Alcune sostanze organiche cambiano colore in soluzione diluita quando la concentrazione di ioni idronio raggiunge un valore particolare., Ad esempio, la fenolftaleina è una sostanza incolore in qualsiasi soluzione acquosa con una concentrazione di ioni idronio superiore a 5,0 × 10-9 M (pH < 8,3). In soluzioni più basilari 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 può essere utilizzata 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 metil orange, un acido debole, può essere rappresentato da un’equazione in cui usiamo HIn come rappresentazione semplice per la complessa molecola metil orange:

\

\}{}}=4.0×10^{-4}\]

L’anione di metil arancio, In -, è giallo e la forma non ionizzata, HIn, è rossa. Quando aggiungiamo acido a una soluzione di metil arancio, l’aumento della concentrazione di ioni idronio sposta l’equilibrio verso la forma rossa non ionizzata, secondo il principio di Le Chatelier. Se aggiungiamo la base, spostiamo l’equilibrio verso la forma gialla., Questo comportamento è completamente analogo all’azione dei buffer.

Il colore di un indicatore è il risultato visibile del rapporto tra le concentrazioni delle due specie In− e HIn. Se la maggior parte dell’indicatore (in genere circa il 60-90% o più) è presente come In−, allora vediamo il colore dell’In− ion, che sarebbe giallo per l’arancio metilico. Se la maggior parte è presente come HIn, allora vediamo il colore della molecola HIn: rosso per l’arancio metilico., Per metilarancio, siamo in grado di riorganizzare l’equazione per Ka e scrivere:

\}{}=\dfrac{}{}=\dfrac{\mathit{K}_a}{}}\]

\}{\mathit{K}_a}=\dfrac{}{}}\]

\}{\mathit{K}_a}\right)=log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

\)-log(\mathit{K}_a)=-log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

\}{}\right)}\]

\}{}\right)\:o\:pH=p\mathit{K}_a+log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

L’ultima formula è la stessa di Henderson-Hasselbalch equazione, che può essere utilizzato per descrivere l’equilibrio di indicatori.,

Quando ha lo stesso valore numerico di Ka, il rapporto di a è uguale a 1, il che significa che il 50% dell’indicatore è presente nella forma rossa (HIn) e il 50% è nella forma ionica gialla (In−) e la soluzione appare di colore arancione. Quando la concentrazione di ioni idronio aumenta a 8 × 10-4 M (un pH di 3,1), la soluzione diventa rossa. Nessun cambiamento di colore è visibile per qualsiasi ulteriore aumento della concentrazione di ioni idronio (diminuzione del pH). A una concentrazione di ioni idronio di 4 × 10-5 M (un pH di 4.,4), la maggior parte dell’indicatore è nella forma ionica gialla e un’ulteriore diminuzione della concentrazione di ioni idronio (aumento del pH) non produce un cambiamento di colore visibile. L’intervallo di pH tra 3.1 (rosso) e 4.4 (giallo) è l’intervallo di cambiamento di colore dell’arancio metilico; il cambiamento di colore pronunciato avviene tra questi valori di pH.

Molte sostanze diverse possono essere utilizzate come indicatori, a seconda della particolare reazione da monitorare., Ad esempio, il succo di cavolo rosso contiene una miscela di sostanze colorate che passano dal rosso intenso a pH basso al blu chiaro a pH intermedio al giallo a pH alto (Figura \(\PageIndex{1}\)). In tutti i casi, tuttavia, un buon indicatore deve avere le seguenti proprietà:

• Il cambiamento di colore deve essere facilmente rilevato.
• Il cambiamento di colore deve essere rapido.
• La molecola indicatore non deve reagire con la sostanza che viene titolata.
• Per ridurre al minimo gli errori, l’indicatore dovrebbe avere un pKin che si trova all’interno di un’unità di pH del pH atteso nel punto di equivalenza della titolazione.,

succo di cavolo Rosso contiene una miscela di sostanze il cui colore dipende dal pH. Ogni provetta contenente una soluzione di rosso succo di cavolo in acqua, ma il pH delle soluzioni varia da pH = 2.0 (estrema sinistra) a pH = 11.0 (estrema destra). A pH = 7.0, la soluzione è blu.,

Sono stati sviluppati indicatori sintetici che soddisfano questi criteri e coprono praticamente l’intero intervallo di pH. La figura\ (\PageIndex{2}\) mostra l’intervallo di pH approssimativo su cui alcuni indicatori comuni cambiano colore e il loro cambiamento di colore. Inoltre, alcuni indicatori (come il timolo blu) sono acidi o basi poliprotici, che cambiano colore due volte a valori di pH ampiamente separati.

È importante essere consapevoli che un indicatore non cambia colore bruscamente ad un particolare valore di pH; invece, subisce effettivamente una titolazione del pH proprio come qualsiasi altro acido o base. Quando la concentrazione di HIn diminuisce e la concentrazione di In− aumenta, il colore della soluzione cambia lentamente dal colore caratteristico di HIn a quello di In−. Come vedremo nella Sezione 16, il rapporto / cambia da 0.,1 ad un pH un’unità sotto pKin a 10 ad un pH un’unità sopra pKin. Quindi la maggior parte degli indicatori cambia colore su un intervallo di pH di circa due unità di pH.

Abbiamo affermato che un buon indicatore dovrebbe avere un valore pKin che è vicino al pH previsto nel punto di equivalenza. Per una titolazione di base forte acido-forte, la scelta dell’indicatore non è particolarmente critica a causa della grande variazione del pH che si verifica attorno al punto di equivalenza., Al contrario, l’utilizzo dell’indicatore errato per una titolazione di un acido debole o di una base debole può causare errori relativamente grandi, come illustrato nella figura \(\PageIndex{3}\). Questa figura mostra trame di pH rispetto al volume di base aggiunto per la titolazione di 50,0 ml di una soluzione di 0,100 M di un acido forte (HCl) e un acido debole(acido acetico) con 0,100 M \(NaOH\). Gli intervalli di pH su cui due indicatori comuni (rosso metile, \(pK_{in} = 5.0\) e fenolftaleina, \(pK_{in} = 9.5\)) cambiano colore sono anche mostrati., Le barre orizzontali indicano gli intervalli di pH su cui entrambi gli indicatori cambiano colore attraversano la curva di titolazione HCl, dove è quasi verticale. Quindi entrambi gli indicatori cambiano colore quando è stato aggiunto essenzialmente lo stesso volume di \(NaOH\) (circa 50 mL), che corrisponde al punto di equivalenza. Al contrario, la titolazione dell’acido acetico darà risultati molto diversi a seconda che il rosso metilico o la fenolftaleina siano usati come indicatore., Sebbene l’intervallo di pH su cui la fenolftaleina cambia colore sia leggermente maggiore del pH nel punto di equivalenza della titolazione dell’acido forte, l’errore sarà trascurabile a causa della pendenza di questa porzione della curva di titolazione. Proprio come con la titolazione HCl, l’indicatore fenolftaleina diventa rosa quando circa 50 mL di \ (NaOH\) è stato aggiunto alla soluzione di acido acetico. Al contrario, il rosso metilico inizia a cambiare da rosso a giallo intorno a pH 5, che è vicino al punto medio della titolazione dell’acido acetico, non al punto di equivalenza., Aggiungendo solo circa 25-30 mL di \(NaOH\) farà sì che l’indicatore rosso metilico cambi colore, causando un errore enorme.

Il grafico mostra i risultati ottenuti utilizzando due indicatori (di rosso di metile e di fenolftaleina) per la titolazione di 0.100 M di soluzioni di un acido forte (HCl) e un acido debole (acido acetico) con 0.100 M \(NaOH\)., A causa della pendenza della curva di titolazione di un acido forte attorno al punto di equivalenza, entrambi gli indicatori cambieranno rapidamente colore nel punto di equivalenza per la titolazione dell’acido forte. Al contrario, il pKin per il rosso metilico (5.0) è molto vicino al pKa dell’acido acetico (4.76); il punto medio del cambiamento di colore per il rosso metilico si verifica vicino al punto medio della titolazione, piuttosto che al punto di equivalenza.

In generale, per titolazioni di acidi forti con basi forti (e viceversa), qualsiasi indicatore con un pK tra circa 4.0 e 10.0 farà., Per la titolazione di un acido debole, tuttavia, il pH al punto di equivalenza è maggiore di 7.0, quindi dovrebbe essere usato un indicatore come fenolftaleina o timolo blu, con pKin > 7.0. Al contrario, per la titolazione di una base debole, in cui il pH al punto di equivalenza è inferiore a 7,0, deve essere utilizzato un indicatore come il rosso metile o il blu bromocresolo, con pKin < 7,0.

L’esistenza di molti indicatori diversi con diversi colori e valori pKin fornisce anche un modo conveniente per stimare il pH di una soluzione senza utilizzare un costoso phmetro elettronico e un elettrodo pH fragile. Strisce di carta o di plastica impregnate con combinazioni di indicatori sono utilizzate come” carta pH”, che consente di stimare il pH di una soluzione semplicemente immergendo un pezzo di carta pH in esso e confrontando il colore risultante con gli standard stampati sul contenitore (Figura \(\PageIndex{4}\)).,