16.8: Indicatori

Alcune sostanze organiche cambiano colore nella soluzione diluita quando la concentrazione dello ione idronio raggiunge un valore particolare. Ad esempio, la fenolftaleina è una sostanza incolore in qualsiasi soluzione acquosa con una concentrazione di ioni idronio maggiore di 5,0 × 10^−9 M (pH <8,3). Nelle soluzioni più basiche in cui la concentrazione di ioni idronio è inferiore a 5,0 × 10^−9 M (pH > 8,3), è rosso o rosa. Sostanze come la fenolftaleina, che possono essere utilizzate per determinare il pH di una soluzione, sono chiamate indicatori acido-base. Gli indicatori acido-base sono acidi organici deboli o basi organiche deboli.

L'equilibrio in una soluzione dell'indicatore acido-base metilarancio, un acido debole, può essere rappresentato da un'equazione in cui utilizziamo HIn come semplice rappresentazione della complessa molecola di metilarancio:

L'anione dell'arancio metilico, In^−, è giallo e la forma non ionizzata, HIn, è rossa. Quando aggiungiamo un acido a una soluzione di arancio metilico, l’aumento della concentrazione di ioni idronio sposta l’equilibrio verso la forma rossa non ionizzata, secondo il principio di Le Châtelier. Se aggiungiamo la base, spostiamo l'equilibrio verso la forma gialla. Questo comportamento è del tutto analogo all'azione dei buffer.

Il colore percepito di una soluzione indicatrice è determinato dal rapporto tra le concentrazioni delle due specie In^− e HIn. Se la maggior parte dell'indicatore (tipicamente circa il 60−90% o più) è presente come In^−, il colore percepito della soluzione è giallo. Se la maggior parte è presente come HIn, il colore della soluzione appare rosso. L'equazione di Henderson-Hasselbalch è utile per comprendere la relazione tra il pH di una soluzione indicatrice e la sua composizione (quindi il colore percepito):

Nelle soluzioni in cui pH > pK_a, il termine logaritmico deve essere positivo, indicando un eccesso della forma base coniugata dell'indicatore (soluzione gialla). Quando pH > pK_a, il termine logaritmico deve essere negativo, indicando un eccesso di acido coniugato (soluzione rossa). Quando il pH della soluzione è vicino all'indicatore pK_a, sono presenti quantità apprezzabili di entrambi i partner coniugati e il colore della soluzione è quello di una combinazione additiva di ciascuno (giallo e rosso, che produce l'arancione). L'intervallo di cambiamento di colore (o intervallo di pH) per un indicatore acido-base è definito come l'intervallo di valori di pH entro il quale si osserva un cambiamento di colore e per la maggior parte degli indicatori questo intervallo è di circa pK_a ± 1.

Esistono molti indicatori acido-base diversi che coprono un'ampia gamma di valori di pH e possono essere utilizzati per determinare il pH approssimativo di una soluzione sconosciuta mediante processo di eliminazione. Gli indicatori universali e la cartina pH contengono una miscela di indicatori e mostrano colori diversi a pH diversi.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 14.7: Acid-Base Titrations.

Gli indicatori cambiano colore a seconda del pH e possono essere usati per monitorare il pH di una soluzione. Un indicatore di pH contiene un acido debole, rappresentato da HIn, che cambia colore quando viene convertito nella sua base coniugata, lo ione In.Il colore cambia nell'intervallo di pH dell'indicatore, che dipende dal suo pKa. Se una soluzione ha un pH inferiore al pKa dell'indicatore, la concentrazione di idronio è alta.

L'equilibrio della reazione si sposta verso sinistra, incrementando la concentrazione di HIn. Quando viene aggiunta una base, la concentrazione di idroni diminuisce. Questa variazione di pH converte HIn nello ione In, e il colore della soluzione cambia.

Il colore HIn domina quando il pH è inferiore al pKa di almeno uno;il colore degli ioni domina quando il pH è maggiore di almeno uno, e il colore è una miscela a pH intermedi. Esistono numerosi indicatori di pH che possono essere utilizzati per monitorare il cambiamento di colore del pH in intervalli di pH distinti. Il punto in cui un indicatore cambia colore è detto endpoint.

L'indicatore ideale per una titolazione ha un punto finale vicino al punto di equivalenza. La curva di titolazione di un acido e di una base forti è ripida, per via della rapida variazione del pH vicino al punto di equivalenza. Queste titolazioni possono usare una gamma relativamente vasta di indicatori.

Durante la titolazione di acido cloridrico 0, 1 molare con idrossido di sodio 0, 1 molare, il pH aumenta rapidamente da 3 a 11. O la fenolftaleina, un indicatore con un intervallo di pH compreso fra 8, 3 e 10, o il rosso di metilene, un indicatore con un intervallo fra 4, 2 e 6, potrebbe essere utilizzato qui poiché i loro endpoint si sovrappongono alla parte ripida della curva. Al contrario, una titolazione che coinvolge un acido o una base debole ha una curva meno ripida di una con solo un acido forte e una base forte;pertanto, è possibile utilizzare una gamma di indicatori relativamente ristretta.

Durante la titolazione di acido acetico 0, 1 molare con idrossido di sodio 0, 1 molare, il pH aumenta rapidamente da 7 a 11. La fenolftaleina può essere utilizzata qui poiché il suo endpoint si sovrappone al punto di equivalenza, e il rosso di metilene sarebbe un indicatore inefficace.