Indicadores

Inúmeros processos químicos, dependem diretamente do controle da concentração de íons H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros.
Para processos onde esta 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, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons. Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons

No equilíbrio HIn H+ + In- (Indicador ácido) InOH OH- + In- (Indicador básico) cor da forma cor da forma não ionizada ionizada

Constante de ionização do indicador: Kin para o indicador ácido

Kin= aH+ x aIn- aHIn a=conc x y onde a=atividade e y= coeficiente de atividade

Kin = [H+].[In-] . yH+.yIn- [HIn] yHIn para o indicador básico

Kin = [OH-].[In+] . yOH- . yIn+ [InOH] . yInOH O comportamento destas moléculas pode ser resumido como:
Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido