Indicador de pH

Indicadores de PH.

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador de sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Uso de sustancias químicas

Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica, y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa.

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 vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros.

Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, $K$, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.

$K={\frac {[HI]}{[H^{+}][I^{-}]}}\,$

Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.

Papel tornasol

Papel indicador de pH.

Este método es más barato, pero es más inexacto que los otros. Por eso se dice que este método es semicuantitativo, porque sólo muestra algo cercano a lo que es el pH de una disolución.

${\frac {[HI]}{[I^{-}]}}\geq 10$ ,       ${\frac {[I^{-}]}{[HI]}}\geq 10$

Cuando la concentración de la forma ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador, la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones.

$K={\frac {[HI]}{[H^{+}][I^{-}]}}\Rightarrow [HI]=[I^{-}]\Rightarrow K={\frac {[HI]}{[H^{+}][HI]}}={\frac {1}{[H^{+}]}}$

En este punto del pH, el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. Para obtener solamente el color de la forma básica, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida, según lo dicho antes, y para obtener el color de la forma ácida, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. Hablando en términos logarítmicos, equivale a 2 unidades de pH. Por tanto, la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su $logK$.

En resumidas cuentas, el papel pH, o papel tornasol, se vuelve rojo al mezclarse con ácidos y azul al mezclarse con sustancias básicas o alcalinas.

Véase también

• Anexo: Indicadores de pH
• pH

Enlaces externos

• Wikimedia Commons alberga una galería multimedia sobre Indicador de pH.
• Tabla de indicadores de pH Tabla de indicadores de pH con intervalo de viraje y color.