Scelta dell’indicatore per una titolazione

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

Equilibrio della fenolftaleina

Ad esempio studiamo l’indicatore fenolftaleina HC₂₀H₁₃O₄  che è un acido debole incolore  (K_a = 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 = pK_a + log [In^–]/ [HIn]

tenendo conto che [HIn] = [In^–] e quindi log [In^–]/ [HIn] = log 1 = 0 l’equazione si riduce a:

pH = pK_a = – 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 pK_a ± 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 K_b dell’acetato di sodio è pari a K_w/K_a = 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 K_b = 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⁺

K_a = 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.