Abrir menu principal

Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução, permitindo conhecer se seu pH se encontra acima ou abaixo de uma determinada faixa de valores que varia conforme o indicador escolhido. Estes corantes são dotados de propriedades halocrômicas, que é a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio.

Os indicadores de pH são frequentemente ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, altera-lhes a cor.

Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas do valor do pH. Um medidor de pH, denominado pHmetro, é frequentemente usado em aplicações em que é necessário um maior rigor na determinação do pH da solução.

Os indicadores de pH são frequentemente utilizados em titulações, na Química Analítica. Na Bioquímica podem ser utilizados com o objetivo de determinar a extensão de uma reação química.

Indicadores e seus "pontos de viragem"Editar

Na tabela seguinte estão representados alguns dos indicadores de pH mais comuns num laboratório. Os indicadores normalmente exibem cores intermediárias a valores de pH dentro do intervalo de mudança. Por exemplo, o vermelho de fenol tem uma cor laranja quando o pH estiver entre 6,6 e 8,0. O intervalo de mudança pode variar ligeiramente, dependendo da concentração do indicador e da temperatura a que é usado.

Indicador Cor a pH baixo Intervalo de pH

(aproximado)

Cor a pH alto
Violeta de metilo amarelo 0.0-1.6 azul-púrpura
Violeta cristal amarelo 0.0-1.8 azul-púrpura
Violeta de etila amarelo 0.0-2.4 azul
Verde malaquita amarelo 0.2-1.8 verde-azulado
'2-((p-(dimetilamino)fenil)azo)piridina' (primeira transição) amarelo 0.2-1.8 azul
Vermelho de quinaldina incolor 1.0-2.2 vermelho
Vermelho de parametila incolor 1.0-3.0 vermelho
Azul de Tornassol vermelho 1.0-6.9 azul-arroxeado
Amarelo metanil vermelho 1.2-2.4 amarelo
4-fenilazodifenilamina vermelho 1.2-2.6 amarelo
Azul de Timol (primeira transição) vermelho 1.2-2.8 amarelo
'Púrpura de metacresol' (primeira transição)[1] vermelho 1.2-2.8 amarelo
Tropaeolina 00 vermelho-violeta 1.2-3.2 amarelo-alaranjado
4-o-tolilazo-o-toluidina[1] laranja 1.4-2.8 amarelo
Sal de sódio da eritrosina[1] laranja 2.2-3.6 vermelho
'Benzopurpurina 4B'[1][2] violeta 2.2-4.2 vermelho
N,N'''-dimetil-p-(m-tolilazo)anilina[1][2] vermelho 2.6-4.8 amarelo
'2,4-Dinitrofenol'[1][2] incolor 2.8-4.0 amarelo
Amarelo de Metilo (N,N-Dimetil-p-fenilazoanilina[1][2]) vermelho 2.9-4.0 amarelo
Ácido 4,4'-bis(2-amino-1-naftilazo)2,2'-stilbenedissulfônico[1][2] azul-púrpura 3.0-4.0 vermelho
'Sal de potássio do éster etílico da tetrabromofenolftaleína'[1][2] amarelo 3.0-4.2 azul
Azul de Bromofenol amarelo 3.0-4.6 violeta
Vermelho do Congo azul 3.0-5.2 vermelho
Laranja de Metilo vermelho 3.1-4.4 amarelo
Solução de alaranjado de metila-xileno cianol[1][2] azul-púrpura 3.2-4.2 verde
'Alaranjado de etila'[1][2] vermelho 3.4-4.8 amarelo
'2-((p-(dimetilamino)fenil)azo)piridina' (segunda transição)[1] vermelho 4.4-5.6 amarelo
'Monocloridrato de 4-(p-etoxifenilazo)-m-fenilenodiamina'[1][2] laranja 4,4-5,8 amarelo
Vermelho de Metila vermelho 4,4-6,2 amarelo
'Lacmoide'[1][2] vermelho 4,4-6,2 azul
Púrpura de Bromocresol amarelo 5.2-6.8 violeta
Azul de Bromotimol amarelo 6.0-7.6 azul
Vermelho de Fenol amarelo 6.6-8.0 vermelho
'Púrpura de metacresol' (segunda transição)[1] amarelo 7.4-9.0 azul-púrpura
Azul de Timol (segunda transição) amarelo 8.0-9.6 azul
Fenolftaleína incolor 8.2-10.0 rosa-carmim
Timolftaleína incolor 9.4-10.6 azul
Amarelo de Alizarina R amarelo 10.1-12.0 vermelho
Carmim de Indigo azul 11.4-13.0 amarelo
2,5-Dinitrofenol incolor 2.6 - 4.0 amarelo
Verde de bromocresol amarelo 3.8-5.4 azul
Vermelho de clorofenol amarelo 5.0-6.6 violeta
Vermelho de bromofenol amarelo 5.2-7.0 púrpura
Vermelho neutro vermelho 6.8-8.0 amarelo
Ácido rosólico amarelo 6.8 - 8.2 vermelho-carmim
Vermelho de cresol vermelho 7.2-8.8 amarelo
o-Cresolftaleína incolor 8.2-10.4 vermelho-violeta
Tropaeolina O amarelo 11.1-12.7 castanho-avermelhado

Soluções naturais de indicadoresEditar

Os sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, do quão ácida ou básica é uma substância. Por exemplo, ao cozinhar uma couve vermelha até ficar macia, se adicionado o suco liberado a um ácido, tal como o vinagre, o mesmo tornar-se-á vermelho. Já em uma base, como a amônia, o suco tende a tornar-se azul ou verde. Outros vegetais como a beterraba, podem realizar o mesmo processo.

Algumas soluções de substâncias naturais, especialmente originárias de plantas, comportam-se como soluções de indicadores de pH:

*A solução aquosa de chá preto - A sua solução aquosa é avermelhada/ amarelada, adquirindo cor amarelo-pálida em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas.

*A solução aquosa dos rabanetes - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas.

*A solução aquosa da pera - A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor verde-seco em contacto com soluções básicas.

*A solução aquosa do chá de repolho roxo- A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor amarelo bem clara (verde inicialmente) ou azul anil em contacto com soluções básicas. A substância responsável por este comportamento é a cianidina, pertencente a família de substâncias conhecidas como antocianinas.[3]

Ver tambémEditar

Referências

  1. a b c d e f g h i j k l m n o Acid Base Indicators Arquivado em 16 de julho de 2011, no Wayback Machine. - ifs.massey.ac.nz (em inglês)
  2. a b c d e f g h i j Preparation of Acid-Base Indicators - www.csudh.edu
  3. Toni Jefferson Lopes, Marcelo Fonseca Xavier, Mara Gabriela Novy Quadri, Marintho Bastos Quadri; ANTOCIANINAS: UMA BREVE REVISÃO DAS CARACTERÍSTICAS ESTRUTURAIS E DA ESTABILIDADE; R. Bras. Agrociência, Pelotas, v.13, n.3, p. 291-297, jul-set, 2007
  • VOGEL, A. I. Análise Inorgânica Quantitativa. 4a. ed. Guanabara Dois, RJ. 1981.
  • OHLWEILER, O. A., Química analítica quantitativa, 3a ed., Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., Rio de Janeiro, 1982, vol. 1 e vol. 2.
  • SABNIS, Ram Wasudeo; Handbook of acid-base indicators; CRC Press, 2007.

Ligações externasEditar