Изменение цвета различных индикаторов таблица. Большая энциклопедия нефти и газа

Получение оксидов

Химические свойства оксидов

ОСНОВАНИЯ

Способы получения оснований

ЩЁЛОЧЕЙ

1. Металл + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca,Ba, Ra)

2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

Здесь, ОКСИД МЕТАЛЛА (основный оксид, растворимый в воде) – щелочного металла (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельного (Ca, Ba, Ra)

НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

Ме х А у + Ме * (OH) n = Me(OH) у ↓+Ме * х А n

CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Химические свойства щелочей

Изменяют окраску индикаторов

Взаимодействие с кислотными оксидами

-реакция обмена

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

Взаимодействие с кислотами

-реакция обмена (нейтрализация)

Ca(OH) 2 + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O

С растворами солей, если в результате образуется осадок

-реакция обмена

FeCI 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

1) С кислотами - реакция обмена

Разлагаются при нагревании

-реакция разложения

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O или 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 +3H 2 O

Внимание! Валентность металла в оксиде и соответствующем гидроксиде одинаковая.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ

(нерастворимы в воде)

1.Реагируют с кислотами: Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2.Реагируют со щелочами: Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [ Zn(OH) 4 ]

КИСЛОТЫ

Таблица кислородсодержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Таблица бескислородных кислот

Способы получения кислот

Химические свойства кислот

Изменяют окраску индикаторов

2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

CuO + H 2 SO 4 = Cu SO 4 + H 2 O

4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCl­ (р. обмена)

Данную таблицу применяют во всевозможных лабораторных работах. Многое реакции идут только при определенном значении рН среды, и изменение цвета индикатора как раз и подскажет вам приблизительную величину рН раствора.

Для справки:

• 
  Кислая среда - рН
• 
  Щелочная среда - рН >7
• 
  Нейтральная среда рН =7

Контрольные вопросы:

11.Что называется произведением растворимости?

12.Запишите уравнение реакции образования какого-либо малорастворимого электролита (молекулярное и ионное) и выражение произведения растворимости этого электролита.

13.Как изменится растворимость осадка при добавлении одноименного иона?
Лабораторная работа № 10

Тема «Буферные растворы. Свойства буферных растворов» (1 час)

Цель занятия: Научиться составлять буферные смеси с заданным значением рН. Познакомиться со свойствами буферных растворов.

Оборудование и реактивы: Мерные цилиндры вместимостью 10 мл, мерные колбы вместимостью 50 или 100 мл, набор пробирок, воронка, набор пи- петок вместимостью 10 – 15 мл, бюретка вместимостью 25 мл, кониче- ские колбы для титрования вместимостью 250 – 100 мл, стакан для слива избытка раствора из бюретки, стаканчик на 50 или 100 мл. Растворы: СН 3 СООН 0,1 М; СН 3 СООNa 0,1 М; NH 4 OH 0,1 M; NH 4 Cl 0,1 М; HCl 0,1 М; NaOH 0,1 М. Индикаторы: универсальный, метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин, лакмус, тимолфталеин, ализариновый желтый.
Выполнение работы:

1. 
   Приготовление буферных растворов и исследование их свойств Опыт 1. Получите у преподавателя вариант задания для проведения

Таблица 1

Варианты заданий для экспериментальной работы студентов

Рассчитайте соотношения и абсолютные значения объемов исходных растворов, необходимые для приготовления буферного раствора заданно- го объема с определенным значением рН, используя формулы для расчета водородного показателя буферных растворов.

Выполнение эксперимента. В мерную колбу прилейте из бюретки необходимый объем первого раствора. Вторым раствором в мерной колбе доведите объем буферной смеси до метки. Колбу плотно закройте проб- кой и перемешайте полученный раствор, переворачивая колбу несколько раз.

В пробирку налейте около 1–2 мл буферной смеси. Определите рН с помощью универсальной индикаторной бумаги. Нанесите каплю раство- ра на индикаторную бумагу и сравните ее окраску со стандартным цветом на шкале (приблизительное определение рН). Докажите с помощью одно- го или двух индикаторов, что рН приготовленного вами раствора лежит в определенных границах (приложение, табл. 2). Для этого к небольшому объему раствора в пробирке прибавьте 1 – 2 капли выбранного вами ин- дикатора. Отметьте окраску растворов. Результаты эксперимента занесите в таблицу 3.

