Wskaźnik pH lub wskaźnik kwasowo-zasadowy jest substancją chemiczną dodawaną w niewielkiej ilości do roztworu, która powoduje zmianę koloru w zależności od pH. Jest to zestawienie typowych wskaźników, wyjaśnienie ich działania oraz wskazówki dotyczące wyboru odpowiedniego dla Twoich potrzeb.
Jak używać wskaźnika pH
Wskaźnik nie zmienia koloru przy dokładnym pH lub stężeniu jonów wodorowych. Zamiast tego, zmiana koloru następuje w zakresie stężenia jonów wodorowych. Miareczkować słaby kwas przy użyciu wskaźnika, który zmienia barwę w warunkach lekko alkalicznych. Miareczkuj słabą zasadę używając wskaźnika, który zmienia kolor przy lekko kwaśnym pH. Miareczkując silne kwasy lub zasady, należy szukać wskaźnika pH, który zmienia barwę w pobliżu neutralnego pH.
Chart of Common pH Indicators
Here is a chart of common pH indicators, their pH range, their solutions, and their color changes. Niektóre wskaźniki wyświetlają wiele zmian koloru, więc występują na liście więcej niż raz. Różne referencje podają nieco inne wartości pH i kolory. Dzieje się tak, ponieważ zakres pH nie jest dobrze zdefiniowany (oczekuj dokładności w granicach 1 wartości pH), a kolor jest kwestią oceny.
| Indykator | Zakres pH | Ilość na 10 ml | Kwas | Zasada |
| Błękit tymolowy | 1.2-2,8 | 1-2 krople 0,1% soln. in aq. | czerwony | żółty |
| Czerwony pentametoksylowy | 1.2-2.3 | 1 kropla 0,1% soln. w 70% alc. | czerwono-fioletowy | bezbarwny |
| Tropeolina OO | 1.3-3.2 | 1 kropla 1% aq. soln. | czerwony | żółty |
| 2,4-Dinitrofenol | 2.4-4,0 | 1-2 krople 0,1% soln. w 50% alc. | bezbarwny | żółty |
| Żółcień metylowa | 2,9-4.0 | 1 kropla 0,1% soln. w 90% alc. | czerwony | żółty |
| Pomarańczowy metylowy | 3,1-4,4 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | czerwony | pomarańczowy |
| Błękit bromofenolowy | 3.0-4.6 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | żółty | niebiesko-fioletowy |
| Błękit tetrabromofenolowy | 3.0-4,6 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | niebieski |
| Sulfonian sodowy alizaryny | 3.7-5,2 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | fioletowy |
| czerwieńα-naftalowa | 3,7-5,0 | 1 kropla 0.1% soln. w 70% alc. | czerwona | żółta |
| p-Etoksychrysoidyna | 3,5-5,5 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | czerwony | żółty |
| Zielony bromokrezolowy | 4,0-5,6 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | niebieski |
| Czerwony metylowy | 4.4-6.2 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | czerwony | żółty |
| Purpura bromokrezolowa | 5.2-6,8 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | purpurowy |
| Czerwony chlorofenolowy | 5,4-6,8 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | żółty | czerwony |
| Błękit bromofenolowy | 6,2-7,6 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | niebieski |
| p-Nitrofenol | 5,0-7,0 | 1-5 kropli 0,1% aq. soln. | bezbarwny | żółty |
| Azolitmin | 5.0-8.0 | 5 kropli 0.5% aq. soln. | czerwona | niebieska |
| Czerwona fenolowa | 6.4-8,0 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | czerwony |
| Czerwony neutralny | 6,8-8,0 | 1 kropla 0.1% soln. in 70% alc. | red | yellow |
| Rosolic acid | 6.8-8.0 | 1 drop 0.1% soln. in 90% alc. | żółty | czerwony |
| Czerwony krezol | 7.2-8.8 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | żółty | czerwony |
| α-Naphtholphthalein | 7.3-8.7 | 1-5 kropli 0,1% soln. w 70% alc. | rose | green |
| Tropeolin OOO | 7.6-8.9 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | różowo-czerwony |
| Błękit tymolowy | 8,0-9,6 | 1-5 kropli 0.1% aq. soln. | żółty | niebieski |
| Błękit fenoloftaleinowy | 8,0-10,0 | 1-5 kropli 0,1% soln. w 70% alc. | bezbarwny | czerwony |
| α-Naphtholbenzein | 9.0-11.0 | 1-5 kropli 0,1% soln. w 90% alc. | żółty | niebieski |
| Thymolphthalein | 9.4-10.6 | 1 kropla 0.1% soln. in 90% alc. | colorless | blue |
| Nile blue | 10.1-11.1 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | niebieski | czerwony |
| żółty alizarynowy | 10.0-12.0 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | żółcień | lilak |
| Żółcień salicylowa | 10,0-12,0 | 1-5 kropli 0,1% soln. w 90% alc. | żółty | pomarańczowo-brązowy |
| Fiolet diazowy | 10,1-12,0 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | żółty | fioletowy |
| Tropeolin O | 11.0-13.0 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | żółty | pomarańczowo-brązowy |
| Nitramina | 11.0-13.0 | 1-2 krople 0,1% soln in 70% alc. | bezbarwny | pomarańczowo-brązowy |
| Błękitoirriera | 11.0-13,0 | 1 kropla 0,1% aq. soln. | niebieski | fioletowo-różowy |
| Kwas trinitrobenzoesowy | 12,0-13.4 | 1 kropla 0.1% aq. soln. | bezbarwny | pomarańczowo-czerwony |
In addition to the pH indicators on this list, there are many natural acid-base indicators you can make using fruits, vegetables, flowers, juices, and spices. Najbardziej znanym z nich jest sok z czerwonej lub fioletowej kapusty.
