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 se pueda determinar visualmente. Por lo tanto, un indicador de pH es un detector químico de iones de hidronio (H 3 O + ) o iones de hidrógeno (H + ) en el modelo de Arrhenius . Normalmente, el indicador hace que el color de la solución cambie dependiendo del pH. Los indicadores también pueden mostrar cambios en otras propiedades físicas; por ejemplo, los indicadores olfativos muestran cambios en suolor . 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 (alcalinas). Como la mayoría de los compuestos orgánicos naturales son protolitos débiles, ácidos carboxílicos y 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 , [1] [2] mientras que la tercera clase de compuestos, los indicadores redox , se utilizan en valoraciones que implican una reacción redox como base del análisis.
Teoría
En sí mismos, los indicadores de pH son con frecuencia ácidos débiles o bases débiles. El esquema de reacción general de un indicador de pH se puede formular como:
- HInd + H
2O ⇌ H
3O+
+ Ind-
Aquí, HInd representa la forma ácida e Ind , la base conjugada del indicador. La proporción de estos determina el color de la solución y conecta el color con el valor del pH. Los indicadores de pH que son protolitos débiles, la ecuación de Henderson-Hasselbalch para ellos se puede escribir como:
- pH = p K a + log 10 [ Ind-
] / [Posterior]
La ecuación, derivada de la constante de acidez , establece que cuando el pH es igual al valor p K a del indicador, ambas especies están presentes en una proporción de 1: 1. Si el pH está por encima del valor p K a , la concentración de la base conjugada es mayor que la concentración del ácido y predomina el color asociado con la base conjugada. Si el pH está por debajo del valor de p K a , lo contrario es cierto.
Por lo general, el cambio de color no es instantáneo en el valor p K a , pero existe un rango de pH donde está presente una mezcla de colores. Este rango de pH varía entre indicadores, pero como regla general, cae entre el valor de p K a 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 p K a + 1. Por el contrario, si un exceso de ácido 10 veces mayor ocurre con respecto a la base, la relación es 1:10 y el pH es p K a - 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 un 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
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 subjetiva (determinación) 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 usa una combinación de diferentes indicadores para lograr varios cambios de color suaves en una amplia gama de valores de pH. Estos indicadores comerciales (por ejemplo, indicador universal y papeles Hydrion ) se utilizan cuando solo se necesita un conocimiento aproximado del pH.
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 listado. 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 dependiendo de la concentración del indicador en la solución y de la temperatura a la que se usa. La figura de la derecha muestra indicadores con su rango de operación y cambios de color.
Indicador | Color de pH bajo | Transición de gama baja | Transición de gama alta | Color de pH alto |
---|---|---|---|---|
Violeta de genciana ( violeta de metilo 10B ) | amarillo | 0.0 | 2.0 | Violeta Azul |
Verde malaquita (primera transición) | amarillo | 0.0 | 2.0 | verde |
Verde malaquita (segunda transición) | verde | 11,6 | 14.0 | incoloro |
Azul de timol (primera transición) | rojo | 1.2 | 2.8 | amarillo |
Azul de timol (segunda transición) | amarillo | 8.0 | 9,6 | azul |
Amarillo de metilo | rojo | 2.9 | 4.0 | amarillo |
Azul de bromofenol | amarillo | 3,0 | 4.6 | azul |
Rojo congo | Violeta Azul | 3,0 | 5,0 | rojo |
Naranja de metilo | rojo | 3.1 | 4.4 | amarillo |
Naranja de metilo filtrada (primera transición) | rojo | 0.0 | 3.2 | púrpura-gris |
Naranja de metilo filtrada (segunda transición) | púrpura-gris | 3.2 | 4.2 | verde |
Verde de bromocresol | amarillo | 3.8 | 5.4 | azul |
Rojo de metilo | rojo | 4.4 | 6.2 | amarillo |
Púrpura de metilo | púrpura | 4.8 | 5.4 | verde |
Azolitmina (tornasol) | rojo | 4.5 | 8.3 | azul |
Bromocresol púrpura | amarillo | 5.2 | 6,8 | púrpura |
Azul de bromotimol (primera transición) | magenta | <0 | 6.0 | amarillo |
Azul de bromotimol (segunda transición) | amarillo | 6.0 | 7,6 | azul |
Fenol rojo | amarillo | 6.4 | 8.0 | rojo |
Rojo neutro | rojo | 6,8 | 8.0 | amarillo |
Naftolftaleína | rojo pálido | 7.3 | 8.7 | azul verdoso |
Rojo cresol | amarillo | 7.2 | 8.8 | púrpura rojizo |
Cresolftaleína | incoloro | 8.2 | 9,8 | púrpura |
Fenolftaleína (primera transición) | rojo naranja | <0 | 8.3 | incoloro |
Fenolftaleína (segunda transición) | incoloro | 8.3 | 10.0 | rosa morado |
Fenolftaleína (tercera transición) | rosa morado | 12,0 | 13,0 | incoloro |
Timolftaleína (primera transición) | rojo | <0 | 9.3 | incoloro |
Timolftaleína (segunda transición) | incoloro | 9.3 | 10,5 | azul |
Amarillo alizarina R | amarillo | 10,2 | 12,0 | rojo |
Índigo carmín | azul | 11,4 | 13,0 | amarillo |
Indicador universal
rango de pH | Descripción | Color |
---|---|---|
1-3 | Ácido fuerte | rojo |
3 - 6 | Ácido débil | Naranja amarillo |
7 | Neutral | Verde |
8 - 11 | Base débil | Azul |
11-14 | Base fuerte | Violeta / Índigo |
Medición precisa del pH
Puede utilizarse un indicador para obtener medidas bastante precisas de pH midiendo la absorbancia cuantitativamente a dos o más longitudes de onda. El principio se puede ilustrar tomando el indicador como un ácido simple, HA, que se disocia en H + y A - .