Таблица 3-Интервалы перехода некоторых индикаторов

Таблица 2

Экспериментальные и расчетные данные по приготовлению буферного раствора

– 1 мл 0,1 М. раствора NаОН. Перемешайте растворы и определите рН этих растворов с помощью универсального индикатора . Аналогичный опыт проделайте с чистой водой. Какие изменения произошли со значени- ем рН в буферном растворе и в воде после добавления кислоты и щелочи? Результаты эксперимента занесите в таблицу 4.

Экспериментальные данные исследования свойств воды и буферного раствора

Таблица 4

Опыт 3. В мерную колбу вместимостью 50 или 100 мл внесите 5 мл исследуемого буферного раствора. К раствору в колбе добавьте дистилли- рованную воду примерно до половины колбы. Во сколько раз разбавлен раствор? Перемешайте раствор и определите в нем рН с помощью универ- сального индикатора. Затем добавьте дистиллированную воду до метки, закройте пробкой, перемешайте и вновь определите рН после разбавления с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Наблюдается ли изменение рН буферного раствора при разбавлении? Результаты внесите в таблицу 5 и сделайте вывод о влияние разбавления

на рН буферного раствора. Наблюдается ли изменение рН буферного раствора при разбавлении в n 1 раз и в n 2 раз?

Таблица 5

Экспериментальные данные исследования свойств буферного раствора в связи с разбавлением

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Государственное образовательное учреждение высшего

образования

«Южно-Уральский Государственный Университет»

Кафедра «Естественные науки»

ОТЧЕТ

ПО ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ

Преподаватель: _______________________

Студент: ___________________

Факультет ___ Группа _____

Учебный год 20__ Семестр _

Дата __.__.____

Тема лабораторной работы

«Классы неорганических соединений»

Отчет по лабораторной работе №1

Цель работы : Ознакомиться с методами получения оксидов, кислот, оснований (щелочей), солей и изучить их свойства.

Приборы и реактивы . Спиртовка, пробирки, химические реактивы: индикаторы,NaOH,H 2 SO 4 , (CuOH) 2 CO 3, MgCl 2 ,CuSO 4 ,FeCl 3 ,Pb(NO 3) 2 ,BaCl 2 ,K 2 CrO 4 , (NH 4) 2 MoO 4 ,CoCl 2 ,HCl, дистиллированная вода.

Опыт 1. Изменение окраски индикаторов в различных средах.

Наливаем в одну пробирку немного дистиллированной воды, а в другую – раствор гидроксида натрия NaOH, в третью – раствор серной кислотыH 2 SO 4 . В каждую пробирку добавляем 2 – 3 капли лакмуса. Наблюдаем изменение окраски индикатора; результаты опыта представляем в таблице.

То же самое проделываем с метилоранжем и фенолфталеином., результаты записываем в таблицу.

Опыт 2. Получение и свойства основного оксида.

Берем в сухую пробирку небольшое количество основной соли – карбоната гидроксомеди (П) (CuOH) 2 CO 3 и нагреваем:

(CuOH) 2 CO 3 =CO 2 +CuO+H 2 O

Наблюдаем образование оксида меди (III) черного цвета и выделение углекислого газа. Делим полученный оксид на две пробирки. В одну из пробирок добавляем 2-3 мл дистиллированной воды и взбалтываем. Никаких изменений не происходит. Вывод: основный оксид в воде не растворяется.

В другую пробирку добавляем 2-3 мл разбавленной серной кислоты H 2 SO 4 . Образуется сульфат меди (II) , раствор приобретает голубой цвет:

CuO+H 2 SO 4 =CuSO 4 +H 2 O

Вывод: основной оксид CuOвзаимодействует с кислотой и с образованием соли и воды.

Опыт 5. Получение нерастворимой в воде кислоты

Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора молибдата аммония (NH 4) 2 MoO 4 , добавляем 2-3 капли концентрированной соляной кислоты:

(NH 4) 2 MoO 4 + 2HCl = H 2 MoO 4 + 2NH 4 Cl.

Наблюдаем образование осадка молибденовой кислоты белого цвета.

