Indicadores ácido-base

La fenolftaleína permanece incolora en cualquier solución con pH inferior a 8.3 y se vuelve rosa por encima de ese valor.

En 1680, Boyle observó que los ácidos cambian el color de ciertos tintes vegetales. Desde entonces, los químicos han usado ese efecto para estimar el pH sin instrumentos. Un indicador ácido-base es un colorante cuyo color depende de la concentración de iones hidronio. Los indicadores son ácidos débiles o bases débiles, y sus dos formas, con y sin el protón adicional, tienen colores distintos.

Cómo responde un colorante al pH

Representemos el indicador como HIn. En agua está en equilibrio con su base conjugada: HIn + H₂O ⇌ H₃O⁺ + In⁻. En el naranja de metilo, HIn es rojo e In⁻ es amarillo, y la constante de ionización ácida es Ka = 4.0 × 10⁻⁴. Al agregar ácido, el H₃O⁺ adicional desplaza el equilibrio hacia la izquierda y predomina la forma roja. Al agregar una base, que elimina H₃O⁺, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia el amarillo. El color que ves depende de la proporción entre In⁻ y HIn.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch relaciona esa proporción con el pH: pH = pKa + log([In⁻]/[HIn]). Cuando el pH es igual al pKa, las dos formas están en igual proporción y se ve una mezcla: anaranjada en el caso del naranja de metilo. El ojo solo percibe un cambio cuando una forma supera claramente a la otra, de modo que el cambio visible ocurre en un intervalo llamado intervalo de viraje, aproximadamente pKa ± 1. Para el naranja de metilo, con pKa = −log(4.0 × 10⁻⁴) = 3.40, el intervalo va desde aproximadamente pH 3.1 (rojo) hasta 4.4 (amarillo).

Cuatro indicadores comunes

Cada indicador solo resulta útil cerca de su propio intervalo. El naranja de metilo es rojo por debajo de aproximadamente 3.1 y amarillo por encima de 4.4, así que no permite distinguir un ácido débil de pH 5 de una base fuerte de pH 13: ambos se ven amarillos. El tornasol cambia de rojo a azul en un intervalo inusualmente amplio, aproximadamente de pH 5 a 8, por lo que sirve para una prueba rápida de acidez o basicidad cerca de 7. El azul de bromotimol pasa de amarillo a azul entre aproximadamente 6.0 y 7.6, con un tono verde cerca del pH neutro. La fenolftaleína es incolora por debajo de pH 8.3 y pasa de rosa a magenta intenso hasta aproximadamente 10. Los intervalos publicados varían unas décimas según la fuente, porque el cambio es gradual y no todos percibimos igual los colores.

Usar varios indicadores a la vez permite acotar la respuesta. Supón que una solución desconocida vuelve amarillo el naranja de metilo, verde el azul de bromotimol y deja incolora la fenolftaleína. El naranja de metilo amarillo indica un pH superior a 4.4; el azul de bromotimol verde, entre 6.0 y 7.6; y la fenolftaleína incolora, inferior a 8.3. En conjunto, sitúan el pH entre 6.0 y 7.6. El indicador universal y el papel de pH van más allá: mezclan varios colorantes para que el color cambie paso a paso a lo largo de un amplio intervalo de pH.

El mismo razonamiento permite elegir el indicador para una valoración, en la que se mezclan ácido y base hasta que se neutralizan exactamente. El indicador debe cambiar de color donde el pH da un salto al llegar al punto final, no durante el aumento lento previo. Al valorar un ácido débil con una base fuerte, el punto de equivalencia está por encima de pH 7 (8.72 para ácido acético 0.100 M), así que sirve la fenolftaleína, pero no el naranja de metilo. La última unidad del curso muestra las curvas completas.