Indicador de pH

Un indicador de pH, o más correctamente, un indicador ácido-base es una sustancia de origen natural o sintético que muestra colores diferentes dependiendo del pH de las disoluciones en las que se encuentran.[1]​ [2]​ El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la sustancia indicadora.Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1- 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que varía desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados/violetas.Estas sustancias son, en sí mismas, ácidos o bases débiles, es decir, parcialmente disociados, que dependiendo del grado de disociación muestran un color u otro.Esto ocurre como consecuencia de que la forma ácida presenta un color muy diferente al que le corresponde a su forma conjugada.[4]​ Considerando un indicador como si de cualquier ácido débil se tratara y llamando HIn a la forma ácida del indicador y In- a la forma conjugada, se puede plantear su equilibrio de disociación como:Para aquellos casos en que el indicador es una base débil, también es posible definir su correspondiente equilibrio de disociación.Lo contrario ocurre cuando la concentración de H3O+ es muy baja (pH básico), pues para que se cumpla la ecuación, la concentración de In- tiene que ser mucho mayor que la de HIn .En este caso se apreciará principalmente, el color de la forma básica.de forma que si se conocen los colores correspondientes a las forma ácida y básica del indicador y su constante de acidez, es posible estimar si el pH de la disolución está por debajo o por encima del pKa, o en sus inmediaciones.La precisión puede mejorarse si se emplean varios indicadores con diferentes constantes de acidez.En algunos casos, los indicadores presentan dos constantes de equilibrio, lo que implica, que según el pH del medio pueden encontrarse en forma ácida, en forma básica o como anfolito o especie intermedia.Esto es consecuencia de que el ojo humano no es muy sensible a los cambios de color o a la tonalidad de estos, cuando los colores son muy parecidos, cosa que ocurre a pH próximo al valor del pKa del indicador, cuando en la disolución esta presente una mezcla de HIn e In- en una proporción [HIn] / [In-] mayor de diez o inferior a 0,1.A mayores o menores proporciones el ojo humano promedio es incapaz de detectar pequeños cambios en la tonalidad del color, por lo que da la impresión de que se mantiene constante a la vista, independientemente de la relación entre la forma ácida y la básica.[1]​ Matemáticamente, esta situación puede ser expresada como que el indicador exhibe el color ácido cuandomientras que el color parece ser intermedio entre estos dos valores.o tomando logaritmos y cambiando se signo, queda:En otras palabras, el ojo humano verá claramente el color correspondiente a la forma ácida del indicador, cuando el pH de la disolución sea, al menos una unidad menor que el pKa del indicador.De igual manera, se puede proceder para la forma básica del indicador, obteniendo, en este caso:en el que se apreciará el color correspondiente a la forma básica del indicador.En consecuencia, el cambio de color del indicador se produce en un intervalo de pH que es igual a pKa ± 1.Este intervalo es, por supuesto, una estimación aproximada, siempre que ambos colores sean percibidos por el ojo humano con la misma sensibilidad.Como, en realidad, los colores se basan en una percepción subjetiva del observador y no todos los humanos presentan la misma sensibilidad a los diferentes colores, esta valor de pKa ± 1 es solo una aproximación teórica y no tiene por qué ser simétrico al valor del pKa .[5]​ Actualmente se conocen más de doscientas sustancias que pueden actuar como indicadores de pH, tanto en disoluciones acuosas como no acuosas.En disolución acuosa, los más habitualmente pertenecen a alguno de los siguientes grupos:[6]​ Muchos de los indicadores ácido-base son contienen un grupo azo (-N=N-) y una estructura derivada del azobenceno al que se le introducen diferentes sustituyentes polares, como grupos carboxílicos o sulfónicos, que aumentan su solubilidad en el agua.Estos indicadores son indicadores básicos, ya que el nitrógeno del grupo azo tiene un par de electrones no enlazantes, por lo que actúan como una base de Lewis, pudiendo protonarse en medio ácido, formando un catión cuya carga positiva se encuentra deslocalizada.Las ftaleinas son derivados del triarilmetano y se caracterizan por ser de baja solubilidad en agua, pero muy solubles en etanol, por lo que se preparan en este disolvente.El indicador de este tipo más conocido y utilizado en el laboratorio químico es la fenolftaleina, que vira de incoloro a violeta a pH superior 8,0 (pKa del indicador; 9,3).Son indicadores ácido-base relacionado con las ftaleínas, pero cuya estructura contiene, al menos, un anillo aromático con un grupo sulfonato (-SO3-).Son sustancias poco solubles en agua cuando se encuentran en forma protonada, pero sus sales sódicas, por el contrario, son muy solubles, por lo que se preparan en disolución acuosa a pH básico.