Wskaźniki kwasowo‑zasadowewskaźniki kwasowo‑zasadoweWskaźniki kwasowo‑zasadowe, inaczej nazywane wskaźnikami $\text{pH}$, to związki organiczne o złożonej budowie. W zależności od $\text{pH}$ roztworu, mogą zmieniać swoją barwę. Związane jest to z tym, że formy zdysocjowane i niezdysocjowane tych substancji organicznych mają różne barwy.

Najczęściej stosowanym wskaźnikiem do wykrycia roztworów o odczynie kwasowym jest oranż metylowy. A to dlatego, że w roztworze o odczynie kwasowym oranż metylowy ma barwę czerwoną. W roztworach o odczynie obojętnym przyjmuje barwę pomarańczową. Wprowadzenie go do roztworu o zasadowym odczynie powoduje zmniejszenie intensywności barwy.

R1RNIWHf4T0qO

Ilustracja przedstawiająca statyw z sześcioma probówkami zawierającymi roztwory oranżu metylowego różniące się pH. Od lewej ciemnoczerwony roztwór o najmniejszej wartości pH, dalej w miarę zwiększania pH roztwór staje się czerwony, jasnoczerwony, pomarańczowy, jasnopomarańczowy i wreszcie żółty przy pH zasadowym.

Zakres pH zmiany barwy tego wskaźnika to od około $\mathrm{3,0}$ do około $\mathrm{4,4}$. Zatem poniżej $\text{pH}$ około $\mathrm{3,0}$ przyjmuje czerwone zabarwienie, a powyżej $\text{pH}$ około $\mathrm{4,4}$ – żółtopomarańczowe.

Re7UYlm39Jnlx

Ilustracja przedstawiająca skalę zabarwienia oranżu metylowego w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Skala od ciemnoczerwonego przy $\text{pH}$ równym zero, przez jasnoczerwony przy $\text{pH}$ równym 3,0, pomarańczowy przy $\text{pH}$ 4,4, jaśniejący aż do żółtego przy $\text{pH}$ równym czternaście.

R1MEYlQSgncv9

Ilustracja przedstawiająca dwie struktury oranżu metylowego w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Przy pH mniejszym niż trzy barwa czerwona, za którą odpowiada forma uprotonowana o strukturze: atom azotu obdarzony ładunkiem dodatnim związany z dwiema grupami metylowymi ${\text{CH}}_3$ oraz za pomocą wiązania podwójnego z sześcioczłonowym pierścieniem węglowym, w którym dwa przeciwległe wiązania są wiązaniami podwójnymi. W pozycji czwartej względem wspomnianej grupy z atomem azotu, od pierścienia odchodzi wiązanie podwójne łączące go z kolejnym atomem azotu, który to związany jest z następnym atomem azotu połączonym z atomem wodoru oraz pierścieniem benzenowym, który jest podstawiony w pozycji czwartej grupą ${{\text{SO}}_3}^{-}$. Strzałka w dół opisana: anion hydroksylowy, strzałka w górę jon oksoniowy. Poniżej struktura zdeprotonowana, powstająca w roztworach o pH wyższym od 4,4 i dająca zabarwienie żółtopomarańczowe roztworu. Struktura zdeprotonowana: zbudowana z atomu azotu połączonego z dwiema grupami metylowymi ${\text{CH}}_3$ oraz pierścieniem benzenowym. Względem grupy dimetyloaminowej w pozycji czwartej znajduje się atom azotu połączony wiązaniem podwójnym z kolejnym atomem azotu, który to łączy się pierścieniem benzenowym mającym w pozycji czwartej grupę ${{\text{SO}}_3}^{-}$.

Najczęściej stosowanym wskaźnikiem do wykrywania roztworów o odczynie zasadowym jest fenoloftaleina.

