Indicadores ácido-base

Indicadores ácido-base são ácidos ou bases fracos, de caráter orgânicos, capazes de mudar a cor da solução a depender do pH do meio. Dessa forma, são substâncias capazes de indicar a acidez ou a alcalinidade do meio a partir da cor que apresentam no experimento. Por isso, são ótimos não só para indicar o pH da solução, mas também para auxiliar em análises químicas, como a titulação.

Indicadores ácido-base, por serem ácidos ou bases fracos, apresentam um equilíbrio dinâmico entre sua parte ionizada e não ionizada, as quais são estruturalmente diferentes e, dessa forma, apresentam cores diferentes. As mudanças estruturais geram os chamados grupos cromóforos, capazes de apresentar cor na solução. Cada indicador ácido-base possui um pH específico de alteração de cor, o que deve ser avaliado a cada experimento.

Leia também: Afinal, o que é PH?

Tópicos deste artigo

• 1 - Resumo sobre os indicadores ácido-base
• 2 - O que são indicadores ácido-base?
• 3 - Como funcionam os indicadores ácido-base?
• 4 - Função dos indicadores ácido-base
• 5 - Por que os indicadores ácido-base mudam de cor?
• 6 - Como escolher um indicador ácido-base?
• 7 - Indicador ácido-base de repolho roxo
• 8 - Tabela de indicadores ácido-base
• 9 - Exercícios resolvidos sobre indicadores ácido-base

Resumo sobre os indicadores ácido-base

• Indicadores ácido-base são ácidos ou bases orgânicas fracos que mudam de cor conforme o pH da solução.
• Servem para identificar visualmente se um meio está ácido ou alcalino, podendo ser aplicados até mesmo em experimentos de titulação.
• Funcionam através de um equilíbrio entre sua forma ionizada e sua forma não ionizada, em que cada uma terá uma cor distinta.
• A alteração estrutural entre a forma ionizada e a forma não ionizada produz cromóforos, que são responsáveis por gerar cor visível na mistura.
• Cada indicador deve ser escolhido a partir do seu pH de viragem, que é a faixa de pH em que ele muda sua cor em solução.

O que são indicadores ácido-base?

Indicadores ácido-base são corantes, solúveis em água, cuja cor irá depender do pH do meio. Eles podem ser de origem natural ou de origem sintética e não são só usados para indicar se uma solução é ácida ou alcalina, mas também para detectar o ponto estequiométrico de uma titulação ácido-base. Em síntese, são ácidos ou bases fracos, de caráter orgânicos, capazes de mudar a cor da solução a depender do pH do meio.

Como funcionam os indicadores ácido-base?

Os indicadores ácido-base são ácidos ou bases orgânicos fracos, cuja forma não dissociada apresenta uma coloração diferente do seu par conjugado. Para uma melhor demonstração, vejamos o caso de um indicador ácido-base que é um ácido fraco, o qual representaremos por HIn. Em solução, seu equilíbrio é dado por:

HIn + H₂O ⇌ In⁻ + H₃O⁺

Quando o meio é ácido, ou seja, com excesso de íons H₃O⁺, o equilíbrio desloca-se para a esquerda, fazendo predominar a espécie HIn, a qual possui uma cor específica. Já quando o meio é alcalino, há deficiência de H₃O⁺, e, portanto, o equilíbrio desloca-se para a direita, fazendo predominar a espécie In⁻ (base conjugada do HIn), a qual garantirá uma cor diferente à solução.

De modo análogo, se o indicador ácido-base for uma base fraca, a qual representaremos por In, teremos o seguinte equilíbrio:

In + H₂O ⇌ InH⁺ + OH⁻

Quando o meio é básico, com excesso de íons OH⁻, a espécie In é predominante, já que o equilíbrio é deslocado para a esquerda. A forma In apresenta uma cor específica em solução. Quando o meio se torna ácido, há consumo de OH⁻, fazendo com que este íon se torne deficitário e com que o equilíbrio se desloque para a direita, fazendo prevalecer a forma InH⁺, ácido conjugado de In. A forma InH⁺ apresentará uma cor diferente em solução que a base fraca In.

Função dos indicadores ácido-base

Os indicadores ácido-base são substâncias que buscam indicar se o meio de análise é ácido ou básico. Alguns autores também gostam de utilizar o termo “indicador de pH”, embora a avaliação por meio dessas substâncias seja meramente qualitativa e binária (se o meio é ácido ou se o meio é básico).

Porém, em análises conhecidas como titulação, os indicadores são amplamente utilizados para indicar o ponto de equivalência (ou ponto estequiométrico) da reação ácido-base, ou seja, o momento em que a quantidade de íons OH⁻ (ou H₃O⁺) adicionada como titulante é igual à quantidade de H₃O⁺ (ou OH⁻) inicialmente presente no analito/titulado. Durante a análise, isso é percebido como uma alteração brusca do pH. Dessa forma, espera-se que a alteração instantânea de cor do indicador ácido-base coincida com essa alteração brusca do pH.

Por que os indicadores ácido-base mudam de cor?

É perceptível que, na formação dos pares conjugados, pode haver a entrada ou a saída de um próton (H⁺). Ocorre que esse próton muda a estrutura da molécula, fazendo com que a absorção de luz seja diferente entre as formas.

Uma discussão mais aprofundada e específica sobre as alterações de cores nos indicadores, entretanto, está na teoria dos cromóforos, que são partes da molécula responsáveis pela cor que esta apresenta. Um cromóforo acaba absorvendo luz em um comprimento de onda específico, refletindo, portanto, uma cor específica.

Isso é perceptível, por exemplo, na fenolftaleína, um dos indicadores ácido-base mais utilizados. A fenolftaleína é um ácido orgânico fraco e, quando não ionizada, ou seja, na forma HIn, apresenta o grupo lactona, que é incolor. Em meio básico, ao formar sua forma aniônica (base conjugada), a perda do próton leva a mudanças estruturais que propiciam a formação do grupo cromóforo quinona, o qual faz com que a fenolftaleína apresente uma coloração rosa.

Como escolher um indicador ácido-base?

O indicador ácido-base será escolhido de acordo com o seu chamado ponto (ou faixa) de viragem. Se o indicador ácido-base deve demonstrar o ponto de equivalência estequiométrica em uma titulação, é ideal que a sua alteração de cor ocorra no mesmo pH em que se observa o ponto de equivalência. Afinal, de nada adianta, por exemplo, uma reação química apresentar um ponto de equivalência em pH por volta de 4 e ponto de viragem do indicador ácido-base ser em um pH próximo a 8, pois isso leva a um erro.

Os indicadores ácido-base, entretanto, necessitam apresentar uma alteração de cor para determinação do ponto de equivalência da reação. Só que devemos entender que o olho humano possui limitações na detecção dessas alterações de cor. Por isso, entende-se que que um indicador apresentará sua cor verdadeira em meio ácido se a concentração da forma não ionizada (HIn) for, pelo menos, 10 vezes maior que a concentração da sua forma ionizada (In⁻), ou seja:

\(\frac{[H In]}{[In^-]}≥\frac{10}{1}\)

Da mesma forma, entende-se que um indicador apresentará sua cor verdadeira em meio básico se a concentração da forma ionizada for, pelo menos, 10 vezes maior que a concentração da sua forma não ionizada, ou seja:

\(\frac{[H In]}{[In^-]}≤\frac{1}{10}\)

Como, nesse exemplo, estamos usando um indicador ácido-base que é um ácido fraco (HIn), podemos escrever sua constante de ionização (K_a) da seguinte forma:

HIn + H₂O ⇌ In⁻ + H₃O⁺

\(K_a=\frac{[H_3O^+][In^-]}{[H In]}\)

Para melhor compreensão, vamos isolar a concentração do íon hidrônio, H₃O⁺, o qual se altera durante uma titulação ou conforme se mudam os níveis de acidez ou de basicidade:

\([H_3O^+]=Ka\frac{[H In]}{[In^-]}\)

Assim, é possível dizer que o indicador apresentará sua cor verdadeira em meio ácido se a concentração do íon hidrônio for:

\([H_3O^+]=10×K_a\)

Da mesma forma, o indicador apresentará sua cor verdadeira em meio básico se a concentração do íon hidrônio no meio for:

\([H_3O^+]=\frac{K_a}{10}\)

Com isso, expressando-se os valores em termos de pH (–log[H₃O⁺]), podemos observar que, em meio ácido, o indicador ácido-base apresentará sua cor verdadeira se:

\(-log([H_3O^+])=-log(10×K_a)\)

\(pH = pK_a-1\)

Por sua vez, em meio básico, o indicador ácido-base apresentará sua cor verdadeira se:

\(-log([H_3O^+])=-log(\frac{K_a}{10})\)

\(pH = pK_a+1\)

Isso quer dizer que o ponto de viragem de um indicador ácido-base será igual a pH = pK_a ± 1. Em termos mais simples, suponha que um determinador indicado ácido-base possua um pK_a igual a 5. Dessa forma, podemos perceber que sua mudança de cor na solução ocorrerá quando o pH muda de 4 para 6.

Portanto, a escolha do indicador ácido-base será determinada a partir do seu ponto de viragem. Vale lembrar, entretanto, que algumas circunstâncias podem influenciar nesse intervalo de viragem, como temperatura, força iônica do meio, além da presença de solventes orgânicos e de partículas coloidais. Por isso, algumas vezes, é possível reduzir esse intervalo de troca, para valores menores, como ± 0,5 unidades de pH ou, até mesmo, ± 0,1 unidades de pH.

Indicador ácido-base de repolho roxo

O repolho roxo (Brassica Oleracea), sendo um vegetal, apresenta pigmentos violeta e azul (antocianinas) que ficam localizados em estruturas conhecidas como plastos e vacúolos. Tais pigmentos possuem coloração diferente a depender do pH do meio, e, por conta disso, o extrato de repolho roxo pode vir a ser utilizado como um indicador ácido-base natural.

Algo que conta a favor para esse indicador é que a obtenção do extrato é muito fácil, e, além disso, seu descarte não gera impactos ambientais, uma vez que é facilmente decomposto na natureza.

O extrato de repolho roxo apresenta colorações extremas, as quais variam desde o vermelho (em valores de pH até 1), passando por violeta (pH próximo de 2), por azul (pH de 3 a 8), verde (pH de 9 a 12) e até por amarelo alaranjado (pH acima de 13). Sua limitação surge para algumas faixas de pH, como de 3 a 6, em que as alterações de cor não são significativas, o que pode ocasionar em erros.

Tabela de indicadores ácido-base

FONTE: ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Tradução: Felix Nonnenmacher. Revisão técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

Acesse também: Quais são as funções orgânicas?

Exercícios resolvidos sobre indicadores ácido-base

Questão 1

(Acafe) O pH ou “acidez” é um importante indicativo para qualquer solução química, especialmente os presentes em nosso corpo. O suco gástrico, por exemplo, tem pH em torno de 2,0 por causa da presença do ácido clorídrico. O sangue de uma pessoa saudável tem pH de aproximadamente 7,4 e deve-se manter assim para que não ocorram problemas graves de saúde. A urina, por sua vez, tem pH aproximado igual a 6,0. Para determinação de valores de pH são utilizados os indicadores de pH, também chamados de indicadores “ácido-base”. Estes indicadores são substâncias de uso cotidiano em laboratórios de química, com um ponto de viragem em determinado pH característico. Um indicador comum é a fenolftaleína, cujo ponto de viragem é o pH de aproximadamente 8,2.

Abaixo estão listados cinco indicadores hipotéticos com seus respectivos pontos de viragem. Considere que cada um deles assume cores uniformes, indicadas na tabela abaixo, a partir do pH determinado pelo ponto de viragem.

