酸堿指示劑的變色范圍
實驗室k / 2019-07-06
指示劑在怎樣的pH條件下變色呢?這就必須討論指示劑的變色與溶液pH值的數(shù)量關系。
現(xiàn)以弱酸型指示劑為例來說明指示劑的變色與溶液pH的數(shù)量關系。弱酸型指示劑在溶液中的電離平衡可用下式表示：
HIn ?H+＋In-
達平衡時，KHIn＝[H+][In-]/[HIn]
KHIn為平衡常數(shù)，稱指示劑的電離平衡常數(shù)，在一定溫度下，它是一個常數(shù)值。
從上式得：
[H+]＝KHIn·[HIn]/[In-]
若以pH表示則為：
pH＝pKHIn－lg[HIn]/[In-]
HIn和In-分別代表兩種不同結構的指示劑分子和離子，HIn的顏色稱酸式色，In-的顏色稱堿式色，二者的顏色不相同。在任何溶液中，指示劑的兩種顏色必定同時存在，即溶液中指示劑的顏色應當是兩種不同顏色的混合色，溶液的顏色由[HIn]/[In-]的比值來決定。當溫度一定時，[HIn]/[In-]的比值由溶液pH而決定，也就是說，在一定的pH條件下，[HIn]/[In-]的比值一定，溶液的顏色也必然一定。溶液的pH改變時，溶液的顏色也就相應地發(fā)生改變。由于我們的視覺分辨能力有限，在兩種顏色又能互相掩蓋的情況下，pH的微小變化引起的[HIn]/[In-]比值微小變化通常不能用肉眼觀察出來，只有當兩種顔色的濃度比在10倍或10倍以上時，オ能看出濃度較大的那種顏色，而另一種顏色就看不出。
例如：當[HIn]/[In-]＝10時，只能看到[HIn]的酸式顏色
當[HIn]/[In-]＝1/10時，只能看到[In-]的堿式顏色
可見，我們只能在一定的濃度比范圍內到指示劑的顔色變化。這一范圍就是由
[HIn]/[In-]＝10 到 [HIn]/[In-]＝1/10
此時，溶液的pH值則分別為：
pH＝pKHIn－lg10＝pKHIn－1
pH＝pKHIn－lg1/10＝pKHIn＋1
即指示劑變色時的pH值范圍為：
pH＝pKHIn±1
叫做指示劑的變色范圍。由于不同的指示劑有不同的pKHIn值，所以它們的變色范圍各不相同。
從上式可知，當pH≦pKHIn－1時，所觀察到的是酸式色。
當pH≧pKHIn＋1時，所觀察到的是堿式色。
當[HIn]＝[In-]時，即[HIn]/[In-]＝1
此時[H+]＝KHIn，pH＝pKHIn，觀察到的是指示劑的中間色，即兩種顏色的混合色。此時是指示劑變色最靈敏的一點，這時的pH值叫做指示劑的理論變色點。
根據(jù)理論上的推算，指示劑的變色范圍是兩個pH值單位。但實驗測得的各種指示劑的變色范圍并不都是兩個pH單位，而是略有上下，這主要是人的眼睛對混合色調中兩種顏色的敏感程度不同形成的。下面的計算可以幫助我們理解這個問題。
實驗測得，甲基紅變色范圍的pH值為4.4～6.2，其[HIn]/[In-]比值的計算如下：
當pH＝4.4時，[H+]＝4.0×10(-5次方)M，甲基紅的KHIn＝7.9×10(-6次方)
則：[H+]/KHIn＝[HIn]/[In-]＝4.0×10(-5次方)/7.9×10(-6次方)＝5.0
當pH＝6.2時，[H+]＝6.3×10(-7次方)M，得
[H+]/KHIn＝[HIn]/[In-]＝6.3×10(-7次方)/7.9×10(-6次方)＝1/12.5
上述計算表明，當酸式色的濃度比堿式色的濃度大5倍時，就能看到酸式色的紅色；如要看到堿式色的黃色，則堿式色的濃度必須比酸式色的濃度大12.5倍，這是由于人眼對紅色比黃色更敏感的緣故。所以變色范圍在pH小的一端就距離理論變色點近些，在pH值大的端就距離理論變色點遠些。因此，甲基紅理論變色點為5.0，實際變色的范圍不是5.0±1的4.0～6.0而是4.4～6.2。
一般變色范圍不大于兩個pH單位，也不小于1個pH單位。使用中希望指示劑的變色范圍越窄越好，這樣在等當點時，pH稍有改變，指示劑就能立即由一種顏色變?yōu)榱硪环N顏色，說明指示劑變色敏銳，有利于提高測定的準確度。
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