un électrolyte faible, alors la réaction est réversible ; les équations pour de telles réactions d’échange ne sont pas écrites.

Lors de l'enregistrement des réactions d'échange d'ions, des formes moléculaires, ioniques complètes et ioniques abrégées sont utilisées. Un exemple d'écriture d'une réaction d'échange d'ions sous trois formes :

K 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2KCl,

2K + + SO 4 2– + Ba 2+ + 2Cl – = BaSO 4 + 2K + + 2Cl – ,

Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .

Règles de composition des équations de réactions ioniques

1. Les formules des électrolytes faibles sont écrites sous forme moléculaire et les formules des électrolytes forts sous forme ionique.

2. Pour les réactions, des solutions de substances sont prises, de sorte que même les substances légèrement solubles dans le cas des réactifs sont écrites sous forme d'ions.

3. Si une substance légèrement soluble se forme à la suite d'une réaction, elle est alors considérée comme insoluble lors de l'écriture de l'équation ionique.

4. La somme des charges ioniques du côté gauche de l’équation doit être égale à la somme des charges ioniques du côté droit.

Test sur le thème « Théorie de la dissociation électrolytique. Réactions d'échange d'ions"

1. La réaction qui se produit lorsque l'hydroxyde de magnésium est dissous dans l'acide sulfurique est décrite par l'équation ionique abrégée :

a) Mg 2+ + SO 4 2– = MgSO 4 ;

b) H + + OH – = H 2 O ;

c) Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + 2H 2 O;

d) Mg(OH) 2 + SO 4 2– = MgSO 4 + 2OH –.

2. Quatre récipients contiennent un litre de solutions 1M des substances énumérées ci-dessous. Quelle solution contient le plus d’ions ?

a) Sulfate de potassium ; b) hydroxyde de potassium ;

c) acide phosphorique ; d) alcool éthylique.

3. Le degré de dissociation ne dépend pas :

a) volume de solution ; b) la nature de l'électrolyte ;

c) solvant ; d) concentrations.

4. Équation ionique abrégée

Al 3+ + 3OH – = Al(OH) 3

correspond à l’interaction :

a) chlorure d'aluminium avec de l'eau ;

b) chlorure d'aluminium avec hydroxyde de potassium ;

c) aluminium avec de l'eau ;

d) aluminium avec hydroxyde de potassium.

5. Un électrolyte qui ne se dissocie pas par étapes est :

a) de l'hydroxyde de magnésium ; b) acide phosphorique ;

c) hydroxyde de potassium ; d) sulfate de sodium.

6. Un électrolyte faible est :

a) hydroxyde de baryum ;

b) hydroxyde d'aluminium ;

c) acide fluorhydrique ;

d) acide iodhydrique.

7. La somme des coefficients de la courte équation ionique pour l'interaction de l'eau barytique et du dioxyde de carbone est égale à :

une) 6 ; b) 4 ; à 7 heures; d)8.

8. Les paires de substances suivantes ne peuvent pas être présentes en solution :

a) chlorure de cuivre et hydroxyde de sodium ;

b) chlorure de potassium et hydroxyde de sodium ;

c) acide chlorhydrique et hydroxyde de sodium ;

d) acide sulfurique et chlorure de baryum.

9. Une substance dont l’ajout à l’eau ne modifiera pas sa conductivité électrique est :

a) acide acétique ; b) du chlorure d'argent ;

c) acide sulfurique ; d) chlorure de potassium.

10. À quoi ressemblera un graphique de la dépendance de l'intensité d'une ampoule électrique connectée à un circuit en fonction du temps si les électrodes sont immergées dans une solution d'eau de chaux à travers laquelle passe du dioxyde de carbone pendant une longue période ?

a) Augmentation linéaire ;

b) diminution linéaire ;

c) d'abord décroissant, puis augmentant ;

d) augmente d'abord, puis diminue.