Considere os três recipientes opacos representados abaixo. Um deles contém suco gástrico, outro contém sangue e outro contém urina.

Utilizando apenas os resultados de testes dos indicadores de pH A, B, C, D e E, um estudante de química precisa determinar qual dos frascos contém suco gástrico, qual contém sangue e qual contém urina.

Relativo aos experimentos que este estudante precisa fazer e aos resultados que podem ser obtidos, assinale a alternativa CORRETA.

A) Os indicadores D e E não são úteis para a solução do problema proposto pelo experimento.

B) Se, ao reagirem com o conteúdo do frasco 1, os indicadores A e C ficam verdes, isso significa que o frasco 1 certamente contém urina.

C) O indicador B ficará amarelo ao reagir com o conteúdo de apenas um dos frascos - o que contiver sangue.

D) Se, ao reagirem com o conteúdo do frasco 3, os indicadores B e E ficarem amarelos, isso significa que o frasco 3 contém suco gástrico.

Resolução:

Alternativa A.

Para se determinar o suco gástrico, que tem pH = 2, apenas os indicadores A e B são eficientes, pois terão uma cor diferente no suco gástrico, enquanto apresentarão outra cor para urina e para sangue.

O indicador A possui um pH de viragem de 3,5, sendo, portanto, verde para o suco gástrico e azul para os demais.

Já o indicador B possui um pH de viragem de 5,0, sendo, portanto, azul para o suco gástrico e amarelo para os demais.

Nos demais indicadores, o pH de viragem é suficientemente alto para que urina e suco gástrico apresentem a mesma cor.

Questão 2

(UFVJM ) O extrato aquoso das folhas de repolho roxo apresenta coloração roxa, em pH neutro. Entretanto, os pigmentos presentes no vegetal são capazes de alterar sua estrutura, e consequentemente, a coloração de acordo com o meio ácido ou básico, atuando como indicadores. Na presença de substâncias ácidas, o extrato desenvolve coloração vermelha, já na presença de compostos com propriedades básicas, esse apresenta coloração verde.

1 - NaHCO₃

2 - Al(OH)Cl₂

3 - H₂CO₃

4 - NH₄OH

Fonte: https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm (Adaptado)

Qual substância adicionada ao extrato altera sua cor para o vermelho?

A) 1

B) 2

C) 3

D) 4

Resolução:

Alternativa C.

Para que o extrato tenha coloração vermelha, devemos optar por uma substância de caráter ácido. Das substâncias presentes, apenas H₂CO₃ tem caráter ácido.

Fontes

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Príncípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

BÁNYAI, E. Acid-base indicators. Indicators: International Series of Monographs in Analytical Chemistry. Cap. 3. p. 65-176. Elsevier: Cambridge, 2013.

BARBOSA, J. Indicators: Acid-Base. Encyclopedia of Analytical Science. p. 360-371. 2ª. Ed. Elsevier: Cambridge, 2005.

HAYNES, W. M. (ed.) CRC Handbook of Chemistry and Physics. 95^a ed. CRC Press: 2014.

SANTOS, J. F. dos; OLIVEIRA, L. M. A Saga do Repolho Roxo no Ensino De Química. Química Nova na Escola, São Paulo, [2021?]. Prelo. Disponível em: https://qnesc.sbq.org.br/online/prelo/EA-01-21.pdf. Acesso em: 21 fev. 2026.

SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, F. James; CROUCH, Stanley R. Fundamentals of Analytical Chemistry. 9. ed. Belmont: Brooks/Cole, Cengage Learning, 2014.

SOUZA, V. S.; FIGUEIREDO, M. C.; SILVA, A. R. Indicadores ácido-base: uma abordagem contextualizada no ensino de química. In: CONGRESSO BRASILEIRO DE QUÍMICA, 52., 2012, Recife. Anais [...]. Recife: ABQ, 2012. Disponível em: https://www.abq.org.br/cbq/2012/trabalhos/7/1276-14534.html. Acesso em: 21 fev. 2026.