Текст книги "Удивительная химия"

Титрование с индикатором

Как уже говорилось, индикатор указывает на присутствие в смеси того или иного вещества, и если это вещество в ходе реакции полностью израсходовано, индикатор тут же это покажет. Одни из самых распространенных индикаторов – кислотно-щелочные (или кислотно-основные); их цвет изменяется в зависимости от того, в какой среде они находятся – в кислой, нейтральной или щелочной. Одна из форм индикатора может быть и бесцветной. Обычный чай – тоже индикатор. Налейте немного чая в белую чашку и капните туда лимонный сок или растворите несколько кристалликов лимонной кислоты – в кислой среде чай сразу станет светлее. Если же растворить в чае питьевую соду, раствор в щелочной среде потемнеет (пить такой чай, конечно, не следует).

Кислотно-щелочные индикаторы весьма разнообразны; многие из них легко доступны и потому известны не одно столетие. Примером могут служить отвары или экстракты окрашенных цветков или плодов многих распространенных растений. Так, ярко-синий отвар ириса становится красным в кислой среде и зелено-голубым – в щелочной. Способностью к изменению цвета в зависимости от кислотности обладают экстракты анютиных глазок, тюльпанов, черники, ежевики, малины, красной капусты, свеклы и других растений.

В качестве индикатора попробуйте взять отвар какого-либо ярко окрашенного цветка или же темный ягодный сок, например, черной смородины. Налейте в небольшую баночку испытуемый раствор и добавьте к нему несколько капель раствора индикатора. В кислых растворах многие растительные индикаторы имеют красный цвет, а в щелочных – зеленоватый или синий. Можно также попробовать с помощью кислого раствора (уксус) и щелочного (питьевая, а лучше – стиральная сода) сделать красные или зеленоватые (синие) надписи на лепестках различных цветков.

К очевидным недостаткам таких простейших индикаторов относится «сезонность» и невозможность заготовить их впрок: растворы довольно быстро портятся – скисают или плесневеют, теряя свои свойства (более устойчивы спиртовые растворы). Менее очевидный недостаток – слишком медленное, постепенное изменение цвета природных индикаторов при добавлении кислоты к щелочному раствору или наоборот. При этом трудно или даже невозможно отличить, например, нейтральную среду от слабокислой или слабощелочную от сильнощелочной. Поэтому в химических лабораториях используют синтетические индикаторы, резко изменяющие свой цвет уже при небольшом изменении кислотности. Таких индикаторов известно множество, и каждый из них имеет свою область применения.

В лабораториях нередко используются так называемые универсальные индикаторы – смесь 5–6 индивидуальных индикаторов, подобранных таким образом, что их раствор поочередно меняет окраску, проходя через все цвета радуги при изменении кислотности раствора. Раствором универсального индикатора часто пропитывают полоски бумаги, что позволяет быстро (хотя и не особенно точно) определять кислотность (или щелочность) анализируемого раствора путем сравнения окрашенной полоски с эталонной цветовой шкалой.

Один из самых известных индикаторов – лакмус. Это твердое вещество, частично растворимое в воде и спирте; его растворы позволяют отличать кислотную среду от щелочной. История открытия и использования лакмуса весьма поучительна с точки зрения развития химического эксперимента. Еще в 1640 году ботаники описали растение Heliotropium Turnesole, из которого выделили красящее вещество. Знаменитый физик и химик Роберт Бойль писал о нем в 1664 году: «Плоды этого растения дают сок, который при нанесении на бумагу или материю имеет сначала свежий ярко-зеленый цвет, но неожиданно изменяет его на пурпурный. Если материал замочить в воде и отжать, вода окрашивается в винный цвет; такие виды красителя (их обычно называют “турнесоль”) есть у аптекарей, в бакалейных лавках и в других местах, которые служат для окраски желе или других вещей, кто как хочет».

Вскоре краситель, полученный из гелиотропа – садового душистого растения с темно-лиловыми цветками, стал широко применяться химиками в качестве индикатора. В кислой среде он красный, в щелочной – синий. Вначале этим красителем исследовали в основном минеральные воды, а примерно с 1670 года его начали использовать в химических опытах. «Как только вношу незначительно малое количество кислоты, – писал в 1694 году ботаник и главный аптекарь Людовика XIV Пьер Поме (1658–1699) о “турнесоле”, – он становится красным, поэтому если кто хочет узнать, содержится ли в чем-нибудь кислота, его можно использовать». В 1704 году немецкий ученый М. Валентин назвал эту краску лакмусом; это слово и осталось во всех европейских языках (кроме французского, на котором лакмус – tournesol, что дословно означает «поворачивающийся за солнцем»). Так же французы называют и подсолнечник; кстати, «гелиотроп» означает то же самое, только по-гречески. Вскоре оказалось, что лакмус можно добывать и из более дешевого сырья, например, из некоторых видов лишайника.

Сейчас лакмус лишь изредка используют в химических лабораториях. Однако в современном русском языке слово «лакмус» закрепилось и используется в выражениях типа «Отношение к товарищам во время трудного похода, как лакмусовая бумажка, проявило характер этого человека» и т. п.

Химики в качестве индикатора используют также фенолфталеин. Это сложное органическое соединение, которое продается в аптеках как слабительное средство (раньше его называли пургеном). Растворы фенолфталеина широко используются в химии для распознавания щелочей: в щелочной среде он имеет ярко-малиновую окраску, а в нейтральных и кислых средах – бесцветен. Фенолфталеин довольно плохо растворяется в воде; для улучшения растворимости небольшое количество порошка растворяют сначала в 20–30 каплях спирта или водки, а затем добавляют еще немного воды. Используя раствор фенолфталеина как индикатор, вы можете проверить им растворы питьевой и стиральной соды, мыла, нашатырного спирта, различных стиральных и чистящих порошков, а также других хозяйственных средств, какие найдете. Появление малиновой окраски будет свидетельствовать о том, что раствор данного вещества имеет щелочной характер.

С помощью указанных индикаторов вы можете провести опыты по количественному определению разных кислотных и щелочных растворов. Например, если в вашей аптечке есть слабый раствор нашатырного спирта, попробуйте определить его концентрацию. Для этого воспользуйтесь уксусом, концентрацию которого вы уже определили. Кроме того, надо знать, в каких соотношениях реагируют эти вещества. Нашатырный спирт – это водный раствор аммиака, бесцветного газа с очень резким запахом. Если аммиака в воде растворено много (например, 25 %), то такой раствор «ударяет в нос» и «ест глаза», с ним мы работать не будем. В аптечном нашатырном спирте аммиака намного меньше – примерно 10 %; его применяют для возбуждения центральной нервной системы при обморочных состояниях. Добавляют нашатырный спирт и в некоторые средства для мытья стекол. Если склянка с нашатырным спиртом закрыта неплотно, то газообразный аммиак медленно улетучивается из раствора, так что в конце концов в ней остается чистая вода. Тем более интересно узнать, насколько крепок нашатырный спирт из вашей аптечки.

Один моль аммиака (17 г) реагирует с одним молем уксусной кислоты (60 г). В 100 г 10 %-ного нашатырного спирта содержится 10 г аммиака или 10 г:17 г/моль = 0,59 моль, а в 100 г 7%-ного уксуса содержится 7 г уксусной кислоты или 7 г:60 г/моль = 0,12 моль. Таким образом, при равных объемах число молей аммиака в 10 %-ном нашатырном спирте примерно в 5 раз больше числа молей уксусной кислоты в 7 %-ном уксусе. Значит, при указанной крепости растворов один объем нашатырного спирта будет полностью реагировать примерно с 5 объемами уксуса. Проверим это экспериментально.

