ciertas sustancias orgánicas cambian de color en la solución diluida cuando la concentración de iones de hidronio alcanza un valor particular., Por ejemplo, la fenolftaleína es una sustancia incolora en cualquier solución acuosa con una concentración de iones de hidronio superior a 5,0 × 10-9 M (pH < 8,3). En soluciones más básicas donde la concentración de iones de hidronio es inferior a 5.0 × 10-9 M (pH > 8.3), es Rojo o rosa. Sustancias como la fenolftaleína, que se puede utilizar para determinar el pH de una solución, se denominan indicadores ácido-base. Los indicadores ácido-base son ácidos orgánicos débiles o bases orgánicas débiles.,

el equilibrio en una solución del indicador ácido-base methyl orange, un ácido débil, se puede representar por una ecuación en la que usamos HIn como una representación simple para la molécula compleja de methyl orange:

\

\}{}}=4.0×10^{-4}\]

el anión de metil orange, en -, es amarillo, y la forma no ionizada, HIn, es roja. Cuando agregamos ácido a una solución de naranja de metilo, la mayor concentración de iones de hidronio cambia el equilibrio hacia la forma roja no ionizada, de acuerdo con el principio de Le Chatelier. Si añadimos base, desplazamos el equilibrio hacia la forma amarilla., Este comportamiento es completamente análogo a la acción de los búferes.

El color de un indicador es el resultado visible de la relación de las concentraciones de las dos especies In-y HIn. Si la mayor parte del indicador (típicamente alrededor de 60-90% o más) está presente como In−, entonces vemos el color del In− ion, que sería amarillo para el metil orange. Si la mayoría está presente como HIn, entonces vemos el color de la molécula HIn: rojo para Naranja de metilo., Para la naranja de metilo, podemos reordenar la ecuación para Ka y escribir:

\}{}=\dfrac{}{}=\dfrac{\mathit{K}_a}{}}\]

\}{\mathit{K}_a}=\dfrac{}{}}\]

\}{\mathit{K}_a}\derecho)=log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

\)-log(\mathit{K}_a)=-log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

\}{}\right)}\]

\}{}\derecho)\:o\:pH=p\mathit{K}_a+log\left(\dfrac{}{}\right)}\]

La última fórmula es la misma que la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que puede ser utilizado para describir el equilibrio de los indicadores.,

cuando tiene el mismo valor numérico que Ka, La relación de A es igual a 1, lo que significa que el 50% del indicador está presente en la forma roja (HIn) y el 50% está en la forma iónica amarilla (In−), y la solución aparece de color naranja. Cuando la concentración de iones de hidronio aumenta a 8 × 10-4 M (un pH de 3,1), la solución se vuelve roja. Ningún cambio en el color es visible para cualquier aumento adicional en la concentración de iones de hidronio (disminución en el pH). A una concentración de iones hidronio de 4 × 10-5 M (un pH de 4.,4), la mayor parte del indicador está en la forma iónica amarilla, y una disminución adicional en la concentración de iones de hidronio (aumento en el pH) no produce un cambio de color visible. El rango de pH entre 3.1 (rojo) y 4.4 (amarillo) es el intervalo de cambio de color de metil orange; El cambio de color pronunciado tiene lugar entre estos valores de pH.

Se pueden usar muchas sustancias diferentes como indicadores, dependiendo de la reacción particular que se monitoree., Por ejemplo, el jugo de col roja contiene una mezcla de sustancias coloreadas que cambian de rojo intenso a pH bajo a azul claro a pH intermedio a amarillo a pH alto (figura \(\PageIndex{1}\)). En todos los casos, sin embargo, un buen indicador debe tener las siguientes propiedades:

• El cambio de color debe detectarse fácilmente.
• El cambio de color debe ser rápido.
• la molécula indicadora no debe reaccionar con la sustancia que se va a valorar.
• para minimizar los errores, el indicador debe tener un pKin que esté dentro de una unidad de pH del pH esperado en el punto de equivalencia de la titulación.,

El jugo de col roja contiene una mezcla de sustancias cuyo color depende del pH. cada tubo de ensayo contiene una solución de jugo de col roja en agua, pero el pH de las soluciones varía de pH = 2.0 (extremo izquierdo) a pH = 11.0 (extremo derecho). A pH = 7.0, la solución es azul.,

se han desarrollado Indicadores sintéticos que cumplen estos criterios y cubren prácticamente todo el rango de pH. La figura \(\PageIndex{2}\) muestra el rango de pH aproximado sobre el cual algunos indicadores comunes cambian de color y su cambio de color. Además, algunos indicadores (como el azul timol) son ácidos o bases polipróticas, que cambian de color dos veces a valores de pH ampliamente separados.

es importante tener en cuenta que un indicador no cambia de color abruptamente a un valor de pH particular; en su lugar, en realidad se somete a una titulación de pH al igual que cualquier otro ácido o base. A medida que la concentración de HIn disminuye y la concentración de In− aumenta, el color de la solución cambia lentamente del color característico de HIn al de In−. Como veremos en la Sección 16, la relación / cambia de 0.,1 a un pH una unidad por debajo de pKin a 10 a un pH una unidad por encima de pKin. Por lo tanto, la mayoría de los indicadores cambian de color en un rango de pH de aproximadamente dos unidades de pH.

hemos indicado que un buen indicador debe tener un valor pKin que esté cerca del pH esperado en el punto de equivalencia. Para una valoración ácido–base fuerte, la elección del indicador no es especialmente crítica debido al gran cambio en el pH que se produce alrededor del punto de equivalencia., Por el contrario, el uso del indicador incorrecto para una valoración de un ácido débil o una base débil puede resultar en errores relativamente grandes, como se ilustra en la figura \(\PageIndex{3}\). Esta figura muestra gráficas de pH versus volumen de base agregado para la titulación de 50.0 mL de una solución de 0.100 M de un ácido fuerte (HCl) y un ácido débil (ácido acético) con 0.100 m \(NaOH\). También se muestran los rangos de pH sobre los cuales dos indicadores comunes (rojo de metilo, \(pK_{in} = 5.0\), y fenolftaleína, \(pK_{in} = 9.5\)) cambian de color., Las barras horizontales indican los rangos de pH sobre los cuales ambos indicadores cambian de color cruzan la curva de titulación HCl, donde es casi vertical. Por lo tanto, ambos indicadores cambian de color cuando esencialmente se ha agregado el mismo volumen de \(NaOH\) (aproximadamente 50 mL), que corresponde al punto de equivalencia. Por el contrario, la valoración del ácido acético dará resultados muy diferentes dependiendo de si se utiliza rojo de metilo o fenolftaleína como indicador., Aunque el rango de pH sobre el cual la fenolftaleína cambia de color es ligeramente mayor que el pH en el punto de equivalencia de la titulación de ácido fuerte, el error será insignificante debido a la pendiente de esta porción de la curva de titulación. Al igual que con la titulación de HCl, el indicador de fenolftaleína se pondrá rosado cuando se hayan añadido unos 50 mL de \(NaOH\) a la solución de ácido acético. En contraste, el rojo metilo comienza a cambiar de rojo a amarillo alrededor del pH 5, que está cerca del punto medio de la titulación del ácido acético, no del punto de equivalencia., Por lo tanto, agregar solo unos 25-30 mL de \(NaOH\) hará que el indicador rojo metílico cambie de color, lo que resultará en un gran error.

el gráfico muestra los resultados obtenidos utilizando dos indicadores (rojo metilo y rojo fenolftaleína) para la valoración de soluciones de 0,100 m de un ácido fuerte (HCL) y un ácido débil (ácido acético) con 0,100 m \(NaOH\)., Debido a la inclinación de la curva de titulación de un ácido fuerte alrededor del punto de equivalencia, cualquiera de los indicadores cambiará rápidamente de color en el punto de equivalencia para la titulación del ácido fuerte. En contraste, el pKin para el rojo de metilo (5.0) está muy cerca del pKa del ácido acético (4.76); el punto medio del cambio de color para el rojo de metilo ocurre cerca del punto medio de la titulación, en lugar del punto de equivalencia.

en general, para titulaciones de ácidos fuertes con bases fuertes (y viceversa), cualquier indicador con un pK entre aproximadamente 4.0 y 10.0 servirá., Para la valoración de un ácido débil, sin embargo, el pH en el punto de equivalencia es mayor que 7.0, por lo que se debe usar un indicador como fenolftaleína o azul timol, con pKin > 7.0. Por el contrario, para la valoración de una base débil, donde el pH en el punto de equivalencia es inferior a 7,0, se debe utilizar un indicador como Rojo de metilo o azul de bromocresol, con pKin < 7,0.

la existencia de muchos indicadores diferentes con diferentes colores y valores de pKin también proporciona una forma conveniente de estimar el pH de una solución sin usar un costoso medidor electrónico de pH y un electrodo de pH frágil. Las tiras de papel o plástico impregnadas con combinaciones de indicadores se utilizan como «papel de pH», lo que le permite estimar el pH de una solución simplemente sumergiendo un pedazo de papel de pH en él y comparando el color resultante con los estándares impresos en el recipiente (figura \(\PageIndex{4}\)).,