Un indicador de pH o indicador ácido-base es una sustancia química añadida en una pequeña cantidad a una solución que provoca un cambio de color en función del pH. Esta es una carga de indicadores comunes, una explicación de cómo funcionan, y consejos para elegir el adecuado para sus necesidades.
Cómo utilizar un indicador de pH
Un indicador no cambia de color a un pH preciso o concentración de iones de hidrógeno. En cambio, el cambio de color se produce en un rango de concentración de iones de hidrógeno. Valore un ácido débil utilizando un indicador que cambie en condiciones ligeramente alcalinas. Valorar una base débil utilizando un indicador que cambie de color a un pH ligeramente ácido. Al valorar ácidos o bases fuertes, busque un indicador de pH que muestre un cambio de color cerca de un pH neutro.
Tabla de indicadores de pH comunes
Aquí hay una tabla de indicadores de pH comunes, su rango de pH, sus soluciones y sus cambios de color. Algunos indicadores muestran múltiples cambios de color, por lo que aparecen en la lista más de una vez. Varias referencias indican valores de pH y colores ligeramente diferentes. Esto se debe a que el rango de pH no está bien definido (se espera una precisión dentro de 1 valor de pH) y el color es una decisión de juicio.
| Indicador | Rango de pH | Cantidad por 10 ml | Ácido | Base |
| Azul de Timol | 1.2-2,8 | 1-2 gotas 0,1% soln. en aq. | Rojo | Amarillo |
| Rojo pentametoxi | 1,2-2,3 | 1 gota 0,1% soln. en 70% alc. | rojo-violeta | sin color |
| Tropeolina OO | 1,3-3.2 | 1 gota 1% soln. | rojo | amarillo |
| 2,4-Dinitrofenol | 2.4-4,0 | 1-2 gotas 0,1% soln. en 50% alc. | incoloro | amarillo |
| Amarillo de metilo | 2,9-4.0 | 1 gota 0,1% soln. en 90% alc. | rojo | amarillo |
| Methyl orange | 3,1-4,4 | 1 gota 0,1% aq. soln. | rojo | naranja |
| Azul de bromofenol | 3,0-4,6 | 1 gota 0.1% soln.aq. | amarillo | azul-violeta |
| Azul de tetrabromofenol | 3.0-4,6 | 1 gota 0,1% soln.aq. | amarillo | azul |
| Sulfonato sódico de alizarina | 3.7-5,2 | 1 gota 0,1% soln.aq. | amarillo | violeta |
| α-rojo de naftalina | 3,7-5,0 | 1 gota 0.1% soln. en 70% alc. | rojo | amarillo |
| p-Etoxicrisoidina | 3,5-5,5 | 1 gota 0,1% aq. soln. | rojo | amarillo |
| Verde de bromocresol | 4,0-5,6 | 1 gota 0,1% soln. acuosa | Amarillo | Azul |
| Rojo de metilo | 4,4-6,2 | 1 gota 0.1% soln.aq. | rojo | amarillo |
| púrpura de bromocresol | 5.2-6,8 | 1 gota 0,1% soln. | amarillo | morado |
| Rojo de clorofenol | 5,4-6,8 | 1 gota 0.1% soln. | amarillo | rojo |
| Azul de bromofenol | 6,2-7,6 | 1 gota 0,1% soln.aq. | Amarillo | Azul |
| p-Nitrofenol | 5,0-7,0 | 1-5 gotas 0,1% soln. aq. | Incoloro | Amarillo |
| Azolitmina | 5,0-8,0 | 5 gotas 0.5% soln.aq. | rojo | azul |
| Rojo de fenol | 6.4-8.0 | 1 gota 0.1% soln. | amarillo | rojo |
| rojo neutro | 6.8-8.0 | 1 gota 0.1% soln. en 70% alc. | rojo | amarillo |
| Ácido rosólico | 6,8-8,0 | 1 gota 0,1% soln. en 90% alc. | Amarillo | Rojo |
| Rojo de cresol | 7,2-8,8 | 1 gota 0.1% soln.aq. | amarillo | rojo |
| α-naftaleína | 7.3-8,7 | 1-5 gotas 0,1% soln. en 70% alc. | rosa | verde |
| Tropeolina OOO | 7,6-8.9 | 1 gota de soln. | amarillo | rojo rosado |
| Azul de timol | 8,0-9,6 | 1-5 gotas 0.1% soln.aq. | amarillo | azul |
| Fenolftaleína | 8,0-10,0 | 1-5 gotas 0,1% soln. en 70% alc. | sin color | rojo |
| α-naftolbenzeína | 9,0-11,0 | 1-5 gotas 0,1% soln. en 90% alc. | Amarillo | Azul |
| Timolftaleína | 9,4-10,6 | 1 gota 0.1% soln. en 90% alc. | sin color | azul |
| Azul del Nilo | 10.1-11,1 | 1 gota 0,1% soln. | azul | rojo |
| Amarillo de alizarina | 10,0-12,0 | 1 gota 0.1% soln.aq. | amarillo | lila |
| Amarillo salicílico | 10,0-12,0 | 1-5 gotas 0,1% soln. en 90% alc. | Amarillo | Naranja-marrón |
| Diazo violeta | 10,1-12,0 | 1 gota 0,1% aq. soln. | Amarillo | Violeta |
| Tropeolina O | 11,0-13,0 | 1 gota 0.1% soln.aq. | amarillo | marrón anaranjado |
| Nitramina | 11.0-13,0 | 1-2 gotas 0,1% soln en 70% alc. | sin color | marrón anaranjado |
| Azul de Poirrier | 11.0-13,0 | 1 gota 0,1% soln.aq. | azul | rosa-violeta |
| Ácido trinitrobenzoico | 12,0-13.4 | 1 gota 0,1% soln.aq. | sin color | rojo anaranjado |
Además de los indicadores de pH de esta lista, hay muchos indicadores ácido-base naturales que puede hacer utilizando frutas, verduras, flores, zumos y especias. El zumo de col roja o púrpura es el más conocido de ellos.
Indicador universal
El indicador universal es una mezcla de varios indicadores de pH diferentes que muestra cambios de color suaves en un rango de valores de pH. Existen múltiples fórmulas de indicadores universales, por lo que los rangos de pH y los colores dependen de la fórmula. Las más comunes son variaciones de la fórmula de Yamada, publicada en 1933. Una receta típica incluye 1-propanol, sal de sodio, hidróxido de sodio, sal monosódica, fenolftaleína, rojo de metilo, azul de bromotimol y azul de timol. Esta mezcla muestra los colores rojo, naranja-amarillo, verde, azul e índigo-violeta:
| Rango de pH | Color | Indica |
| < 3 | Rojo | Fuertemente ácido |
| 3 a 6 | Naranja a Amarillo | Débilmente ácido |
| 7 | Verde | Neutral |
| 8 a 11 | Azul | Débilmente alcalino (básico) |
| > 11 | Indigo a Violeta | Fuertemente alcalino (básico) |
Cómo funcionan los indicadores de pH
La mayoría de los indicadores de pH son ácidos débiles o bases débiles. Se disocian según la reacción química general:
HInd + H2O ⇌ H3O+ + Ind-
Aquí, HInd es la forma ácida del indicador e Ind- es su base conjugada. La relación entre HInd e Ind- determina el color de la solución e indica indirectamente el pH de la misma según la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log10 /
Tenga en cuenta que el cambio de color de un indicador de pH no es instantáneo. En cambio, hay un rango de pH en el que aparece una mezcla de los colores del ácido y de la base conjugada. Un indicador da un valor de pH razonablemente preciso dentro de un valor de pH o pKa de más o menos uno.
Cómo elegir un indicador de pH
El paso más importante para elegir el indicador de pH correcto es escoger uno que tenga un cambio de color dentro del rango de pH de la reacción química que se está estudiando. Para una valoración, lo ideal es elegir un indicador de pH que cambie de color justo en el punto de equivalencia. En la práctica, es casi imposible encontrar un indicador que cambie de color en el valor exacto de pH, por lo que hay que elegir uno que cambie de color a un pH ligeramente superior o inferior. En este caso, se titula hasta que se vea el cambio de color más cercano al punto de equivalencia.
Por ejemplo, digamos que se titula un ácido fuerte con una base fuerte. El punto de equivalencia para esta reacción es un valor de pH de 7. Si utiliza fenolftaleína, espera que el color rosa/rojo desaparezca por debajo de un valor de pH de 8,0. Se titula hasta que la solución se vuelve incolora porque eso es lo más cercano al punto de equivalencia que se puede conseguir. Si usas naranja de metilo, esperas que el color cambie de amarillo a naranja por debajo de un pH de 6 y de naranja a rojo alrededor de un pH de 4. Para la reacción de ácido fuerte a base fuerte, valora hasta que el amarillo empiece a volverse naranja. Si espera hasta que el color cambie a rojo, ya ha pasado el punto de equivalencia.
Si puede elegir entre indicadores que cambian de color al pH deseado, elija el que muestre el cambio de color más brusco. Por ejemplo, el azul de bromofenol y el p-nitrofenol dan ambos cambios de color alrededor de un pH neutro, pero el cambio de amarillo a azul (bromofenol) es más fácil de ver que el de incoloro a amarillo (p-nitrofenol).
Otros factores que importan son el disolvente (alcohol o agua), el precio y la versatilidad. El indicador de pH que se elija es una cuestión de su rango de pH, cambio de color, disolvente, disponibilidad y coste.
- Foster, L. S.; Gruntfest, I. J. (1937). «Experimentos de demostración con indicadores universales». Journal of Chemical Education. 14 (6): 274. doi:10.1021/ed014p274
- Lange, Norbert A. (1952). Lange’s Handbook of Chemistry (8ª ed.). Handbook Publishers Inc. ASIN : B000RFWWKO
- Kolthoff, I. M.; Stenger, V. A. (1942). Análisis volumétrico. Interscience Publishers, Inc., Nueva York. ISBN: 978-0470500507
- Schwarzenbach, Gerold (1957). Complexometric Titrations. Traducido por Irving, Harry. Londres: Methuen & Co.
- Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (6th ed.). New York: Houghton Mifflin Company. ISBN: 978-0618946907.