INDICATEURS DE PLANTES DANS LE LABORATOIRE SCOLAIRE

Pavlova Sargylane

Victoria Makarova

classe 9 « B », MBOU « École secondaire n°1 de Vilyui du nom de G.I. Chiryaev" Vilyuisk République de Sakha (Yakoutie)

Petrova Anna Prokopievna

superviseur scientifique, enseignant de la catégorie la plus élevée, professeur de chimie de l'école secondaire Vilyui n°1 du nom de G.I. Chiryaeva", Vilyuysk

Les indicateurs sont des substances chimiques dont la couleur change en fonction du pH de l'environnement. Indicateur signifie « pointeur » en latin.

Dans les cours de chimie, nous utilisons des indicateurs tels que le tournesol, la phénolphtaléine, le méthylorange, qui changent de couleur en fonction de l'environnement de la solution. Les jus et décoctions de baies, de fruits et de fleurs aux couleurs vives ont également les propriétés d'indicateurs acido-basiques, c'est-à-dire qu'ils changent de couleur lorsque l'acidité de l'environnement change.

Pertinence: l'utilisation d'indicateurs acido-basiques provenant des fruits de plantes poussant en Yakoutie pour déterminer la réaction de l'environnement.

But du travail : obtention d'indicateurs végétaux à partir de matières premières naturelles.

Tâches:

· étudier la littérature, se familiariser avec les méthodes de préparation d'indicateurs maison à partir des fruits des plantes poussant dans notre région ;

· obtenir expérimentalement un ensemble d'indicateurs.

· étudier le comportement des indicateurs végétaux dans différents environnements.

· mener une étude pour déterminer l'environnement des solutions de détergents pour le soin des cheveux.

Objet d'étude : plantes naturelles aux propriétés indicatrices acido-basiques.

Hypothèse: des solutions d'indicateurs végétaux peuvent être préparées indépendamment et utilisées dans le laboratoire de l'école.

Méthodes et techniques de travail :

· se familiariser avec la méthodologie expérimentale ;

· préparer des solutions d'indicateurs à partir de matières premières naturelles ;

· étudier l'évolution de la couleur des indicateurs naturels en fonction du milieu ;

· suivre les règles de sécurité lors des expériences chimiques.

2. partie expérimentale

2.1. Détermination de l'environnement de la solution avec des indicateurs artificiels

Objectif : n Observez le changement de couleur des solutions d'acides, d'alcalis et de solutions salines avec des indicateurs synthétisés artificiellement.

Réactifs : solution d'acide chlorhydrique HCl, solution d'hydroxyde de potassium KOH, solution de carbonate de potassium K2CO3, solution de chlorure de sodium NaCl, solution de chlorure d'aluminium AlCl3.

Les indicateurs artificiels suivants sont disponibles dans le laboratoire de chimie de l'école : phénolphtaléine, méthylorange et tournesol. Nous les avons examinés pour détecter les changements de couleur dans des environnements neutres, acides et alcalins.

Tableau 1.

Changement de couleur des indicateurs dans les solutions

Du tableau 1, on peut voir que tous les indicateurs changent de couleur : en milieu acide vers le rouge (sauf pour la phénolphtaléine) ; en neutre, ils ont leur couleur naturelle, mais en alcalin, la couleur varie considérablement. La phénolphtaléine change la couleur de la solution en pourpre, le tournesol en bleu et l'orange de méthyle en jaune.

2.2. Méthodes de préparation des indicateurs d'usine

Progrès:

Pour préparer des indicateurs végétaux, prenez 25 g de matières premières, écrasez-les, ajoutez 100 ml d'eau et faites bouillir pendant 1 à 2 minutes. Les décoctions obtenues ont été refroidies et filtrées. Pour éviter toute détérioration, de l'alcool a été ajouté au filtrat obtenu dans un rapport de 2:1. Nous avons préparé des indicateurs à partir d'airelles rouges, de canneberges, de framboises, de myrtilles, de myrtilles, de fraises et de betteraves.