Накапайте в небольшую склянку из бесцветного стекла 30 капель нашатырного спирта и добавьте несколько капель раствора индикатора. Если вы использовали раствор фенолфталеина, жидкость станет малиновой. Добавляйте к ней из той же пипетки уксус, внимательно считая капли и слегка встряхивая раствор, чтобы он хорошо перемешался. Как только индикатор обесцветится (или изменит цвет, если это растительный индикатор), прекратите добавление уксуса: весь нашатырный спирт к этому моменту израсходован. Такую операцию химики называют титрованием. Запишите, сколько капель уксуса у вас ушло на полную нейтрализацию нашатырного спирта (термин «нейтрализация» химики используют, когда говорят, что щелочь полностью прореагировала с кислотой или наоборот – кислота со щелочью; в результате реакции раствор теряет едкие свойства кислоты или щелочи, становится нейтральным, отсюда – название реакции). Если уксуса ушло в 5 раз больше, т. е. 150 капель, значит, нашатырный спирт действительно 10 %-ный. Если уксуса ушло еще больше, то нашатырный спирт более крепкий, а если меньше, то более слабый. Например, если на титрование 30 капель нашатырного спирта пошло 120 капель уксуса, то раствор аммиака имеет концентрацию (120 / 150) · 10 % = 8 %. Если же, положим, на титрование ушло 180 капель, то крепость нашатырного спирта равна (180 / 150) · 10 % = 12 %.

Сейчас во многих лабораториях кислотность растворов (значения pH) измеряют электронными индикаторами – рН-метрами. В них нет никакого изменения цвета. Все проще: в раствор погружают небольшой щуп – датчик, и стрелка на приборе сразу указывает на какое-то число; или же это число загорается на табло индикатора, как показано на рис. 4.3. Что же это за число?

^{Рис. 4.3. Электронные индикаторы, анализирующие реакцию среды. Табло на верхнем индикаторе показывает слабокислую реакцию (pH = 5,90, примерно такую кислотность имеет обычная вода, в которой растворен углекислый газ из воздуха), на среднем – практически нейтральную реакцию(pH = 7,01), на нижнем – сильно-щелочную (pH ≈ 10)}

При работе с водными растворами (а в неорганической химии именно такие растворы встречаются чаще всего) кислотность или щелочность среды выражают с помощью так называемого водородного показателя pH (читается «пэаш»). Эту концепцию, как и сам символ, ввел в 1909 году датский биохимик Сёрен Петер Лауриц Сёренсен (1868–1939), который в том же году обнаружил зависимость активности ферментов от кислотности среды. Кислотность создается заряженными атомами водорода – ионами водорода (обозначение Н⁺). Используемые обычно в биохимии (да и в химии вообще) небольшие концентрации ионов водорода, например 0,00001 моль/л, выражать таким способом неудобно. В работе, опубликованной в «Биохимическом журнале», Серенсен писал, что концентрацию ионов Н⁺ удобно записывать «…в форме отрицательной степени 10. Я буду использовать название “показатель водородного иона” и символ pH для численного значения показателя этой степени». То есть для концентрации ионов водорода Серенсен использовал показатель р в выражении 10^-p, где буква «р» обозначала «степень», причем на всех основных европейских языках: Potenz по-немецки, power по-английски, puissance по-французски. Теперь вместо концентрации 0,00001 можно было написать pH = 5. (Математики называют такое число отрицательным десятичным логарифмом.)

