Indicatore (chimica)

Con il termine indicatore si intende, in chimica, un composto (o un sistema di più composti) in grado di subire modifiche facilmente osservabili – di solito il colore – in funzione dell'ambiente chimico in cui si trova (acido o basico, ossidante o riducente, ricco o povero di un dato ione, ecc.).

Gli indicatori vengono generalmente impiegati in soluzione nella conduzione di titolazioni o supportati su strisce di carta per rapide valutazioni (le cosiddette "cartine indicatrici").

Il fenomeno di variazione del colore di un indicatore viene detto "viraggio". L'intervallo di pH, di potenziale elettrico, o di concentrazione ionica in cui l'indicatore agisce è detto "campo di viraggio dell'indicatore". L'occhio umano recepisce una delle due forme colorate dell'indicatore quando questa è presente in rapporto almeno 10:1 sull'altra.

Esempi comuni di indicatore di pH sono le cartine al tornasole e gli indicatori universali (miscele di più indicatori, in striscia oppure liquide, in grado di coprire l'intera gamma dei possibili valori di pH delle soluzioni acquose). Anche estratti di vari vegetali e fiori contengono sostanze che possono fungere da indicatori.

Tra gli indicatori di ossido-riduzione (o "redox") il più comune è la salda d'amido iodata, che vira da incolore a blu scuro.

Tra gli indicatori ione-specifici più diffusi è da menzionare il nero eriocromo T, comunemente usato nella misura della durezza dell'acqua per via del suo viraggio da blu scuro a rosa intenso in presenza di ioni di calcio, di magnesio e di zinco.

Classificazione

Indicatori acido-base (o indicatori di pH)

Gli "indicatori di pH" sono composti chimici alocromici, ovvero che esibiscono un cambiamento visivo – generalmente di colore – nell'intorno del punto di equivalenza fra il passaggio da una forma acida a una forma basica, tale passaggio avviene per ciascun indicatore a un proprio valore di pH. Sono indicatori che vengono generalmente impiegati in soluzione nella conduzione di titolazioni o supportati su strisce di carta.

Al di fuori del suo campo di viraggio un indicatore è di scarsa utilità per la misura del pH, poiché si deduce solo che la soluzione ha un valore di pH maggiore o minore del pH di viraggio di quel certo indicatore senza avere una misura quantitativa. Nel caso delle misure di pH si utilizzano combinazioni di diversi indicatori, caratterizzati da diversi campi di viraggio a formarne uno combinato molto esteso: questi indicatori prendono il nome di "indicatori universali".

Comuni indicatori di pH in soluzione acquosa
nome convenzionale	colore della forma acida	colore della forma basica	intervallo di viraggio
violetto di metile	lilla	viola	0,1 - 1,5
viola basico 3	giallo	verde	0,0 - 0,8
	verde	blu	0,8 - 1,8
	blu	blu-viola	1,8 - 2,6
blu di timolo	giallo	blu	1,2 - 2,8
giallo di metile	rosso	giallo	2,9 - 4,0
metilarancio	rosso	giallo	3,1 - 4,4
blu di bromofenolo	giallo	blu	3,0 - 4,6
verde di bromocresolo	giallo	blu	3,8 - 5,4
rosso metile	rosso	giallo	4,2 - 6,2
blu di bromotimolo	giallo	blu	6,0 - 7,6
rosso fenolo	giallo	rosso	6,4 - 8,0
rosso cresolo	giallo	rosso	7,2 - 8,8
1-naftolftaleina	rosa	verde	7,3 - 8,7
fenolftaleina	incolore	rosso cremisi	8,0 - 9,9
timolftaleina	incolore	blu	9,3 - 10,5
violetto di bromocresolo	giallo	violetto	5,2 - 6,8
trinitrotoluene	incolore	arancio	11,5 - 13,0

Esempi comuni di indicatori di pH sono le cartine al tornasole e gli indicatori universali (miscele di più indicatori, in striscia oppure liquide, in grado di coprire l'intera gamma dei possibili valori di pH delle soluzioni acquose).

Un indicatore chimico acido-base molto semplice, da preparare anche a casa o a scuola per uso didattico, è rappresentato da acqua di rubinetto nella quale è stato messo a macerare per una decina di minuti, a freddo, un po' di cavolo rosso tagliato fine. La soluzione ottenuta in tal modo, dal bel colore violetto, vira il colore dal rosso scuro al blu se viene messa in contatto prima con sostanze acide, come succo di limone o aceto, e poi con sostanze basiche, come comune sapone da bucato.

Indicatori di ossido-riduzione

Un indicatore redox o indicatore chimico di ossido-riduzione, è una sostanza che è in grado di cambiare colore sotto l'azione di uno specifico potenziale elettrochimico.

Il requisito più importante per un indicatore è la cinetica di reazione che deve portare a un rapido cambiamento di colore. Differentemente da quanto si creda invece un indicatore redox può essere reversibile, pseudoreversibile oppure irreversibile.

Si dice

reversibile quando è possibile riottenere il colore iniziale facendo seguire la riduzione all'ossidazione (o viceversa) dell'indicatore. Un indicatore reversibile deve presentare entrambe le forme stabili. In alcuni casi la reversibilità può dipendere dai reagenti impiegati. Un esempio di indicatore reversibile è la ferroina.
pseudoreversibile quando dal ciclo di ossidazione-riduzione dell'indicatore, si ottiene un composto differente chimicamente, ma che presenta una colorazione uguale o simile all'indicatore iniziale. Un esempio è l'acido N-fenilantranilico.
irreversibile è un indicatore redox che dal ciclo di ossido-riduzione non fornisce lo stesso colore dell'indicatore iniziale. Un esempio ne è il nero naftile.