2.3. Détermination de l'environnement de la solution à l'aide d'indicateurs végétaux.

Résultats de recherche:

Pour étudier le changement de couleur des indicateurs naturels dans différents environnements, plusieurs gouttes d'un indicateur végétal ont été prélevées avec une pipette et ajoutées alternativement à des solutions d'acide chlorhydrique, d'hydroxyde de potassium, de chlorure de sodium, de carbonate de potassium et de chlorure d'aluminium. Les résultats de toutes les expériences sont donnés dans le tableau.

Tableau 2.

Changements de couleur des indicateurs naturels dans différents environnements

Le tableau 2 montre que tous les objets que nous avons sélectionnés changent de couleur naturelle en fonction de l'acidité de l'environnement. Ceci est très bien observé dans les airelles rouges, les framboises, les myrtilles, les canneberges, les fraises, les betteraves, une décoction rouge vif de baies et de fruits dont dans un environnement acide deviennent rose-rouge-violet et dans un environnement alcalin - jaune-vert clair.

Conclusion : les baies des plantes ont un environnement acide, donc la couleur de la solution dans un environnement acide ne change pas, la couleur reste rouge. Dans un environnement alcalin, les solutions virent du jaune au vert. À partir des fruits des plantes, les fruits de betterave sont de bons indicateurs ; on obtient des couleurs prononcées de solutions.

2.4. Préparation des documents indicateurs.

À l’aide de papier filtre et d’extraits d’indicateurs végétaux, nous avons préparé des papiers indicateurs. La méthode de préparation est très simple : une solution d'extrait de l'indicateur végétal est appliquée sur du papier filtre à l'aide d'une pipette, séchée et la procédure est répétée à nouveau.

Le changement de couleur des papiers indicateurs imprégnés dans différents environnements correspond au changement de couleur d'un extrait d'un indicateur végétal similaire.

2.5. Détermination de l'environnement des solutions détergentes.

Réactifs : indicateurs végétaux, solutions de shampoing : Absolut, Série spéciale (bière), Tête et épaules, Tar, Clear vita abe.

Progrès: Nous dissoudrons chaque détergent étudié dans l’eau et le diviserons en cinq parties. Nous y ajoutons une goutte d'indicateurs naturels. Dans chacun d’eux, les indicateurs ont changé de couleur. (Tableau 3).

Tableau 3.

Changement de couleur des indicateurs naturels dans les solutions détergentes

Conclusions de l'étude :

1. Tous les indicateurs : papier universel fait maison et fabriqué en usine, ont montré le caractère approprié de l'environnement dans tous les supports testés.

2. La peau humaine a un environnement légèrement acide. Pour protéger la peau et les cheveux des effets négatifs des détergents, ceux-ci doivent avoir une valeur correspondant au pH de l'épiderme. Les shampooings capillaires ont un environnement légèrement acide, qui répond aux exigences hygiéniques de ces produits. D'après nos études sur les shampoings de différents fabricants, les shampoings correspondent généralement aux indicateurs standards, mais le shampoing Clear vita abe est plus acide que les autres shampoings. La deuxième place en termes d'acidité est occupée par le shampooing Absolut, et la troisième place par le shampooing Degtyarnaya.

Conclusion:

En utilisant la méthode d'obtention d'indicateurs végétaux en laboratoire scolaire, nous sommes arrivés aux conclusions suivantes :

1. Le tournesol, le méthylorange et la phénolphtaléine sont les indicateurs acido-basiques les plus souvent utilisés à l’école. En changeant leur couleur, on peut non seulement juger de la réaction du milieu, mais aussi déterminer assez précisément le pH de la solution.

2. Les indicateurs végétaux ont une sensibilité assez élevée, ils peuvent donc être utilisés comme indicateurs acido-basiques pour déterminer l'environnement des solutions dans un laboratoire scolaire lors d'un cours au choix, dans des clubs de chimie, mais aussi pour déterminer l'acidité du sol d'un zone.

Annexe n°1

Figure 1. Pour étudier le changement de couleur des indicateurs naturels, nous avons prélevé quelques gouttes d'un indicateur fait maison avec une pipette et les avons ajoutées alternativement à des solutions de chlorure de sodium, d'hydroxyde de potassium, de carbonate de potassium, d'acide chlorhydrique et de chlorure d'aluminium.

