pH 표시기
pH indicator |
| 산과 염기 |
|---|
 |
| 산 타입 |
| 베이스 타입 |
pH 인디케이터는 용액에 소량 첨가되어 용액의 pH(산도 또는 염기성)를 눈으로 확인할 수 있는 할로크롬 화합물이다.따라서 pH 인디케이터는 아레니우스 모델에서 하이드로늄 이온(HO3+) 또는 수소 이온(H+)의 화학적 검출기이다.일반적으로 인디케이터는 pH에 따라 용액의 색을 변화시킨다.표시기는 다른 물리적 특성에서도 변화를 나타낼 수 있습니다. 예를 들어 후각 표시기는 냄새의 변화를 나타냅니다.중성용액의 pH 값은 25°C(표준 실험실 조건)에서 7.0이다.pH 값이 7.0 미만인 용액은 산성으로 간주되며 pH 값이 7.0 이상인 용액은 염기성이다.대부분의 자연적으로 발생하는 유기 화합물은 카르본산이나 아민과 같은 약한 전해질이기 때문에, pH 지표는 생물학과 분석 화학에서 많은 응용 분야를 발견합니다.또한 pH 지표는 화학 분석에 사용되는 세 가지 주요 지표 화합물 중 하나를 형성한다.금속 양이온의 정량적 분석에는 복소계 지표의 사용이 [1][2]바람직하며, 세 번째 화합물 등급인 레독스 지표는 레독스 적정(화학적 분석의 기초로서 하나 이상의 레독스 반응을 수반하는 칭호)에 사용된다.
이론.
그 자체로 pH 지표는 보통 약한 산이나 약한 염기이다.수용액에서 산성 pH 지표의 일반적인 반응 방식은 다음과 같이 공식화할 수 있다.
- HND(aq) + HO
2(l) ho
3+(aq) HO + Ind−(aq)
여기서 "HIND"는 산성 형태를 나타내고 "Ind"는− 지시자의 켤레 염기를 나타냅니다.수용액 내 기본 pH 지표의 경우 그 반대입니다.
- IndOH(aq) + HO
2(l) † HO
2(l) + Ind+(aq)−(aq) + OH
여기서 "IndOH"는 기본 형태를 나타내고 "Ind"는+ 표시기의 켤레 산을 나타냅니다.
산성/염기성 인디케이터 농도에 대한 복합산/염기 농도의 비율에 따라 용액의 pH(또는 pOH)가 결정되며 색상은 pH(또는 pOH) 값에 연결된다.약한 전해질인 pH 지표의 경우 헨더슨-하셀발흐 방정식은 다음과 같이 쓸 수 있다.
- pH = pKa + 로그10 [인드−]/[HIND]
- pOH = pKb + 로그10 [Ind+] / [IndOH]
산도 상수와 염기성 상수로 도출된 방정식은 pH가 지표의 pKa 또는 pKb 값과 같을 때 두 종 모두 1:1 비율로 존재함을 나타냅니다.pH가 pKa 또는 pKb 값보다 크면 켤레 베이스의 농도가 산의 농도보다 커지며 켤레 베이스와 관련된 색이 우세하다.pH가 pKa 값 또는b pK 값보다 낮으면 그 반대가 True입니다.
일반적으로 pKa 또는 pKb 값에서 색상의 변화는 순간적이지 않지만 여러 색상이 혼합된 경우 pH 범위가 존재합니다.이 pH 범위는 인디케이터에 따라 다르지만 경험적으로 pKa 또는 pKb 값의 플러스 또는 마이너스1 사이에 있습니다.이는 다른 종의 최소 10%가 지속되는 한 용액이 색을 유지한다고 가정합니다.예를 들어, 결합염기 농도가 산의 농도보다 10배 이상 크면 그 비율이 10:1이고, 따라서 pH는 pKa + 1 또는b pK + 1이며, 반대로 염기에 대하여 산의 10배 초과가 발생하면 그 비율은 1:10이고b, PH는 PKa - 1 또는 P - 1이다.
최적의 정확도를 위해 두 종 간의 색 차이는 가능한 한 명확해야 하며 색상의 pH 범위가 좁을수록 더 잘 변한다.페놀프탈레인과 같은 일부 지표에서는 종 중 하나가 무색인 반면 메틸레드와 같은 다른 지표에서는 두 종 모두 색을 부여한다.pH 지표는 지정된 pH 범위에서 효율적으로 작동하지만 바람직하지 않은 부작용으로 인해 pH 척도의 최단부에서 파괴된다.
어플
pH 지표는 화학반응의 정도를 결정하기 위해 분석화학 및 생물학 적정에서 자주 사용된다.pH 표시기는 주관적인 색상 선택(결정)으로 인해 부정확한 판독치를 얻을 수 있습니다.pH의 정확한 측정이 필요한 애플리케이션의 경우 pH 미터가 자주 사용됩니다.때로는 다양한 pH 값에 걸쳐 여러 가지 부드러운 색상 변화를 달성하기 위해 다양한 인디케이터를 혼합하여 사용할 수 있습니다.이러한 상용 지표(예: 범용 표시기 및 하이드리온 용지)는 pH에 대한 대략적인 지식만 필요할 때 사용합니다.
