Indicador de pH

p Indicadores H: vista gráfica

Un indicador de pH es un compuesto químico halocrómico que se agrega en pequeñas cantidades a una solución para que el pH (acidez o basicidad) de la solución pueda determinarse visual o espectroscópicamente mediante cambios en la absorción y/o emisión. propiedades. Por lo tanto, un indicador de pH es un detector químico de iones de hidronio (H₃O⁺) o iones de hidrógeno (H⁺) en el modelo de Arrhenius.. Normalmente, el indicador hace que el color de la solución cambie según el pH. Los indicadores también pueden mostrar cambios en otras propiedades físicas; por ejemplo, los indicadores olfativos muestran cambios en su olor. El valor de pH de una solución neutra es de 7,0 a 25 °C (condiciones estándar de laboratorio). Las soluciones con un valor de pH inferior a 7,0 se consideran ácidas y las soluciones con un valor de pH superior a 7,0 son básicas. Dado que la mayoría de los compuestos orgánicos naturales son electrolitos débiles, como los ácidos carboxílicos y las aminas, los indicadores de pH encuentran muchas aplicaciones en biología y química analítica. Además, los indicadores de pH forman uno de los tres tipos principales de compuestos indicadores utilizados en el análisis químico. Para el análisis cuantitativo de cationes metálicos, se prefiere el uso de indicadores complexométricos, mientras que la tercera clase de compuestos, los indicadores redox, se utilizan en valoraciones redox (valoraciones que implican una o más reacciones redox como base del análisis químico).

Teoría

En sí mismos, los indicadores de pH suelen ser ácidos débiles o bases débiles. El esquema de reacción general de los indicadores de pH ácidos en soluciones acuosas se puede formular como:

HInd_aq) + H
₂O_l) ⇌ H
₃O⁺_aq) + Ind⁻_aq)

donde, "HInd" representa la forma ácida y "Ind⁻" para la base conjugada del indicador. Viceversa para indicadores básicos de pH en soluciones acuosas:

IndOH_aq) + H
₂O_l) ⇌ H
₂O_l) + Ind⁺_aq) + Oh.⁻_aq)

donde "IndOH" representa la forma básica y "Ind⁺" para el ácido conjugado del indicador.

La relación entre la concentración de ácido/base conjugado y la concentración del indicador ácido/básico determina el pH (o pOH) de la solución y conecta el color con el valor de pH (o pOH). Para indicadores de pH que son electrolitos débiles, la ecuación de Henderson-Hasselbalch se puede escribir como:

pH = pK_a + log10 [Ind⁻]/[HInd]

pOH = pK_b + registro₁₀ [Ind⁺]/[IndOH]

Las ecuaciones, derivadas de la constante de acidez y la constante de basicidad, establece que cuando el pH es igual a pK_a o pK_b del indicador, ambas especies están presentes en una proporción de 1:1. Si el pH está por encima del valor pK_a o pK_b, la concentración de la base conjugada es mayor que la concentración del ácido, y domina el color asociado con la base conjugada. Si el pH está por debajo del valor pK_a o pK_b, ocurre lo contrario.

Por lo general, el cambio de color no es instantáneo en el valor pK_a o pK_b, pero existe un rango de pH donde está presente una mezcla de colores. Este rango de pH varía entre indicadores, pero como regla general, se encuentra entre pK_a o pK_{b< /sub> valor más o menos uno. Esto supone que las soluciones conservan su color mientras persista al menos el 10% de las otras especies. Por ejemplo, si la concentración de la base conjugada es 10 veces mayor que la concentración del ácido, su relación es 10:1 y, en consecuencia, el pH es pKa + 1 o pKb + 1. Por el contrario, si se produce un exceso de 10 veces del ácido con respecto a la base, la relación es 1:10 y el pH es pKa − 1 o pKb − 1.}

Para una precisión óptima, la diferencia de color entre las dos especies debe ser lo más clara posible, y cuanto más estrecho sea el rango de pH del cambio de color, mejor. En algunos indicadores, como la fenolftaleína, una de las especies es incolora, mientras que en otros indicadores, como el rojo de metilo, ambas especies confieren color. Si bien los indicadores de pH funcionan de manera eficiente en su rango de pH designado, generalmente se destruyen en los extremos de la escala de pH debido a reacciones secundarias no deseadas.

Solicitud

p Medición H con papel indicador

Los indicadores de pH se emplean con frecuencia en valoraciones en química analítica y biología para determinar el alcance de una reacción química. Debido a la elección (determinación) subjetiva del color, los indicadores de pH son susceptibles a lecturas imprecisas. Para aplicaciones que requieren una medición precisa del pH, se utiliza con frecuencia un medidor de pH. A veces, se utiliza una mezcla de diferentes indicadores para lograr varios cambios de color uniformes en una amplia gama de valores de pH. Estos indicadores comerciales (p. ej., indicador universal y papeles Hydrion) se utilizan cuando solo se necesita un conocimiento aproximado del pH. Para una titulación, la diferencia entre el punto final verdadero y el punto final indicado se denomina error del indicador.

