Indicadores Ácido-Base y la Teoría de la Valoración

 

Indicadores Ácido-Base y la Teoría de la Valoración

 

1. Indicadores Ácido-Base

1.1 Definición y naturaleza química

Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos, usualmente colorantes, que tienen la propiedad de cambiar de color en función del pH del medio en el que se encuentran. Este cambio es el resultado de una transformación estructural a nivel molecular, motivada por la ganancia o pérdida de protones (iones H⁺).

Químicamente, se comportan como ácidos o bases débiles, lo que les permite establecer un equilibrio ácido-base en solución acuosa. Este equilibrio está relacionado con la constante de acidez del indicador, conocida como pKᵢₙ_d. La forma ácida del indicador (HInd) y su forma conjugada (Ind⁻) presentan colores distintos, lo que permite la detección visual de variaciones de pH en una solución.

Donde:

• pKₙᵢd: constante de acidez del indicador (pKa del indicador).
• [HInd]: concentración de la forma ácida del indicador.
• [Ind⁻]: concentración de la forma básica del indicador.

Esta fórmula es una forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, adaptada para un indicador ácido-base:

1.2 Mecanismo de acción

El equilibrio químico de un indicador puede escribirse como:

• HInd = forma protonada (ácida) del indicador.
• Ind⁻ = forma desprotonada (básica) del indicador.

El color que se observa depende de cuál especie predomina. Si el medio es ácido (pH bajo), la forma HInd será la dominante; si el medio es básico (pH alto), prevalecerá la forma Ind⁻.

1.3 Características de los indicadores

• Sensibles al pH: cambian de color de forma perceptible entre dos valores de pH.
• Reversibles: el cambio de color es reversible si el pH vuelve a su valor inicial.
• No deben interferir con la reacción química a monitorear.
• Coloridos en bajas concentraciones: permiten la observación del cambio sin afectar la solución.

 

2. Indicadores con pH ácido e Indicadores con pH básico

2.1 Clasificación según el intervalo de pH

Los indicadores pueden agruparse según el intervalo de pH en el que ocurre su cambio de color más notorio, conocido como intervalo de viraje. Esto depende del valor del pKᵢₙ_d del indicador.

 a) Indicadores que actúan en pH ácido (pH < 7)

Estos indicadores cambian de color en soluciones ácidas, es decir, en valores de pH bajos. Son útiles cuando se valoran ácidos fuertes con bases débiles, ya que el punto de equivalencia estará en la zona ácida del pH.

  Ejemplos:

Indicador	Color en medio ácido	Color en medio básico	Intervalo de pH
Naranja de metilo	Rojo	Amarillo	3.1 – 4.4
Rojo de metilo	Rojo	Amarillo	4.2 – 6.3
Azul de bromofenol	Amarillo	Azul	3.0 – 4.6

b) Indicadores que actúan en pH básico (pH > 7)

Son más apropiados cuando el punto de equivalencia se encuentra en medio básico, como en valoraciones de ácidos débiles con bases fuertes.

Ejemplos:

Indicador	Color en medio ácido	Color en medio básico	Intervalo de pH
Fenolftaleína	Incoloro	Rosa	8.2 – 10.0
Rojo de fenol	Amarillo	Rojo	6.8 – 8.4
Azul de timol	Amarillo	Azul	8.0 – 9.6

3. Intervalo de Viraje

3.1 Definición

El intervalo de viraje es el rango de pH en el que un indicador cambia perceptiblemente de color. Este intervalo está centrado en el valor del pKᵢₙ_d del indicador, que es el valor de pH en el que las formas HInd e Ind⁻ se encuentran en la misma concentración. Generalmente, el cambio de color es más notorio entre pKᵢₙ_d ± 1.

3.2 Importancia del intervalo de viraje

El intervalo de viraje es crucial para elegir el indicador adecuado en una valoración. Si el punto de equivalencia de una reacción ácido-base no coincide con el intervalo de viraje del indicador, el cambio de color no reflejará correctamente la neutralización, y el resultado será erróneo.

Ejemplo de aplicación correcta:

• Si se valora un ácido fuerte con una base fuerte (punto de equivalencia en pH ≈ 7), se recomienda usar indicadores como el azul de bromotimol (intervalo de 6.0 a 7.6).

Estructura química del azul de bromotimol.

3.3 Factores que afectan el viraje

• Concentración del indicador: concentraciones muy bajas o altas pueden alterar la visibilidad del color.
• Presencia de otros solutos: pueden interferir con el equilibrio del indicador.
• Temperatura: algunos indicadores presentan variaciones en su intervalo de viraje con cambios de temperatura.

4. Teoría de la Valoración

4.1 Definición

La valoración ácido-base (o titulación) es una técnica de laboratorio utilizada para determinar la concentración desconocida de una disolución, mediante la adición controlada de otra disolución de concentración conocida. En una valoración ácido-base, la reacción entre los dos reactivos es una neutralización, que sigue la ecuación:

4.2 Conceptos clave

• Valorante o titulante: la disolución de concentración conocida que se añade.
• Analito o valorado: la disolución cuya concentración se desea determinar.
• Punto de equivalencia: el momento en que la cantidad de ácido añadido es estequiométricamente igual a la cantidad de base presente.
• Punto final: el instante en que se observa el cambio de color del indicador.

4.3 Tipos de valoraciones ácido-base

a) Ácido fuerte + Base fuerte

• Ejemplo: HCl + NaOH
• pH en el punto de equivalencia ≈ 7
• Indicador recomendado: azul de bromotimol.

 

b) Ácido fuerte + Base débil

• Ejemplo: HCl + NH₃
• pH en el punto de equivalencia < 7 (ácido)
• Indicador recomendado: rojo de metilo o naranja de metilo.

 

c) Ácido débil + Base fuerte

• Ejemplo: CH₃COOH + NaOH
• pH en el punto de equivalencia > 7 (básico)
• Indicador recomendado: fenolftaleína.

 

d) Ácido débil + Base débil

• Ejemplo: CH₃COOH + NH₃
• No presenta un punto de equivalencia bien definido.
• Requiere el uso de un pH-metro, no es recomendable utilizar indicadores.

 

4.4 Representación gráfica: Curvas de valoración

Una curva de valoración es un gráfico que representa la variación del pH en función del volumen del titulante añadido. Estas curvas permiten:

• Visualizar el punto de equivalencia.
• Determinar el rango de pH en el que ocurre la neutralización.
• Elegir el indicador más apropiado.

Curvas de valoración: (a) Titulación de un ácido fuerte y (b) Titulación de un ácido débil.

4.5 Métodos de detección del punto final

• Indicadores ácido-base (método visual).
• pH-metría: con un electrodo que mide pH en tiempo real.
• Conductimetría: detecta el cambio en la conductividad eléctrica de la solución.
• Potenciometría: mide el potencial eléctrico generado por los iones presentes.

 

4.6 Aplicaciones prácticas de la valoración ácido-base

• Determinación de la acidez o alcalinidad de productos alimenticios (jugos, vinos, refrescos).
• Análisis de aguas (potables, residuales, industriales).
• Control de calidad en productos farmacéuticos.
• Estudios de suelos en agronomía.
• Determinación de pureza en soluciones químicas.