Fenoloftaleina jest bezbarwna w zakresie od $\text{pH}$ około $0$ do około $\mathrm{8,2}$. W zakresie $\text{pH}$ około $\mathrm{8,2}$ do około $\mathrm{12,0}$ (roztwór zasadowy) można zaobserwować wyraźną zmianę zabarwienia fenoloftaleiny z bezbarwnej na malinową. Najintensywniejszą barwę malinową zaobserwujemy dla $\text{pH}$ około $10$. Powyżej pH 12,0 roztwór stopniowo traci swoje zabarwienie i staje się bezbarwny w $\text{pH}$ około $14$.

Oznacza to, że gdy do roztworu o odczynie kwasowym lub obojętnym doda się fenoloftaleiny, to nie zaobserwuje się zmiany jej barwy. Wyjątkiem są jednak silnie kwasowe roztwory (np. stężonego kwasu siarkowego($\text{VI}$)), które posiadają $\text{pH}$ równe lub mniejsze od $0$. W ich przypadku fenoloftaleina zabarwia się na pomarańczowo.

R1MiYYEjeTeSg

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie fenoloftaleiny w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Przy $\text{pH}$ zero przybiera barwę pomarańczową. W zakresie od zera do 8,2 jest bezbarwna, zaś od 8,2 przybiera barwę jasno różową, w miarę wzrostu $\text{pH}$ staje się ona intensywnie różowa przy $\text{pH}$ wynoszącym około 10,5 a następnie blednie, uzyskując bladoróżowe zabarwienie przy $\text{pH}$ równym 12,0. Przy $\text{pH}$ równym 14,0 ponownie staje się bezbarwna.

Tymoloftaleina, podobnie jak fenoloftaleina, to wskaźnik, dzięki któremu można rozpoznać roztwór o odczynie zasadowym. Dzieje się tak, ponieważ wskaźnik ten jest bezbarwny w zakresie $\text{pH}$ od około $0$ do około $\mathrm{9,3}$. Zakres zmiany barwy wskaźnika przypada na $\text{pH}$ od około $\mathrm{9,3}$ do około $\mathrm{10,5}$. Powyżej $\text{pH}$ około $\mathrm{10,5}$ przyjmuje niebieską barwę.

RN2TYIf5ZuYFt

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie tymoloftaleiny w zależności od $\text{pH}$ roztworu. W zakresie od zera do około dziewięciu roztwór jest bezbarwny, dalej od około 9,3 do 10,0 kolor roztworu staje się błękitny. Przy wartości 10,5 jest niebieski, zaś w miarę dalszego wzrostu pH staje się granatowy.

Błękit tymolowy to wskaźnik, który ma dwa zakresy zmiany barwy. Poniżej $\text{pH}$ $\mathrm{1,2}$ przyjmuje czerwone zabarwienie. Pierwszym zakresem zmiany barwy jest $\text{pH}$ od około $\mathrm{1,2}$ do około $\mathrm{2,8}$ – w tym zakresie wskaźnik zmienia barwę z czerwonej na żółtą. Barwa ta utrzymuje się w $\text{pH}$ od około $\mathrm{2,8}$ do około $\mathrm{8,0}$. Drugim zakresem zmiany barwy jest $\text{pH}$ od około $\mathrm{8,0}$ do około $\mathrm{9,6}$ – w tym wypadku wskaźnik zmienia barwę z żółtej na niebieską. Powyżej $\text{pH}$ $\mathrm{9,6}$ błękit tymolowy przyjmuje niebieską barwę.

RgULZBjnLUKXR

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie błękitu tymolowego w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Przy wartościach wynoszących około zero roztwory przybierają zabarwienie ciemnoczerwone, przy pH równym 1,2 jasnoczerwone, dalej jaśnieje, osiągając kolor pomarańczowy przy wartości 2,8. W zakresie od około czterech do ośmiu roztwory przybierają zabarwienie żółte, od 8,0 do 9,6 zielonkawe, zaś od 9,6 niebieskie, aż do granatowego przy pH 14.

Błękit bromotymolowy to wskaźnik będący pochodną błękitu tymolowego. Poniżej $\text{pH}$ około $\mathrm{6,0}$, barwi się na kolor żółty. Między $\text{pH}$ około $\mathrm{6,0}$ a około $\mathrm{7,6}$ występuje zmiana barwy z żółtej na niebieską – jest to zakres zmiany barwy. W tym przedziale roztwór przyjmuje zielone zabarwienie. Natomiast powyżej $\text{pH}$ około $\mathrm{7,6}$ roztwór przybiera barwę niebieską.