A continuación se tabulan varios indicadores de pH de laboratorio comunes. Los indicadores generalmente exhiben colores intermedios a valores de pH dentro del rango de transición indicado. Por ejemplo, el rojo de fenol presenta un color naranja entre pH 6,8 y pH 8,4. El rango de transición puede cambiar ligeramente según la concentración del indicador en la solución y la temperatura a la que se utiliza. La figura de la derecha muestra indicadores con su rango de operación y cambios de color.

Indicador universal

Medición precisa del pH

espectro de absorción de bromocresol verde en diferentes etapas de protonación

Se puede usar un indicador para obtener mediciones bastante precisas del pH midiendo la absorbancia cuantitativamente en dos o más longitudes de onda. El principio se puede ilustrar tomando como indicador un ácido simple, HA, que se disocia en H⁺ y A⁻.

H⁺ + A⁻

Debe conocerse el valor de la constante de disociación ácida, pK_a. Las absorbancias molares, ε_HA y ε_A⁻ de las dos especies HA y A⁻ en las longitudes de onda λ_x y λ_y también deben haberse determinado por experimento anterior. Suponiendo que se cumpla la ley de Beer, las absorbancias medidas A_x y A_y en los dos las longitudes de onda son simplemente la suma de las absorbancias debidas a cada especie.

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Estas son dos ecuaciones en las dos concentraciones [HA] y [A⁻]. Una vez disuelto, el pH se obtiene como

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Si las mediciones se realizan en más de dos longitudes de onda, las concentraciones [HA] y [A⁻] se pueden calcular mediante mínimos cuadrados lineales. De hecho, se puede utilizar todo un espectro para este fin. El proceso se ilustra para el indicador verde de bromocresol. El espectro observado (verde) es la suma de los espectros de HA (oro) y de A⁻ (azul), ponderados para la concentración de las dos especies.

Cuando se usa un solo indicador, este método se limita a mediciones en el rango de pH pK_a ± 1, pero este rango puede extenderse usando mezclas de dos o más indicadores. Debido a que los indicadores tienen espectros de absorción intensos, la concentración del indicador es relativamente baja y se supone que el indicador en sí tiene un efecto insignificante sobre el pH.

Punto de equivalencia

En las valoraciones ácido-base, un indicador de pH inadecuado puede provocar un cambio de color en la solución que contiene el indicador antes o después del punto de equivalencia real. Como resultado, se pueden concluir diferentes puntos de equivalencia para una solución en función del indicador de pH utilizado. Esto se debe a que el más mínimo cambio de color de la solución que contiene el indicador sugiere que se ha alcanzado el punto de equivalencia. Por lo tanto, el indicador de pH más adecuado tiene un rango de pH efectivo, donde el cambio de color es evidente, que abarca el pH del punto de equivalencia de la solución que se titula.

Indicadores de pH naturales

Muchas plantas o partes de plantas contienen sustancias químicas de la familia de compuestos de antocianina de color natural. Son rojos en soluciones ácidas y azules en básicas. Las antocianinas se pueden extraer con agua u otros solventes de una multitud de plantas y partes de plantas coloreadas, incluso de las hojas (col lombarda); flores (geranio, amapola o pétalos de rosa); bayas (arándanos, grosella negra); y tallos (ruibarbo). La extracción de antocianinas de las plantas domésticas, especialmente el repollo rojo, para formar un indicador de pH crudo es una demostración de química introductoria popular.

El tornasol, utilizado por los alquimistas en la Edad Media y todavía fácilmente disponible, es un indicador de pH natural hecho de una mezcla de especies de líquenes, particularmente Roccella tinctoria. La palabra tornasol proviene literalmente de 'musgo coloreado' en nórdico antiguo (ver Litr). El color cambia entre rojo en soluciones ácidas y azul en álcalis. El término 'prueba de fuego' se ha convertido en una metáfora ampliamente utilizada para cualquier prueba que pretenda distinguir con autoridad entre alternativas.

Hydrangea macrophylla pueden cambiar de color dependiendo de la acidez del suelo. En suelos ácidos, ocurren reacciones químicas en el suelo que hacen que el aluminio esté disponible para estas plantas, volviendo las flores azules. En suelos alcalinos, estas reacciones no pueden ocurrir y, por lo tanto, la planta no absorbe el aluminio. Como resultado, las flores permanecen rosadas.

Otro indicador de pH natural útil es la especia Cúrcuma. Se vuelve amarillo cuando se expone a ácidos y marrón rojizo cuando está en presencia de un álcali.

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  Hydrangea en suelo ácido

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  Hydrangea en suelo alcalino

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  Un gradiente de extracto de col rojo pH indicador de la solución ácida a la izquierda a lo básico a la derecha

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  Cáuliflor púrpura empapado en bicarbonato de soda (izquierda) y vinagre (derecha). La antocianina actúa como indicador de pH.

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  Turmérico disuelto en agua es amarillo bajo marrón ácido y rojizo bajo condiciones alcalinas