Muy interesante, ¿verdad? Ahora, ¡vamos a sumergirnos en el mundo de los indicadores ácido-base!
- Este artículo trata sobre los indicadores ácido-base.
- En primer lugar, definiremos un indicador ácido-base.
- Después, hablaremos de las limitaciones de los indicadores ácido-base.
- A continuación, nos sumergiremos en los distintos tipos de indicadores ácido-base y sus cambios de color.
- Por último, echaremos un vistazo a las teorías sobre los indicadores ácido-base.
Definición de un indicador ácido-base
En primer lugar, debemos definir qué es un indicador ácido-base.
Un indicador ácido-base es una sustancia que muestra un cambio observable distinto (normalmente, un cambio de color) cuando se produce un cambio en el pH de una solución acuosa.
Los indicadores son ácidos o bases débiles. Un indicador (HIn) se disocia parcialmente en agua para formar iones H+ y su forma conjugada In-.
$$HIn_{(aq)}\rightleftharpoons H^{+}_{(aq)}+In^{-}_{(aq)}$$
Donde
- HIn es el indicador unido, que posee un color.
- In- es la base conjugada de HIn que tiene un color diferente en comparación con HIn
Lo interesante de los indicadores es que el color de la HIn ( aq) (es decir, la forma de pH más bajo) y la base conjugada In-(aq) (es decir, la forma de pH más alto) son diferentes.
Básicamente, el color del indicador depende de las concentraciones relativas de HIn e In-. Una solución tendrá el color de la forma de pH más bajo, HIn, si la mayoría de las moléculas indicadoras existen en la forma HIn. Del mismo modo, una solución tendrá el color de In- si la mayoría de las moléculas indicadoras existen en la forma In-.
- Si la solución contiene cantidades aproximadamente iguales de la forma de ácido débil y de la forma de base conjugada, ¡el color será una mezcla de las dos!
Si aún no estás familiarizado con las valoraciones ácido-base, lee primero"Valoraciones ácido-base", ¡y luego vuelve a este punto para seguir aprendiendo!
Los indicadores tienen diferentes usos: se pueden utilizar para señalar el punto final de una valoración ácido-base, ¡y también estiman el pH de una solución! Los indicadores ácido-base ayudan a los químicos a saber cuándo se ha alcanzado el punto final de la valoración. Idealmente, el indicador debería cambiar de color en el punto de equivalencia. Sin embargo, los cambios de pH son rápidos cerca del punto de equivalencia, y una gota extra de valorante puede cambiar el pH en varias unidades.
Se denomina punto final al punto en el que el indicador cambia de color. Normalmente, es próximo al pH del punto de equivalencia.
Veamos un ejemplo de valoración ácido débil/base fuerte.
En una valoración de ácido débil/base fuerte, sabemos que el punto de equivalencia será algo superior a pH 7. Por tanto, para poder detectar cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, podemos utilizar un indicador que cambie de color en torno a ese intervalo de pH. La fenolftaleína es un indicador que se suele utilizar en valoraciones de ácidos débiles y bases fuertes, porque cambia de color en torno a un pH de 8,2.
- Cuando se añade por primera vez a una solución de ácido débil, la fenolftaleína es incolora.
- Después se añade NaOH y, cuando el pH de la solución se sitúa en torno a 8,2, ¡la fenolftaleína cambia el color de la solución de incolora a rosa claro!
- Si se añade más NaOH, la solución se vuelve de un color rosa/morado más oscuro.
Pensemos en otro indicador.El rojo de metilo es un indicador que cambia de color entre pH 4,2 y 6,3. El rojo de metilo es un gran indicador cuando se trata de la valoración de una base débil con un ácido fuerte, porque el pH de una valoración de base débil/ácido fuerte en el punto de equivalencia es ligeramente inferior a 7, ¡así que el punto de equivalencia cae dentro del intervalo de pH!
Probablemente hayas oído hablar alguna vez del papel tornasol, o incluso lo hayas utilizado, en tu laboratorio de química. El tornasol es un indicador ácido-base fabricado a partir de líquenes, que se utiliza habitualmente para comprobar la presencia de ácidos y bases. El papel tornasol azul se utiliza para mostrar la presencia de un ácido. Si hay ácido, el papel tornasol azul se vuelve rojo. Del mismo modo, ¡el papel tornasol rojo se vuelve azul en presencia de una base!
Para hallar el pH aproximado de una solución, podemos utilizar un indicador universal, compuesto por una mezcla de varios indicadores. Por ejemplo, si quisiéramos determinar el pH de la lejía, podríamos añadir un par de gotas de indicador universal a una muestra de lejía y observar el cambio de color. Luego, podríamos comparar el cambio de color con una escala de pH para hallar el pH aproximado.
La lejía tiene un pH básico/alcalino de alrededor de 12. Por lo tanto, ¡deberías esperar que la lejía se vuelva de color púrpura con la adición de un indicador universal!
Fig. 2: Escala de pH - StudySmarter Originals.
Teorías sobre los indicadores ácido-base
Ahora que sabemos qué son los indicadores ácido-base, ¡vamos a ver algunas teorías sobre ellos! Hay dos teorías con las que deberías estar familiarizado: La teoría de Ostwald y la teoría de los quinonoides.
La teoría de Ostwald se propuso en 1891, y se basa en la teoría de ácidos y bases de Arrhenius.
Los ácidos de Arrhenius donan H+ en H2O, aumentando la concentración de iones de hidrógeno en la solución acuosa.
