Os indicadores apresentam uma determinada cor na forma ácida (HInd) e outra cor na forma de base conjugada (Ind^-). A mudança de cor, resultante da conversão entre a forma ácida e a forma básica, ocorre devido à alteração da estrutura molecular do indicador, que é provocada pela entrada ou saída do protão (H⁺). Consequentemente, a modificação da estrutura do indicador leva a que seja absorvida luz com diferente comprimento de onda, o que origina cores distintas para cada uma das formas.

O equilíbrio entre a forma ácida (HInd) e a sua base conjugada (Ind^-) é traduzido por:

HInd(aq) \(\rightleftharpoons\) H⁺(aq) + Ind^-(aq)

A constante de protólise será:

\(K_{Ind} = \frac{\left [ H^+ \right ] \left [ Ind^- \right ] }{\left [ HInd \right ]} = \left [ H^+ \right ] \frac{ \left [ Ind^- \right ] }{\left [ HInd \right ]} \qquad \qquad \qquad (1)\)

Aplicando o operador p (p= - log):

\(\text{p}K_{Ind} = \text{pH} - \log\frac{ \left [ Ind^- \right ] } {\left [ HInd \right ]} \qquad \qquad \qquad \qquad \qquad (2)\)

\(\log\frac{ \left [ Ind^- \right ] }{\left [ HInd \right ]} = \text{pH} - \text{p}K_{Ind} \qquad \qquad \qquad \qquad \qquad(3)\)

Assim, para cada valor de pH, há um valor para a razão \(\frac{ \left [ Ind^- \right ] }{\left [ HInd \right ]}\) que determina a cor da solução. Logo, a cor da solução dependerá da abundância relativa de Ind^- e HInd. Geralmente, quando uma das espécies é cerca de 10 vezes mais abundante que a outra, a sua cor predominará o suficiente para se notar distintamente. Ou seja, se [Ind^-] \(\approx\) 10 × [HInd], a solução tem a cor de Ind^- e um valor de pH \(\approx\) pK_Ind + 1. Por outro lado se [HInd] \(\approx\) 10 × [Ind^-], a solução tem a cor de HInd e um valor de pH \(\approx\) pK_Ind - 1.

Deste modo, o intervalo [pK_Ind - 1 a pK_Ind + 1], no qual a solução apresenta uma mistura de cores, designa-se por zona de viragem do indicador. Na tabela seguinte apresentam-se algumas propriedades de alguns dos indicadores mais comuns:²

No planeamento de uma titulação, deve-se escolher um indicador cuja zona de viragem inclua, ou que seja o mais próximo possível, do pH no ponto de equivalência.

O diagrama da figura 1 representa a variação de pH com o volume adicionado de base numa titulação ácido forte-base forte (em solução aquosa, a 298,15 K (25,0 ºC)). Neste tipo de titulações, o valor de pH no ponto de equivalência é 7. Dos indicadores presentes no diagrama, verifica-se que o azul de bromotimol é o único cuja zona de viragem inclui o ponto de equivalência (pH=7). No entanto, como a variação de pH nas titulações ácido forte-base forte é muito brusca no ponto de equivalência, os indicadores alaranjado de metilo e fenolftaleína são também usados, uma vez que o valor de pH correspondente à mudança de cor está contido na zona de variação brusca do pH.

O pH de uma solução aquosa pode medir-se utilizando indicador universal, que é constituído por uma mistura de vários indicadores de pH (vermelho de metilo, azul de bromotimol, fenolftataleína, etc.). É comercializado sob a forma de solução ou imobilizado em tiras de papel absorvente, apresentando uma variação gradual de cor ao longo do intervalo de pH de 1 a 14. A figura 2 mostra as cores que o indicador universal apresenta de acordo com o pH.

Alguns pigmentos de plantas atuam como indicadores ácido-base, como por exemplo, as pétalas das flores da Hydrangea macrophylla que variam de cor em função do pH do solo, em que apresentam coloração azul em solos ácidos e coloração rosa em solos alcalinos (figura 3).