Indicadores ácido-base

A fenolftaleína permanece incolor em qualquer solução com pH abaixo de 8.3 e fica rosa acima desse valor.

Boyle observou em 1680 que os ácidos alteram as cores de certos corantes vegetais. Desde então, os químicos usam esse efeito para estimar o pH sem instrumentos. Um indicador ácido-base é um corante cuja cor depende da concentração de íons hidrônio. Os próprios indicadores são ácidos ou bases fracos, e suas duas formas, com e sem o próton extra, têm cores diferentes.

Como um corante detecta o pH

Representamos o indicador por HIn. Na água, ele está em equilíbrio com sua base conjugada: HIn + H₂O ⇌ H₃O⁺ + In⁻. No alaranjado de metila, HIn é vermelho e In⁻ é amarelo, e a constante de ionização ácida é Ka = 4.0 × 10⁻⁴. Adicionar ácido aumenta H₃O⁺ e desloca o equilíbrio para a esquerda, fazendo a forma vermelha predominar. Adicionar base remove H₃O⁺ e desloca o equilíbrio para a direita, em direção ao amarelo. A cor observada depende da razão entre In⁻ e HIn.

A equação de Henderson-Hasselbalch relaciona essa razão ao pH: pH = pKa + log([In⁻]/[HIn]). Quando o pH é igual ao pKa, as duas formas estão em quantidades iguais e vemos uma mistura, laranja no caso do alaranjado de metila. O olho só percebe uma mudança quando uma forma supera claramente a outra. Por isso, a mudança visível de cor ocorre em uma faixa chamada intervalo de viragem, aproximadamente pKa ± 1. Para o alaranjado de metila, com pKa = −log(4.0 × 10⁻⁴) = 3.40, a faixa vai de cerca de pH 3.1 (vermelho) a 4.4 (amarelo).

Quatro indicadores comuns

Cada indicador só é útil perto de seu próprio intervalo de viragem. O alaranjado de metila é vermelho abaixo de cerca de 3.1 e amarelo acima de 4.4. Assim, não distingue um ácido fraco de pH 5 de uma base forte de pH 13: ambos ficam amarelos. O tornassol passa de vermelho a azul em uma faixa particularmente ampla, de cerca de pH 5 a 8, o que o torna prático para um teste rápido de ácido ou base perto de 7. O azul de bromotimol passa de amarelo a azul entre cerca de 6.0 e 7.6, ficando verde perto da neutralidade. A fenolftaleína é incolor abaixo de pH 8.3 e passa de rosa a magenta intenso até cerca de 10. As faixas publicadas variam alguns décimos entre as fontes, pois a mudança é gradual e a percepção visual varia.

Usar vários indicadores juntos permite restringir a resposta. Suponha que uma solução desconhecida deixe o alaranjado de metila amarelo, o azul de bromotimol verde e a fenolftaleína incolor. O alaranjado de metila amarelo indica pH acima de 4.4; o azul de bromotimol verde indica entre 6.0 e 7.6; e a fenolftaleína incolor indica abaixo de 8.3. Juntos, eles situam o pH entre 6.0 e 7.6. O indicador universal e o papel de pH vão além: misturam vários corantes para que a cor continue mudando gradualmente ao longo de uma ampla faixa de pH.

O mesmo raciocínio determina qual indicador usar em uma titulação, na qual ácido e base são misturados até se neutralizarem exatamente. O indicador deve mudar de cor onde o pH varia bruscamente no ponto final, e não em algum trecho da subida lenta anterior. Quando um ácido fraco é titulado com uma base forte, o ponto de equivalência fica acima de pH 7 (8.72 para ácido acético 0.100 M). Por isso, a fenolftaleína funciona e o alaranjado de metila não. A última unidade deste curso mostra as curvas completas.