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16.8:

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Os indicadores mudam de cor em função do pH e podem ser utilizados para monitorizar o pH de uma solução. Um indicador de pH contém um ácido fraco, representado por HIn, que muda de cor quando convertido À sua base conjugada o íon In.A cor muda ao longo do intervalo de pH do indicador, que depende do seu pKa. Se uma solução tiver um pH inferior ao pKa do indicador, a concentração de hidrónio é elevada.O equilíbrio da reação desloca-se para a esquerda, aumentando a concentração de HIn. Quando uma base é adicionada, a concentração de hidrónio diminui. Esta alteração de pH converte o HIn no íon In, e as mudanças de cor da solução.A cor HIn domina quando o pH é pelo menos mais baixo do que o pKa;a cor de íons In domina quando o pH é pelo menos mais alto, e a cor é misturar os pHs no meio. Há uma variedade de indicadores de pH que pode ser utilizada para monitorizar o pH que muda de cor em gamas de pH distintas. O ponto em que um indicador muda de cor é chamado de ponto final.O indicador ideal para uma titulação tem um desfecho próximo do ponto de equivalência. A curva de titulação de um ácido e uma base forte é íngreme devido à rápida mudança de pH próximo do ponto de equivalência. Estas titulações podem utilizar uma gama relativamente ampla de indicadores.Durante a titulação do ácido clorídrico 0, 1 molar com 0, 1 molar de sódio hidróxido, o pH aumenta rapidamente de 3 para 11. Quer a fenolftaleína, um indicador com o intervalo de pH de 8, 3 a 10, ou vermelho de metilo, um indicador com um intervalo de 4, 2 a 6, poderia ser utilizado aqui pois os seus pontos finais sobrepõem-se com o declive da curva. Em contraste, uma titulação envolvendo um ácido ou base fraca tem uma curva menos íngreme do que apenas um ácido forte e uma base forte;portanto, uma gama relativamente estreita de indicadores podem ser utilizados.Durante a titulação de 0, 1 molar de ácido acético com 0, 1 molar de sódio hidróxido, o pH aumenta rapidamente de 7 para 11. A fenolftaleína pode ser utilizada aqui pois o seu ponto final sobrepõe-se com ponto de equivalência, mas vermelho de metilo seria um indicador ineficaz.

16.8:

Indicadores

Algumas substâncias orgânicas mudam de cor em solução diluída quando a concentração de iões hidrónio atinge um valor específico. Por exemplo, a fenolftaleína é uma substância incolor em qualquer solução aquosa com uma concentração de iões hidrónio superior a 5,0 × 10−9 M (pH < 8,3). Em soluções mais básicas, em que a concentração de iões hidrónio é inferior a 5,0 × 10−9 M (pH > 8,33), é vermelha ou rosa. Substâncias como a fenolftaleína, que pode ser utilizada para determinar o pH de uma solução, são designadas por indicadores ácido-base. Os indicadores ácido-base são ácidos orgânicos fracos ou bases orgânicas fracas.

O equilíbrio em uma solução de indicador ácido-base de laranja metilo, um ácido fraco, pode ser representado por uma equação na qual utilizamos HIn como uma representação simples para a molécula complexa de laranja metilo:

Eq1

O anião de laranja de metilo, In, é amarelo, e a forma não ionizada, HIn, é vermelha. Quando adicionamos ácido a uma solução de laranja de metilo, o aumento da concentração de iões hidrónio desloca o equilíbrio para a forma vermelha não ionizada, de acordo com o princípio de Le Châtelier. Se adicionarmos uma base, mudamos o equilíbrio em direção à forma amarela. Esse comportamento é completamente análogo à ação dos tampões.

A cor percebida de uma solução indicadora é determinada pela razão das concentrações das duas espécies In e HIn. Se a maioria do indicador (normalmente cerca de 60−90% ou mais) estiver presente como In, a cor perceptível da solução será amarela. Se a maioria estiver presente como HIn, a cor da solução aparecerá vermelha. A equação de Henderson-Hasselbalch é útil para entender a relação entre o pH de uma solução indicadora e a sua composição (e assim, a cor percebida):

Eq1

Em soluções em que pH > pKa, o termo logarítmico deve ser positivo, indicando um excesso da forma de base conjugada do indicador (solução amarela). Quando pH > pKa, o termo log deve ser negativo, indicando um excesso do ácido conjugado (solução vermelha). Quando o pH da solução está próximo do indicador pKa, quantidades apreciáveis de ambos os pares conjugados estão presentes, e a cor da solução é a de uma combinação aditiva de cada um (amarelo e vermelho, produzindo laranja). O intervalo de mudança de cor (ou intervalo de pH) para um indicador de ácido-base é definido como a gama de valores de pH sobre os quais é observada uma alteração de cor e, para a maioria dos indicadores, esta gama é de aproximadamente pKa ± 1.

Existem muitos indicadores de ácido-base diferentes que abrangem uma vasta gama de valores de pH e que podem ser utilizados para determinar o pH aproximado de uma solução desconhecida através do processo de eliminação. Os indicadores universais e o papel de pH contêm uma mistura de indicadores e apresentam cores diferentes em pHs diferentes.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 14.7: Acid-Base Titrations.

Suggested Reading

Coleman, William F. "Molecular models of indicators." Journal of Chemical Education 87 no.1, (2008):1152 https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed800038w.