ENEM 2016 - Indicadores ácido-base Os indicadores ácido-base são substâncias que, por suas propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de um ácido ou de uma base. Publicado por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça em Equilíbrio Químico

Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio.

O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H⁺] ( ou H₃O⁺) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução.

Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.

A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.

Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração de íons OH^-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais.

Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.

O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo:

Indicador ácido + H₂O ↔ H₃O⁺ + Base conjugada
(cor A)                                               (cor B)

Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH^- da solução básica irão reagir com os íons H₃O⁺ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H₃O⁺, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.

Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.

Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um:

• Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:

• Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença deácidos.

• Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores.

Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador.

Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração conhecida. O textoTitulometria traz mais detalhes, mas basicamente o indicador mostra o momento de parar a reação, que é no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor. 

No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador. Por exemplo, a faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de viragem ocorre em pH ácido.

Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores de pH nos pontos de viragem:

http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm