Ácidos e bases

Por Victor Costa

Índice

1. Teorias ácido-base

Teoria de Arrhenius Definição Força de ácidos e bases Limitações

Teoria de Bronsted-Lowry Definição Ácidos e bases conjugados Força de ácidos e bases Vantagens Desvantagens Exemplos interessantes

Teoria de Lewis Definição Vantagens

2. Acidez e basicidade de óxidos

Óxidos ácidos

Óxidos básicos

Óxidos anfóteros 3. Substâncias anfipróticas

Definição

O principal exemplo: a água 4. Potencial de hidrogênio (pH)

Definição

Variação do pH

pOH 5. Força de ácidos e bases

Análise quantitativa

Análise estrutural 6. Cálculos de pH

pH de ácidos/bases fracos

Hidrólise

pH de soluções muito diluídas de ácidos e bases fortes

pH de soluções muito diluídas de ácidos e bases fracos 7. Tampões

Definição

Funcionamento

Cálculo do pH de um tampão

Variação de pH em um tampão

Capacidade tamponante

8. Titulação

Definição

Funcionamento

Titulação ácido forte-base forte

Titulação ácido fraco-base forte 9. Indicadores

O que são

Ponto final

Escolha do indicador

Indicador universal

Teorias ácido-base

Teoria de Arrhenius

Definição Para Arrhenius, ácido é um substância que forma H+ (pode-se utilizar, também, o H3O

+, que é o mesmo que o H+, mas considerando a ligação dele com a água) em água, enquanto base é uma substância que forma OH- em água.

Força de ácidos e bases Nessa teoria, um ácido forte é aquele que forma basta H+ e uma base forte, a que forma bastante OH-.

Limitações Apesar de não estar errada, teoria de Arrhenius é bastante limitada e incompleta, pois só pode ser aplicada para substâncias em soluções aquosas e que possuam H ou OH em sua composição.

Teoria de Bronsted-Lowry

Definição Para Bronsted e Lowry, ácido é uma espécie que doa próton e base a espécie que recebe próton. Sobre essa teoria, é importante compreendermos duas coisas: o próton considerado é uma espécie H+ (que recebe esse nome pois, quando perde um elétron, resta apenas o próton do núcleo) e ela baseia-se na transferência de prótons, ou seja, uma substância só será um ácido se entrar em contato com uma base que possa receber o próton.

Ácidos e bases conjugados Quando um ácido perde um próton, forma uma substância desprotonada. Essa espécie desprotonada pode, por sua vez, receber um próton e reformar o ácido, sendo, portanto, uma base. Essa base é denominada base conjugada.

O mesmo ocorre com as bases, que quando protonadas formam um ácido conjugado.

Força de ácidos e bases Nessa teoria, um ácido forte é aquele que desprotona quase completamente, enquanto um ácido fraco apresenta apenas uma parcela de suas moléculas desprotonadas, em equilíbrio com a espécie protonada.

O mesmo raciocínio pode ser aplicado para as bases: base forte é aquela que protona quase completamente, enquanto uma base fraca apresenta apenas uma parcela de suas moléculas protonadas, em equilíbrio com a espécie desprotonada.

É interessante ter em mente que a força de ácidos e bases depende do meio em que elas estão: um ácido forte em água pode ser fraco em benzeno, por exemplo.

Outra definição interessante sobre a taxa de protonação/desprotonação é a porcentagem de protonação e a porcentagem de desprotonação:

Vantagens Pode ser aplicada em reações que ocorrem em solventes diferentes da água e até mesmo em reações que ocorrem em fase gasosa (contudo, como a maioria das reações ocorrem em soluções aquosas, vamos considerar os exemplos nesse resumo em soluções aquosas, a menos que seja explicitado o contrário). Além disso, permite a classificação de íons como ácidos ou básicos, como no exemplo acima, no qual o Cl- é uma base e o NH4

+, um ácido.

Desvantagens Restringe-se a reações baseadas na troca de hidrogênios, excluindo muitas reações.

Exemplos interessantes Os ácidos são de fácil compreensão nessa teoria, de modo que o que pode causar problemas são as bases. As espécies do tipo XOH são classificadas como bases, nessa teoria, pois quando dissolvidas em água, formam espécies OH-, que reagem com a água, retirando um próton dela. Assim, o XOH recebeu um próton e a água que reagira formou uma espécie OH-, mantendo a validade da hipótese de Arrhenius.