Опыт 7. Получение нерастворимых в воде оснований.

Наливаем в три пробирки по 2-3 мл растворов солей: в одну – хлорида магния MgCl 2 , в другую – сульфата меди (П)CuSO 4 , в третью – хлорида железа (Ш)FeCl 3 . В каждую из пробирок прибавляем раствор гидкроксида натрияNaOH.

MgCl 2 + 2NaOH = 2NaCl + Mg(OH) 2 (1)

CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ; (2)

FeCl 3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH) 3 . (3)

В результате реакций (1 – 3) происходит образование осадков нерастворимых в воде оснований: гидроксида магния Mg(OH) 2 белого цвета; гидроксида меди (II)Cu(OH) 2 голубого цвета; гидроксида железа (III)Fe(OH) 3 темно-оранжевого цвета.

Опыт 8. Получение малорастворимых средних солей

а) Наливаем в пробирку 1 – 2 мл раствора нитрата свинца Pb(NO 3) 2 и добавляем такой же объем разбавленной серной кислотыH 2 SO 4

Pb(NO 3) 2 +H 2 SO 4 =PbSO 4 + 2HNO 3

В результате реакции образуется нерастворимая соль белого цвета – сульфата свинца (II)PbSO 4 .

б) Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора хлорида бария BaCl 2 и добавляем такой же объем хромата калияK 2 CrO 4 .

BaCl 2 +K 2 CrO 4 =BaCrO 4 + 2KCl.

В результате реакции образуется нерастворимая соль желтого цвета – хромат бария BaCrO 4 .

Опыт 10. Получение и свойства основной соли

Наливаем в пробирку 3-4 мл раствора хлорида кобальта (П) CoCl 2 , добавляем 3-4 капли разбавленной щелочиNaOH:

CoCl 2 + NaOH = CoOHCl + NaCl.

Взбалтываем содержимое пробирки и ставим в штатив. Через 5 минут наблюдаем образование зеленого осадка основной соли хлорида гидроксокобальта (II)CoOHCl. Взбалтываем раствор с осадком и разливаем в две пробирки. В первую добавляем 2-3 мл щелочиNaOH:

CoOHCl + NaOH = Co(OH) 2 + NaCl.

Наблюдаем образование нерастворимого гидроксида кобальта (II) синего цветаCo(OH) 2 .

Во вторую пробирку добавляем 1-2 мл соляной кислоты HCl:

CoOHCl + HCl = CoCl 2 + H 2 O.

Наблюдаем образование средней соли хлорида кобальта (II)CoCl 2 , раствор приобретает розовый цвет.

Вывод: основную соль переводят в среднюю, добавляя в раствор соли соответствующую кислоту.

Студент _____________ Преподаватель ______________

(подпись) (подпись)

Марченко Ирина

Ученица собрала основные сведения по индикаторам. Рассмотрела вопрос об их самостоятельном изготовлении и использовании в быту.

Скачать:

Предварительный просмотр:

МУНИЦИПАЛЬНОЕ КАЗЕННОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ - ТЕРЕНГУЛЬСКАЯ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА

Реферат

по химии

Тема: Индикаторы.

Выполнила: ученица 11 класса

Ирина Марченко

Проверила: учитель химии

Ирина Владимировна Незнахина

2014

Введение……………………………………………………………………………….3

2. Глава 1. Индикаторы ………………………………………………………………4

3. Глава 2. Химические индикаторы………………..………………………………..5

2.1.Кислотно-основные индикаторы………………………………………7

2.2.Смешанные индикаторы……………………………………………….9

2.3.Универсальные индикаторы…………………………………………10

2.4.Окислительно-восстановительные индикаторы……………………..11

4. Глава 3. Природные индикаторы……….………………………………………...13

5. Глава 4. Биохимическая роль индикаторов.……………………………………..14

6. Заключение………………………………………………………………………..15

7. Библиографический список…………………………………………………….16

8. Приложения…………………………………………………..…………………17

Введение

Индикаторы широко используют в химии, в том числе и в школе. Любой школьник, наверное, скажет, что такое фенолфталеин, лакмус или метил оранжевый. Индикаторы используются для определения реакции среды (кислая, щелочная или нейтральная). Название «индикаторы» происходит от латинского слова «indicator», что означает «указатель». В химической лаборатории или на заводе индикаторы в наглядной форме расскажут о том, прошла ли до конца химическая реакция или нет, достаточно добавлено одного реактива к другому.