Figure 2. Ensemble d'indicateurs de plantes préparées

Figure 3. Vue générale des expériences réalisées

Figure 4. Indicateurs de papier prêt à l'emploi

Figure 5. Changement de couleur des indicateurs papier dans différents environnements

Bibliographie:

1. Grand dictionnaire encyclopédique - 2e éd., révisé. et supplémentaire - M. : « La Grande Encyclopédie russe » ; Saint-Pétersbourg : « Norint », 2001.

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Parmi la variété de substances organiques, il existe des composés spéciaux caractérisés par des changements de couleur dans différents environnements. Avant l'avènement des pH-mètres électroniques modernes, les indicateurs étaient des « outils » indispensables pour déterminer les paramètres acido-basiques de l'environnement, et continuent d'être utilisés dans la pratique de laboratoire comme auxiliaires en chimie analytique, ainsi qu'en l'absence des équipements nécessaires. .

A quoi servent les indicateurs ?

Initialement, la propriété de ces composés de changer de couleur dans différents environnements était largement utilisée pour déterminer visuellement les propriétés acido-basiques des substances en solution, ce qui permettait non seulement de déterminer la nature de l'environnement, mais également de tirer une conclusion sur la réaction. produits formés. Les solutions indicatrices continuent d'être utilisées dans la pratique de laboratoire pour déterminer la concentration de substances par titrage et permettent d'apprendre à utiliser les méthodes disponibles en l'absence de pH-mètres modernes.

Il existe plusieurs dizaines de substances de ce type, dont chacune est sensible à une zone assez étroite : elle ne dépasse généralement pas 3 points sur l'échelle du contenu informatif. Grâce à une telle variété de chromophores et à leur faible activité entre eux, les scientifiques ont pu créer des indicateurs universels largement utilisés en laboratoire et dans l'industrie.

Indicateurs de pH les plus utilisés

Il est à noter qu'en plus de la propriété d'identification, ces composés ont une bonne capacité de coloration, ce qui leur permet d'être utilisés pour teindre des tissus dans l'industrie textile. Parmi le grand nombre d'indicateurs colorés en chimie, les plus connus et utilisés sont le méthylorange (méthylorange) et la phénolphtaléine. La plupart des autres chromophores sont actuellement utilisés en mélange les uns avec les autres, ou pour des synthèses et des réactions spécifiques.

Orange de méthyle

De nombreux colorants doivent leur nom à leurs couleurs primaires dans un environnement neutre, également inhérent à ce chromophore. L'orange de méthyle est un colorant azoïque qui contient un groupe - N = N - dans sa composition, qui est responsable de la transition de couleur de l'indicateur vers le rouge et du jaune vers l'alcalin. Les composés azoïques eux-mêmes ne sont pas des bases fortes, mais la présence de groupes donneurs d'électrons (-OH, -NH 2, -NH (CH 3), -N (CH 3) 2, etc.) augmente la basicité de l'un des composés azotés. atomes, qui devient capable d'attacher des protons d'hydrogène selon le principe donneur-accepteur. Par conséquent, lors de la modification des concentrations d'ions H + dans une solution, un changement de couleur de l'indicateur acido-basique peut être observé.

En savoir plus sur la fabrication de l'orange de méthyle

Le méthylorange est obtenu par diazotation de l'acide sulfanilique C 6 H 4 (SO 3 H)NH 2 suivie d'une combinaison avec de la diméthylaniline C 6 H 5 N(CH 3) 2. L'acide sulfanilique est dissous dans une solution alcaline de sodium, en ajoutant du nitrite de sodium NaNO 2, puis refroidi avec de la glace pour effectuer la synthèse à des températures aussi proches que possible de 0°C et de l'acide chlorhydrique HCl est ajouté. Ensuite, préparez une solution séparée de diméthylaniline dans HCl, qui est versée refroidie dans la première solution pour obtenir un colorant. Il est encore alcalinisé et des cristaux orange foncé précipitent à partir de la solution, qui après plusieurs heures sont filtrés et séchés au bain-marie.