Обозначение pH исключительно широко применяется в химии, биологии, медицине, в других отраслях. В телевизионных рекламах показывают, как изменяется pH во рту человека после чистки зубов такой-то пастой или после жевания такой-то резинки… Абсолютно нейтральной среде соответствует значение pH, равное точно 7. Чем раствор более кислый, тем меньше pH, а в присутствии щелочи pH становится больше 7. Так, раствор сильных кислот (соляной, серной, азотной) при концентрации 0,1 моль/л имеет pH = 1. Это соответствует, например, всего 0,36 %-ному раствору соляной кислоты. Полезно взглянуть на таблицу, в которой указаны величины pH некоторых жидкостей (для химических соединений указан pH при концентрации 0,1 моль/л; pH биологических жидкостей может сильно зависеть от состояния организма):

Желудочный сок 1,6

Лимонный сок 2,3

Столовый уксус 3,0

Сок грейпфрута 3,2

Апельсиновый сок 3,6

Сильно газированная вода 3,7

Яблочный сок 3,8

Черный кофе 5,0

Моча 5–8

Раствор борной кислоты 5,3

Молоко 6,7

Дистиллированная вода 7,0

Кровь 7,35-7,45

Слюна 7,4–8

Желчь 7,8–8,6

Вода океанов 7,9–8,4

Питьевая сода 8,3

Раствор аммиака (нашатырный спирт) 11,3

Кальцинированная (стиральная) сода 11,5

Гашеная известь (насыщенный раствор) 12,4

Едкий натр 13,0

Оптимальные значения pH играют исключительно важную роль для нормальной жизнедеятельности организмов. Биохимические процессы в живых организмах протекают при строго определенной кислотности. Биологические катализаторы – ферменты способны работать только в определенных пределах pH, а при выходе за эти пределы их активность может резко снижаться. Например, активность фермента пепсина, который катализирует гидролиз белков и способствует таким образом перевариванию белковой пищи в желудке, максимальна при значениях pH около 2. Поэтому для нормального пищеварения необходимо, чтобы желудочный сок имел довольно низкие значения pH: в норме 1,53–1,67. При язвенной болезни желудка pH понижается в среднем до 1,48, а при язве двенадцатиперстной кишки может доходить даже до 1,05. Точное значение pH желудочного сока определяют путем так называемого интрагастрального исследования (от латинского слова intra – «внутри» и греческого «гастер» – «желудок») или с помощью pH-зонда. Если у человека понижена кислотность, врач может назначить прием с пищей слабого раствора соляной кислоты, а при повышенной кислотности – принимать противокислотные средства, например, гидроксиды магния или алюминия. Интересно, что если выпить лимонный сок, кислотность желудочного сока… понизится! Действительно, раствор лимонной кислоты лишь разбавит более сильную соляную кислоту, содержащуюся в желудочном соке. Все же пить чистый лимонный сок не следует – он может повредить пищевод.

В клетках организма значение pH около 7, во внеклеточной жидкости – 7,4. Нервные окончания, которые находятся вне клеток, очень чувствительны к изменению pH. При механических или термических повреждениях тканей стенки клеток разрушаются и их содержимое попадает на нервные окончания. В результате человек чувствует боль. Скандинавский исследователь Олаф Линдал проделал такой эксперимент: с помощью специального безыгольного шприца человеку впрыскивали под кожу очень тонкую струйку раствора, который не повреждал клетки, но действовал на нервные окончания. Было показано, что боль вызывают именно катионы водорода, причем с уменьшением pH раствора боль усиливается. Аналогично непосредственно «действует на нервы» и муравьиная кислота, содержащаяся в слюне некоторых насекомых, в стебле и листьях крапивы. Разным значением pH тканей объясняется также, почему при одних воспалениях человек чувствует боль (среда кислая), а при других – нет (среда щелочная).

