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       指示劑是一種弱酸或弱堿，而且未離解的分子與其離子有不同的顏色。例如，石蕊指示劑是一種弱酸，未離解的分子是紅色的，而它的陰離子則呈藍(lán)色。當(dāng)平衡時用方程式表示，則：

       當(dāng)石蕊溶于水時，它未離解的分子HIn與其離子In-同時存在于溶液中，使溶液中呈現(xiàn)出過渡的顏色，即紫色。這時，如果加入某一種酸于溶液中，即打破上式的平衡，使反應(yīng)向左方移動。因?yàn)榧尤氲臍潆x子將溶液中的In-大部分化合成不離解的分子HIn，又建立新的平衡。這時未離解的HIn分子比原水溶液中的平衡式中的HIn分子增加了很多，相應(yīng)地In-大量減少。溶液中即顯出未離解分子HIn的紅色。

       相反的，如果將某一種堿（如NaOH）加入石蕊水溶液中，則堿中的OH-便與指示劑的H+化合生成不離解的水分子（H2O），使反應(yīng)向右方移動，促使溶液中大量地增多了In-。因而溶液中就顯出藍(lán)色。

       指示劑變色時所發(fā)生的現(xiàn)象較為復(fù)雜。實(shí)際上，指示劑未離解分子本身離解成離子或離子再變?yōu)椴浑x解的分子時，是由于它們在結(jié)構(gòu)上的改變才引起顏色的改變。即未離解分子的結(jié)構(gòu)不同于其離子形式的結(jié)構(gòu)，所以它們的顏色就不相同。以酚酞為例，其變化時的結(jié)構(gòu)改變形式是：

       當(dāng)加酸或堿于指示劑的溶液中，就會改變?nèi)芤旱膒H值，指示劑的結(jié)構(gòu)能夠改變而變色，就是與pH有關(guān)。

       例如，加1～2滴甲基橙于堿溶液中，用酸逐滴地進(jìn)行滴定。堿溶液的濃度雖然逐漸地降低，而且溶液的pH值逐漸減小，但溶液的顏色卻與加酸以前一樣仍然是黃色。當(dāng)全部堿被中和而溶液的pH等于7時，對溶液的顏色仍然沒有絲毫影響。繼續(xù)滴入過量的酸，使溶液的pH小于7，起初對顏色仍無影響，但當(dāng)?shù)味ㄖ羛H等于4．4時，即從這一瞬間開始，pH值越小就越使溶液變?yōu)槊黠@的玫瑰紅色。當(dāng)?shù)味ㄖ羛H值等于3．1時，溶液變?yōu)轷r艷的玫瑰紅色。以后，無論再滴加多少酸，顏色也不再加深或改變。由此可見，當(dāng)pH＞4．4時，甲基橙呈黃色，當(dāng)PH＜3．1時，甲基橙呈玫瑰紅色。它的顏色從pH＝4．4至PH＝3．1的范圍內(nèi)，逐漸從黃色變?yōu)槊倒寮t色。所以，每一個pH值都相當(dāng)于一定的顏色。以上所述，可用圖6－1所示。

       能使某種指示劑變色的pH值的范圍，就稱為該指示劑的變色范圍。各種指示劑的變色范圍都有其自己的一定pH值范圍。如上圖解中的酚酞指示劑，其變色范圍是從pH＝8到pH＝10。即當(dāng)pH＜8時，它是無色的，當(dāng)PH＞10時便呈鮮紅色。

       用于酸堿滴定的各種指示劑的變色范圍是由于各種指示劑的電離常數(shù)大小不同而其變色范圍也就不同。對同一類的指示劑來說，電離常數(shù)大的（即較易離解的）指示劑，在pH值較小時變色；反之，電離常數(shù)小的指示劑，在pH值較大時變色。例如，甲基橙的電離常數(shù)（K≈10(－4次方)）就比酚酞的電離常數(shù)（K≈10(－9次方)）大得多，從上圖解中可以看出，它們的變色范圍顯著不一樣。甲基橙的變色范圍在pH3．1～4．4，而酚酞在pH8～10。一般地說，指示劑的變色范圍不大于2個pH值單位，也不小于1個pH值單位。