La scelta dell’indicatore per eseguire una titolazione è fondamentale in quanto una scelta sbagliata pregiudica l’esito dell’analisi.
Con il termine indicatore si intende un composto in grado di subire modifiche facilmente osservabili – di solito il colore – in funzione dell’ambiente chimico in cui si trova. Gli indicatori usati in acidimetria e alcalimetria sono acidi organici deboli o basi organiche deboli, la cui forma acida possiede un colore diverso da quello della forma basica coniugata.
Il campo di pH in cui l’indicatore cambia colore è detto intervallo di viraggio dell’indicatore. L’intervallo di viraggio di un indicatore viene misurato sperimentalmente tramite soluzioni tampone.
Tabella
La tabella mostra un elenco degli indicatori più frequentemente usati nell’analisi volumetrica
| Indicatore | Colore forma acida | Colore forma basica | Intervallo di viraggio | pKin |
| Blu timolo | Rosso | Giallo | 1.2-2.8 | 1.65 |
| Giallo metile | Rosso | Giallo | 2.9-4.0 | 3.2 |
| Metilarancio | Rosso | Giallo-arancio | 3.1-4.4 | 3.1 |
| Blu bromofenolo | Giallo | Porpora | 3.0-4.6 | 4.1 |
| Verde bromocresolo | Giallo | Blu | 3.8-5.4 | 4.9 |
| Rosso metile | Rosso | Giallo | 4.2-6.2 | 5.0 |
| Rosso clorofenolo | Giallo | Rosso | 4.8-6.4 | 6.25 |
| Blu bromotimolo | Giallo | Blu | 6.0-7.6 | 7.30 |
| Rosso fenolo | Giallo | Rosso | 6.4-8.0 | 8.0 |
| Fenolftaleina | Incolore | Rosa | 8.5-10.5 | 9.5 |
| Blu timolo | Giallo | Blu | 8.0-9.6 | – |
| Giallo alizarina | Giallo | Viola | 10.1-12.0 | – |
Equilibrio della fenolftaleina
Ad esempio studiamo l’indicatore fenolftaleina HC20H13O4 che è un acido debole incolore (Ka = 3.0 ∙ 10-10); la sua base coniugata C20H13O4– ha un’intensa colorazione rosa intenso.
Indicando con HIn la fenolftaleina e con In– la sua base coniugata in soluzione si verifica l’equilibrio:
HIn + H2O ⇌ In– + H3O+
fenolftaleina
In accordo con il Principio di Le Chatelier dovuto al chimico francese Henri Le Chatelier, la reazione di equilibrio si sposta verso sinistra se viene aggiunto H3O+: ci aspettiamo quindi che in una soluzione fortemente acida l’equilibrio sia completamente spostato verso sinistra ovvero verso la forma HIn e la soluzione ci apparirà incolore. Al contrario, in una soluzione fortemente basica, l’equilibrio è totalmente spostato a destra ovvero verso la forma In– e la soluzione apparirà rosa intenso. Ovviamente tra queste due situazioni limite vi sono moltissimi stati intermedi ed in particolare conviene analizzare il caso in cui [HIn] = [In–]. Il pH a cui avviene che la concentrazione dell’acido è uguale a quella della sua base coniugata può essere calcolato tramite l’equazione di Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log [In–]/ [HIn]
tenendo conto che [HIn] = [In–] e quindi log [In–]/ [HIn] = log 1 = 0 l’equazione si riduce a:
pH = pKa = – log 3.0 ∙ 10-10 = 9.5
così ci aspettiamo che la fenolftaleina cambia colore in prossimità di pH = 9.5
La variazione di colorazione dell’indicatore avviene in un range di pH intorno a pKa ± 1 ovvero il colore della fenolftaleina cambia in modo percettibile all’occhio umano in un intervallo di pH tra 8.5 e 10.5.
Esempi
Indicatore per l’acetato di sodio
Scegliere l’indicatore adatto per determinare il pH approssimato di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio.
Innanzi tutto si deve calcolare analiticamente il pH di tale soluzione: la Kb dell’acetato di sodio è pari a Kw/Ka = 1.0 ∙ 10-14/ 1.8 ∙ 10-5 = 5.5 ∙ 10-10
L’equilibrio di idrolisi dell’acetato di sodio è il seguente:
CH3COO– + H2O ⇌ CH3COOH + OH–
Da cui Kb = 5.5 ∙ 10-10 = (x)(x)/ 0.1-x
x = [OH–] = 7.5 · 10-6 M ovvero pOH = 5.1 da cui pH = 14 – 5.1 = 8.9
Analizzando i dati in tabella la fenolftaleina appare l’indicatore più adatto.
Indicatore per l’acido acetico
Scegliere l’indicatore adatto per determinare il pH approssimato di una soluzione 0.1 M di acido acetico
Calcoliamo il pH della soluzione tenendo presente la reazione di equilibrio:
CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO– +H3O+
Ka = 1.8 ∙ 10-5 = (x)(x)/ 0.1-x
Da cui x = [H3O+] = 1.3 ∙ 10-3 M ; pertanto pH = 2.9
Analizzando i dati in tabella il metilarancio appare l’indicatore più adatto.
Indicatore a pH 7
Consideriamo la titolazione titolazione acido forte-base forte, come ad esempio HCl + NaOH. Prevedere quale indicatore possa evidenziare il punto equivalente.
Al punto equivalente le specie presenti in soluzione sono Na+ , Cl– e H2O secondo la reazione:
HCl + NaOH → Na+ + Cl– + H2O
Una soluzione contenente NaCl ha un pH = 7 quindi un indicatore adatto ( range di pH 6.2-7.6) è il rosso fenolo (Intervallo di viraggio = 6.4-8.0)
Indicatore per pH minore di 7
Consideriamo la titolazione titolazione acido forte-base debole, come ad esempio HCl + NH3 che avviene secondo la reazione:
HCl+ NH3 → NH4Cl
Il cloruro di ammonio, sale derivante da un acido forte e da una base debole ha un pH < 7 e un indicatore adatto è il rosso metile.