Phénolphtaléine

Ce chromophore tire son nom de l'ajout des noms de deux réactifs impliqués dans sa synthèse. La couleur de l'indicateur se distingue par son changement de couleur en milieu alcalin avec l'acquisition d'une teinte pourpre (rouge-violet, rouge cramoisi), qui se décolore lorsque la solution est fortement alcalinisée. La phénolphtaléine peut prendre plusieurs formes selon le pH de l'environnement, et dans les environnements fortement acides, elle a une couleur orange.

Ce chromophore est obtenu par condensation de phénol et d'anhydride phtalique en présence de chlorure de zinc ZnCl 2 ou d'acide sulfurique concentré H 2 SO 4. À l’état solide, les molécules de phénolphtaléine sont des cristaux incolores.

Auparavant, la phénolphtaléine était activement utilisée dans la création de laxatifs, mais son utilisation a progressivement été considérablement réduite en raison de ses propriétés cumulatives établies.

Tournesol

Cet indicateur fut l'un des premiers réactifs utilisés sur milieux solides. Le tournesol est un mélange complexe de composés naturels obtenus à partir de certains types de lichens. Il est utilisé non seulement comme mais aussi comme moyen de déterminer le pH de l'environnement. C'est l'un des premiers indicateurs qui ont commencé à être utilisés par l'homme dans la pratique chimique : il est utilisé sous forme de solutions aqueuses ou de bandes de papier filtre imbibées de celle-ci. Le tournesol solide est une poudre sombre avec une légère odeur d'ammoniaque. Lorsqu'il est dissous dans de l'eau propre, la couleur de l'indicateur devient violette et lorsqu'elle est acidifiée, elle devient rouge. Dans un environnement alcalin, le tournesol devient bleu, ce qui lui permet d'être utilisé comme indicateur universel pour la détermination générale des indicateurs environnementaux.

Il n'est pas possible d'établir avec précision le mécanisme et la nature de la réaction qui se produit lorsque le pH change dans les structures des composants du tournesol, car il peut contenir jusqu'à 15 composés différents, dont certains peuvent être des substances actives indissociables, ce qui complique leurs études individuelles. de propriétés chimiques et physiques.

Papier indicateur universel

Avec le développement de la science et l'avènement des documents indicateurs, l'établissement d'indicateurs environnementaux a été grandement simplifié, puisqu'il n'était désormais plus nécessaire de disposer de réactifs liquides prêts à l'emploi pour toute recherche sur le terrain, qui sont encore utilisés avec succès par les scientifiques et les criminologues. Ainsi, les solutions ont été remplacées par des papiers indicateurs universels qui, en raison de leur large spectre d'action, ont presque complètement éliminé le besoin d'utiliser d'autres indicateurs acido-basiques.

La composition des bandes imprégnées peut différer d'un fabricant à l'autre, c'est pourquoi une liste approximative des substances incluses peut être la suivante :

• phénolphtaléine (0-3,0 et 8,2-11);
• jaune de (di)méthyle (2,9-4,0);
• orange de méthyle (3.1-4.4);
• rouge de méthyle (4,2-6,2);
• bleu de bromothymol (6,0-7,8);
• α-naphtolphtaléine (7,3-8,7);
• bleu de thymol (8,0-9,6);
• crésolphtaléine (8,2-9,8).

L'emballage doit contenir des étalons d'échelle de couleur qui permettent de déterminer le pH de l'environnement de 0 à 12 (environ 14) avec une précision d'un entier.

Entre autres choses, ces composés peuvent être utilisés ensemble dans des solutions aqueuses et hydroalcooliques, ce qui rend l'utilisation de tels mélanges très pratique. Cependant, certaines de ces substances peuvent être peu solubles dans l’eau, il est donc nécessaire de sélectionner un solvant organique universel.

En raison de leurs propriétés, les indicateurs acido-basiques ont trouvé leur utilisation dans de nombreux domaines scientifiques et leur diversité a permis de créer des mélanges universels sensibles à une large gamme de valeurs de pH.