Indicadores ácido-base

Indicadores ácido-base são ácidos orgânicos fracos ou bases orgânicas fracas que apresentam uma coloração diferente em solução a depender da concentração de íons H⁺. Os indicadores ácido-base não só são importantes para indicar a acidez ou a alcalinidade da solução como também são indispensáveis em técnicas de titulação ao determinarem o ponto de equivalência.

Indicadores ácido-base mudam de cor por conta da presença de cromóforos, partes específicas da molécula que são responsáveis pela coloração, uma vez que absorvem a luz em comprimento de onda específico. Uma propriedade importante dos indicadores ácido-base é a faixa de viragem, que apresenta o intervalo de pH em que o indicador terá mudança de cor por conta da mudança de sua estrutura.

Leia também: Como os ácidos são classificados?

Resumo sobre indicadores ácido-base

• Indicadores ácido-base são ácidos orgânicos fracos ou bases orgânicas fracas que terão uma coloração diferente em solução a depender do pH.

• Servem para indicar a acidez ou alcalinidade da solução aquosa.

• Também são essenciais na técnica de titulação, pois determinam o ponto final da titulação, auxiliando na obtenção do ponto de equivalência.

• Os indicadores ácido-base têm grupos cromóforos em sua estrutura, os quais absorvem luz em um comprimento de onda específico, refletindo uma cor particular.

• A boa escolha de um indicador passa pela observação de seu ponto de viragem, a faixa de pH em que ocorre a mudança estrutural e, por consequente, de cor.

O que são indicadores ácido-base?

Os indicadores ácido-base são ácidos orgânicos fracos ou bases orgânicas fracas que apresentam uma coloração diferente na solução a depender da concentração de íons H⁺. Assim sendo, a cor do indicador é dependente do pH da solução.

Quais são os indicadores ácido-base?

A tabela a seguir traz os principais indicadores ácido-base utilizados no cotidiano dos laboratórios:

Fonte: SKOOG, D.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentals of Analytical Chemistry. 9th ed. Belmont, Califórnia (USA): Brooks/Cole, 2014.

• Indicadores ácido-base naturais

Também é possível a utilização de indicadores naturais, os quais são extratos ou corantes extraídos de materiais vegetais. Dentre os indicadores naturais, destacam-se as antocianinas, responsáveis pelos pigmentos de diversas flores cujos extratos apresentam cores que variam de acordo com o pH, sendo azul em meio ácido, violeta em pH neutro, e vermelho em meio alcalino.

A tabela a seguir traz alguns extratos de frutas e vegetais, bem como a coloração em pH ácido e básico.

Fonte: ALMEIDA, C. S.; YAMAGUCHI, K. K. L.; SOUZA, A. O.; O uso de indicadores ácido-base naturais no ensino de Química: uma revisão. Research, Society and Development. v. 9, n. 9, 2020.

Para saber mais sobre os indicadores ácido-base naturais, clique aqui.

Para que servem os indicadores ácido-base?

Como o próprio nome deixa transparecer, a função de um indicador ácido-base é indicar a acidez ou a alcalinidade da solução aquosa.

Outra função importante dos indicadores é a sua utilização em titulações de neutralização. Nessa técnica, os indicadores são utilizados para se determinar o ponto final da reação, o qual é esperado que seja muito próximo do chamado ponto de equivalência (momento teórico em que a quantidade de titulante adicionada é quimicamente equivalente à quantidade de analito na amostra).

Os indicadores ácido-base, assim sendo, apresentarão uma mudança de cor no ponto final da titulação, o qual se espera que seja igual ao (ou muito próximo do) ponto de equivalência.

Leia também: O que são reações químicas e quais são os seus tipos?

Como funcionam os indicadores ácido-base?

Os indicadores ácido-base são ácidos orgânicos fracos ou bases orgânicas fracas, cujas formas conjugadas apresentarão uma coloração diferente em solução. Assim, um indicador de caráter ácido (HIn) apresenta o seguinte comportamento em solução:

No caso, a espécie In⁻ é a base conjugada do indicador ácido, a qual apresentará uma coloração diferente na solução.

Já para um indicador de caráter básico (In), temos o seguinte comportamento em solução:

No caso, a espécie InH⁺ é o ácido conjugado do indicador básico, o qual apresentará uma coloração diferente na solução aquosa.

Por que os indicadores ácido-base mudam de cor?