Teoria de Lewis

Definição Para Lewis, ácido é toda substância que recebe par de elétrons, enquanto base é toda substância que perde par de elétrons.

Vantagens Pode ser aplicado a reações que não envolvam apenas transferências de próton.

Apesar da teoria de Lewis ser mais completa, a teoria de Bronsted-Lowry é suficiente para o que veremos. Portanto, nesse resumo será utilizada a teoria de Bronsted-Lowry.

Acidez e basicidade de óxidos

Óxidos ácidos São aqueles que formam ácidos quando postos em água. Normalmente, são os óxidos formados por O com um ametal. A reação de formação dos ácidos a partir dos óxidos é relativamente complexa, envolvendo ácidos e bases de Lewis e de Bronsted-Lowry.

Algo interessante de se saber é que óxidos ácidos, quando reagem com bases, formam sal e água.

Óxido básico São aqueles que formam bases quando postos em água. Normalmente, são óxidos formados por O com um metal. A reação de formação das bases a partir dos óxidos envolve o ânion óxido, O2-. Quando posto em água, o óxido libera o ânion óxido, que receberá um próton da água, formando duas moléculas de OH-.

É interessante saber que os óxidos básicos reagem com ácidos para formar sal e água.

Óxidos anfóteros São aqueles que reagem tanto com ácidos (sendo, portanto, um óxido básico) quanto com bases (sendo, nesses casos, um óxido ácido). São os óxidos dos elementos da diagonal que separa os metais dos ametais na tabela periódica (berílio, alumínio, alguns semi-metais).

Substâncias anfipróticas

Definição São substâncias capazes tanto de receber prótons (sendo, portanto, bases de Bronsted) quanto de perder prótons (sendo, nesse caso, ácidos de Bronsted). É importante constatar que anfiprótica é diferente de anfótera: a primeira refere-se a substâncias que podem receber ou doar prótons, enquanto a segunda classifica substâncias que reagem tanto com bases quanto com ácidos.

O principal exemplo: a água O principal e mais importante exemplo de substância anfótera é a água. É possível que uma molécula de água perca um próton para outra molécula de água, formando um H3O

+ e um OH-. Essa reação é chamada de autoprotólise da água e ocorre incessantemente, de modo que há um equilíbrio entre a espécie H2O e as espécies H3O

+ e OH-.

H2O H O3 OH

Portanto, podemos associar a esse equilíbrio uma constante Kw :

Kw = [H3O+][OH

-]

Para a água neutra e a 25oC, temos que [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L,

portanto, nessas condições, Kw = 10-14 mol/L.

IMPORTANTE: Kw é a grandeza que relaciona a quantidade de H+ e de OH- na solução e, por ser uma constante de equilíbrio, só se altera com a temperatura. Portanto, se a quantidade de H+ aumentar, a de OH- deve diminuir e vice-versa, considerando uma temperatura constante.

Potencial de hidrogênio (pH)

Definição É uma grandeza que indica a quantidade de H3O+ presente

na solução. Ela é definida por:

pH = -log([H3O+])

Variação do pH A maioria dos sistemas reacionais possuem pH entre 0 e 14 (a 25oC. Em outras temperaturas, a faixa de pH é diferente), porem é possível que tenhamos valores fora dessa faixa (mas extremamente raro).

IMPORTANTE: Quanto menor o pH, mais ácido é o meio. Quanto maior o pH, mais básico é o meio.

pOH Semelhante ao pH, mas indica a quantidade de OH- na solução. É calculado da mesma forma que o pH, mas substituindo o H3O

+ pelo OH-. O interessante do pOH é a relação dele com o pH: aplicando o –log dos dois lados da equação de Kw, obtemos, a 25oC:

pH + pOH = 14

Força de ácidos e bases

Iremos analisar a força dos ácidos e das bases de dois pontos de vista: primeiro, de maneira quantitativa; depois, a partir da estrutura das moléculas.

Análise quantitativa

Sempre que um ácido é colocado em água, forma-se o equilíbrio:

H2OAH AH O3

A esse equilíbrio pode-se associar uma constante, Ka, conhecida como constante de acidez:

K A

AH O3AH

Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido. Contudo, Ka não é uma boa grandeza para se usar como avaliador da força de ácidos, pois pode possuir uma enorme variedade de valores. Por isso, define-se o pKa:

pKa = - log(Ka)

IMPORTANTE: Quanto menor pKa, mais forte é o acido.

