Indicadores Ácido-Base

A titulação de um ácido por uma base e vice-versa ocorre com variação de pH e o ponto de equivalência é alcançado em um pH específico. No entanto, esta variação de pH ocorre sem nenhuma mudança física perceptível. Assim, torna-se necessário a utilização de substâncias que sinalizem o ponto de equivalência. Estas substâncias são chamadas de indicadores. Os indicadores mudam de coloração em um pH determinado, sinalizando o ponto de equivalência da titulação.

Substancia que muda de cor quando passa da forma ácida para a forma básica (ácido-base) ou da forma oxidada para a forma reduzida (redox).

Segundo Ostwald (1894) os indicadores utilizados nas titulações de neutralização, são ácidos ou bases orgânicas fracas, tendo as moléculas não dissociadas cor diferentes da dos íons.  A coloração do indicador dependerá da espécie predominante.

Assim, para o Indicador básico, temos os seguintes comportamentos:

• A adição de uma gota de ácido a uma solução neutra de indicador básico aumentará a presença de H+ na solução, fixando os íons OH-, provenientes da dissociação e deslocando o equilíbrio acima para a direita. Assim, na presença de ácido, a solução terá a cor determinada pela espécie Ind+.
• Se adicionarmos uma gota de base à solução de indicador básico, os íons OH- fixarão os íons Ind+ provenientes da dissociação de IndOH. Assim, o equilíbrio será deslocado para a esquerda e haverá um predomínio da espécie IndOH e a solução terá a cor determinada por esta espécie.

Os Indicadores Ácidos possuem hidrogênio ionizável na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

Escala de pH

Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.  Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.

Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções. 

Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.

  

Faixa de viragem dos indicadores 

A faixa de viragem dos indicadores é a região do pH onde há um predomínio de uma das espécies dissociadas de maneira a ocorrer uma mudança de coloração perceptível no meio. O olho humano só consegue perceber uma mudança de coloração quando a concentração de uma das espécies é superior em 10 vezes a concentração da outra espécie.  

A tabela abaixo mostra as faixas de viragem para alguns indicadores usados normalmente em titrimetria:

Mudanças de cor dos indicadores (Atkins & Jones, 2012
Indicador	Cor		Zona de viragem do indicador - pH
	Forma ácida	Forma Básica
Alaranjado de metila	Vermelho	Amarelo	3,2 – 4,4
Alizarina	Vermelho	Violeta	11,0 – 12,4
Amarelo de alizarina R	Amarelo	Vermelho	10,1 – 12,0
Azul de bromofenol	Amarelo	Azul	3,0 – 4,6
Azul de timol pK 1,7	Vermelho	Amarelo	1,2 – 2,8
Azul de timol pK 8,9	Vermelho	Amarelo	8,0 – 9,6
Fenolftaleína	Incolor	rosa	8,2 – 10,0
Tornassol	Vermelho	Azul	5,0 – 8,0
Verde de bromocresol	Amarelo	Azul	3,8 – 5,4
Vermelho de fenol	Amarelo	Vermelho	6,6 – 8,0
Vermelho de metila	Vermelho	Amarelo	4,8 – 6,0

O ponto final é uma propriedade do indicador. O ponto estequiométrico é uma propriedade da reação química que ocorre durante a titulação. Ocorre uma modificação físico-visual antes do ponto estequiométrico visual. Quanto menor for a diferença do volume entre eles, maior será a precisão. É importante selecionar um indicador com um ponto final próximo do ponto estequiométrico da titulação de interesse.
No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir.

Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas".
Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+).

A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos.

Fatores que influenciam o comportamento dos indicadores

• Temperatura
• Força iônica
• Presença de solventes orgânicos

Passos da análise dos sistemas titulométricos para a escolha do indicador

Estes passos de análise teórica devem ser executados antes da análise no laboratório, visto que, a não observância da relação pH do ponto de equivalência/ pH do ponto final poderá levar a um considerável erro.

Calcular o pH:

• Antes de iniciar a titulação. 
• Entre o início da adição do titulante e o ponto de equivalência. 
• No ponto de equivalência. 
• Entre o ponto de equivalência e o final da titulação. 

Fonte

• Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - Atkins, Peter; Jones, Loretta - 5 ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012
• Indicadores de pH - http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm