Indicadores de ácido-base

Los indicadores ácido-base se  utilizan en las valoraciones  para indicar con exactitud  el punto de equivalencia. Tomemos como ejemplo un indicador hipotético.  En su forma protonada, el  indicador tiene la fórmula HIn.  Así que este sería el protón  ácido de la forma protonada. Cuando se agrega la base, la forma protonada se  convierte en la forma desprotonada o ionizada:   el indicador pierde un H (hidrógeno)  con una carga positiva, por lo que   la forma desprotonada se representa  como In- (In con una carga negativa). Y si añadimos H+ (H más) a la forma desprotonada,  obtendríamos la forma protonada  del indicador ácido-base. Para este indicador ácido-base hipotético,  el color de la forma protonada es rojo   y de la forma desprotonada amarillo. Recuerda, los indicadores ácido-base se   utilizan en las valoraciones para determinar  cuándo se alcanza el punto de equivalencia. Pensemos ahora en el color de  una solución que contiene este   indicador ácido-base hipotético  para diferentes valores de pH. Imagina que el valor del pKa para el protón ácido  en la forma protonada del indicador es igual a 3   (tres) a 25 (veinticinco) grados Celsius, también  que el pH de la solución es igual a 2 (dos).  En este caso, el pH de la solución es  menor que el pKa para el protón ácido. Si consideramos que el indicador  en su forma protonada es un ácido   débil y la forma desprotonada su base conjugada,  cuando el pH es menor que el pKa  para un par ácido-base conjugado,   la concentración del ácido débil es mayor  que la concentración de la base conjugada. A un pH de 2, tenemos en la solución una  cantidad mucho mayor de la forma protonada   --que es de color rojo-- que de la forma  desprotonada --que es de color amarillo--.  Por lo tanto, el color de la  solución con un pH igual a 2 es rojo. ¿Cuál es el color de la solución si ahora el  pH de la solución es igual a 4 (cuatro)? Dado   que el valor de pKa es igual a 3, si el pH  es igual a 4, el pH es mayor que el pKa. Y para un par ácido-base conjugado, cuando el  pH de la solución es mayor que el valor del pKa,   la concentración de la base conjugada es mayor  que la concentración del ácido débil. O como he   escrito aquí, la concentración del ácido débil es  inferior a la concentración de la base conjugada. Así que, a un pH de 4, tenemos  una cantidad mucho mayor  de la forma desprotonada que  es de color amarillo que de la   forma protonada, que tiene color rojo, en  consecuencia, la solución sería amarilla. Finalmente, pensemos en la situación. donde el pH  es igual a 3. Dado que el valor del pKa también   es igual a 3, el pH es igual al pKa. Para un  par ácido-base conjugado, esto significa que   la concentración del ácido débil es igual  a la concentración de la base conjugada. Si tenemos cantidades  iguales de la forma protonada  y la forma desprotonada, tenemos cantidades  iguales de los colores rojo y amarillo,   por lo que, a un pH de 3,  la solución sería naranja. A continuación, analizaremos qué es el rango de   pH del cambio de color para  este indicador hipotético. El rango aproximado de pH en el cual un indicador   cambia de color es igual al valor del  pKa del indicador ±1 (más menos uno). El pKa del indicador hipotético era igual a 3, por  lo que 3 + 1 = 4 (tres más uno es igual a cuatro)   y 3 – 1 = 2 (tres menos uno es igual a dos), entonces el rango aproximado de pH en el cual   el indicador cambia de color  es de 2 a 4 (dos a cuatro). Y ya sabemos que el color de la solución con  el indicador ácido-base a un pH de 2 es rojo,   a un pH igual a 3 es naranja y a un pH de cuatro es amarillo.  