Composti chimici come alcuni ioni di sali inorganici colorati come ad esempio permanganato di potassio o dicromato di potassio, non sono tecnicamente classificati come indicatori redox poiché la loro ossido-riduzione cambia radicalmente la struttura molecolare.

Altra importante classificazione è quella che vede alcuni indicatori redox cambiare il loro potenziale di transizione (il potenziale a cui cambiano colore) in funzione del pH. Si dividono pertanto in pH dipendenti e pH indipendenti. Generalmente i pH dipendenti reagiscono al potenziale di transizione coinvolgendo nel meccanismo di reazione uno o più protoni (esattamente come avviene per gli indicatori di pH).

Indicatori redox pH indipendenti

Indicatore	{E⁰, V	Colore della forma ossidata	Colore della forma ridotta
2,2'-bipiridina (complesso con Ru)	+1,33 V	incolore	giallo
nitrofenantrolina (complesso con Fe)	+1,25 V	ciano	rosso
acido N-fenilantranilico	+1,08 V	violetto-rosso	incolore
1,10-fenantrolina (complesso con Fe)	+1,06 V	ciano	rosso
N-etossicrisoidina	+1,00 V	rosso	giallo
2,2`-bipiridina (complesso con Fe)	+0,97 V	ciano	rosso
5,6-dimetilfenantrolina (complesso con Fe)	+0,97 V	giallo-verde	rosso
o-dianisidina	+0,85 V	rosso	incolore
difenilamminsolfonato di sodio	+0,84 V	rosso-violetto	incolore
difenilbenzidina	+0,76 V	violetto	incolore
difenilammina	+0,76 V	violetto	incolore
viologeno	−0,43 V	incolore	blu

Indicatori redox pH dipendenti

Indicatore	E⁰, V a pH = 0	E⁰, V a pH = 7	Colore della forma ossidata	Colore della forma ridotta
2,6-dibromofenolo-indofenolo	+0,64 V	+0,22 V	blu	incolore
o-cresolo-indofenolo	+0,62 V	+0,19 V	blu	incolore
tionina (o "violetto di Lauth")	+0,56 V	+0,06 V	violetto	incolore
blu di metilene	+0,53 V	+0,01 V	blu	incolore
acido indigotetrasolfonico	+0,37 V	−0,05 V	blu	incolore
acido indigotrisolfonico	+0,33 V	−0,08 V	blu	incolore
indaco carminio (acido indigosolfonico)	+0,29 V	−0,13 V	blu	giallo
acido indigomonosolfonico	+0,26 V	−0,16 V	blu	incolore
fenosafranina	+0,28 V	−0,25 V	rosso	incolore
safranina T	+0,24 V	−0,29 V	rosso-violetto	incolore
Rosso Basico 5	+0,24 V	−0,33 V	rosso	incolore

Indicatori complessometrici

Gli indicatori complessometrici sono composti metallocromici, ovvero molecole chelanti nei confronti di specifici ioni metallici. Gli indicatori complessometrici principalmente utilizzati nell'analisi con EDTA sono:

Indicatore	pK_a	Ioni titolabili	Viraggio
calcone	In³⁻ (13); HIn²⁻ (10); H₂In⁻ (7)	Mg²⁺, Ca²⁺, Pb²⁺	rosa/blu chiaro
NET	HIn²⁻ (11,6); H₂In⁻ (6,3)	Mg²⁺, Mn²⁺, Pb²⁺, Zn²⁺	rosso/blu viola/blu
muresside	H₃In²⁻ (10,9); H₄In⁻ (9)	Ca²⁺, Cd²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺	arancio/violetto giallo-arancio/violetto
acido solfosalicilico	HIn^- (11,7); H₂In (2,7)	Fe³⁺	rosso/giallo
acido calconcabossilico		Ca²⁺	rosso/blu

Indicatori di precipitazione

Gli indicatori maggiormente usati nelle titolazioni di precipitazione argentometriche (argentometria) sono strettamente legati alla tecnica di analisi effettuata:

Il metodo di Mohr: utilizza come indicatore il cromato di potassio K₂CrO₄, questo dopo la precipitazione dell'alogenuro in esame forma un precipitato rosso mattone con l'argento di Ag₂CrO₄ che identifica il punto di equivalenza.
Il metodo di Volhard: in questa tecnica l'indicatore è il complesso rosso di [FeSCN]²⁺ che si forma dopo la retrotitolazione dell'argento in eccesso con SCN⁻ in presenza di Fe³⁺.
Il metodo di Fajans: utilizza un indicatore di adsorbimento, la fluoresceina o diclorofluoresceina, il cui colore cambia quando viene adsorbita sui cristalli di cloruro d'argento che vengono a formarsi durante la titolazione.

Bibliografia

(EN) Compedium of Analytical Nomenclature, 3ª ed., IUPAC, 1997.
(EN) Redox indicators. Characteristics and applications, in Pure & Appl. Chem., vol. 50, pp. 463-498.

Voci correlate

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Collegamenti esterni

(EN) chemical indicator, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

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