아래 표는 몇 가지 일반적인 실험실 pH 지표입니다.인디케이터는 보통 표시된 이행범위 내의 pH값에서 중간색을 나타냅니다.예를 들어 페놀레드는 pH 6.8에서 pH 8.4 사이의 오렌지색을 나타낸다.용액의 인디케이터 농도와 사용 온도에 따라 천이 범위가 약간 바뀔 수 있다.오른쪽 그림은 인디케이터의 동작 범위와 색상의 변화를 나타내고 있습니다.
| 인디케이터 | 낮은 pH 색상 | 전이 로우엔드 | 전이 하이엔드 | 높은 pH 색상 |
|---|---|---|---|---|
| 젠티안 바이올렛(메틸 바이올렛 10B) | 노란 색 | 0.0 | 2.0 | 청자색 |
| 말라카이트 그린(최초 이행) | 노란 색 | 0.0 | 2.0 | 초록의 |
| 말라카이트 그린(두 번째 이행) | 초록의 | 11.6 | 14.0 | 무색의 |
| 티몰 블루(첫 번째 전환) | 빨간. | 1.2 | 2.8 | 노란 색 |
| Tymol 블루 (두 번째) | 노란 색 | 8.0 | 9.6 | 파랑색 |
| 메틸 옐로우 | 빨간. | 2.9 | 4.0 | 노란 색 |
| 메틸렌블루 | 무색의 | 5.0 | 9.0 | 암청색 |
| 브로모페놀 블루 | 노란 색 | 3.0 | 4.6 | 파랑색 |
| 콩고 레드 | 청자색 | 3.0 | 5.0 | 빨간. |
| 메틸 오렌지 | 빨간. | 3.1 | 4.4 | 노란 색 |
| 선별된 메틸 오렌지(첫 번째 전이) | 빨간. | 0.0 | 3.2 | 자주회색 |
| 선별된 메틸 오렌지(2차 이행) | 자주회색 | 3.2 | 4.2 | 초록의 |
| 브로모크레졸그린 | 노란 색 | 3.8 | 5.4 | 파랑색 |
| 메틸레드 | 빨간. | 4.4 | 6.2 | 노란 색 |
| 메틸퍼플 | 보라색 | 4.8 | 5.4 | 초록의 |
| 아졸리트민(리트머스) | 빨간. | 4.5 | 8.3 | 파랑색 |
| 브로모크레솔 퍼플 | 노란 색 | 5.2 | 6.8 | 보라색 |
| 브로모티몰 블루 | 노란 색 | 6.0 | 7.6 | 파랑색 |
| 페놀레드 | 노란 색 | 6.4 | 8.0 | 빨간. |
| 뉴트럴 레드 | 빨간. | 6.8 | 8.0 | 노란 색 |
| 나프톨프탈레인 | 옅은 빨강 | 7.3 | 8.7 | 녹청색 |
| 크레졸레드 | 노란 색 | 7.2 | 8.8 | 불그스름한 빛깔의 |
| 크레졸프탈레인 | 무색의 | 8.2 | 9.8 | 보라색 |
| 페놀프탈레인(최초 전이) | 무색의 | 8.3 | 10.0 | 퍼플핑크 |
| 페놀프탈레인(2차 전이) | 퍼플핑크 | 12.0 | 13.0 | 무색의 |
| 티몰프탈레인 | 무색의 | 9.3 | 10.5 | 파랑색 |
| 알리자린 옐로우 R | 노란 색 | 10.2 | 12.0 | 빨간. |
| 인디고 카르민 | 파랑색 | 11.4 | 13.0 | 노란 색 |
유니버설 인디케이터
| pH 범위 | 묘사 | 색상 |
|---|---|---|
| 1-3 | 강산 | 빨간. |
| 3 – 6 | 약산 | 오렌지/노란색 |
| 7 | 중립 | 초록의 |
| 8 – 11 | 약한 알칼리 | 파랑색 |
| 11-14 | 강한 알칼리 | 보라색/인디고 |
정확한 pH 측정
2개 이상의 파장에서 흡광도를 정량적으로 측정함으로써 pH의 꽤 정확한 측정을 얻을 수 있다.이 원리는 H와− A로+ 분해되는 단순산인 HA를 취함으로써 설명할 수 있다.
- HA h+ H + A−
산 해리 상수 pK의a 값을 알아야 합니다.파장 θ와x θ에서y HA와− A 두 종의 몰 흡광도 θ와HA θ도A− 이전 실험을 통해 파악된 것이어야 한다.맥주의 법칙을 따라야 한다고 가정할 때, 두 파장에서 측정된 흡광도x A와y A는 단순히 각 종에 따른 흡광도의 합이다.
![{\displaystyle {\begin{aligned}A_{x}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{x}+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{x}\\A_{y}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{y}+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{y}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/407bba3b954782cbec25c32d99393bf282c2c36d)
이것들은 2개의 농도 [HA]와− [A]의 2개의 방정식입니다.일단 해결되면 pH는 다음과 같이 구해진다.
![{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log {\frac {[{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2ed476e8f78a1980748a81ec195978b60032411f)
3개 이상의 파장에서 측정하면 선형 최소 제곱으로 농도 [HA]와 [A−]를 계산할 수 있습니다.실제로 이 목적을 위해 전체 스펙트럼을 사용할 수 있다.이 과정은 브로모크레졸 녹색 인디케이터에 대해 설명되어 있습니다.관측 스펙트럼(녹색)은 HA(금색)와 A(청색)의− 스펙트럼 합계로, 두 종의 농도에 대해 가중치를 부여한다.
단일 표시기를 사용하는 경우 이 방법은 pH 범위 pKa ± 1의 측정으로 제한되지만 두 개 이상의 표시기를 혼합하여 이 범위를 확장할 수 있습니다.지표는 강한 흡수 스펙트럼을 가지고 있기 때문에 지표의 농도는 상대적으로 낮으며 지표 자체는 pH에 무시할 만한 영향을 미치는 것으로 가정한다.
등가점
산염기 적정에서 불적합 pH 인디케이터는 실제 당량점 전후에 인디케이터 함유 용액의 색변화를 유도할 수 있다.그 결과, 사용한 pH 인디케이터에 근거해, 용액의 다른 당량점을 도출할 수 있다.이는 인디케이터 함유 용액의 미세한 색상 변화만으로도 등가점에 도달했음을 시사하기 때문입니다.따라서 가장 적합한 pH 인디케이터는 색상의 변화가 뚜렷한 경우 [3]적정되는 용액의 당량점의 pH를 포함하는 유효 pH 범위를 가진다.
자연발생 pH 지표
많은 식물이나 식물 부분에는 자연적으로 착색된 안토시아닌 계열의 화합물이 함유되어 있습니다.그것들은 산성 용액에서는 빨간색이고 기본은 파란색입니다.안토시아닌은 잎(빨간 양배추), 꽃(제라늄, 양귀비 또는 장미 꽃잎), 딸기(블루베리, 블랙커런트), 줄기(황)를 포함한 많은 착색 식물과 식물 부분에서 물이나 다른 용제로 추출될 수 있습니다.가정용 식물, 특히 붉은 양배추에서 안토시아닌을 추출하여 조산 pH 지표를 형성하는 것은 인기 있는 화학 입문 사례이다.
리트무스는 중세 연금술사에 의해 사용되었고 여전히 쉽게 구할 수 있는 자연발생 pH 지표로 이끼종, 특히 Roccella tinctoria의 혼합에서 만들어집니다.리트머스라는 단어는 말 그대로 고대 노르드어로 '색깔이끼'에서 왔다.산용액에서 빨간색과 알칼리에서는 파란색으로 변한다.'리트머스 테스트'라는 용어는 대안들 사이를 권위 있게 구별하는 것을 전제로 하는 모든 테스트에 널리 사용되는 은유가 되었다.
수국꽃은 토양 산도에 따라 색이 변할 수 있다.산성 토양에서는 토양에서 화학 반응이 일어나 이러한 식물들이 알루미늄을 사용할 수 있게 하고 꽃을 파란색으로 바꿉니다.알칼리성 토양에서는 이러한 반응이 일어날 수 없기 때문에 알루미늄은 플랜트에 흡수되지 않습니다.그 결과, 꽃들은 분홍색으로 남습니다.
또 다른 유용한 천연 pH 지표는 향신료 강황이다.산에 노출되면 노란색으로 변하고 알칼리가 있으면 적갈색으로 변합니다.
| 인디케이터 | 낮은 pH 색상 | 높은 pH 색상 |
|---|---|---|
| 수국화 | 파랑색 | 분홍색에서 보라색 |
| 안토시아닌류 | 빨간. | 파랑색 |
| 리트머스 | 빨간. | 파랑색 |
| 강황 | 노란 색 | 적갈색 |
산성 토양 중의 수국
알칼리성 토양의 수국
왼쪽 산성용액에서 오른쪽 염기성까지 적양배추 추출물 pH 지시계 구배
베이킹 소다(왼쪽)와 식초에 적신 보라색 콜리플라워(오른쪽).안토시아닌은 pH 지표 역할을 한다.
물에 용해된 강황은 산성 상태에서는 노란색이고 알칼리 상태에서는 적갈색입니다.
「 」를 참조해 주세요.
레퍼런스
- ^ Schwarzenbach, Gerold (1957). Complexometric Titrations. Translated by Irving, Harry (1st English ed.). London: Methuen & Co. pp. 29–46.
- ^ West, T. S. (1969). Complexometry with EDTA and related reagents (3rd ed.). Poole, UK: BDH Chemicals Ltd. pp. 14–82.
- ^ Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (6th ed.). New York: Houghton Mifflin Company. pp. 319–324.
외부 링크