Embora exista uma teoria de Wilhelm Ostwald que associa a mudança de cor do indicador às transições entre as formas ionizadas e não ionizadas do indicador, a teoria do cromofóro traz uma discussão mais profunda acerca do comportamento dos indicadores.

Um cromóforo é uma parte (um átomo ou um grupo de átomos) de uma entidade molecular responsável pela coloração. Isso ocorre, pois essa parte absorve luz em um comprimento de onda específico, refletindo então uma cor particular.A teoria por trás do cromóforo surgiu com Bernthsen e Friedländer, de forma simultânea e independente, ao perceberem que a forma incolor do indicador fenolftaleína presente em soluções ácidas teria uma estrutura de lactona, enquanto a forma rosa presente em meio alcalino teria um grupo cromóforo quinona.

 

Posteriormente, Hantzsch e seus colaboradores comprovaram que, a menos que não houvesse uma mudança estrutura, a cor permaneceria a mesma.

• Faixa de viragem

Para um indicador de caráter ácido, como visto anteriormente, podemos determinar o seguinte comportamento em solução:

Sendo um equilíbrio químico, é possível estabelecer a seguinte constante de equilíbrio, a qual chamaremos de constante de ionização ácida (Ka):

Podemos então colocar tal expressão em função da concentração dos íons H₃O⁺:

Dessa forma, é possível concluir que a razão da concentração das espécies não ionizada (HIn) e ionizada (In−) do indicador é proporcional à concentração dos íons H₃O⁺ em solução. Portanto, a concentração de íons H₃O⁺ controla a coloração da solução.

Assim, deve-se entender que a mudança de cor no indicador é gradual, ou seja, conforme a concentração de íons H₃O⁺, a relação entre as partes ionizada e não ionizada do indicador se altera, com essas partes se tornando mais ou menos presentes, fortalecendo ou enfraquecendo determinada cor.

Os seres humanos apresentam percepções de alteração de cor diferentes, e, em geral, os olhos humanos não são muito sensíveis às diferenças de cores em uma solução contendo HIn e In⁻ quando a proporção entre as partes excede os limites de 0,1 e 10; ou seja, fora desses limites, a cor, para o olho humano, aparenta ser apenas algo uniforme, independentemente da proporção entre as formas.

Assim, quando [HIn]/[In−] é ≥ 10, dizemos que o indicador apresenta sua coloração pura da forma ácida. Já se [HIn]/[In⁻] ≤ 0,1, dizemos que o indicador apresenta sua coloração pura da forma básica.

Substituindo-se esses dois intervalos na expressão do Ka em função de [H₃O⁺], temos que:

(1) , para o indicador apresentar sua coloração pura na forma ácida;

(2) , para o indicador apresentar sua coloração pura na forma básica.

Tais expressões demonstram que só podemos perceber diferenças de colorações apenas dentro de um limite de concentração de íons H₃O⁺. Se colocarmos esses limites em função do pH, chegaremos à chamada faixa de viragem (ou intervalo de viragem).

A faixa de viragem consiste no intervalo de pH em que a mudança de cor é perceptível para o indicador, ou seja, ela apresenta a região de pH em que o indicador sofre uma alteração estrutural, alterando, assim, a sua coloração no meio reacional.

Para chegarmos à expressão, fazemos que:

1)

2)

Assim, a faixa de viragem de um indicador de caráter ácido é:

Claro que essa expressão é derivada de uma convenção de limites de percepção de alteração de cor em função das concentrações das espécies não ionizada e ionizada. Assim sendo, alguns indicadores não apresentarão, essencialmente, esse intervalo de faixa de viragem, pois podem apresentar sensibilidades diferentes para percepção de alterações de cores.

Como escolher os indicadores ácido-base?

Para a escolha dos indicadores ácido-base, duas propriedades devem ser avaliadas com cuidado. Primeiramente, deve-se avaliar se o pH de viragem do indicador coincide com o pH do ponto de equivalência. Em segundo lugar, as duas cores do indicador devem ser facilmente distinguíveis, ou seja, devem apresentar um bom contraste de cores. Isso tudo, obviamente, levando-se em conta que o indicador é uma substância quimicamente estável.

Outros fatores minoritários podem ser levados em conta ainda, como a temperatura, a concentração dos eletrólitos, além da presença de outros solventes (além da água, obviamente) e de partículas coloidais. Também não se deve adicionar um excesso de indicador, uma vez que isso ocasionará em erro durante a titulação, já que o próprio indicador é um ácido ou uma base. Assim, as concentrações de indicadores devem ser mínimas para evitar interferências no processo.