При изучении кислот и оснований на уроках химии я узнала, что при добавлении того или иного индикатора в кислотную, основную или щелочную среду, некоторые растворы меняют свою окраску и свойства, а некоторые остаются неизменными.

Меня заинтересовал вопрос: как и какие индикаторы ведут себя в кислотной и щелочной среде?

Цель работы: Изучить действие химических и природных индикаторов в различных средах.

Задачи:

Изучить литературные источники и источники интернет-ресурсов.

Сделать определенные выводы по изучению и применению индикаторов в быту и природе.

Расширить свои знания по изучению индикаторов.

Глава 1. Индикаторы

Индикаторы - это химические вещества, изменяющие окраску, люминесценцию или образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в растворе. Индикаторы - значит «указатели». Указывают на определенное состояние системы или на момент достижения этого состояния. Они бывают природного и химического происхождения. Различают индикаторы обратимые и необратимые. Изменение окраски первых при изменении состояния системы может быть повторено многократно. Необратимые индикаторы подвергаются необратимым химическим превращениям. Индикаторы, которые вводят в исследуемый раствор, называют внутренними, в отличие от внешних, реакцию с которыми проводят вне анализируемой смеси.

Индикаторы применяют чаще всего для установления конца какой-либо химической реакции, главным образом конечной точки титрования.

Больше всего распространены индикаторы лакмус, фенолфталеин и метилоранж.

По обратимости возникновения или исчезновения внешнего эффекта реакции различают обратимые и необратимые индикаторы. Обратимые индикаторы - это соединения, способные существовать в двух или более формах, причем переход одной формы в другую обратим. Большинство известных индикаторов относятся к этому типу. Например, индикатор метиловый оранжевый окрашен в желтый цвет в щелочной среде, а в кислой - в красный. Необратимые индикаторы - это соединения, которые разрушаются при введении избытка реагента и окраска которых не восстанавливается добавлением анализируемого раствора. Тот же метиловый оранжевый может быть примером необратимого индикатора в окислительно-восстановительных реакциях.

Глава 2.Химические индикаторы

Индикаторы химические, вещества, введение которых в анализируемый раствор позволяет установить конец химической реакции или концентрацию водородных ионов по легко заметному признаку. И. х. используют главным образом в титриметрическом анализе для установления точки эквивалентности (конечной точки титрования). В присутствии И. х. в этой точке (или вблизи от неё) могут наблюдаться изменение цвета, появление или исчезновение мутности, свечение и т. д., обусловленные изменением определённого свойства исследуемого раствора. И. х. делят обычно на 5 групп: кислотно-основные; окислительно-восстановительные; комплексонометрические; адсорбционные; хемилюминесцентные.

Рассмотрим определения некоторых групп индикаторов.

Адсорбционные индикаторы - вещества, способные адсорбироваться на поверхности

осадка и менять при этом окраску или интенсивность люминесценции.

Изотопные индикаторы - вещества, имеющие в своем составе химический элемент с изотопным составом, отличающимся от природного.

Комплексонометрические индикаторы - вещества, образующие с ионами металлов окрашенные комплексы, по цвету отличающиеся от самих индикаторов.

Люминесцентные индикаторы - вещества, способные люминесцировать или тушить люминесценцию при изменении концентрации ионов водорода в растворе.

Окислительно - восстановительные индикаторы - вещества, способные изменять окраску в зависимости от окислительно-восстановительного потенциала раствора.

Кислотно – основные индикаторы - растворимые органические соединения, которые меняют свой цвет или люминесценцию в зависимости от концентрации ионов Н+ (рН среды). Такие индикаторы резко изменяют свой цвет в достаточно узких границах рН .

Универсальные индикаторы – это смесь нескольких индивидуальных индикаторов, подобранных так, что их раствор поочередно меняет окраску, проходя все цвета радуги при изменении кислотности раствора в широком диапазоне рН.

pH - водородный показатель. Это понятие, ввёл датский химик Сёренсен для точной числовой характеристики среды раствора и предложил математическое выражение для его определения:

рН = -lg .

Характер среды имеет большое значение в химических и биологических процессах, в зависимости от типа среды эти процессы могут протекать с различными скоростями и в разных направлениях. Поэтому во многих случаях важно как можно более точно определять среду раствора. Существует нейтральная среда – рН = 7, рН 7 – щелочная . Среду исследуемого раствора можно приблизительно определить по окраске индикаторов.

2.1. Кислотно-основные индикаторы

История открытия.

Кислотно-основные индикаторы применяется для установления конца реакции между кислотами и основаниями, или других реакций, если в них участвуют ионы Н+, а также для колориметрического определения рН водных растворов. Причина изменения цвета индикатора в том, что присоединение или отдача протонов его молекулами связаны с заменой одних хромофорных групп другими или с появлением новых хромофорных групп. Наиболее важные кислотно – основные индикаторы приведены в таблице (приложение 1).

В 1663 году был открыт лакмус – водный настой лишайника, растущего на скалах Шотландии. Роберт Бойль приготовил водный настой лакмусового лишайника для своих опытов. Склянка, в которой он хранил настой, понадобилась для соляной кислоты. Вылив настой, Бойль наполнил склянку кислотой и с удивлением обнаружил, что кислота покраснела. Заинтересовавшись этим, Бойль на пробу добавил несколько капель настоя лакмуса к водному раствору гидроксида натрия и обнаружил, что в щелочной среде лакмус синеет. Так был открыт первый индикатор для обнаружения кислот и оснований, названный по имени лишайника лакмусом.

Вероятно, самым древним кислотно-основным индикатором является лакмус . Лакмус был известен уже в Древнем Египте и Древнем Риме. Лакмус (отгол. lakmoes) - красящее вещество, добываемое из некоторых видов лишайников. Фактически природный лакмус представляет собой сложную смесь. Его основными компонентами являются: азолитмин (C9H10NO5) и эритролитмин (С13H22O6). Лакмус в древности использовали в качестве фиолетовой краски, но со временем, рецепт его приготовления был утерян. В 1640 ботаники описали гелиотроп – душистое растение с темно-лиловыми цветками, из которого было выделено красящее вещество. Этот краситель, наряду с соком фиалок, стал широко применяться химиками в качестве индикатора, который в кислой среде был красным, а в щелочной – синим.

В 1667 году знаменитый химик и физик Роберт Бойль предложил пропитывать фильтровальную бумагу отваром тропического лишайника – лакмуса, а также отварами фиалок и васильков, и таким образом положил начало применению индикаторной (лакмусовой) бумаги.

Кислотно-основные индикаторы - органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (pH). Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии. Их преимуществом является дешевизна, быстрота и наглядность исследования. Однако из-за субъективности определения цвета и невысокой точности индикаторы pH не всегда удобны; поэтому для точного измерения pH используют pH-метры с цифровой индикацией.

Кислотно-основные индикаторы, существующие в двух формах, в зависимости от рН раствора. Чаще обе формы различаются по окраске, это так называемые двуцветные индикаторы (лакмус, метиловый красный, метиловый оранжевый, тимолфталеин и др.). Реже применяют одноцветные индикаторы, у которых окрашена только одна форма, как у фенолфталеина (бесцветный в кислой среде, а при рН 9 - малиновый).

Универсальный индикатор.

Универсальная индикаторная бумага

Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов в большом диапазоне концентраций (1-10; 0-12). Растворами таких смесей - «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро (с точностью до единиц рН, или даже десятых долей рН) определить кислотность исследуемых водных растворов. Для более точного определения полученный при нанесении капли раствора цвет индикаторной бумаги немедленно сравнивают с эталонной цветовой шкалой.

Фенолфталеин, который применяется в виде спиртового раствора, приобретает в щелочной среде малиновый цвет, а в нейтральной и кислой он бесцветен. Синтез фенолфталеина впервые осуществил в 1871 году немецкий химик Адольф фон Байер, будущий лауреат Нобелевской премии.

2.2. Смешанные индикаторы

Смешанный индикатор - это смесь двух разных индикаторов или смесь, состоящая из индикатора и нейтрального красителя, окраска которого не изменяется при разных рН (например, метиловый оранжевый с индиго-кармином). Смешанные индикаторы применяют, чтобы сделать переход окраски более контрастным.