- HA ⇌ H + + A -
Debe conocerse el valor de la constante de disociación ácida , p K 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 haber sido determinadas por un experimento previo. Suponiendo que se obedezca la ley de Beer , las absorbancias A x y A y medidas en las dos longitudes de onda son simplemente la suma de las absorbancias debidas a cada especie.
Estas son dos ecuaciones en las dos concentraciones [HA] y [A - ]. Una vez resuelto, el pH se obtiene como
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 un espectro completo para este propósito. 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 por la concentración de las dos especies.
Cuando se utiliza un solo indicador, este método se limita a mediciones en el rango de pH p K a ± 1, pero este rango puede ampliarse utilizando 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 propio indicador tiene un efecto insignificante sobre el pH.
Punto de equivalencia
En las valoraciones ácido-base, un indicador de pH inadecuado puede inducir 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. [3]
Indicadores de pH de origen natural
Muchas plantas o partes de plantas contienen sustancias químicas de la familia de compuestos de las antocianinas de color natural . Son rojos en soluciones ácidas y azules en básicas. Las antocianinas se pueden extraer con agua u otros disolventes de una multitud de plantas coloreadas son partes de plantas, incluso de hojas ( col lombarda ); flores ( geranio , amapola o pétalos de rosa ); bayas ( arándanos , grosella negra ); y tallos ( ruibarbo ). La extracción de antocianinas de plantas domésticas, especialmente col lombarda , para formar un indicador de pH crudo es una demostración popular de introducción a la química.
El tornasol , utilizado por los alquimistas en la Edad Media y todavía 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 Literatura ). 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.
Las flores de Hydrangea macrophylla pueden cambiar de color según 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 cúrcuma . Es amarillo cuando se expone a ácidos y marrón rojizo cuando está en presencia de un álcali .
Indicador | Color de pH bajo | Color de pH alto |
---|---|---|
Flores de hortensia | azul | rosa a morado |
Antocianinas | rojo | azul |
Tornasol | rojo | azul |
Cúrcuma | amarillo | Marrón rojizo |
Hortensia en suelo ácido
Hortensia en suelo alcalino
Un gradiente de indicador de pH de extracto de col roja de solución ácida a la izquierda a básica a la derecha
Coliflor morada empapada en bicarbonato de sodio (izquierda) y vinagre (derecha). La antocianina actúa como indicador de pH.
La cúrcuma dispersa en agua es amarilla en condiciones ácidas y marrón en condiciones alcalinas.
Ver también
- Cromóforo
- Prueba de pH fecal
- Nitrazina
- medidor de pH
- indicador universal
Referencias
- ^ Schwarzenbach, Gerold (1957). Titulaciones complexométricas . Traducido por Irving, Harry (1ª ed. En inglés). Londres: Methuen & Co . págs. 29–46.
- ^ West, T. S. (1969). Complexometría con EDTA y reactivos relacionados (3ª ed.). Poole, Reino Unido: BDH Chemicals Ltd. págs. 14–82.
- ^ Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos (6ª ed.). Nueva York: Houghton Mifflin Company . págs. 319–324.
- Lista de indicadores larga
- "Lista completa de indicadores" (PDF) (en francés). (57,3 KiB )