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Química avanzada (AP Chemistry)
Curso: Química avanzada (AP Chemistry) > Unidad 8
Lección 6: Titulación ácido-baseIndicadores de ácido-base
Los indicadores de ácido-base son compuestos que cambian de color cuando se protonan o desprotonan. Como este cambio de color ocurre en un rango de pH específico, los indicadores se pueden usar para aproximarse al punto de equivalencia de una titulación de ácido-base. Creado por Jay.
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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.