indicador de pH

Un indicador de pH es un compuesto químico halocrómico que se añade en pequeñas cantidades a una solución para que el pH ( acidez o basicidad ) de la solución pueda determinarse visualmente o espectroscópicamente mediante cambios en las propiedades de absorción y/o emisión. ^{[ 1 ]} Por lo tanto, un indicador de pH es un detector químico de iones hidronio (H ₃ O ⁺ ) o iones hidrógeno (H ⁺ ) en el modelo de Arrhenius .

Normalmente, el indicador provoca un cambio de color en la solución en función del pH. Los indicadores también pueden mostrar cambios en otras propiedades físicas; por ejemplo, los indicadores olfativos muestran un cambio en su olor . El valor de pH de una solución neutra es 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 presentes en la naturaleza 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 constituyen 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 , ^{[ 2 ] [ 3 ]} mientras que la tercera clase de compuestos, los indicadores redox , se utilizan en titulaciones redox ( titulaciones que implican una o más reacciones redox como base del análisis químico).

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

HInd _(aq) + H₂ O_(l)⇌H₃ O⁺_(aq)+Ind⁻_(aq)

donde "HInd" es la forma ácida e "Ind ⁻ " es la base conjugada del indicador.

Lo contrario ocurre con los indicadores básicos de pH en soluciones acuosas:

IndOH _(ac) + H₂ O_(l)⇌H₂ O_(l)+Ind⁺_(aq)+OH⁻_(aq)

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

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

pH = pKa + log10 [ Ind⁻ ] ^/ [ HInd ]_​​

pOH = p K _b + log ₁₀ ⁠ [ Ind ⁺ ] / [IndOH] ⁠

Las ecuaciones, derivadas de la constante de acidez y la constante de basicidad, establecen que cuando el pH es igual al _{valor de} pKa o pKb del indicador, ambas especies están presentes en una proporción 1:1. Si el pH es superior al valor de pKa _o pKb , la concentración de la base conjugada es mayor que la del ácido, y predomina el color asociado a _la base conjugada. Si el pH es inferior al valor de pKa o pKb _, ocurre lo _contrario .

Por lo general, el cambio de color no es instantáneo en el valor de pK a _o pK b _, sino que existe un rango de pH donde se presenta una mezcla de colores. Este rango de pH varía entre los indicadores, pero como regla general, se encuentra entre el valor de pK a _o pK b _más o menos uno. Esto supone que las soluciones conservan su color mientras persista al menos un 10 % de la otra especie. Por ejemplo, si la concentración de la base conjugada es 10 veces mayor que la concentración del ácido, su proporción es 10:1 y, en consecuencia, el pH es pK a ₊  1  o pK b ₊  1.  Por el contrario, si hay un exceso de 10 veces del ácido con respecto a la base, la proporción es 1:10 y el pH es pK a ₋  1  o pK b ₋  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, como el rojo de metilo , ambas especies confieren color. Si bien los indicadores de pH funcionan eficazmente en su rango de pH designado, generalmente se destruyen en los extremos de la escala de pH debido a reacciones secundarias indeseadas.

Los indicadores de pH se emplean frecuentemente en titulaciones en química analítica y biología para determinar el grado de una reacción química . ^{[ 1 ]} 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 suele utilizar un medidor de pH o papel tornasol. A veces, se utiliza una mezcla de diferentes indicadores para lograr varios cambios de color suaves en un amplio rango de valores de pH. Estos indicadores comerciales (por ejemplo, el indicador universal y los papeles Hydrion ) se utilizan cuando solo se necesita un conocimiento aproximado del pH. En una titulación, la diferencia entre el punto final verdadero y el punto final indicado se denomina error del indicador. ^{[ 1 ]}

A continuación se presentan en una tabla varios indicadores de pH comunes para laboratorio. Estos indicadores suelen presentar colores intermedios en 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 variar ligeramente según la concentración del indicador en la solución y la temperatura de uso. La figura de la derecha muestra los indicadores con su rango de operación y los cambios de color que experimentan.

