indicador de pH
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 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 según el 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. 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 ,[1] [2] 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).
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:
donde, "HInd" representa la forma ácida e "Ind − " la base conjugada del indicador. Viceversa para indicadores básicos de pH en soluciones acuosas:
La relación entre la concentración del conjugado ácido/base 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:
Las ecuaciones, derivadas de la constante de acidez y la constante de basicidad, establecen que cuando el pH es igual al valor p K a o p K b del indicador, ambas especies están presentes en una proporción de 1:1. Si el pH está por encima del valor de p K a o p K 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 p K a o p K b , ocurre lo contrario.
Por lo general, el cambio de color no es instantáneo en el valor de p K a o p K b , pero existe un rango de pH donde está presente una mezcla de colores. Este rango de pH varía entre los indicadores, pero como regla general, se encuentra entre el valor p K a o p K b 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 o p K b + 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 p K a − 1 o p K b − 1.
