Indicador de pH

Indicador de pH

Plantilla:Àcit i bases Un indicador de pH, o més correctament, un indicador àcit-base és una substància d'orige natural o sintètic que mostra colors diferents depenent del pH de les dissolució en les que es troben. El canvi de color es deu a un canvi estructural induït per la protonación o desprotonación de la substància indicadora. Els indicadors àcit-base tenen un interval de virage de, aproximadament, una unitat dalt i una atra avall de pH, en la que canvien la dissolució en la que es troben d'un color a un atre, o d'una dissolució incolora, a una coloreada.

Els més coneguts són el taronja de metilo, que vira en l'interval de pH 3,1- 4,4, de color roig a taronja, i la fenolftaleína, que varia des d'un pH 8 fins a un pH 10, transformant dissolució incoloras en dissolució en colors rosats/violetas. Ademés es poden usar indicadors casers com la dissolució resultant de hervir en aigua col lombarda, pétals de rosa roja, raïls de cúrcuma a partir de les quals s'obté curcumina, i uns atres (entre els quals podem destacar a la col morada i la pell de pruna, que són usades per algunes cultures indígenes).

Fonament

Molts composts químics d'orige natural o preparats en el laboratori, presenten la propietat de canviar de color en funció del pH de les dissolució en les que es troben dissolts, per lo que són coneguts com a indicadors de pH, ya que per mig de l'ocupació d'un o varis d'ells és possible medir, de forma aproximada, el pH de les dissolució. Estes substàncies són, en sí mateixes, àcit o bases dèbils, és dir, parcialment disociados, que depenent del grau de dissociació mostren un color o un atre. Açò ocorre com a conseqüència de que la forma àcida presenta un color molt diferent al que li correspon a la seua forma conjugada. Considerant un indicador com si de qualsevol àcit dèbil es tractara i cridant HIn a la forma àcida de l'indicador i In^- a la forma conjugada, es pot plantejar el seu equilibri de dissociació com:

$\mathrm{H}\mathrm{I}\mathrm{n}(\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{l}\mathrm{o}\mathrm{r}-\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{i}\mathrm{d}\mathrm{o})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{I}\mathrm{n}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{l}\mathrm{o}\mathrm{r}-\mathrm{b}\mathrm{a}\mathrm{s}\mathrm{e})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

Per a aquells casos en que l'indicador és una base dèbil, també és possible definir el seu corresponent equilibri de dissociació. Cridant In a la base i InH⁺ al seu àcit conjugat:

$\mathrm{I}\mathrm{n}(\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{l}\mathrm{o}\mathrm{r}-\mathrm{b}\mathrm{a}\mathrm{s}\mathrm{e})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{I}\mathrm{n}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{l}\mathrm{o}\mathrm{r}-\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{i}\mathrm{d}\mathrm{o})+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

Qualsevol d'estos equilibris poden definir-se matemàticament a través de la constant de dissociació àcida, K_a. Considerant l'indicador àcit:

$K_a=\frac{[H_3{O}^{+}][I{n}^{-}]}{[HIn]}$

i reordenando els térmens de l'equació, queda:

$[H_3{O}^{+}]=K_a\frac{[HIn]}{[I{n}^{-}]}$

Color de la dissolució de blava de bromotimol con relación a el pH. (pKa de l'indicador; 6,9). Interval de virage de pH 6,0 a 7,6

Si la concentració d'H₃O⁺ de la dissolució en la que es troba l'indicador, és alta, implica, ya que K_a és constant, que la concentració de la forma àcida, HIn, serà molt superior a la de la seua base conjugada, In^-, per lo que s'apreciarà el color que li corresponga a la forma àcida. Lo contrari ocorre quan la concentració d'H₃O⁺ és molt baixa (pH bàsic), puix per a que es complixca l'equació, la concentració de In^- té que ser molt major que la de HIn . En este cas s'apreciarà principalment, el color de la forma bàsica. En aquells casos en que [HIn] = [In^-] el color que pren la dissolució serà un color intermig entre el color de la forma àcida i el de la forma bàsica. En este cas, implica que

$[H_3{O}^{+}]=K_a$

o lo que és lo mateix,

$pH=p{K}_a$

de manera que si es coneixen els colors corresponents a les forma àcida i bàsica de l'indicador i el seu constant d'acidea, és possible estimar si el pH de la dissolució està per davall o per damunt del pK_a, o en els seus voltants. La precisió pot millorar-se si s'ampren varis indicadors en diferents constants d'acidea. En alguns casos, els indicadors presenten dos constants d'equilibri, lo que implica, que segons el pH del mig poden trobar-se en forma àcida, en forma bàsica o com anfolito o espècie intermija. Cada una d'estes formes tenen un color característic i ademés, l'indicador presenta dos intervals de canvi de color, un per cada pK_a.

Interval de virage

L'interval de pH en el que es produïx el canvi net de color color de la forma àcida a la bàsica, es denomina interval de virage i produïx entre dos valors de pH de la dissolució, un de màxim i un atre mínim. Cada indicador té un interval de virage característic, que està relacionat en el seu constant de dissociació (o pK_a) i que sol ser de l'entorn de dos unitats de pH, una per baix del pK_a i un atre per damunt. Açò és conseqüència de que l'ull humà no és molt sensible als canvis de color o a la tonalitat d'estos, quan els colors són molt pareguts, cosa que ocorre a pH pròxim al valor del pK_a de l'indicador, quan en la dissolució esta present una mescla de HIn i In^- en una proporció [HIn] / [In^-] major de dèu o inferior a 0,1. A majors o menors proporcions l'ull humà promig és incapaç de detectar menuts canvis en la tonalitat del color, per lo que dona l'impressió de que es manté constant a la vista, independentment de la relació entre la forma àcida i la bàsica.

Matemàticament, esta situació pot ser expressada com que l'indicador exhibix el color àcit quan

$\frac{[HIn]}{[I{n}^{-}]}\ge \frac{10}{1}\ge 10$

i exhibix el color bàsic quan

$\frac{[HIn]}{[I{n}^{-}]}\le \frac{1}{10}\le 0,1$

mentres que el color sembla ser intermig entre estos dos valors.

Substituint estos valors en l'equació reordenada de la constant d'equilibri, queda:

$[H_3{O}^{+}]=K_a\cdot 10$

o prenent logaritmos i canviant se signe, queda:

$-log[H_3{O}^{+}]=-log{K}_a-1$

Indicadors de pH habitualment utilisats. Color que prenen en relació en el pH de la dissolució

o lo que és lo mateix:

$pH=p{K}_a-1$

En atres paraules, l'ull humà vorà clarament el color corresponent la forma àcida de l'indicador, quan el pH de la dissolució siga, a lo manco una unitat menor que el pK_a de l'indicador. D'igual manera, es pot procedir per a la forma bàsica de l'indicador, obtenint, en este cas:

$pH=p{K}_a+1$

en el que s'apreciarà el color corresponent a la forma bàsica de l'indicador.

En conseqüència, el canvi de color de l'indicador es produïx en un interval de pH que és igual a pK_a ± 1. Este interval de pH en lo que es coneix com a interval de virage o interval de canvi de l'indicador i té especial rellevància quan l'indicador s'utilisa per a determinar el punt final de les valoracions àcit-base. Este interval és, per supost, una estimació aproximada, sempre que abdós colors siguen percebuts per l'ull humà en la mateixa sensibilitat. Com, en realitat, els colors es basen en una percepció subjectiva de l'observador i no tots els humans presenten la mateixa sensibilitat als diferents colors, esta valor de pK_a ± 1 és solament una aproximació teòrica i no té per qué ser simètric al valor del pK_a .