Analogamente, podemos escrever um equilíbrio de protonação das bases, associar a esse equilíbrio uma constante de basicidade, Kb, e definir o pKb, que será menor quanto mais forte for a base.

Nesse ponto, é interessante constatar a relação entre a força de ácidos e suas bases conjugadas e de bases e seus ácidos conjugados: se um ácido é fraco, ele não consegue perder muitos prótons. Isso significa que quando a espécie desprotonada é formada, ela tem grande capacidade de receber um próton e reformar o ácido. Em outras palavras, quando um ácido é fraco, sua base conjugada é forte. Esse raciocínio também pode ser aplicado a ácidos fortes e a bases fortes e fracas. Tente aplica-los nesses outros três casos!

A regra descrita no parágrafo acima é conhecida como gangorra da conjugação: se uma espécie é forte, a espécie conjugada será forte e vice-versa.

Ainda sobre o pKa e pKb e bases conjugadas, multiplicando a equação do Ka para um ácido com a equação do Kb da base conjugada (ou Kb da base e Ka do ácido conjugado), obtemos uma expressão que será bastante importante mais para frente:

Ka x Kb = Kw pKa + pKb = pKw

Análise estrutural

Para analisar a acidez pela estrutura, vamos olhar separadamente para os hidrácidos e para os oxiácidos.

Hidrácidos A análise da acidez dos hidrácidos é bastante influenciada pela termodinâmica (sim, ela está em todo lugar). Contudo, vamos simplificar o estudo para duas regras bastante eficazes: no período, a acidez aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo ligado ao H (pois isso deixa a ligação mais polar, aumentando a atração do H pelo O das moléculas de água e, portanto, facilitando sua remoção), enquanto na família a acidez aumenta com o aumento do tamanho do átomo ligado ao H (pois quanto maior for esse átomo, mais distante ele estará do H, de modo que a ligação entre eles seja mais fraca e, portanto, o hidrogênio seja mais facilmente removido).

Oxiácidos A análise da acidez dos oxiácidos pela estrutura da molécula é baseada na ideia de quanto mais polar a ligação O-H, mais facilmente removido será o H. Portanto, a acidez aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central (que irá atrair os elétrons da ligação O-H) e com o aumento do número de O (que também atraem os elétrons da ligação O-H). Esse último caso pode ser interpretado como o aumento do NOX do átomo central, pois quanto mais oxigênios estão ligados a ele, maior seu NOX.

É interessante saber que as estratégias usadas para avaliar a acidez de oxiácidos também podem ser usadas para prever a acidez de compostos orgânicos. Contudo, a acidez e a basicidade de compostos orgânicos é bem mais complexa de ser avaliada e será estudada com mais detalhes somente semestre que vem.

É interessante constatar, também, que na análise da estrutura se avalia somente a acidez. Para saber qual composto é mais básico, costuma-se ver qual é menos ácido.

Cálculos de pH

pH de ácidos/bases fracos

Para se calcular o pH de ácidos fracos, precisamos considerar o equilíbrio entre as espécies protonada e desprotonada. Vamos entender com um exemplo.

Exemplo 1

Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das moléculas de CH3COOH em uma solução 0,08M de CH3COOH em água, sabendo que o Ka do ácido acético é 1,8x10-5.

O ácido acético irá ter algumas moléculas desprotonadas, formando um equilíbrio entre as espécies desprotonadas e protonadas. Portanto, para calcularmos o pH, precisamos saber a concentração de H3O

+ no equilíbrio.

Para isso, vamos usar a seguinte tabela:

Pode-se utilizar um raciocínio semelhante para o cálculo do pH de bases fracas, calculando o pOH e utilizando a relação pH + pOH = 14 para encontrar o pH.

Podemos, também, calcular o pKa a partir do pH; basta utilizar o mesmo raciocínio de trás pra frente.

Hidrólise A hidrólise é a quebra da água , realizada, geralmente, por algum íon e resultando na formação de OH- ou de H3O

+. Um exemplo é a reação de NH4

+ com água, formando NH3 e H3O+. Ao quebrar a água, esse

íons provocam alterações no pH. Esse fenômeno que explica o pH de sais e ele ocorre com bases/ácidos conjugados de ácidos/bases fracos. Vamos compreender com um exemplo.