В очень узких пределах должно оставаться значение pH крови; даже небольшое ее подкисление (ацидоз) или защелачивание (алкалоз) может привести к гибели организма. Ацидоз наблюдается при таких заболеваниях, как бронхит, недостаточность кровообращения, опухоли легких, пневмония, диабет, лихорадка, поражения почек и кишечника. Алкалоз же наблюдается при слишком интенсивном дыхании – гипервентиляции легких (или при вдыхании чистого кислорода), при анемии, отравлении угарным газом, истерии, опухоли мозга, избыточном потреблении питьевой соды или щелочных минеральных вод, приеме мочегонных средств. Интересно, что величина pH артериальной крови в норме должна быть в пределах 7,37–7,45, а венозной – 7,34–7,43. Различные микроорганизмы также весьма чувствительны к кислотности среды. Так, патогенные микробы быстро развиваются в слабощелочной среде, тогда как кислую среду они не выдерживают. Поэтому для консервирования (маринование, соление) продуктов используют, как правило, кислые растворы, добавляя в них уксус или пищевые кислоты. Большое значение имеет правильный подбор pH и для химико-технологических процессов.

Поддерживать нужное значение pH, не давать ему заметно отклоняться в ту или иную сторону при изменении условий удается с помощью так называемых буферных (от английского buff – «смягчать толчки») растворов. Такие растворы часто представляют собой смесь слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли. Подобные растворы обладают способностью «сопротивляться» в определенных пределах (их называют емкостью буфера) измению pH. Многие природные жидкости обладают буферными свойствами. Примером может служить вода в океане, буферные свойства которой во многом обусловлены растворенным в ней углекислым газом и гидрокарбонат-ионами (такие ионы дает, например, питьевая сода). Источником этих ионов, помимо растворенного в воде углекислого газа, являются огромные количества карбоната кальция в виде раковин, меловых и известняковых отложений в океане. Интересно, что фотосинтез планктона – одного из основных поставщиков кислорода в атмосферу – приводит к повышению pH среды. Клеточная жидкость, кровь также являются примерами природных буферных растворов. Так, кровь содержит около 0,025 моль/л углекислого газа, причем его содержание у мужчин примерно на 5 % выше, чем у женщин. Приблизительно такая же концентрация в крови и гидрокарбонат-ионов (их тоже больше у мужчин).

При исследовании почвы pH также является одной из наиболее важных характеристик. Разные почвы могут иметь pH от 4,5 до 10. По значению pH можно судить, в частности, о содержании в почве питательных веществ, а также о том, какие растения могут успешно произрастать на данной почве. Например, рост фасоли, салата, черной смородины задерживается при pH почвы ниже 6,0, капусты – ниже 5,4, яблони – ниже 5,0, картофеля – ниже 4,9. Кислые почвы обычно менее богаты питательными веществами, поскольку хуже удерживают в себе катионы металлов, необходимые растениям. Для раскисления кислых почв используют прием известкования – внесения веществ, постепенно связывающих избыток кислоты. Такими веществами могут служить природные минералы – мел, известняк, доломит, а также известь, шлак с металлургических заводов. Количество внесенного раскислителя зависит от буферной емкости почвы. Например, для известкования глинистой почвы требуется больше раскисляющих веществ, чем для песчаной.

Большое значение имеют измерения pH дождевой воды, которая может оказаться довольно кислой из-за присутствия в ней серной и азотной кислот. Эти кислоты образуются из оксидов азота и серы, которые выбрасываются в атмосферу в виде отходов многочисленных производств. Известно, что кислотные дожди с низким значением pH (менее 5,6) губят растительность, живой мир водоемов. Поэтому постоянно ведется рН-контроль дождевой воды.

Анализ иодной настойки

Все видели йодную настойку. Кстати, само слово «йод» по традиции пишут через «й» только в нехимических, а также в медицинских текстах. В химических статьях, справочниках, энциклопедиях и учебниках это слово пишется черед «и» – «иод», а старый символ этого элемента «J» в таблице Менделеева уже давно заменили на «I». Настойка – это водно-спиртовый раствор, содержащий, согласно фармацевтическим справочникам, 5 % иода. Но это теоретически. А как на самом деле? Обратите внимание на срок годности настойки, указанный на этикетке. Дело в том, что иод медленно реагирует со спиртом, причем реакция ускоряется на свету (вот почему его, как и многие другие лекарственные средства, надо хранить в темноте). Кроме того, если настойка длительное время стояла в неплотно закрытой посуде, концентрация иода могла измениться как из-за испарения спирта, так и из-за летучести иода.

