Equilíbrio ácido-base: indicadores

INTRODUÇÃO
O químico sueco Svante Arrhenius em torno de 1884 deu a primeira definição de ácidos e bases: Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons hidrogênios (H3O+), enquanto que substâncias básicas são as que em solução aquosa dissociam-se em íons hidroxilas (OH-). Entretanto os químicos descobriram posteriormente, que as reações ácido-base ocorrem também em outros solventes, e até mesmo na ausência de solventes. De acordo com Bronsted-Lowry, o ácido é uma espécie química que cede íons hidrogênios (prótons), enquanto que a base é uma espécie que é capaz de receber tais prótons. A definição de Bronsted é mais geral e se aplica a espécies que o solvente não seja a água e mesmo à fase gás.
Os conceitos de ácido e base são mais amplos do que a transferência de prótons, Lewis então formulou as seguintes definições: Um ácido é receptor de par de elétrons, enquanto que a base é doador de par de elétrons. Portanto quando ocorre a reação entre um ácido e uma base de Lewis há formação de ligação covalente coordenada, onde o par de elétrons fornecidos pela base ao ácido está sendo compartilhado por ambas as espécies químicas que lhe deu origem. Considerando a seguinte reação geral:
A + :B → A:B
Onde: A = Ácido de Lewis :B = Base de Lewis A:B = Complexo ácido-base
Uma importante observação a ser fazer sobre a definição de Bronsted é que uma mesma espécie pode atuar como um ácido e uma base, como no caso da água que é anfiprótica, ocorrem transferência de prótons entre as moléculas de água até mesmo em água pura de acordo com a seguinte reação:
2 H2O(l)↔ H3O+(aq)+ OH-(aq)
A constante de autoprotólise da água é definida através: Kw=H3O+×[OH-]
Em água pura a 25°C as concentrações molares de H3O+ e OH- são iguais e tem valor experimental igual a 1,0 × 10-7. Logo: Kw = 1,0 × 10-14. Portanto os íons hidrônio estão presentes em água, e que em soluções de ácido ou base em água, a concentração de íon H3O+ depende da