Цвет как аналитический сигнал тест-методов

Размещено на http://www.allbest.ru/

ФЕДЕРАЛЬНАЯ НАУЧНО-ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА ТВОРЧЕСКОГО И НАУЧНО-ТЕХНИЧЕСКОГО РАЗВИТИЯ ДЕТЕЙ И МОЛОДЕЖИ «Потенциал ХХI»»

Курсовая работа

Тема: Цвет как аналитический сигнал тест-методов

Автор работы:

ученица 1 группы 9 класса Шарова Е.А.

Научный руководитель:

заслуженный учитель РФ Венкова С.И.

Кулешова Н.В.

2015 г.

Оглавление

• Введение
• 1. Природа цвета
• 2. Цветность веществ
• 3. Водородный показатель
• 4. Химические индикаторы
• 4.1 Основные характеристики
• 4.2 Кислотно-основные индикаторы
• 4.3 Кислотно-основные титрования
• 4.4 Универсальные индикаторы
• 4.5 Природные индикаторы
• 5. Значимость тест-методов
• Вывод
• Список используемой литературы
• Приложение

Введение

Одним из разделов современной аналитической химии является анализ при помощи тест - методов. Все тест - методы можно разделить на две группы: для анализа газообразных компонентов и компонентов, находящихся в растворенном виде. Преимуществами тест - методик являются экспрессность, простота исполнения и относительная дешевизна определения. Общий принцип почти всех химических тест - методов -- использование аналитических реакций и реагентов в условиях и в формах, которые обеспечивают получение визуально наблюдаемого и легко измеряемого эффекта, например интенсивность окраски бумаги или длину окрашенной части трубки.

В данной работе рассмотрен один из видов тест - методов: оценка качества объекта по цвету.

1. Природа цвета

Цвет -- качественная субъективная характеристика электромагнитного излучения оптического диапазона, определяемая на основании возникающего физиологического зрительного ощущения и зависящая от рядафизических, физиологических и психологических факторов. Восприятие цвета определяется индивидуальностью человека, а также спектральным составом, цветовым и яркостным контрастом с окружающими источниками света, а также несветящимися объектами.

Ощущение цвета возникает в мозге при возбуждении и торможении цветочувствительных клеток --рецепторов глазной сетчатки человека или животного, -- колбочек. У человека и приматов существует три вида колбочек, различающихся по спектральной чувствительности, -- с (условно «красные»), г (условно «зелёные») и в (условно «синие»), соответственно.[1] Светочувствительность колбочек невысока, поэтому для хорошего восприятия цвета необходима достаточная освещённость или яркость. Наиболее богаты цветовыми рецепторами центральные части сетчатки.

(Рисунок 1)

Для полного понимания сущности цвета обратимся к понятию электромагнитного излучения, то есть к распространяющемуся в пространстве возмущению электромагнитного поля. Электромагнитное излучение принято делить по частотным диапазонам, между которыми нет резких переходов -- границы условны. На Рис.1 представлен полный спектр электромагнитного излучения, отградуированный по уменьшению частоты: радиоволны, инфракрасное излучение, видимый свет, ультрафиолетовое, рентгеновское и гамма-излучение.

Русский ученый М.В. Ломоносов в 1856 году впервые высказал мысль о том, что в нашем глазу есть три рода светочувствительных элементов, которые по-разному реагируют на свет разного спектрального состава. Первые чувствительны преимущественно к красному, вторые -- к зеленому, третьи -- к синему цветам. Если же в глаз попадает сложный световой поток, состоящий из ряда составляющих световых потоков разного цвета, то на него реагируют все три рода светочувствительных элементов. В зависимости от соотношения их реакции мы ощущаем результирующий цвет, соответствующий спектральному составу света, попадающему в глаз.