CH3COOH CH3COO- H3O

+

Início 0,08 0 0

Reage -X X X

Equilíbrio 0,08-X X X

Portanto, temos que:

Ka = (X2)/(0,08-X)

Como X corresponde a uma fração bem pequena do ácido original, já que é um ácido fraco, é bastante válida a aproximação 0,08-X = 0,08. Então, temos:

1,8x10-5 = (X2)/0,08

X = 1,2x10-3 pH = -log(1,2x10-3) = 2,92

Para calcularmos a percentagem de desprotonação, basta utilizarmos a fórmula:

PD = (1,2x10-3)/0,08 = 0,015 = 1,5%

Exemplo 2

Estime o pH de uma solução 0,15M de NH4Cl, a 25ºC sabendo que o pKb do NH3 é 4,75.

Quando colocado em água, o NH4Cl formará NH4+ e Cl-. Como o Cl- é

o ânion de um ácido forte (HCl), ele não realiza hidrólise, pois o HCl não tende a ser reformado. Já o NH4

+ é o cátion de uma base fraca, portanto ele realizará hidrólise, estabelecendo o equilíbrio com a sua forma desprotonada (NH3).

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

Então, utilizamos a tabela realizada no exercício anterior e obtemos:

Ka = (X2)/0,15

Contudo, só nos foi fornecido o Kb da base conjugada do NH4+.

Portanto, para obtermos o Ka do NH4+ temos que lembrar de uma relação

Pode-se utilizar o mesmo raciocínio para sais formados por ânions de

ácidos fracos e cátions de bases fortes ou, ainda, por sais formados por ânions

de ácidos fracos e cátions de bases fracas (nesse caso, calcula-se a

quantidade de H3O+ e de OH- formada por cada ânion, separadamente, e

utiliza-se a diferença entre esses valores para calcular o pH).

pH de soluções muito diluídas de ácidos/bases fortes

Quando temos uma solução muito diluída, a autoprotólise da água passa a ser relevante no pH. Se tivermos uma solução 10-8 molar de HCl o pH não será 8, pois os prótons fornecidos pela água devem ser considerados.

Para calcularmos o pH dessas soluções, devemos levar em consideração o equilíbrio de carga (a solução é neutra), o equilíbrio material (consideração de que todo ácido fora desprotonado ou toda a base fora protonada) e a constante de autoprotólise da água. Vamos entender com um exemplo.

O mesmo raciocínio pode ser usado para calcular o pH de bases fortes muito diluídas.

fornecida acima:

pKa + pKb = pKw

Então, obtemos que Ka = 5,6x10-10.

Por fim, substituímos os valores e obtemos que X = 9,2x10-6 e, portanto, o

pH da solução será 5,04.

Exemplo 3

Qual o pH de uma solução 8x10-8 M de HCl, a 25ºC?

Equilíbrio material:

[Cl-] = [HCl] (I)

Constante de autoprotólise:

Kw = [OH-]x[H3O+] (II)

Equilíbrio de carga:

[H3O+] = [OH-] + [Cl-] (III)

Substituindo I e II em III, resolvendo a equação de segundo grau e descartando a resposta negativa, obtemos [H3O

+] = 1,5x10-7 e, portanto, pH=6,82.

pH de soluções muito diluídas de ácidos fracos

Esse caso é mais complexo do que o anterior, pois devemos utilizar a constante de acidez em nossos cálculos. A matemática é um pouco mais complexa, portanto só irei fornecer as fórmulas aqui:

Se a solução tiver concentração de íons hidrônio maior que 10-6 M, pode-se aproximar a expressão para

Ka = ([H3O+]2)

[HA]inicial – [H3O+]

Contudo, se a solução for muito diluída, com concentração menor do que 10-6 M, devemos utilizar a fórmula completa:

[H3O+]3 + Ka[H3O

+]2 – (Kw + Ka[HA]inicial)[H3O

+] – KaKw = 0

Isso, contudo, não deve cair, então não perca tempo nesse tópico. Ele foi posto aqui mais a título de curiosidade.

Tampões

Definição Tampões são soluções com pH resistente à adição de um pouco de base ou ácido. Existem dois tipos de tampões: os ácidos, cujo pH se mantem abaixo de 7, e os básicos, com pH acima de 7.

