Scelta dell’indicatore per una titolazione

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. 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

 

Quando si effettua una titolazione è necessario scegliere opportunamente l’indicatore. 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+

In accordo con il Principio di 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 sinistra 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

fenolftaleina

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

1) 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:

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Author: Chimicamo

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