Эта трехцветная теория цветового зрения, которая после М.В. Ломоносова была значительно развита Т. Юнгом и Г. Гельмгольцем, полностью подтвердилась фактами оптического смешения цветов. В самом деле, все возможные цвета могут быть получены смешением в разных пропорциях трех взаимно независимых цветов -- красного (700 нм), зеленого (546,1 нм) и синего (435,8 нм). Однако глаз человека не способен анализировать состав цвета, то есть определять без приборов, из каких частей этот свет состоит. Цвет, таким образом, не является объективной физической величиной, существующей независимо от органа зрения. Независимо от человека существует излучение, имеющее свойство, называемое цветом. Это свойство возникает только при воздействии излучения на глаз.

2. Цветность веществ

В настоящее время еще не существует общепринятой теории, которая бы объясняла цветность веществ. К изучению вопроса окраски соединений ученые подходили с разных сторон, использовали различные физические и химические методы. Главная причина возникновения окраски состоит во взаимодействии света и вещества. Если какое-либо тело пропускает лучи видимой части спектра, мы называем его прозрачным, если оно их не пропускает - непрозрачным. Если тело полностью задерживает все падающие на него лучи, оно представляется нам черным. Когда такое поглощение неполное, но приблизительно равное для отдельных лучей видимого спектра, тело кажется окрашенным в тот или иной оттенок серого цвета. В результате избирательного поглощения лучей некоторой части спектра происходит как бы их вычитание из падающего на тело света. Остающиеся лучи, комбинируясь друг с другом, придадут в подобных случаях телу некоторую цветную окраску. На цвет неорганического вещества, то есть на его поглотительную способность относительно света, могут влиять разные факторы: собственная окраска одного из ионов, окраска его партнера, наконец, известны окрашенные соединения, образованные бесцветными ионами. Также возникновению окрашенных соединений благоприятствует усиление поляризующего действия катиона. Так как у малозарядных катионов с 8-электронной, внешней оболочкой оно сравнительно невелико, их окрашенные соединения (с бесцветными анионами) встречаются лишь как исключения.

С дальнейшим увеличением заряда часто связано и появление цветности. Для значительно сильнее поляризующих и легче деформируемых катионов с 18-электронной (и 18+2-электронной) внешней оболочкой наличие окраски гораздо более характерно. Рассматривая соединения, образованные одним катионом и разными анионами, обладающими различной деформируемостью, можно установить взаимосвязь между степенью их деформации и вероятностью окрашивания вещества. Так, в ряду галоидных солей иодиды оказываются окрашенными, бромиды - реже, хлориды и фториды - еще реже. У иодидов среди галогенов наибольший радиус и наивысшая поляризационная способность. Подобным же образом окрашенность гораздо более характерна для сульфидов, чем для аналогичных им оксидов. Итак, цвет возникает из-за выборочного поглощения квантов света веществом. Это поглощение зависит от энергии перехода электрона с одной орбитали на другую. Поэтому, еще одной причиной цветности соединений является возможность расспаривания электронов и наличие свободных орбиталей. Тот или иной кажущийся цвет окрашенного вещества зависит не только от его собственных оптических свойств, но и от свойств человеческого глаза.

Большинство элементарных ионов (Э2-, Э-, Э+, Э2+, Э3+, Э4+) бесцветно. Катионы металлов в водных растворах образуют с молекулами воды аквокомплексы, часто с характерной окраской, но надо учитывать, что более сильные комплексообразующие вещества (это могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы) полностью или частично замещают молекулы воды в аквокомплексах; окраска раствора при этом может изменяться очень резко. Кроме того, в ряде случаев на окраску растворов влияет концентрация вещества и температура. Так, растворы солей Cr3+(особенно нагретые) могут иметь зелёный цвет, а растворы солей Rh3+ (особенно концентрированные) чаще бывают розовыми, потому, что у них легко происходит вытеснение воды из аквокатионов почти любыми анионами, присутствующими в растворе. Растворы солей Co2+ при нагревании обратимо синеют по причине частичной дегидратации аквокатионов. Концентрированные растворы хлорида меди (II) имеют не голубую, а зелёную окраску из-за аутокомплексообразования. В воде соли бесцветного иона Fe3+ приобретают характерную жёлто-коричневую окраску из-за образования основных солей при гидролизе (усиливающемся при нагревании или при разбавлении раствора). Катионы V2+ Cr2+ Sm2+ Po2+ U3+ в растворе крайне неустойчивы и быстро окисляются, меняя цвет раствора. Кроме того, окраска гидратированных ионов обычно отличается от их окраски в безводных соединениях. Эти факты подтверждают, что ионы в водной среде (также и в других растворителях) элементарны лишь условно, а их окраска зависит не только от собственной природы, но и от природы растворителя, наличия в растворе других веществ, а также от концентрации и температуры.

