Indicador de pH

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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 a solução é ácida, básica ou neutra. 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 onde são necessárias um maior rigor na determinação do pH da solução.

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

Indicadores e seus "pontos de viragem"[editar | editar código-fonte]

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 de mudança de cor

(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 marrom-avermelhado

Soluções naturais de indicadores[editar | editar código-fonte]

Os sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, de quão ácido ou básico 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 também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. a b c d e f g h i j k l m n o Acid Base Indicators - 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 externas[editar | editar código-fonte]

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