Por lo tanto, si tuviéramos que cambiar  el pH de la solución de dos a cuatro,   veríamos cómo el color de la solución va  de rojo a naranja y después a amarillo. Analicemos ahora cómo elegir el indicador  ácido-base correcto para una valoración. Nuestro objetivo es elegir un  indicador cuyo cambio de color   se produzca lo más cerca posible  del pH del punto de equivalencia. Para una valoración ácido débil-base fuerte,   el punto de equivalencia se  produce a un pH superior a siete. Primero, pensemos en el indicador  ácido-base rojo de metilo.  El rojo de metilo tiene un rango  de pH de aproximadamente 4 a 6.  En un pH ligeramente mayor a 4, el rojo de  metilo comienza a cambiar de rojo a naranja,   y luego a amarillo en el momento en que  alcanza un pH de aproximadamente seis. Sin embargo, el pH en el punto de  equivalencia para esta valoración   parece estar entre 8 (ocho) y 10 (diez). Por lo tanto, si utilizamos rojo de metilo   como indicador y detenemos la valoración  cuando el color de la solución cambia,   estaríamos deteniendo la titulación  mucho antes de lo necesario.  Es decir, en algún lugar aquí, antes  de llegar al punto de equivalencia. En consecuencia, el rojo de  metilo no sería una buena opción  como indicador ácido-base para esta titulación. Otra forma de pensar en esto  es con los valores del pKa. Para el rojo de metilo, el pKa  es de aproximadamente 5 (cinco).  Lo que buscamos es que el pKa coincida lo más  posible con el pH en el punto de equivalencia.   Pero el pH en el punto de equivalencia está  entre 8 y 10, lo cual está demasiado lejos de 5.  Entonces, si comparamos el pKa del indicador rojo  de metilo con el pH en el punto de equivalencia,   concluimos que no es una buena  opción para esta valoración. La fenolftaleína es otro ejemplo de un indicador  ácido-base, y tiene un rango de pH distinto. A un pH de aproximadamente 8,  la fenolftaleína es incolora,  pero comienza a cambiar a rosa a medida  que el pH de la solución va de 8 a 10. En este caso, el color del  indicador cambia en el mismo rango  donde encontraríamos el punto de  equivalencia de la valoración,   por lo que la fenolftaleína sí es una buena opción  como indicador ácido-base para la titulación. Si consideramos que el valor del pKa de la  fenolftaleína es aproximadamente 9 (nueve),   encontramos que el pKa está en el rango de 8 a  10, donde también está el punto de equivalencia. Por lo tanto, podemos llegar a una conclusión  en términos del rango de pH o el valor del pKa. A continuación, elijamos un indicadorpara  una valoración base débil-ácido fuerte. En este tipo de valoraciones, el punto de  equivalencia se alcanza en un pH inferior a siete. Intentaremos usar fenolftaleína para esta  valoración, recuerda que la fenolftaleína   cambia su tonalidad en un rango de pH de 8 a 10, o  en este caso, de 10 a 8 por el tipo de titulación. Así que comenzamos con este pH relativamente alto.  Si utilizamos fenolftaleína como indicador y  detenemos la valoración cuando se produce el   cambio de color, estaríamos deteniendo  la titulación demasiado pronto. Esto es, podríamos estar deteniendo la  valoración en algún punto de esta región. Por lo tanto, la fenolftaleína no  es una buena opción como indicador   ácido-base para esta valoración en particular. Al comparar el pH de la  solución y el pKa del indicador,  encontramos que el pKa de la fenolftaleína  es de aproximadamente 9, lo cual no coincide   con el pH en el punto de equivalencia  que parece estar entre cuatro y seis. Por otro lado, el rojo de metilo tiene  un rango de pH de aproximadamente 4 a   6 en el cual cambia de color; y un pKa de aproximadamente 5. Y ya que el pH del pun to de  equivalencia está entre 4 y 6   (seis),el rojo de metilo sería una buena opción como indicador ácido-base para esta valoración. En conclusión, para una valoración ácido-base, elige un indicador cuyo intervalo de cambio de   color se encuentre lo más cerca posible  del pH en el punto de equivalencia.