Все это можно проверить экспериментально. Для анализа потребуется аптечная пипетка и маленькая мензурка с делениями, которую тоже можно купить в аптеке. Из реактивов потребуются тиосульфат натрия (подробнее о нем вы узнаете из рассказа о кристаллах) и крахмал. Тиосульфат реагирует с иодом, образуя бесцветное соединение; на два моля тиосульфата (496 г) расходуется один моль иода (254 г). За титрованием можно следить просто по окраске иода, но когда иода в растворе остается мало, бледно-желтая окраска раствора почти не видна, и трудно заметить момент, когда раствор обесцвечивается полностью. Поэтому здесь лучше также воспользоваться индикатором – крахмалом, который добавляют к раствору в конце титрования.

Для опыта надо сначала приготовить очень жидкий крахмальный клейстер. Чтобы в клейстере не было комков и он был совершенно прозрачным, делают его так. В небольшой кастрюльке вскипятите примерно полстакана воды. Пока вода греется, возьмите немного крахмала (примерно четверть чайной ложки) и хорошо размешайте его со столовой ложкой холодной воды, чтобы не было отдельных комков. Медленно, при постоянном перемешивании, слейте мутную взвесь крахмала в кипящую воду, хорошо размешайте и охладите.

Что бывает, когда иод реагирует с крахмалом, знают, наверное, все. Если не знаете или забыли – капните в чашку сначала крахмальный клейстер, а потом йодную настойку – тотчас появится синяя окраска. Реакция эта настолько чувствительна, что с помощью йодной настойки легко обнаружить крахмал на свежем срезе картофелины или в муке. Кстати, еще в XIX веке эту реакцию использовали, чтобы уличить недобросовестных торговцев, добавлявших в сметану «для густоты» пшеничную муку. Если на образец такой сметаны капнуть йодную настойку, синее окрашивание сразу выявит фальсификацию.

Чтобы анализ на содержание иода в настойке был достаточно точным, надо приготовить довольно разбавленный раствор тиосульфата натрия, например 0,05 моль/л. Для этого в 1 литре раствора должно содержаться примерно 12,5 г кристаллического тиосульфата натрия (или 0,5 г в 40 мл раствора; 40 мл можно отмерить с помощью аптечной мензурки или шприца, хотя это утомительно и неточно, а 0,5 г постарайтесь поточнее отвесить с помощью весов).

Анализ проводят так. Налейте в чистую склянку 2–3 столовые ложки прокипяченной холодной воды. Добавьте в эту воду с помощью шприца ровно 2 мл йодной настойки (если иод у вас в ампулах, надо использовать две ампулы). Начинайте при легком перемешивании титровать полученный разбавленный раствор иода раствором тиосульфата, внося его по каплям из пипетки (вы уже знаете из предыдущих опытов, как определить объем одной капли раствора тиосульфата натрия). Когда раствор иода станет бледно-желтым, прибавьте к нему несколько капель крахмального клейстера и продолжайте добавлять тиосульфат, пока синяя окраска не исчезнет полностью. Концентрацию иода в настойке можно рассчитать по формуле с = 0,0125V (моль/л) = 0,32V (г/100 мл, т. е. %), где V — объем раствора тиосульфата (в миллилитрах), израсходованного на титрование 2 мл йодной настойки.

Попробуйте оставить на насколько дней баночку без крышки с небольшим количеством йодной настойки (лучше не в помещении), пока часть раствора не испарится, и снова проанализируйте настойку.

Если концентрация иода стала больше, значит, спирт испарялся быстрее иода, а если меньше – значит, наоборот.

Если с анализом настойки у вас все получилось, можете перейти к более сложным анализам, например, к определению концентрации аскорбиновой кислоты.