Cos’è un indicatore acido-base?

Gli indicatori acido-base sono composti o sostanze chimiche che presentano colori marcatamente diversi a diversi valori di pH . Sebbene servano a mostrare a colpo d’occhio l’intervallo di pH di una soluzione, vengono utilizzati principalmente nel laboratorio di chimica come mezzo per visualizzare il punto di equivalenza durante una titolazione o titolazione acido-base.

Questi composti sono sempre acidi o basi organici deboli che hanno un colore diverso quando vengono protonati (a pH basso) rispetto a quando deprotonati (a pH elevato). Di solito sono specie monoprotiche o monobasiche, il che significa che sono coinvolte solo in un singolo equilibrio ionico e mostrano un singolo cambiamento di colore.

Alcuni esempi tipici di indicatori acido-base sono la fenolftaleina, il rosso metile e il blu timolo. Possono anche essere preparati indicatori acido-base fatti in casa come l’estratto di cavolo rosso (cavolo rosso). Questo può essere fatto semplicemente facendo bollire un cavolo rosso in acqua per pochi minuti. La soluzione risultante presenterà una serie di colori a diversi pH che vanno dal rosso, viola, verde intenso al giallo.

Il concetto di indicatore acido-base è strettamente legato alle titolazioni acido-base e ad altri due concetti correlati, il punto di equivalenza e il punto finale . Capire di cosa tratta ognuno ti permetterà di capire meglio cosa sono gli indicatori acido-base e a cosa servono.

Titolazioni acido base

Le titolazioni acido-base sono tecniche analitiche che i chimici usano per determinare la concentrazione di un acido o di una base (chiamato analita) in un campione sconosciuto . Per fare ciò si preleva un’aliquota del campione da analizzare e si aggiunge goccia a goccia una soluzione di una base o di un acido a concentrazione nota (detta titolante ) fino a neutralizzare completamente l’analita.

Il punto esatto in cui l’analita viene neutralizzato è chiamato punto di equivalenza e il volume del titolante necessario per raggiungere quel punto insieme alla sua concentrazione consentono di determinare la concentrazione dell’analita nel campione.

Il problema con le titolazioni è che il chimico analitico che esegue la titolazione non ha modo di sapere quando è stato raggiunto il punto di equivalenza. Gli indicatori acido-base si aggiungono all’analita poiché subiscono un cambiamento di colore visibile al raggiungimento o al superamento del punto di equivalenza.

Il punto finale contro il punto di equivalenza

Come accennato in precedenza, gli indicatori vengono utilizzati principalmente per visualizzare o “indicare” il punto di equivalenza durante una titolazione acido-base. Tuttavia, a seconda della costante di acidità o basicità dell’analita, tale punto di equivalenza si verificherà a diversi valori di pH, e questo pH raramente coincide esattamente con il pH al quale un indicatore cambia colore. Nonostante ciò, il viraggio di colore dell’indicatore è l’unico riferimento che il farmacista può utilizzare per sapere che è ora di interrompere la titolazione. Per questo motivo, i chimici si riferiscono al punto in cui un indicatore cambia colore come “punto finale”, per distinguerlo dal vero “punto di equivalenza” che stanno cercando.

L’indicatore acido-base ideale è quello che mostra un forte cambiamento di colore esattamente al pH del punto di equivalenza della titolazione. In altre parole, è quello con cui il punto finale coincide esattamente con il punto di equivalenza. Sfortunatamente, l’indicatore acido-base ideale non esiste, ma ci sono diversi indicatori che hanno diversi intervalli di pH in corrispondenza dei quali virano o cambiano colore. Questo di solito è sufficiente per ottenere una buona approssimazione del punto di equivalenza senza fare un errore sperimentale molto grande.

Per questo motivo, ogni volta che si deve effettuare una titolazione acido-base, si deve iniziare scegliendo l’indicatore che cambia colore il più vicino possibile al pH del punto di equivalenza dell’analita in questione.

Funzionamento degli indicatori acido-base

Gli indicatori acido-base sono acidi o basi deboli che sono coinvolti in un equilibrio acido-base tra la loro forma acida protonata e la loro base coniugata o forma deprotonata. Quelli che sono acidi deboli sono neutri a pH acido e negativi a pH alcalino, mentre accade il contrario a quelli che sono basi deboli, cioè sono neutri a pH alcalino e ioni positivi a pH acido.

Per capire perché ciò accade, consideriamo l’equilibrio in cui è coinvolto un indicatore acido-base. La reazione può essere rappresentata come segue:

Qui, k _a rappresenta la costante di dissociazione acida dell’indicatore.

In base ai principi di Le Chatelier, quando la concentrazione di ioni H ⁺ è alta, cioè quando il pH è basso, questo equilibrio si sposta verso sinistra, cioè verso la forma protonata HIn. In questo caso vediamo il colore di HIn perché è la specie presente in proporzione maggiore. Quando accade il contrario (a bassa concentrazione di H ⁺ ), l’equilibrio si sposta verso i prodotti. In questo caso, la specie più abbondante di cui vediamo il colore ad occhio nudo è ora In ^– .

Normalmente siamo in grado di distinguere un colore o l’altro quando la concentrazione di uno è più di 10 volte maggiore di quella dell’altro.

Esempi di indicatori acido base

Nella tabella seguente sono riportati alcuni esempi di indicatori acido-base comunemente utilizzati nel laboratorio di chimica, ordinati in base all’intervallo di pH in cui avviene il loro viraggio di colore.

Questi intervalli di pH possono essere determinati utilizzando la costante di acidità dell’indicatore e calcolando il pH a cui [HIn]/[In ^– ]≥10 (quando ci sono dieci volte più HIn di In ^– ) e quando [HIn]/[In ^– ]≤0.1 (quando ci sono dieci volte più In ^– di HIn).

Come si seleziona il giusto indicatore acido-base?

In generale, se si intende titolare a un acido forte o a una base forte, è possibile utilizzare quasi tutti gli indicatori, poiché in tali titolazioni il pH cambia drasticamente da molto acido a molto basico o da molto basico a molto acido subito prima e dopo la titolazione punto di equivalenza, che si verifica esattamente a pH = 7.

Se invece si titola un acido o una base debole, si dovrebbe iniziare osservando la sua costante di acidità, o più precisamente il pKa dell’analita (pKa è il negativo del logaritmo della costante di equilibrio). Questo valore rappresenta il pH della soluzione a metà strada rispetto al punto di equivalenza e fornisce un indizio sul pH al quale verrà raggiunto il punto di equivalenza. Poiché il campione ha una concentrazione sconosciuta (poiché la titolazione viene eseguita solo per trovare la sua concentrazione), non possiamo calcolare esattamente il pH del punto di equivalenza, ma il pKa ci dà un’idea generale di dove si trova sul pH scala pH.

Pertanto, l’indicatore appropriato sarà quello il cui intervallo di pH di cambiamento di colore è il più centrato possibile su detto pKa.

Esempio di selezione di un indicatore acido base

• Quando si titolano acidi o basi forti il ​​cui punto di equivalenza si trova a pH=7, si usa quasi sempre la fenolftaleina, anche se cambia colore tra 8,3 e 10,0. Si potrebbe anche selezionare il blu di bromotimolo o il rosso cresolo, i cui turni sono molto più vicini a pH=7, ma in generale non è necessario.
• Se si desidera titolare un acido debole con un pKa di 3,9 aggiungendo NaOH (che è una base forte), è possibile selezionare l’arancio metile, poiché cambia colore tra pH=3,1 e pH=4,4, o rosso metile, che diventa un pH leggermente più alcalino. Ricorda che a pH = 3,9 (cioè quando pH=pKa), il punto di equivalenza non è ancora stato raggiunto, quindi devi continuare ad aggiungere più NaOH, quindi il punto di equivalenza sarà a un pH più alto di 3,9.