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 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 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 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 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 , [2] [3] 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 de la valoración química). análisis).
En sí mismos, los indicadores de pH suelen ser ácidos o bases débiles. El esquema general de reacción de indicadores de pH ácidos en soluciones acuosas se puede formular como:
donde "HInd" es la forma ácida e "Ind − " es la base conjugada del indicador.
Viceversa para indicadores básicos de pH en soluciones acuosas:
donde "IndOH" representa la forma básica e "Ind + " 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:
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 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.
Generalmente, el cambio de color no es instantáneo en el valor 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 según 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 a 10 Se produce un exceso de ácido de dos veces con respecto a la base, la proporción es 1:10 y el pH es p K a − 1 o p K 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 indicadores, como el rojo de metilo , ambas especies confieren color. Si bien los indicadores de pH funcionan eficientemente en su rango de pH designado, generalmente se destruyen en los extremos de la escala de pH debido a reacciones secundarias no deseadas.
Los indicadores de pH se emplean con frecuencia en valoraciones en química analítica y biología para determinar el alcance 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, con frecuencia se utiliza un medidor de pH . A veces, se utiliza una combinación de diferentes indicadores para lograr varios cambios de color suaves en una amplia gama de valores de pH. Estos indicadores comerciales (p. ej., indicador universal y papeles Hydrion ) se utilizan cuando sólo es necesario 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. [1]
A continuación se tabulan varios indicadores de pH de laboratorio comunes. Los indicadores suelen presentar colores intermedios con valores de pH dentro del rango de transición indicado. Por ejemplo, el rojo fenol exhibe un color naranja entre pH 6,8 y pH 8,4. El rango de transición puede variar ligeramente dependiendo de la concentración del indicador en la solución y de la temperatura a la que se utiliza. La figura de la derecha muestra indicadores con su rango de operación y cambios de color.
Se puede utilizar un indicador para obtener mediciones bastante precisas del pH midiendo cuantitativamente la absorbancia en dos o más longitudes de onda. El principio puede ilustrarse considerando que el indicador es un ácido simple, HA, que se disocia en H + y A − .
Se debe conocer 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 haberse determinado mediante un experimento previo. Suponiendo que se cumpla la ley de Beer , las absorbancias medidas A x y Ay 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 disuelto, 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 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 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 se puede ampliar 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.
En 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. De este modo 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 está valorando. [5]
Muchas plantas o partes de plantas contienen sustancias químicas de la familia de compuestos de antocianinas de color natural . Son rojos en soluciones ácidas y azules en básicas. Las antocianinas se pueden extraer con agua u otros disolventes de multitud de plantas y partes de plantas coloreadas, incluidas las 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 de la col lombarda , para formar un indicador de pH crudo es una demostración introductoria a la química popular.
El tornasol , utilizado por los alquimistas en la Edad Media y todavía disponible, es un indicador de pH natural elaborado a partir 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.
Las flores de Hydrangea macrophylla pueden cambiar de color según la acidez del suelo. En suelos ácidos, se producen reacciones químicas en el suelo que hacen que el aluminio esté disponible para estas plantas, haciendo que las flores se vuelvan azules. En suelos alcalinos, estas reacciones no pueden ocurrir y, por lo tanto, la planta no absorbe aluminio. Como resultado, las flores siguen siendo rosadas.
Otro indicador natural del pH es la especia cúrcuma . Se vuelve amarillo cuando se expone a ácidos y marrón rojizo cuando está en presencia de álcalis .
![{\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}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/407bba3b954782cbec25c32d99393bf282c2c36d)
![{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log {\frac {[{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}] }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2ed476e8f78a1980748a81ec195978b60032411f)