Medición precisa del pH

Se puede utilizar un indicador para obtener mediciones de pH bastante precisas midiendo cuantitativamente la absorbancia 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− .

HA ⇌ H ⁺ + A ⁻

Es necesario conocer el valor de la constante _de disociación ácida , pKa . Asimismo _{, deben} ^haberse determinado experimentalmente las absorbancias molares , εHA y εA⁻ ^_, de las dos especies HA y A⁻ a _las longitudes de onda _λx y λy . _Suponiendo que se cumple la ley de Beer , las absorbancias medidas Ax y _{Ay a las dos longitudes} de onda son simplemente la suma de las absorbancias debidas a cada especie.

${\displaystyle {\begin{aligned}A_{x}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{x}+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{x}\\A_{y}&=[{\ce {HA}}]\varepsilon _{{\ce {HA}}}^{y}+[{\ce {A-}}]\varepsilon _{{\ce {A-}}}^{y}\end{aligned}}}$

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

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log {\frac {[{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}]}}}$

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

Cuando se utiliza un solo indicador, este método se limita a mediciones en el rango de pH pKa ± 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 indicador en sí tiene un efecto insignificante sobre el pH.  

En las titulaciones ácido-base, un indicador de pH inadecuado puede provocar un cambio de color en la solución que lo contiene antes o después del punto de equivalencia real. Como resultado, se pueden obtener diferentes puntos de equivalencia para una solución según el indicador de pH utilizado. Esto se debe a que el más mínimo cambio de color en 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 está titulando. ^{[ 5 ]}

Muchas plantas o partes de plantas contienen compuestos químicos de la familia de las antocianinas , que presentan colores naturales . Son rojas en soluciones ácidas y azules en soluciones básicas. Las antocianinas se pueden extraer con agua u otros disolventes de una gran variedad de plantas y partes de plantas de colores, incluyendo hojas ( col lombarda ), flores ( geranio , amapola o pétalos de rosa ), bayas ( arándanos , grosella negra ) y tallos ( ruibarbo ). La extracción de antocianinas de plantas de interior, especialmente de la col lombarda , para obtener un indicador de pH rudimentario es una demostración popular para principiantes en química.

El tornasol , utilizado por los alquimistas en la Edad Media y aún fácilmente disponible, es un indicador de pH natural elaborado a partir de una mezcla de especies de líquenes , en particular Roccella tinctoria . La palabra tornasol proviene literalmente de «musgo de color» en nórdico antiguo (véase Litr ). Su color cambia entre rojo en soluciones ácidas y azul en soluciones alcalinas. El término «prueba de tornasol» se ha convertido en una metáfora muy utilizada para cualquier prueba que pretenda distinguir de forma concluyente entre alternativas.

Las flores de la hortensia macrophylla pueden cambiar de color según la acidez del suelo. En suelos ácidos, se producen reacciones químicas que permiten a estas plantas absorber el aluminio , lo que provoca que las flores adquieran un color azul. En suelos alcalinos, estas reacciones no se producen y, por lo tanto, la planta no absorbe el aluminio. En consecuencia, las flores permanecen rosadas.

Otro indicador natural de pH es la cúrcuma . Se vuelve amarilla cuando se expone a ácidos y marrón rojiza cuando está en presencia de álcalis .

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  Hortensias en suelo ácido
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  Hortensias en suelo alcalino
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  Un gradiente de indicador de pH de extracto de col lombarda desde una solución ácida a la izquierda hasta una solución básica a la derecha.
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  Coliflor morada remojada en bicarbonato de sodio (izquierda) y vinagre (derecha). La antocianina actúa como indicador de pH.
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  La cúrcuma disuelta en agua es amarilla en condiciones ácidas y marrón rojiza en condiciones alcalinas.

• Cromóforo
• Prueba de pH fecal
• Nitrazina
• Sulfarsazeno
• Indicador universal

• Contenido multimedia relacionado con indicadores de pH en Wikimedia Commons.
• Lista larga de indicadores , archivada el 4 de marzo de 2022 en Wayback Machine.