Indicadores ácido-base

Definición de pH

Como indica la definición, el pH es un logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno . En este caso, calculamos ese valor usando algo que se llama concentración molar. Todos los compuestos químicos se pueden clasificar en función del pH en aquellos con reacción ácida, básica o inerte (así, la reacción está determinada por la concentración de iones de hidrógeno). Esta es la razón por la cual el pH se refiere a menudo como una medida de la acidez de una solución. ¿Para qué necesitamos el valor de pH?

• Especificando la reacción de una solución.
• Predecir la posibilidad de una reacción química
• Garantizar las condiciones adecuadas para ciertas plantas.
• Adaptación de procesos específicos con el objetivo de tratar aguas residuales industriales
• Selección de agentes de limpieza eficientes para el tipo de contaminación

El valor de pH está intrínsecamente relacionado con el término escala de pH . La escala va de 0 a 14. Es una herramienta muy útil para organizar soluciones en función de su reacción química. La escala de pH es una escala logarítmica negativa. Se supone que las soluciones cuyo pH es:

• inferiores a 7 (<7) son ácidos (característicos de las soluciones ácidas),
• igual a 7 son inertes,
• superiores a 7 (>7) son básicas (características de las soluciones base).

El pH de las soluciones extremadamente concentradas puede estar por debajo de 0 o por encima de 14, es decir, fuera de la escala de pH.

Indicadores ácido-base

Los indicadores de pH son sustancias químicas específicas que adquieren un determinado color según el entorno. Su rasgo característico es que su color es constante en una solución que tiene una reacción específica; por ejemplo, el naranja de metilo es rojo en una solución muy ácida. En los laboratorios, podemos ver con mayor frecuencia indicadores que son ácidos o bases orgánicos débiles (indicadores ácido-base). La variabilidad de su color dependiendo de la reacción se debe a que las soluciones también establecen el equilibrio entre la forma no disociada (color A) y disociada (color B) del compuesto. Según el lado hacia el que se desplaza el equilibrio químico (es decir, según el contenido de iones de hidrógeno), prevalece una forma particular, que tiene un color específico. Indicadores de pH más populares:

• Fenolftaleína : el indicador más utilizado en los laboratorios químicos. Se aplica en forma de solución al 1%. Es incoloro en soluciones neutras, mientras que en un ambiente básico adquiere un característico color frambuesa.
• Naranja de metilo : se utiliza para detectar ácidos, ya que en su presencia toma un color rojo intenso (pH < 3,2) o amarillo (pH > 4,4). Pertenece al grupo de los llamados colorantes azoicos. Se utiliza como solución acuosa.
• Verde de bromocresol : se aplica en la mayoría de los análisis de compuestos orgánicos. Es un sólido de color blanco a crema. Es amarillo en soluciones ácidas y cambia a azul cuando se ve afectado por una base.
• Rojo de metilo : un colorante azoico. Cambia de color de rojo oscuro a amarillo en el rango de pH de 4,2 a 6,3. Se utiliza principalmente en la titulación ácido-base.
• Azul de bromotimol : un derivado del azul de timol. El cambio de color de este indicador de pH va desde el amarillo (reacción ácida) pasando por el verde (reacción neutra) hasta el azul oscuro (reacción básica).

Papeles indicadores

Los indicadores ácido-base se utilizan a menudo en los laboratorios. Sin embargo, se caracterizan porque cambian de color dentro de ciertos rangos de valores de pH, lo que puede dificultar la determinación de un valor de pH aproximado de una solución con una composición desconocida. Una solución especialmente eficaz son los papeles indicadores . Al mezclar indicadores apropiados, obtenemos indicadores universales, que luego se aplican en tiras de papel de filtro simple. Una vez seco, el papel resultante es nuestro papel indicador universal. La determinación del valor de pH con papeles indicadores universales consiste en sumergirlos en la solución de prueba. Los papeles normalmente vienen con una escala de color apropiada. Comparamos el color del papel indicador universal con el color de la escala, y de esta manera determinamos el valor de pH aproximado.

Indicadores de pH caseros

Se puede utilizar una gama de sustancias naturales como indicadores de pH. Podemos encontrar muchos ejemplos en las cocinas o el jardín. Esto prueba la afirmación de que la química literalmente nos rodea.

Té

La mayoría de la gente ciertamente nota que cuando agregamos jugo de limón al té, el té se vuelve un poco más pálido. Esto se debe a que la esencia de té es un indicador de pH natural. La adición de jugo de limón hace que el pH disminuya, lo que cambia el color marrón claro (reacción neutra) a amarillo pajizo (reacción ácida). Ese cambio de color es causado por unos compuestos llamados taninos, que también son los responsables del regusto característico del té.

Jugo de remolacha

El jugo de remolacha también se distingue por la variabilidad de colores según la reacción. En un ambiente ácido, su color es rojo y violeta, a menudo denominado púrpura. El color se puede observar, por ejemplo, al cocinar sopa de remolacha. Sin embargo, durante la preparación pierde su color, especialmente si la temperatura es demasiado alta. Esto se debe a la degradación térmica de las betaínas durante la ebullición. Para restaurar el color púrpura intenso, debemos acidificar el caldo, así que agregue, por ejemplo, una pequeña cantidad de ácido cítrico.

Flores

Los tintes que existen naturalmente en algunas flores, por ejemplo, en la hortensia o en las nomeolvides, también son una especie de indicadores ácido-base. Su color depende del pH del suelo en el que crecen. Las nomeolvides son rosadas en suelos ácidos, mientras que en un medio básico su color es azul. Es similar con la hortensia: cuanto más bajo es el valor de pH, más azules son las flores y más intenso es ese color.