Funcionamento Um tampão é formado por um ácido fraco e o sal da sua base conjugada (se for um tampão ácido) ou por uma base fraca e o sal do seu ácido conjugado (se for um tampão básico). O funcionamento do tampão é explicado pela ação conjunta das duas espécies.

Se for adicionada base, a espécie protonada irá fornecer um próton para o OH-, formando água e a espécie desprotonada (temos, nesse caso, uma fonte de prótons); se for adicionado ácido, a espécie desprotonada recebe o próton, formando a espécie protonada e água (temos, nesse caso, um sumidouro de prótons).

Para compreendermos melhor, vamos analisar dois exemplos:

- Tampão de ácido acético e acetato de sódio se for adicionada base, os íons OH- são protonados pelo CH3COOH, formando CH3COO- e H2O; se for adicionado ácido, os íons H3O

+ fornecerão prótons para o CH3COO-, formando CH3COOH e H2O.

- Tampão de amônia com cloreto de amônio se for adicionada base, os íons OH- são protonados pelo NH4

+, formando NH3 e H2O; se for adicionado ácido, os íons H3O+ fornecem prótons para o NH3, formando NH4

+ e H2O.

Cálculo do pH de soluções tampão

Para planejar um tampão, precisamos definir as concentrações de ácido e de sal a serem adicionadas a fim de termos o pH de interesse. Portanto, o cálculo do pH de soluções tampão é de suma importância.

Felizmente (ou não) há uma fórmula para isso. A partir da constante de equilíbrio, isola-se o [H3O

+] e se aplica –log dos dois lados, obtendo, assim, a equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log([base]inicial/ [ácido]inicial)

Sobre essa expressão, é importante constatar que a base é a espécie que recebe o próton e o ácido, a substância que perde o próton, independente de termos um tampão ácido ou básico (no caso de termos um tampão básico, o valor de pKa a ser utilizado é o do ácido conjugado).

Sobre essa equação, é interessante perceber que se forem utilizadas soluções equimolares do ácido e da base, basta escolher um ácido que tenha pKa igual ao pH de interesse.

Variação de pH no tampão

Outro ponto importante é saber calcular a variação do pH frente a adição de base ou de ácido. Para compreendermos como fazer isso, vamos resolver um exemplo.

Exemplo 4

Calcule o pH de uma solução tampão formada por 0,04M de NaCH3COO e 0,08M de CH3COOH, a 25ºC, sabendo que o Ka do ácido acético é 1,8x10-5.

Primeiramente, calculamos o pKa do ácido com pKa=-log(1,8x10-5) = 4,75.

Então, identificamos o ácido e a base:

Ácido CH3COOH

Base CH3COO-, proveniente do NaCH3COO

Por fim, aplicamos a fórmula:

pH = 4,75 + log(0,04/0,08)

pH = 4,75 + log(0,5) = 4,44

Capacidade tamponante É a quantidade de ácido ou de base que pode ser adicionada ao tampão antes que ele perca a capacidade de resistir a variações de pH.

Titulação

Definição Técnica laboratorial para determinação de concentrações desconhecidas. É composta por um titulante, uma solução de concentração conhecida e que é colocada, gota a gota, no analito, a solução de concentração desconhecida.

Funcionamento No analito é colocado um indicador, cuja cor depende do pH do meio (veremos mais detalhadamente sobre os indicadores na próxima sessão). Quando o titulante neutraliza todo o analito, a solução vai tornar-se ácida (se o analito fosse uma base) ou básica (se o analito fosse um

Exemplo 5

Calcule a mudança de pH sofrida por 500ml do tampão do exercício anterior frente a adição de 0,03 mol de NaOH. Suponha que o volume da solução não se alterou.

Nessa situação, o OH- irá consumir o CH3COOH, formando CH3COO-. Portanto, precisamos calcular as novas concentrações de ácido e de base para utilizarmos a equação de Henderson-Hasselbalch.

Quantidade inicial de mols de ácido: nCH3COOH = 0,08x0,5= 0,04 mol

Quantidade inicial de mols de base: nCH3COO- = 0,04x0,5 = 0,02 mol

Como adicionamos 0,03 mols de OH-, temos que as novas concentrações de ácido e de base são:

Nova quantidade de ácido = 0,04 - 0,03 = 0,01 mols

Nova quantidade de base = 0,02 + 0,03 = 0,05 mols

Então, calculamos as novas concentrações de ácido e de base:

Nova concentração de ácido = 0,01/0,5 = 0,02 mol/L

Nova concentração de base = 0,05/0,5 = 0,1 mol/L

Por fim, aplicamos novamente a equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = 4,75 + log(0,1/0,02) = 5,44 variação de pH = 1

ácido), mudando a cor do indicador. Nesse momento, paramos de pingar o titulante no analito e, com o volume de titulante utilizado, calculamos a concentração do analito.