3. Водородный показатель

Водоромдный показамтель, pH (лат. pondus Hydrogenii -- «вес водорода», произносится «пэ аш») -- мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni -- сила водорода, или pondus hydrogeni -- вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную ?lg X, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H+).

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH?]) одинаковы и составляют 10?7 моль/л, это напрямую следует из определенияионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH?] и составляет 10?14 мольІ/лІ (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания -- наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH?] говорят, что раствор является кислым, а при [OH?] > [H+] -- щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем -- pH.

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

4. Химические индикаторы

4.1 Основные характеристики

Химические индикаторы - это органические и неорганические вещества, используемые для определения водородного показателя pH или установления конечной точки титрования (обычно по изменению окраски). Химические индикаторы позволяют определить окончание химической реакции или концентрацию водородных ионов. Химические индикаторы могут реагировать на воздействие одного, нескольких или всех критических параметров реакции. Для проведения исследования индикатор необходимо ввести в анализируемый раствор. При использовании индикаторной бумаги не следует опускать ее в раствор, для этого будет достаточно небольшой капли вещества нанесенной на индикаторную полоску. Химические индикаторы в основном используются в титриметрическом анализе для определения конечной точки титрования. В ней в присутствии индикатора может наблюдаться изменение цвета, свечение раствора и т. д. Индикаторы применяют также для определения реакции растворов (фильтрованная бумага, пропитанная соответствующим индикатором). Разновидностей индикаторов множество, рассмотрим те, которые используются чаще всего в химической промышленности. Существуют внешние и внутренние индикаторы. Внутренние, как не трудно догадаться, непосредственно вводят в раствор. Внешние же применяются лишь тогда, когда нет возможности использовать внутренние. Внутренние являются более информативными. В химической науке известны обратимые и необратимые индикаторы. Обратимые существуют в двух или даже более формах. Необратимые разрушаются при введении избытка реагента, их окраска не восстанавливается. В практике необратимые индикаторы применяются совсем редко, так как они не очень удобны.Различают пять видов химических индикаторов: индикаторы кислотно-основные изменяют свою окраску при изменении pH среды (напр., фенолфталеин, лакмус); индикаторы окислительно-восстановительные, химические соединения, изменяющие окраску раствора в зависимости от значения окислительно-восстановительного потенциала (напр., метиленовый синий); комплексонометрические индикаторы образуют с определяемыми ионами окрашенные комплексные соединения; адсорбционные индикаторы - вещества, в присутствии которых происходит изменение цвета осадка; хемилюминесцентные индикаторы - вещества, способные при определенных значениях pH высвечивать видимым светом.

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

4.2 Кислотно- основные индикаторы

Широко используются кислотно-основные индикаторы, разбавленные растворы которых обладают способностью заметно изменять цвет, в зависимости откислотности раствора. Причина изменения цвета -- изменения в строении молекул индикатора в кислой и щелочной среде, что приводит к изменению спектра поглощения раствора.

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-засубъективности определения цвета и невысокой точности индикаторы pH не всегда удобны; поэтому для точного измерения pH используют pH-метры с цифровой индикацией.

