- Explicar cuál, de una serie dada, sería el mejor indicador ácido-base para una valoración determinada.
Puntos clave
- En general, una molécula que cambia de color con el pH del medio en el que se encuentra puede utilizarse como indicador.
- En la reacción HIn\rightleftharpoons { H }^{ + } +{ In }^{ – } , la adición de ácido desplaza el equilibrio del indicador hacia la izquierda.
- En la reacción HIn\rightleftharpoons { H }^{ + } +{ In }^{ – } , la adición de base desplaza el equilibrio del indicador hacia la derecha.
- Para una precisión óptima, la diferencia de color entre las dos especies coloreadas debe ser lo más clara posible, y cuanto más estrecho sea el rango de pH del cambio de color, mejor.
Términos
- pHEl negativo del logaritmo en base 10 de la concentración de iones de hidrógeno, medido en moles por litro; una medida de acidez o alcalinidad de una sustancia, que toma valores numéricos desde 0 (máxima acidez) pasando por 7 (neutro) hasta 14 (máxima alcalinidad).
- IndicadorUn compuesto químico halochromico que se añade en pequeñas cantidades a una solución para poder determinar visualmente el pH (acidez o basicidad) de la misma.
- TrituraciónDeterminación de la concentración de alguna sustancia en una solución mediante la adición lenta de cantidades medidas de alguna otra sustancia (normalmente utilizando una bureta) hasta que se demuestre que se ha completado una reacción-por ejemplo, por el cambio de color de un indicador
- Indicador de pHUn indicador ácido-base.
Existen muchos métodos para determinar el pH de una solución y para determinar el punto de equivalencia al mezclar ácidos y bases. Estos métodos van desde el uso de papel tornasol, papel indicador, electrodos específicamente diseñados y el uso de moléculas coloreadas en la solución. Aparte de los electrodos, todos los métodos son visuales y se basan en algunos cambios fundamentales que se producen en una molécula cuando cambia el pH de su entorno. En general, una molécula que cambia de color con el pH del entorno en el que se encuentra puede utilizarse como indicador.
En la ecuación:
HIn \N-rightleftharpoons { H^{ + }+ { In }^{ – }
el ácido débil HIn se muestra en equilibrio con su anión ionizado In-. En esta reacción, la adición de ácido desplaza el equilibrio del indicador hacia la izquierda. A la inversa, la adición de una base desplaza el equilibrio del indicador hacia la derecha.
En el caso del indicador naranja de metilo, el HIn se colorea de rojo y la forma ionizada In- es amarilla.
En este ejemplo:
{ K }_{ a }\quad =\frac { \left \left }{ \left }
Para el naranja de metilo, Ka = 1,6 X 10-4 y pKa = 3,8. Las formas neutra (roja) y disociada (amarilla) del indicador están presentes en concentraciones iguales cuando el pH = 3,8. El ojo es sensible a los cambios de color en un rango de relaciones de concentración de aproximadamente 100 o en dos unidades de pH. Por debajo de pH 2,8, una solución que contenga naranja de metilo es roja; por encima de aproximadamente 4,8, es claramente amarilla.
Los indicadores de pH se emplean frecuentemente en valoraciones en química analítica y biología para determinar el alcance de una reacción química. Debido a la elección (determinación) subjetiva del color, los indicadores de pH son susceptibles de lecturas imprecisas. Para las aplicaciones que requieren una medición precisa del pH, se suele utilizar un medidor de pH. A veces se utiliza una mezcla de diferentes indicadores para conseguir varios cambios de color suaves en una amplia gama de valores de pH. Estos indicadores comerciales (por ejemplo, el indicador universal y los papeles Hydrion) se utilizan cuando sólo se necesita un conocimiento aproximado del pH. Los indicadores suelen mostrar colores intermedios a valores de pH dentro de un rango de transición específico. Por ejemplo, el rojo de fenol muestra un color naranja entre el pH 6,8 y el pH 8,4. El rango de transición puede cambiar ligeramente dependiendo de la concentración del indicador en la solución y de la temperatura a la que se utilice.
Cuando se ve en la propia escala de pH, las transiciones de color determinadas por sus rangos de transición se hacen más claras y el contexto de la sensibilidad del indicador en los rangos de pH se expone de forma más informativa.
Ejemplo:
En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, ¿qué indicador sería la mejor opción?
A. Naranja de metilo
B. Verde de bromocresol
C. Fenolftaleína
La respuesta correcta es C. En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, la base conjugada del ácido débil hará que el pH en el punto de equivalencia sea mayor que 7. Por lo tanto, se querrá un indicador que cambie en ese rango de pH. Tanto el naranja de metilo como el verde de bromocresol cambian de color en un rango de pH ácido, mientras que la fenolftaleína lo hace en un pH básico.