¿Qué es un indicador ácido base?

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Los indicadores ácido base son compuestos o sustancias químicas que presentan colores notablemente diferentes a diferentes valores de pH. A pesar de que sirven para mostrar a simple vista el rango de pH que posee una solución, se utilizan principalmente en el laboratorio de química como medio para visibilizar el punto de equivalencia durante una titulación o valoración ácido base.

Estos compuestos siempre son ácidos o bases orgánicas débiles que tienen un color diferente cuando se encuentran protonados (a pH bajo) que cuando se encuentran desprotonados (a pH alto). Usualmente son especies monopróticas o monobásicas, lo que significa que sólo están involucradas en un único equilibrio iónico y presentan un único cambio de color.

Algunos ejemplos típicos de indicadores ácido base son la fenolftaleína, el rojo de metilo y el azul de timol. También se pueden preparar indicadores ácido base caseros como el extracto de col roja (col lombarda). Este se puede preparar simplemente hirviendo una col roja en agua durante unos minutos. La solución resultante presentará una serie de colores a diferentes pH que pasan por rojo, morado, verde intenso hasta amarillo.

El concepto de indicador ácido base está íntimamente ligado a las titulaciones ácido base y a otros dos conceptos relacionados que son el punto de equivalencia y el punto final. Comprender de qué se trata cada uno permitirá comprender mejor qué son y para qué son los indicadores ácido base.

Las titulaciones ácido base

Las titulaciones ácido base son técnicas analíticas que los químicos utilizan para determinar la concentración de un ácido o una base (a la se le denomina analito) en una muestra desconocida. Para ello, se toma una alícuota de la muestra que se quiere analizar y se le va agregando gota a gota una solución de una base o de un ácido de concentración conocida (denominada titulante) hasta neutralizar completamente al analito.

Uso de un indicador ácido base durante una titulación

El punto exacto en el que se logra neutralizar al analito se denomina punto de equivalencia, y el volumen del titulante requerido para alcanzar dicho punto junto con su concentración permiten determinar la concentración del analito en la muestra.

El problema con las titulaciones es que el químico analítico que la está llevando a cabo no tiene forma de darse cuenta cuándo se alcanzó el punto de equivalencia. Los indicadores ácido base se agregan al analito ya que sufren un cambio de color visible al alcanzar o superar el punto de equivalencia.

El punto final versus el punto de equivalencia

Como se mencionó anteriormente, los indicadores se utilizan principalmente para mostrar o “indicar” el punto de equivalencia durante una titulación ácido base. Sin embargo, dependiendo de la constante de acidez o de basicidad del analito, dicho punto de equivalencia ocurrirá a diferentes valores de pH, y este pH rara vez coincide exactamente con el pH al que un indicador cambia de color. A pesar de esto, el cambio de color en el indicador es el único referente que el químico puede utilizar para saber que ya debe detener la titulación. Por esta razón, los químicos se refieren al punto en el que un indicador cambia de color como “punto final”, para distinguirlo del verdadero “punto de equivalencia” que están buscando.

El indicador ácido base ideal es aquel que muestra un cambio fuerte de color exactamente en el pH del punto de equivalencia de la titulación. En otras palabras, es aquel con el que el punto final coincide exactamente con el punto de equivalencia. Desafortunadamente, el indicador ácido base ideal no existe, pero, sí hay diferentes indicadores que poseen diferentes intervalos de pH al cual viran o cambian de color. Esto suele ser suficiente para obtener una buena aproximación del punto de equivalencia sin cometer un error experimental muy grande.

Por esta razón, siempre que se va a llevar a cabo una titulación ácido base, se debe comenzar por escoger el indicador que cambie de color lo más cerca posible del pH del punto de equivalencia del analito en cuestión.

Funcionamiento de los Indicadores ácido base

Los indicadores ácido base son ácidos o bases débiles que están involucrados en un equilibrio ácido base entre su forma ácida protonada y su base conjugada o forma desprotonada. Los que son ácidos débiles son neutros en pH ácido y negativos en pH alcalino, y a los que son bases débiles les ocurre lo contrario, es decir, son neutros en pH alcalino y iones positivos en pH ácido.