2.3. Универсальные индикаторы

Универсальные индикаторы - смесь нескольких индикаторов, приобретающих различную окраску при нескольких значениях рН, что позволяет судить о величине рН по всему диапазону шкалы. Индикаторы выбирают с помощью теоретических кривых титрования.

2.4. Окислительно-восстановительные индикаторы

Окислительно-восстановительные (редокс-, оксред-) индикаторы - это органические соединения, изменения окраски которых связано с окислительно-восстановительным (оксред-, редокс-) потенциалом Е титруемого раствора. Например, дифениламин меняет окраску с бесцветной на фиолетовую при Е0 = 0,76 В.

Глава 3. Природные индикаторы

Если нет настоящих химических индикаторов, то для определения среды растворов можно успешно применять самодельные индикаторы из природного сырья.

Исходным сырьем могут служить цветы герани, лепестки пиона или мальвы, ирис, темные тюльпаны или анютины глазки, а также ягоды малины, черники, черноплодной рябины, соки вишни, смородины, винограда, плоды крушины и черемухи.

Эти природные индикаторы содержат окрашенные вещества, способные менять свой цвет в ответ на то или иное воздействие. И, попадая в кислую или щелочную среду, они наглядным образом сигнализируют об этом.

Антоцианы имеют преимущественно красный цвет в кислой среде и синий в щелочной.

Свёкла красная, сок

Чёрная смородина сок

Голубика, ягоды

Морковь, сок

Вишня, сок ягод

Карри порошок (Куркума)

Дельфиниум лепестки

Герань розовая, лепестки

Виноград красный

Конский каштан, листья

Гортензия

Луковая шелуха

Маргаритки, лепестки

Петуния, лепестки

Примула

Мак, лепестки

Пион красный, лепестки

Капуста красная, сок

Редис красный

Ревень

Роза, лепестки

Земляника, ягоды

Чай

Тимьян или Орегано - цветки

Тюльпан, лепестки

Фиалка, лепестки

4. Биохимическая роль индикаторов

Индикаторы позволяют быстро и достаточно точно контролировать состав жидких сред, следить за изменением их состава или за протеканием химической реакции.

Как уже было сказано, общее название всех природных пигментов, природных индикаторов – флавониды.

Флавониды - гетероциклические соединения. В зависимости от структуры и степени окисления делятся на антоцианы, катехины, флавонолы, флавононы, каротиноиды, ксантофиллы и т. д. Находятся в растениях в свободном состоянии и в виде гликозидов (исключение - катехины).

Антоцианы – это биофлавониды, придающие плодам фиолетовую, синюю, коричневую, красную окраску.

Поступая в организм человека с фруктами и овощами, антоцианы проявляют действие, схожее с витамином Р, они поддерживают нормальное состояние кровяного давления и сосудов, предупреждая внутренние кровоизлияния. Антоцианы требуются клеткам головного мозга, улучшают память.

Антоцианы – мощные антиоксиданты, которые сильнее в 50 раз витамина С. Многие исследования подтвердили пользу антоцианов для зрения. Наибольшая концентрация антоцианов содержится в чернике. Поэтому препараты, содержащие чернику, наиболее востребованы в медицине.

Так как антоцианы обладают хорошими индикаторными свойствами, то их можно применять как индикаторы для идентификации кислотной, щелочной или нейтральной среды, как в химии, так и в быту.

Заключение

Я ставила перед собой цель изучить действие природных и химических индикаторов в различных средах. Знакомясь, с литературными источниками и источниками интернет-ресурсов, я пополнила свой багаж знаний о действиях химических и природных индикаторов в различных средах. Узнала, более подробно на какие группы делятся индикаторы, как ведут себя в кислотных, основных и щелочных средах, что индикаторы в действительности являются веществами, изменяющими, окраску при изменении концентрации ионов водорода в растворах. Также я узнала, что индикаторы можно использовать для различных целей. Например, чтобы отстирать пятно от черники сначала нужно застирать вещь в кислой среде, а только потом обычным моющим средством. И еще можно использовать индикаторы для того, чтобы с их помощью определить среду моющих средств и выбрать наиболее приемлемое.

Библиографический список