Titulação ácido forte-base forte

Nesse tipo de titulação, o ponto estequiométrico (ponto no qual o titulante neutralizou todo o analito) ocorre em pH = 7, uma vez que todo H+ e OH- se neutralizaram e os íons restantes não realizam hidrólise (por serem de ácidos e bases fortes).

Titulação ácido fraco-base forte

Quando o analito é um ácido fraco, o ponto estequiométrico não ocorre em pH = 7. Isso porque o H+ inicialmente presente na solução irá se neutralizar com o OH- proveniente do titulante, mas o ânion proveniente do ácido irá realizar hidrólise, formando mais íons OH

-. Nesse caso, o ponto

estequiométrico ocorrerá em pH > 7.

Mas em que pH isso ocorrerá, exatamente? Vamos ver em um exemplo.

Exemplo 6

Estime o pH do ponto estequiométrico da titulação de 25 ml de uma solução 0,1M de HCOOH com uma solução 0,15M de NaOH, a 25ºC sabendo que o Ka do ácido acético é 1,8x10-4.

Primeiro, calculamos quantos mols de HCOOH existem para serem neutralizados:

NHCOOH = 0,25x0,1 = 0,025 mols

Com esse valor, calculamos o volume de NaOH que fora adicionado:

VNaOH = 0,025/0,15 = 0,167L = 16,7ml

Então, obtemos o volume final de solução:

Vfinal = 16,7 + 25 = 41,7 ml

Inicialmente, apenas uma parte do HCOOH fora desprotonado, mas a medida que o H3O

+ é neutralizado pela base, o HCOOH continua a desprotonar, até que ele é completamente consumido. Portanto, no ponto estequiométrico, todo HCOOH terá formado HCOO-, de modo que teremos, nesse ponto, 0,025 mols de HCOO-. Então, obtemos a concentraçãode HCOO- no equilíbrio:

[HCOO-]equilíbrio = 0,025/0,417 = 0,06 mol/L

Então, utilizamos a equação Ka x Kb = Kw para obtermos que KbHCOO- = 5,6x10-11.

Utilizamos, então, a tabela feita no exercício 1 para obtermos:

5,6x10-11 = X2/0,06 X = 1,8x10-6 mols de OH- devido a hidrólise

Esse valor é cerca de 18 vezes maior do que o OH- oriundo da autoprotólise da água, portanto podemos desconsiderar a autoprotólise:

pOH = -log(1,8x10-6) = 5,74 pH + pOH = 14 pH = 8,26

Podemos utilizar o mesmo raciocínio para o cálculo do pH do ponto estequiométrico para titulações base fraca-ácido forte.

Indicadores

O que são Indicadores são ácidos fracos cuja cor da espécie protonada é diferente da cor da espécie desprotonada. Assim, a coloração exibida pelo indicador depende das concentrações de cada espécie, ou seja, depende da quantidade de H3O

+ presente na solução. Por isso, indicadores são utilizados para verificar se o meio está ácido ou básico.

Ponto final O ponto final de um indicador é aquele no qual a concentração da espécie protonada é igual ao da espécie desprotonada, ou seja, pKa do indicador é igual ao pH do meio. Nesse ponto é onde ocorre a mudança de cor do indicador (a mudança começa com pH = pKa-1 e termina em pH = pKa +1, mas a mudança clara e perceptível ocorre em pH = pKa).

Escolha do indicador Recomenda-se utilizar indicadores que possuam ponto final o mais próximo possível do pH do ponto estequiométrico da reação de interesse, de modo a saber com mais precisão quando se atingiu o ponto estequiométrico. Se o ponto final do indicador é 9 e o pH do ponto estequiométrico é 7, esse indicador não é recomendado para essa reação, pois ele só indicará o fim da reação bem depois dela realmente ter ocorrido (apenas depois do pH aumentar mais duas unidades).

Indicador universal É a mistura de vários indicadores, de modo a poder indicar várias faixas de pH diferentes (pois sua cor será influenciada pelo ponto final de todos os indicadores presentes).