Para entender por qué esto sucede, consideremos el equilibrio en el que está involucrado un indicador ácido base. La reacción se puede representar de la siguiente manera:

equilibrio de un indicador

Aquí, ka representa la constante de disociación ácida del indicador.

En base a los principios de Le Chatelier, cuando la concentración de iones H+ es alta, es decir, cuando el pH es bajo, este equilibrio se desplaza hacia la izquierda, esto es, hacia la forma protonada HIn. En este caso, vemos el color de HIn porque es la especie que está presente en mayor proporción. Cuando ocurre lo contrario (a baja concentración de H+), el equilibrio se desplaza hacia los productos. En este caso la especie más abundante cuyo color vemos a simple vista es ahora In.

Normalmente, somos capaces de distinguir un color o el otro cuando la concentración de uno es más de 10 veces mayor que la del otro.

Ejemplos de indicadores ácido base

En la siguiente tabla se pueden observar algunos ejemplos de indicadores ácido base comúnmente utilizados en el laboratorio de química, ordenados según el intervalo de pH en el cual ocurre su cambio de color.

IndicadorColor en medio ácidoColor en medio alcalinoIntervalo de pH del punto final
Azul de timolRojoAmarillo1,2 – 2,8
Azul de bromofenolAmarilloMorado azulado3,0 – 4,6
Naranja de metiloNaranjaAmarillo3,1 – 4,4
Rojo de metiloRojoAmarillo4,2 – 6,3
Azul de clorofenolAmarilloRojo4,8 – 6,4
Azul de bromotimolAmarilloAzul6,0 – 7,6
Rojo de cresolAmarilloRojo7,2 – 8,8
FenolftaleínaIncoloroRosado8,3 – 10,0
Colores de diferentes indicadores ácido base

Estos rangos de pH se pueden determinar utilizando la constante de acidez del indicador y calculando el pH al cual se cumple que [HIn]/[In]≥10 (cuando hay diez veces más HIn que In) y cuando [HIn]/[In]≤0.1 (cuando hay diez veces más In que HIn).

¿Cómo se selecciona el indicador ácido base adecuado?

En general, si se piensa titular un ácido o una base fuerte, se puede utilizar prácticamente cualquier indicador, ya que, en esas titulaciones, el pH cambia drásticamente desde muy ácido hasta muy básico o desde muy básico hasta muy ácido justo antes y después del punto de equivalencia, que ocurre exactamente a pH = 7.

Por otro lado, si se va a titular un ácido o una base débil, se debe comenzar por ver su constante de acidez, o, con más precisión, el pKa del analito (el pKa es el negativo del logaritmo de la constante de equilibrio). Este valor representa el pH de la solución a mitad de camino del punto de equivalencia, y proporciona una pista acerca del pH al cuál se alanzará el punto de equivalencia. Como la muestra tiene una concentración desconocida (ya que la titulación se lleva a cabo justamente para encontrar su concentración), no podemos calcular exactamente el pH del punto de equivalencia, pero el pKa nos da una idea general de dónde se encuentra en la escala de pH.

Así, el indicador adecuado será aquel cuyo intervalo de pH de cambio de color esté lo más centrado posible en dicho pKa.

Ejemplo de selección de un indicador ácido base

  • Al titular ácidos o bases fuertes cuyo punto de equivalencia ocurre a pH= 7, casi siempre se utiliza fenolftaleína, a pesar de que vira de color entre 8,3 y 10,0. También se podría seleccionar azul de bromotimol o rojo de cresol, cuyos virajes están mucho más cerca de pH=7, pero en general no es necesasario.
  • Si se quiere titular un ácido débil con un pKa de 3,9 agregando NaOH (que es una base fuerte) entonces se podría seleccionar el naranja de metilo, ya que vira de color entre pH =3,1 y pH=4,4, o el rojo de metilo, que vira a un pH levemente más alcalino. Recuerda que a pH = 3,9 (es decir, cuando pH=pKa), no se ha alcanzado aún el punto de equivalencia, así que hay que seguir agregando más NaOH, por lo que el punto de equivalencia se encontrará en un pH mayor que 3,9.

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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