Las bases de Arrhenius donan OH- en H2O, aumentando la concentración de iones de hidróxido.
Según la teoría de Ostwald, un indicador ácido-base puede ser un ácido orgánico débil o una base orgánica débil. El cambio de color de un indicador se produce debido a la ionización parcial del indicador y a los diferentes colores que tienen la forma unida y la forma de base conjugada (ionizada).
Por ejemplo, la Fenolftaleína (HPh) se disocia parcialmente para formar iones H+ y Ph-. La HPh es incolora, mientras que la Ph- es rosa.
La segunda teoría, la teoría de los quinonoides, se basa en la idea de que los indicadores ácido-base existen en dos formas tautoméricas (bencenoide y quinonoide), y estas dos formas tienen colores diferentes. Un tautómero existe en un medio ácido, mientras que el otro existe en un medio básico. Por tanto, el cambio de color se produce debido a la conversión de un tautómero a otro al cambiar el pH de la solución.
La fenolftaleína tiene una forma bencenoide en solución ácida y una forma quinonoide en solución básica.
Fig. 3: Cambios en la estructura de la fenolftaleína - StudySmarter Originals.
Limitaciones de los indicadores ácido-base
Como hemos aprendido antes, los indicadores tienen colores diferentes según su forma (HIn o In-). La limitación de los indicadores ácido-base es su intervalo de pH. Los indicadores sólo cambian de color en un intervalo de pH concreto, por lo que debes conocer sus intervalos de pH para poder elegir el indicador adecuado para una valoración ácido-base.
- Para las valoraciones ácido fuerte/base fuerte, los indicadores ácido-base que se suelen utilizar son los que cambian de color a pH 7.
- Para valoraciones de ácido débil/base fuerte, los indicadores ácido-base que se suelen utilizar son los que cambian de color a pH > 7.
- Para las valoraciones de base débil/ácido fuerte, los indicadores ácido-base utilizados habitualmente son los que cambian de color a pH < 7.
Tabla de indicadores ácido-base
Veamos los intervalos de pH de algunos indicadores y el pH del punto final. Recuerda que el color a pH bajo es el color del ácido o base débil, mientras que el color a pH alto es el color de su forma conjugada.
El punto final es el pH en el que el indicador cambia a un color entre los dos colores.
Por ejemplo, el azul de bromotimol tiene un color amarillo a pH bajo (HIn) y azul a pH alto (In-). Sin embargo, en el punto final, ¡el color que se forma es una especie de color cerceta!
¡Resolvamos algunos problemas!
¿Qué indicador ácido-base elegirías para una valoración de ácido fuerte/base fuerte?
En las valoraciones ácido fuerte/base fuerte, el punto de equivalencia está en pH 7. Por tanto, el indicador más adecuado para este tipo de valoración sería el azul de bromotimol.
Si decidieras realizar una valoración ácido débil/base fuerte, ¿cuál de los siguientes utilizarías como indicador? ¿naranja de metilo, azul de bromotimol o fenolftaleína?
En las valoraciones de ácido débil/base fuerte, el punto de equivalencia tiene un pH superior a 7. Por tanto, tenemos que elegir un indicador con un intervalo de pH superior a 7.
- El azul de bromotimol tiene un intervalo de pH de 6,0 - 7,6
- El naranja de metilo tiene un intervalo de pH de 3,2 - 4,4
- La fenolftaleína tiene un intervalo de pH de 8,2 - 10
De los tres indicadores, el más adecuado para utilizar en una valoración ácido débil/base fuerte sería la fenolftaleína, porque todo su intervalo de pH es superior a 7.
Colores de los indicadores ácido-base
Cada indicador tiene un intervalo de pH distinto y colores diferentes. En primer lugar, veamos la siguiente imagen, que muestra los colores de algunos indicadores comunes.
¡Podemos utilizar esta imagen para resolver algunos problemas! ¡Veamos algunos ejemplos!
¿Qué color tendría la fenolftaleína en una solución de amoníaco?
El amoníaco tiene un pH de alrededor de 11-12 . Así que, observando la imagen anterior, sabemos que a ese pH específico, ¡la fenolftaleína tendría un color rosa fucsia !
¿Cuál sería el color del naranja de metilo en una solución que tiene un pH de 2?
Según la imagen anterior, ¡a pH 2 el naranja de metilo tendría un color rojo!
¿Sabías que las flores de hortensia se consideran indicadores naturales? ¡Estas flores son de color azul cuando crecen en sólidos ácidos, y rosa/rojo en suelos con un pH básico! Otros tipos de indicadores naturales son las rosas rojas y rosadas, el iris azul, ¡e incluso algunas frutas y verduras como las fresas y la remolacha!
Ahora, ¡espero que te sientas más seguro a la hora de elegir indicadores ácido-base!
Indicadores ácido-base - Puntos clave
- Un indicador ácido-base es una sustancia que muestra un cambio observable distinto (normalmente, un cambio de color) cuando se produce un cambio en el pH de una solución acuosa.
- En los indicadores ácido-base, el color del HIn y el de la base conjugada In- son diferentes.
- Los indicadores ácido-base cambian de color en un intervalo específico de pH.
Referencias
- Lawrie, R., & Norris, R. (2014). Cambridge International AS and A Level Chemistry.
- Brown, T. E., LeMay, H. E. H., Bursten, B. E., & Murphy, C. (2014). Química la ciencia central 13ª Edición. Prentice Hall.
- Saunders, N. (2020). Química Supersimple: The Ultimate Bitesize Study Guide. Londres: Dorling Kindersley.
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