Leia também: Como fazer um indicador ácido-base com repolho-roxo

Exercícios resolvidos sobre indicadores ácido-base

Questão 1. (Famerp/2024) Indicadores ácido-base são compostos químicos que alteram a coloração da solução aquosa em função do pH. A equação mostra o equilíbrio químico da fenolftaleína em meio aquoso. Esse indicador muda a cor da solução em pH ao redor de 8.

A fenolftaleína deixa rosa a solução aquosa de

A) KNO₃

B) NH₄Cl

C) Al₂(SO₄)₃

D) HCl

E) NH₄OH

Resposta: Letra E

Quando o meio é básico, a fenolftaleína é deslocada em direção à sua forma rosa, pois o excesso de íons OH⁻ consome os íons H3O⁺, forçando o equilíbrio a repor a quantidade de H3O⁺ consumida. Das substâncias citadas, a única de caráter básico é o hidróxido de amônio, NH₄OH.

Questão 2. (Unitau Verão Medicina 1ª Fase/2021)

Texto 1

Uma solução foi preparada com álcool etílico 45% (CH₃CH₂OH), gotas de fenolftaleína (indicador ácido-base sintético), água pura e uma solução 0,1 N de hidróxido de amônio (NH₄OH). Misturando essas substâncias, obtém-se um líquido avermelhado que, após algum tempo exposto ao ar, se torna incolor.

Texto 2

No repolho roxo há uma substância denominada antocianina (um indicador ácido-base natural), responsável pela coloração rosa, laranja, vermelha, violeta e azul na maioria das flores. Em pH neutro, esse indicador tem coloração roxa, muda progressivamente de vermelho para púrpura em solução ácida, e depois para verde em solução básica. No caso de a solução ser fortemente básica, torna-se amarelo.

A partir dos textos acima, assinale a alternativa INCORRETA.

A) A fenolftaleína é um indicador ácido-base que em presença de meio ácido ou neutro fica incolor e, em meio básico, vermelho; por esse motivo, a solução do Texto 1 fica avermelhada, devido à presença do hidróxido de amônio.

B) O contato da antocianina com soda cáustica, detergente e vinagre gera soluções com coloração amarela, roxo e vermelho, respectivamente.

C) Pingar gotas de fenolftaleína com o produto de limpeza água sanitária torna a solução com coloração avermelhada.

D) A solução resultante da mistura das substâncias do Texto 1 progressivamente se torna incolor em contato com o ar atmosférico devido à evaporação de amônia, o que provoca a diminuição do valor de pH, e a consequente mudança na coloração da solução, de vermelho para incolor.

E) A banana e o caqui quando estão verdes têm sabor adstringente, isto é, uma sensação de “amarrar na boca”. Se pingar uma solução com o indicador antocianina sobre a banana verde, a cor resultante será avermelhada.

Resposta: Letra E

Tanto a banana quanto o caqui, quando verdes, apresentam um nível de acidez, o que é percebido pela passagem do seu gosto adstringente. As antocianinas em meio ácido apresentam, conforme Texto 2, coloração púrpura.

Fontes

HAYNES, W. M. (ed.) CRC Handbook of Chemistry and Physics. 95^a ed. CRC Press: 2014.

TERCI, D. B.; ROSSI, A. V. Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução? Química Nova. v. 25, n. 4, p. 684-688, 2002.

PIETRZYK, D. J.; FRANK, C. W. Analytical Chemistry. 2^nd ed. Cambridge, Massachusetts (EUA): Academic Press, 1979

KOLTHOFF, I. M.; ROSENBLUM, C. Acid-Base Indicators. Nova Iorque (EUA): The MacMillan Company, 1937

INTERNATIONAL OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY – IUPAC. Compendium of Chemical Terminology – IUPAC Recommendations (Gold Book). Disponível em: < https://goldbook.iupac.org/>. Acesso em 30 nov. 2024.

ALMEIDA, C. S.; YAMAGUCHI, K. K. L.; SOUZA, A. O.; O uso de indicadores ácido-base naturais no ensino de Química: uma revisão. Research, Society and Development. v. 9, n. 9, 2020.

SKOOG, D.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentals of Analytical Chemistry. 9th ed. Belmont, Califórnia (USA): Brooks/Cole, 2014.