R1a8wFjvs5P7e

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie błękitu bromotymolowego w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Od zera do wartości pH poniżej sześciu kolor roztworów jest żółty przy sześciu jasnozielony, dalej staje się zielony, przybierając morskozieloną barwę przy pH równym 7,6. Od tej wartości kolor roztworu staje się błękitny, ciemniejąc, aż do pH wynoszącego 14, gdzie zabarwienie roztworu jest granatowe.

Błękit bromofenolowy to wskaźnik, który poniżej $\text{pH}$ około $\mathrm{3,0}$ przyjmuje barwę żółtą. Zakres zmiany barwy występuje pomiędzy $\text{pH}$ około $\mathrm{3,0}$ a około $\mathrm{4,6}$. Oznacza to, że powyżej $\text{pH}$ około $\mathrm{4,6}$ błękit bromofenolowy barwi się na kolor niebieskofioletowy.

R1b1qR3EGbV8J

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie błękitu bromofenylowego w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Przy wartościach od zera do około trzech barwa roztworu jest żółta. Od trzech do około czterech przyjmuje kolor brązowawy, zaś przy 4,6 staje się fioletowa, stając się intensywnie niebieska przy wartości pH równej czternaście.

Czerwień metylowa to wskaźnik, który w $\text{pH}$ około $\mathrm{4,4}$ ma barwę czerwoną, a powyżej $\text{pH}$ około $\mathrm{6,2}$ ma barwę żółtą. Zatem zmiana barwy z czerwonej na żółtą następuje w zakresie $\text{pH}$ około $\mathrm{4,4}$ a około $\mathrm{6,2}$.

Rw4VHOG4meq5K

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie czerwieni metylowej w zależności od pH roztworu. Od zera do 4,4 kolor czerwony, który przechodzi w pomarańczowy od pH 4,4 do 6,2. Dalej jaśnieje i utrzymuje zabarwienie żółte do pH równego czternaście.

Czerwień Kongo to wskaźnik, który poniżej $\text{pH}$ około $\mathrm{3,0}$ ma barwę niebieską. Zmiana barwy z niebieskiej na czerwoną następuje w zakresie $\text{pH}$ od około $\mathrm{3,0}$ do około $\mathrm{5,2}$. Oznacza to, że powyżej $\text{pH}$ około $\mathrm{5,2}$ wskaźnik ten barwi się na kolor czerwony.

R1O4iiSSgGmDc

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie czerwieni Kongo w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Przy wartościach od zera do około dwóch i pół roztwór barwi się na niebiesko przy około trzech fioletowieje. Przy pH równym 5,2 staje się bordowy i jaśnieje do koloru czerwonego aż do pH wynoszącego czternaście.

Lakmus to wskaźnik, który – odwrotnie do czerwieni Kongo – zmienia barwę z niebieskiej na czerwoną. Zmiana zakresu barwy przypada na $\text{pH}$ od około $\mathrm{5,0}$ do około $\mathrm{8,0}$. Wynika z tego, że lakmus w roztworach o odczynie kwasowym będzie się barwił na kolor czerwony, a w roztworach zasadowych na kolor niebieski.

RAvI4ThcINTRt

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie papierka lakmusowego w zależności od $\text{pH}$ roztworu. Przy wartościach $\text{pH}$ od zera do pięciu przyjmuje zabarwienie czerwone. Od 5,0 do 8,0 kolor jest fioletowy, zaś powyżej ośmiu staje się coraz bardziej niebieski aż do czternastu.

Tabela przedstawia zakres zmian barwy wybranych wskaźników kwasowo‑zasadowych.

Bardzo popularnym rozwiązaniem określania przybliżonej wartości $\text{pH}$ roztworów jest stosowanie uniwersalnych papierków wskaźnikowych. Są to paski bibuły, nasączone mieszaniną wskaźników. Wskaźniki te mają określone barwy dla danego $\text{pH}$. Aby określić przybliżoną wartość $\text{pH}$ roztworu, należy posługiwać się wzorcem barw dołączonym do pakowania.

Ciekawostka

Uniwersalne papierki wskaźnikowe są wykorzystywane przez posiadaczy akwariów w celu sprawdzania pH wody.

Rq5ferE0R4j4z

Ilustracja przedstawiająca rolkę z nawiniętym papierkiem wskaźnikowym. Na wierzchu rolki skala $\text{pH}$ od jednego do czternastu. Swoisty kolor papierka jest żółty. Od $\text{pH}$ równego 14 zaznaczonego po lewej stronie, przy którym papierek barwi się na granatowo, dalej, idąc w prawo, $\text{pH}$ równe dwanaście dla koloru niebieskiego. Dla koloru jasnoniebieskiego $\text{pH}$ wynoszące dziesięć, dla ciemnozielonego $\text{pH}$ równe dziewięć, dalej dla jasnozielonego $\text{pH}$ wynoszące osiem. Dla $\text{pH}$ równego siedem papierek zachowuje swoistą barwę, to jest żółtą. Następnie dla $\text{pH}$ równego sześć barwi się na ciemnożółty kolor, przechodząc coraz bardziej w prawą stronę, dla $\text{pH}$ pięć przyjmuje zabarwienie jasnopomarańczowe, dla $\text{pH}$ cztery pomarańczowe, dla $\text{pH}$ trzy ciemnopomarańczowe, dla $\text{pH}$ równego dwa czerwone i wreszcie najbardziej po prawo dla $\text{pH}$ wynoszącego jeden barwa ciemnoczerwona.

Najprostszym naturalnym wskaźnikiem, który znajduje się w każdej kuchni, jest napar z czarnej herbaty. W środowisku o odczynie obojętnym ma barwę jasnobrązową, a w zasadowym ciemnobrązową. Natomiast w środowisku o odczynie kwasowym barwi się na kolor jasnożółty. Zmianę barwy herbaty na jasnożółtą można zaobserwować, dodając do herbaty soku z cytryny (cytryna zakwasza herbatę).

Innym popularnym i naturalnym wskaźnikiem jest wywar z czerwonej kapusty. W silnie kwasowych roztworach wywar przyjmuje barwę czerwoną, w słabiej kwasowych – czerwonofioletową, przy $\text{pH}$ wynoszącym $6$ – fioletową. W środowisku obojętnym wywar z czerwonej kapusty przyjmuje barwę niebieskofioletową, a w środowisku zasadowym – niebieskozieloną. W roztworach silnie zasadowych barwi się na żółto.

R1bbjuEXNu0zJ

Ilustracja przedstawiająca statyw z ośmioma probówkami, w których znajduje się wywar z czerwonej kapusty o różnych zabarwieniach w zależności od pH badanej próbki. Wartość pH próbki wzrasta od lewej do prawej. Od lewej czerwona barwa wywaru przy pH próbki wynoszącym około 0. Dalej barwa różowa, a następnie fioletowa przy wartościach wynoszących pH około 7. Przy lekko zasadowym pH roztwory przybierają barwę niebieską, przy silniej zasadowym zieloną, następie, zaś przy pH przyjmującym wartości od trzynastu do czternastu żółtą.

Jako wskaźniki, mogą także posłużyć: sok z czerwonego buraka, sok z czarnych jagód, kurkuma, sok z wiśni i hibiskus.

Słownik

Bibliografia

Jelińska‑Kazimierczuk M., Megiel E., Teraz matura. Chemia. Vademecum, Warszawa 2018.

Litwin M., Styka‑Wlazło Sz., Szymońska J., To jest chemia 1, Warszawa 2012.

Roesky H.W., Möckel K., Pecul M., Korecki T., Kolory tęczy, oraz Barwniki roślinne jako wskaźniki uniwersalne, Niezwykły świat chemii, Warszawa 1998.