4.3 Кислотно-основные титрования

Кислотно-основное титрование - это экспериментальная методика определения концентрации кислоты либо основания, используемая преимущественно в количественном химическом анализе. Обычно кислоту с известной концентрацией постепенно добавляют из бюретки в щелочной раствор неизвестной концентрации, находящийся в конической колбе. Точка эквивалентности титрования достигается в тот момент, когда к основанию добавлено точно стехиометрическое количество кислоты. В этой точке вся щелочь нейтрализована, и в растворе нет ни избытка кислоты, ни избытка основания. Раствор состоит только из соли и воды. Например, при добавлении соляной кислоты с концентрацией раствора гидроксида натрия с концентрацией точка эквивалентности титрования достигается в тот момент, когда в раствор добавлено точно соляной кислоты. Это следует из стехиометрическо-го уравнения

При проведении кислотно-основных титрований для определения точки эквивалентности часто пользуются индикаторами. Однако точку эквивалентности можно определять также потенциометрически с помощью -метра или кондуктометрическими методами (см. гл. 10).

Допустим теперь, что титрование осуществляется путем добавления основания к кислоте. Если построить график изменения раствора по мере возрастания объема добавляемого основания, то в зависимости от того, сильными или слабыми являются кислота и основание, будут получаться кривые четырех типов. Эти четыре типа кривых титрования показаны на рис. 8.2. Следует обратить внимание, что достижение точки эквивалентности характеризуется резким возрастанием Исключением в этом отношении является только титрование слабой кислоты слабым основанием. Если для

определения точки эквивалентности кислотно-основного титрования приходится пользоваться индикатором, то его следует подобрать так, чтобы диапазон pH, в котором происходит изменение окраски, приходился на вертикальную часть кривой титрования. Это обеспечивает резкое изменение окраски индикатора в момент достижения точки эквивалентности титрования.

Титрование сильной кислоты сильным основанием. Например,

Вертикальная часть кривой этого титрования приходится на область изменений pH от 4 до 10. Следовательно, в точке эквивалентности титрования добавление к кислоте еще одной капли основания вызывает возрастание pH сразу на 6 единиц. Значит, для такого титрования можно воспользоваться индикаторами, имеющими диапазон изменения окраски между значениями pH 4 и 10. Примерами таких индикаторов являются краситель метиловый красный и фенолфталеин. Отметим, что если в качестве индикатора титрования сильной кислоты сильным основанием использовать метиловый оранжевый, то изменение окраски оказывается не столь резким.

Титрование сильной кислоты слабым основанием. Например,

Вертикальная часть кривой этого титрования приходится на область изменений pH от 4 до 8. Удобными индикаторами для него являются метиловый красный либо бромтимоловый синий, но не фенолфталеин, поскольку его диапазон изменения окраски приходится на пологую часть кривой титрования.

Титрование слабой кислоты сильным основанием. Например,

Рис. 8.2. Кривые титрований 25,00 см3 кислоты с концентрацией 0,10 моль/дм3 основанием с концентрацией 0,10 моль/дм3: а - титрование сильной кислоты сильным основанием; б - титрование сильной кислоты слабым основанием; в - титрование слабой кислоты сильным основанием; г - титрование слабой кислоты слабым основанием. I-фенолфталеин, II-метилоранж.

Вертикальная часть кривой этого титрования приходится на область значений pH от 6,5 до 11. Следовательно, удобными индикаторами для него оказываются феноловый красный либо фенолфталеин. Индикаторы с диапазоном изменения окраски, расположенным ниже pH 6, как у метилового оранжевого, не подходят для такого титрования, поскольку их диапазон изменения окраски приходится на пологую часть кривой титрования и, следовательно, не позволяет точно обнаружить точку эквивалентности.

Титронание слабой кислоты слабым основанием. Например,

Титрование этого типа характеризуется отсутствием резкого изменения pH в момент достижения точки эквивалентности. Изменения pH происходят плавно во всей области принимаемых значений. Поэтому для титрований такого типа невозможно подобрать индикатор.

4.4 Универсальные индикаторы

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.

4.5 Природные индикаторы

Среди природных окрашенных соединений есть такие, которые проявляют свойства кислотно-основных индикаторов. Антоцианы и другие растительные пигменты способны менять цвет в зависимости от рН среды (клеточного сока). Антоцианы имеют преимущественно красный цвет в кислой среде и синий в щелочной. Сок из красной капусты или столовой свёклы, сок черной смородины или вишни, отвар луковой шелухи или лепестков фиалки нередко используют в качестве индикатора при начальном обучении химии.

