Wskaźniki pH

Definicja pH

Zgodnie z definicją, pH jest ujemnym logarytmem ze stężenia jonów wodorowych. W tym przypadku do obliczenia tej wartości wykorzystuje się pojęcie stężenia molowego. Wszystkie związki chemiczne można podzielić na podstawie pH, na te o odczynie kwaśnym, zasadowym lub obojętnym (o odczynie decyduje zatem stężenie jonów wodorowych). Z tego względu, pH jest często określane także, jako miara kwasowości roztworu.

Do czego potrzebna jest znajomość pH?

• Określenie odczynu roztworu
• Przewidywanie możliwości zajścia reakcji chemicznej
• Dostosowanie odpowiednich warunków do uprawy niektórych roślin
• Dostosowanie właściwych procesów w celu oczyszczania ścieków przemysłowych
• Dobór skutecznych środków czyszczących do rodzaju zanieczyszczenia

Z wartością pH bezpośrednio wiąże się pojęcie skali pH. Skala ta obejmuje zakres od 0 do 14. Stanowi ona bardzo pomocne narzędzie do uporządkowania roztworów według ich odczynu chemicznego. Skala pH jest ujemną skalą logarytmiczną. Zgodnie z jej założeniami, roztwory, które posiadają wartość pH:

• mniejszą niż 7 (<7) – są kwasowe (charakterystyczne dla roztworów kwasów),
• równą 7 – są obojętne,
• większą niż 7 (>7) – są zasadowe (charakterystyczne dla roztworów zasad).

W przypadku bardzo stężonych roztworów, ich pH może osiągnąć wartość poniżej 0 lub powyżej 14, czyli poza skalą pH.

Wskaźniki pH

Wskaźnikami pH (indykatorami) nazywane są określone substancje chemiczne, które w zależności od środowiska, w jakim się znajdują, przyjmują wybrane zabarwienie. Charakterystyczne dla nich jest to, że ich barwa jest stała w roztworze o określonym odczynie, np. oranż metylowy w roztworze o dużej kwasowości jest czerwony. Najczęściej, w laboratoriach, spotykane są wskaźniki będące słabymi kwasami lub zasadami organicznymi (wskaźniki kwasowo-zasadowe). Zmienność ich zabarwienia w zależności od odczynu jest spowodowana tym, że w roztworach ustala się równowaga pomiędzy postacią niezdysocjowaną tego związku (o barwie A), a zdysocjowaną (o barwie B). W zależności od tego, w którą stronę jest przesunięta równowaga chemiczna (od zawartości jonów wodorowych), dominuje dana forma o określonej barwie.

Najpopularniejsze wskaźniki pH:

• Fenoloftaleina – najczęściej wykorzystywany wskaźnik w laboratoriach chemicznych. Stosuje się 1% roztwór alkoholowy tej substancji. W roztworach obojętnych jest bezbarwna, natomiast w środowisku zasadowym zmienia barwę na charakterystyczną malinową.
• Oranż metylowy – znalazł zastosowanie do wykrywania kwasów, ponieważ w ich obecności przyjmuje intensywne czerwone zabarwienie (pH < 3,2) lub żółte (pH > 4,4). Należy do grupy tak zwanych barwników azowych. Stosowany w formie wodnego roztworu.
• Zieleń bromokrezolowa – stosowana w większości analiz związków organicznych. Jest ciałem stałym o barwie od białej do kremowej. W roztworach kwaśnych jest żółta, a pod wpływem zasad zmienia zabarwienie na niebieskie.
• Czerwień metylowa – barwnik azowy. Zmienia barwę od ciemnoczerwonej do żółtej w zakresie wartości pH 4,2 do 6,3. Stosowana głównie w alkacymetrii.
• Błękit bromotymolowy – stanowi pochodną błękitu tymolowego. Zakres zmian barwy tego wskaźnika pH zmienia się od żółtej (odczyn kwasowy), przez zieloną (odczyn obojętny) do granatowej (odczyn zasadowy).

Papierki wskaźnikowe

Wskaźniki kwasowo-zasadowe są w praktyce laboratoryjnej często wykorzystywane. Jednak charakteryzują się one tym, że ich zmiana barwy następuje w określonych zakresach wartości pH, co może być utrudnieniem w wyznaczeniu przybliżonej wartości pH roztworu o nieznanym składzie.

Wyjątkowo skutecznym rozwiązaniem okazały się papierki wskaźnikowe. Poprzez zmieszanie ze sobą odpowiednich wskaźników, otrzymuje się wskaźniki uniwersalne, które są następnie nanoszone na paski bibuły. W ten sposób, po wysuszeniu bibuły, otrzymuje się uniwersalne papierki wskaźnikowe.

Wyznaczenie wartości pH za pomocą uniwersalnych papierków wskaźnikowych, polega na zanurzeniu ich w badanym roztworze. Do opakowania papierków najczęściej jest dołączona barwna skala pH. Porównuje się kolor, na jaki zabarwił się uniwersalny papierek wskaźnikowy z barwą na skali i w ten sposób wyznacza przybliżoną wartość pH.

Domowe wskaźniki pH

Szereg naturalnie występujących substancji służy, jako wskaźniki pH. Liczne przykłady można znaleźć w naszych kuchniach czy ogrodach. Potwierdza to tezę, że chemia jest dosłownie wokół nas.

Herbata

Większość ludzi na pewno zauważa, że po dodaniu do przygotowanej herbaty soku z cytryny, przybiera ona nieco bledszy odcień. Dzieje się tak, ponieważ esencja herbaciana jest naturalnym wskaźnikiem pH. Dodanie soku z cytryny powoduje obniżenie pH i przejście z barwy jasnobrązowej (odczyn obojętny) do słomkowo żółtej (odczyn kwaśny). Za tą zmianę zabarwienia odpowiadają związki chemiczne nazywane taninami, które również odpowiadają za charakterystyczny posmak herbaty.

Sok z buraków

Sok z buraków również charakteryzuje się zmiennością zabarwienia w zależności od odczynu. W środowisku kwaśnym posiada czerwono-fioletowe zabarwienie, często określane, jako purpurowe. Taki kolor jest obserwowany np. podczas gotowania barszczu. Jednak zdarza się, że w trakcie procesu przygotowania, traci swój kolor, szczególnie w zbyt wysokiej temperaturze. Jest to spowodowane termiczną degradacją betain w trakcie gotowania. Aby z powrotem uzyskać intensywne, purpurowe zabarwienie, należy zakwasić wywar, czyli dodać np. niewielką ilość kwasku cytrynowego.

Kwiaty

Barwniki znajdujące się naturalnie w niektórych kwiatach, np. w hortensjach czy niezapominajkach, stanowią swoiste wskaźniki kwasowo-zasadowe. Ich barwa zmienia się w zależności od pH gleby, w której rosną. Niezapominajki, w glebach o odczynie kwaśnym są różowe, natomiast w zasadowym środowisku mają już barwę niebieską. Podobnie kwitną hortensje – im niższe pH, tym więcej posiadają kwiatów o zabarwieniu niebieskim i tym intensywniejszy jest ten kolor.