incas, maias e astecas

Inúmeros processos químicos dependem diretamente do controle da concentração de íons
H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros conhecidos por peagâmetros, ou mesmo por papeis indicadores.
Nos processos onde a medida não seja adequada (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) substâncias químicas que forneçam indicação visual são de extrema utilidade, substâncias estas chamadas indicadores.
A primeira teoria sobre os indicadores, teoria iônica dos indicadores é creditada a W.
Ostwald (1894), baseada na teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores.
Segundo esta, o indicador é um par conjugado de ácido e base de Brönsted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base, outra. As cores devem ser suficientemente intensas para ser visualizada em soluções diluídas. A maioria dos indicadores são moléculas orgânicas com estruturas relativamente complexas, por exemplo, o indicador
3,3-bis(4-hidroxifenil)-1-(3H)-isobenzofuranona, cuja fórmula molecular é HC20H13O4, é muito bem conhecido por fenolftaleína.
As mudanças de cor ocorrem em intervalos de pH, Observe que alguns indicadores apresentam mudanças de cor em dois intervalos, veja a figura 1.
Figura 1: Indicadores ácido-base comuns.
Centro Universitário Padre Anchieta
Curso de Tecnologia em Processos Químicos
Prof. Nilva e Prof. Vanderlei*
* email: [e-mail] ou http://docentes.anchieta.br/~vanderleip
Cálculo do pH do indicador.
Pela teoria de Ostwald o mecanismo de mudança de coloração dos indicadores é semelhante. O indicador na forma ácida não dissociada será representado por HIn e para a forma básica conjugada In-, isso para qualquer indicador, esquema 1.
HIn (aq) + H2O In (aq) + H3O+
(aq) -
Forma àcida Forma básica
Esquema 1: Equilíbrio das espécies ácida e básica dos indicadores
A concentração de um indicador em solução é geralmente tão baixa que sua influência sobre o pH da mesma é desprezível. O equilíbrio acima pode ser