Indicadores ácido-base

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Los indicadores ácido-base ( indicadores de pH [1] ) son compuestos orgánicos que pueden cambiar de color en solución cuando cambia la acidez ( pH ). Los indicadores se utilizan ampliamente en valoraciones en química analítica y bioquímica . Su ventaja es el bajo costo, la velocidad y la visibilidad del estudio. Sin embargo, debido a la subjetividad de la determinación del color y la baja precisión, los indicadores de pH no siempre son convenientes; por lo tanto, los medidores de pH digitales se utilizan para medir con precisión el pH .

Formas de aplicación de los indicadores

Los indicadores generalmente se usan agregando unas gotas de una solución acuosa o alcohólica, o un poco de polvo (por ejemplo, una mezcla de murexide con cloruro de sodio) a una muestra de la solución de prueba. Entonces, durante la titulación, se agrega un indicador a una alícuota de la solución de prueba y se observan los cambios de color en el punto de equivalencia.

Otra aplicación es el uso de tiras de papel empapadas en una solución indicadora o mezcla de indicadores y secadas (ej . Indicador Universal ). Dichas tiras se producen en una amplia variedad de versiones, con una escala de colores impresa en ellas, un estándar de color (incluso para medios coloreados o turbios), o con valores de pH numéricos impresos; para mediciones precisas en rangos estrechos de pH y para el estudio aproximado de soluciones; en rollos, cajas y estuches para lápices, o en forma de libros desprendibles.

Las tiras indicadoras modernas se pueden hacer con un tinte, un indicador injertado en celulosa u otro polímero. Esto los hace resistentes al lavado, hasta el uso repetido.

Indicadores ácido-base (soluciones acuosas)

Intervalos de transición de color

La figura muestra datos aproximados sobre la existencia de diferentes formas de color de indicadores en soluciones acuosas.
Para obtener más detalles (múltiples transiciones, valor de pH ), consulte la siguiente sección.

Tabla de valores de transición de pH para los indicadores más comunes

Los indicadores ácido-base comunes en la práctica de laboratorio se dan en orden ascendente de los valores de pH [2] , provocando un cambio de color [3] . Los números romanos entre corchetes corresponden al número de transición de color (para indicadores con múltiples puntos de transición).

Indicador de
transición y número		 x [4] Color más
ácido 		Rango de pH
y número de transición 		Color más
alcalino
Verde malaquita amarillo 0,1-2,0 [l] azul verde
violeta de metilo amarillo 0,13-0,5 [I] verde
Rojo Cresol [I] rojo 0,2-1,8 [I] amarillo
Violeta de metilo [II] verde 1.0-1.5 [II] azul
Azul de timol [I] a rojo 1.2-2.8 [Yo] amarillo
Tropeolina 00 o rojo 1.3-3.2 amarillo
Violeta de metilo [III] azul 2.0-3.0 [III] Violeta
amarillo de metilo o rojo 3.0-4.0 amarillo
Azul de bromofenol a amarillo 3.0-4.6 Violeta Azul
rojo congo a azul 3.0-5.2 rojo
naranja de metilo o rojo 3.1-(4.0)4.4 (naranja amarillo
Verde de bromocresol a amarillo 3.8-5.4 azul
Azul de bromocresol amarillo 3.8-5.4 azul
lakmoide a rojo 4.0-6.4 azul
rojo de metilo o rojo 4.2(4.4)-6.2(6.3) amarillo
rojo clorofenol a amarillo 5.0-6.6 rojo
tornasol (azolitina) rojo 5.0-8.0 (4.5-8.3) azul
Púrpura de bromocresol a amarillo 5.2-6.8 (6.7) Violeta
azul de bromotimol a amarillo 6.0-7.6 azul
rojo neutro o rojo 6.8-8.0 ámbar amarillo
Fenol rojo sobre amarillo 6.8-(8.0)8.4 rojo brillante
Rojo Cresol [II] a amarillo 7.0(7.2)-8.8 [II] Rojo oscuro
α-naftolftaleína a amarillo-rosa 7.3-8.7 azul
Azul de timol [II] a amarillo 8.0-9.6 [II] azul
Fenolftaleína [5] [I] a incoloro 8.2-10.0 [Yo] rojo carmesí
timolftaleína a incoloro 9.3(9.4)-10.5(10.6) azul
Amarillo de alizarina LJ a amarillo limón pálido 10.1-12.0 marrón amarillo
Nilo azul azul 10.1-11.1 rojo
diazo violeta amarillo 10.1-12.0 Violeta
Verde malaquita azul verde 11.6-13.6[ll] incoloro
Índigo carmín   azul 11.6-14.0 amarillo
azul épsilon Naranja 11.6-13.0 Violeta oscuro


Indicador universal

Las mezclas de indicadores se utilizan ampliamente para determinar el valor de pH de las soluciones en una amplia gama de concentraciones (1-10; 0-12). Soluciones de tales mezclas: los "indicadores universales" generalmente se impregnan con tiras de " papel indicador ", o el indicador mismo se aplica al borde de tiras de polímero especiales ("tiras de prueba de indicador visual") [6] , con las que puede rápidamente (con una precisión de unidades de pH, o incluso décimas de pH) para determinar la acidez de las soluciones acuosas estudiadas. Para una determinación más precisa, el color del papel indicador obtenido aplicando una gota de solución se compara inmediatamente con la escala de color de referencia .

Indicadores naturales de las plantas

Las antocianinas y otros pigmentos vegetales pueden cambiar de color dependiendo del pH del medio (savia celular). Las antocianinas son predominantemente rojas en un ambiente ácido y azules en un ambiente alcalino. El jugo de col lombarda o remolacha roja se usa a menudo como indicador en la enseñanza inicial de la química.

Véase también

Notas

  1. ↑ Yulia Blinokhvatova, Valeria Vikhreva, Tamara Kleimenova, Olga Markovtseva. Química, inorgánica y analítica . - Litros, 2017. - Pág. 33. - 66 p. — ISBN 9785040190010 .
  2. ↑ Los valores entre paréntesis están tomados de The Chemist's Quick Reference Book, comp. VI Perelman, M.-L., "Química", 1964.
  3. ↑ El valor de pH exacto de la transición para la mayoría de los indicadores depende en cierta medida de la fuerza iónica de la solución (I). Así, el valor de pH de la transición, determinado en I=0,1 (por ejemplo, una solución de cloruros de sodio o potasio ) difiere del punto de transición en una solución con I=0,5 o I=0,0025 por 0,15 ... 0,25 unidades de pH .
  4. ↑ *Columna "x" - la naturaleza del indicador: k-ácido, o-base.
  5. ↑ La fenolftaleína se vuelve incolora en un medio fuertemente alcalino. En medio de ácido sulfúrico concentrado, también da un color rojo debido a la estructura del catión fenolftaleína, aunque no tan intenso. Estos hechos poco conocidos pueden conducir a errores en la determinación de la reacción del medio.
  6. ↑ Tiras reactivas indicadoras de pH . Consultado el 7 de noviembre de 2015. Archivado desde el original el 21 de septiembre de 2020.

Literatura

Enlaces