5. Значимость тест- методов

Тест-методы могут быть использованы в обычной аналитической лаборатории для предварительной оценки и разбраковки анализируемых проб. Однако более важна возможность их использования во внелабораторных условиях, например в поле в случае контроля объектов окружающей среды или в домашних условиях, когда нужно контролировать кровь или мочу или быстро оценить качество водопроводной воды.

Трудно переоценить роль тест-систем в критических ситуациях, когда нужно быстро определить состав воздуха, воды или других объектов после взрыва, промышленной катастрофы или природного катаклизма. Тест-системы удобны для широкомасштабного обследования жилых и производственных помещений, например на пары ртути, формальдегид, фенол и другие вещества.

Относительно долгое время тест-методы химического анализа не входили в число официально разрешенных, например, для контроля объектов окружающей среды или пищевых продуктов. Однако в последние годы в США, России и некоторых других странах они аттестуются и включаются в списки методов, рекомендуемых для широкого использования.

В России в 2000 г. Государственный комитет по стандартизации и метрологии ввел новый реестр разрешенных методов -- реестр тест-систем химического анализа. В него включены первые 25 тест-систем, разработанных и испытанных в Московском университете.

Тест-системы уже широко и успешно применяются в следующих областях:

· анализ объектов окружающей среды;

· анализ пищевых продуктов;

· клинический анализ;

· криминалистический анализ;

· военные технологии;

· некоторые отрасли промышленности;

· контроль драгоценных металлов.

Как уже говорилось, потребность в тест-системах весьма значительна и будет расти.

Вывод

цвет аналитический тест химический

В результате данной работы:

1. Изучена природа цвета

2. Изучены свойства индикаторов

3. Выявлены области применения данного тест метода

Список используемой литературы

1. http://sci-article.ru/stat.php?i=fizicheskaya_priroda_cveta

2. https://ru.wikipedia.org/wiki/Цвет#.D0.92.D0.B2.D0.B5.D0.B4.D0.B5.D0.BD.D0.B8.D0.B5

3. http://www.realcolor.ru/lib/bse/color.shtml

4. http://www.webexhibits.org/causesofcolor/0.html

5. http://chemanalytica.com/book/novyy_spravochnik_khimika_i_tekhnologa/03_analiticheskaya_khimiya_chast_II/4980

6. Иханнес Иттен, "Основы цвета"

7. Крицкая Е.Б., Асоцкая К.А., Велигура Р.А. ЦВЕТНОСТЬ ВЕЩЕСТВ // Успехи современного естествознания. - 2009. - № 11 - С. 89-90

8. Г.Н. Фадеев «Химия и цвет», М. «Просвещение», 1977

9. Т. Джеймс «Теория фотографического процесса» пер. 4го амер. Изд. Под ред. А.Л. Картужанского, Л. «Химия» Ленингр. Отделение, 1980

10. Некрасов Б. В.. Основы общей химии, изд. 3, книга 2. М.: Химия, 1973.

11. Желиговская Н. Н., Черняков И. И.. Химия комплексных соединений. М.: Высшая школа, 1966.

12. Рабинович В. А., Хавин З. Я.. Краткий химический справочник, изд. 3. Л.: Химия, 1991.

13. Коттон Ф., Уилкинсон Дж.. Современная неорганическая химия, ч. 3. М.: МИР, 1969.

14. Савельев И. В.. Курс общей физики: волны, оптика, изд. 4, книга 4. М.: Наука Физматлит, 1998.

15. А.А. Карцова. Химия без формул или знакомые незнакомцы.Авалон, Азбука-классика, СПб.-2005.

16. О.С.Габриэлян. Настольная книга учителя. Химия.8 класс, Дрофа, М.-2002.

17. Б.Д.Степин, Л.Ю. Аликберова. Книга по химии для домашнего чтения., М. Химия.-1995

Приложения

1. Изменение цветов индикаторов в зависимости от среды

2. Плавные переходы окраски различных индикаторов

3. Строение глаза

4. Таблица цветов различных соединений

Размещено на Allbest.ru