Wskaźnik uniwersalny
Wskaźnik uniwersalny jest mieszaniną kilku różnych wskaźników pH, która wyświetla płynne zmiany koloru w zakresie wartości pH. Istnieje wiele formuł wskaźnika uniwersalnego, więc zakresy pH i kolory zależą od formuły. Najpopularniejsze z nich to wariacje wzoru Yamady, opublikowanego w 1933 roku. Typowa receptura zawiera 1-propanol, sól sodową, wodorotlenek sodu, sól monosodową, fenoloftaleinę, czerwień metylową, błękit bromotymolowy i błękit tymolowy. Ta mieszanina wyświetla kolory: czerwony, pomarańczowo-żółty, zielony, niebieski i indygo-fioletowy:
| zakres pH | Kolor | wskazuje | |
| < 3 | Czerwony | silnie. kwaśny | |
| 3 do 6 | Pomarańczowy do Żółtego | Słabo kwaśny | |
| 7 | Zielony | Neutralny | |
| 8 do 11 | Niebieski | Słabo zasadowy (zasadowy) | |
| > 11 | Indigo do fioletu | Silnie zasadowy | Strongly alkaline (basic) |
How pH Indicators Work
Większość wskaźników pH to słabe kwasy lub słabe zasady. Dysocjują one zgodnie z ogólną reakcją chemiczną:
HInd + H2O ⇌ H3O+ + Ind-
Tutaj, HInd jest kwasową formą wskaźnika, a Ind- jest jego sprzężoną zasadą. Stosunek pomiędzy HInd i Ind- określa kolor roztworu i pośrednio wskazuje pH roztworu zgodnie z równaniem Hendersona-Hasselbalcha:
pH = pKa + log10 /
Należy pamiętać, że zmiana koloru wskaźnika pH nie jest natychmiastowa. Zamiast tego, istnieje zakres pH, w którym pojawia się mieszanina kolorów kwasu i sprzężonej zasady. Wskaźnik daje dość dokładną wartość pH w zakresie wartości pH lub pKa plus lub minus jeden.
Jak wybrać wskaźnik pH
Najważniejszym krokiem w wyborze odpowiedniego wskaźnika pH jest wybranie takiego, który ma zmianę koloru w zakresie pH badanej reakcji chemicznej. W przypadku miareczkowania idealnie byłoby wybrać wskaźnik pH, który zmienia kolor w punkcie równoważności. W praktyce jest prawie niemożliwe znalezienie wskaźnika, który zmienia kolor dokładnie przy tej samej wartości pH, więc trzeba wybrać taki, który zmienia kolor przy nieco wyższym lub niższym pH. W tym przypadku miareczkuje się do momentu zmiany koloru najbliższego punktowi równoważności.
Na przykład, powiedzmy, że miareczkuje się mocny kwas do mocnej zasady. Punkt równoważności dla tej reakcji to wartość pH 7. Jeśli używasz fenoloftaleiny, oczekujesz, że różowy/czerwony kolor zniknie poniżej wartości pH 8,0. Miareczkuje się do momentu, gdy roztwór stanie się bezbarwny, ponieważ jest to najbliższy punkt równoważności, jaki można uzyskać. Jeśli używasz oranżu metylowego, oczekujesz zmiany koloru z żółtego na pomarańczowy gdzieś poniżej pH 6 i z pomarańczowego na czerwony około pH 4. W przypadku reakcji mocnego kwasu z mocną zasadą, miareczkujesz do momentu, gdy żółty zacznie zmieniać kolor na pomarańczowy. Jeśli czekasz, aż kolor zmieni się na czerwony, jesteś daleko poza punktem równoważności.
Jeśli możesz wybrać pomiędzy wskaźnikami, które zmieniają kolor przy pożądanym pH, wybierz ten, który pokazuje najostrzejszą zmianę koloru. Na przykład, błękit bromofenolowy i p-nitrofenol dają zmiany koloru wokół neutralnego pH, ale zmiana z żółtego na niebieski (bromofenol) jest łatwiejsza do zauważenia niż ta z bezbarwnego na żółty (p-nitrofenol).
Inne czynniki niż materia obejmują rozpuszczalnik (alkohol lub woda), cenę i wszechstronność. Który wskaźnik pH wybierzesz jest sprawą jego zakresu pH, zmiany koloru, rozpuszczalnika, dostępności i kosztu.
- Foster, L. S.; Gruntfest, I. J. (1937). „Eksperymenty demonstracyjne z wykorzystaniem wskaźników uniwersalnych”. Journal of Chemical Education. 14 (6): 274. doi:10.1021/ed014p274
- Lange, Norbert A. (1952). Lange’s Handbook of Chemistry (8th ed.). Handbook Publishers Inc. ASIN : B000RFWWKO
- Kolthoff, I. M.; Stenger, V. A. (1942). Volumetric Analysis. Interscience Publishers, Inc, New York. ISBN: 978-0470500507
- Schwarzenbach, Gerold (1957). Complexometric Titrations. Translated by Irving, Harry. London: Methuen & Co.
- Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (6th ed.). New York: Houghton Mifflin Company. ISBN: 978-0618946907.
.