Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Indicador ácido-base


Los indicadores ácido-base son sustancias que cambian de color en respuesta a cambios en el pH. Son extremadamente útiles en química para determinar la acidez o alcalinidad de una solución. Estos indicadores, generalmente ácidos o bases débiles, muestran diferentes colores cuando pierden o ganan protones (iones H +) en una solución sobre un rango de pH específico.

Comprendiendo el pH y la escala de pH

La escala de pH es una escala numérica utilizada para especificar la acidez o basicidad (alcalinidad) de una solución acuosa. Va de 0 a 14, con valores más bajos indicando alta acidez, valores más altos indicando alta alcalinidad, y un pH de 7 indicando una solución neutra.

Ejemplo de pH

        Agua (neutra): pH 7
        Jugo de limón (ácido): pH 2
        Solución de jabón (básica): pH 10

Mecanismo de los indicadores ácido-base

Los indicadores cambian de color dependiendo de la disociación del ácido o base débil que contienen. A medida que cambia el pH de la solución, el equilibrio entre la forma protonada y desprotonada del indicador cambia, causando un cambio de color.

Reacción de equilibrio

El equilibrio normal para el indicador ácido (HIn) se muestra a continuación:

        HIn ↔ H + + In – (forma ácida ↔ forma básica)

Donde HIn es la forma protonada del indicador, y In - es la forma desprotonada.

Ejemplo visual de cambio de indicador

Ácido (pH 3) Neutral (pH 7) Alcalino (pH 10)

Indicadores ácido-base comunes y sus transiciones

1. Tornasol

El indicador más conocido, el tornasol, se vuelve rojo en soluciones ácidas (pH < 7) y azul en soluciones alcalinas (pH > 7).

Tornasol en ácido: rojo
Tornasol en base: azul

2. Fenolftaleína

La fenolftaleína es incolora en solución ácida pero se torna rosada en solución alcalina (pH > 8,2).

Fenolftaleína en ácido: incoloro
Fenolftaleína en base: rosa

3. Naranja de metilo

El naranja de metilo es rojo en soluciones ácidas (pH < 3,1) y se torna amarillo a un pH superior a 4,4, que es típico de soluciones menos ácidas.

Naranja de metilo en ácido: rojo
Naranja de metilo en base: amarillo

4. Azul de bromotimol

El azul de bromotimol es amarillo en solución ácida (pH < 6,0), y se torna azul en solución alcalina (pH > 7,6).

Azul de bromotimol en ácido: amarillo
Azul de bromotimol en base: azul

Aplicaciones de varios indicadores

Titulación

Los indicadores ácido-base se utilizan ampliamente en procedimientos de titulación para determinar el punto final de una reacción química. Durante una titulación, el indicador ayuda a mostrar visualmente el cambio en el pH, lo que indica la finalización. Por ejemplo, la fenolftaleína se usa popularmente para titulaciones que involucran bases fuertes y ácidos débiles.

Papeles de pH

Los papeles de pH son tiras empapadas con indicador y se utilizan para probar rápidamente el pH de una solución. Cuando se sumergen en una solución, el papel cambia de color, lo que facilita identificar el pH comparando el color con una tabla estándar.

Uso doméstico e industrial

Fuera de los laboratorios, los indicadores tienen usos prácticos en una variedad de campos, como probar el pH del suelo en la agricultura, probar la acidez de los alimentos en la industria culinaria, y determinar condiciones adecuadas para acuarios.

Preparación de un indicador ácido-base

Algunas sustancias naturales pueden usarse como indicadores ácido-base. Por ejemplo, la col roja contiene un pigmento llamado antocianina, que cambia de color a diferentes niveles de pH. Se puede usar como un indicador natural.

Preparación de un indicador de col

        1. Picar hojas de col roja y hervirlas en agua.
        2. Colar el líquido, que se volverá de color púrpura.
        3. Este líquido se puede usar como un indicador de pH: aparecerá rojo en soluciones ácidas y amarillo verdoso en soluciones alcalinas.

Limitaciones de los indicadores

Aunque los indicadores son útiles para referencia rápida, también tienen sus limitaciones. Cada indicador tiene un rango específico de pH donde un cambio de color es evidente. Fuera de este rango, el indicador puede no funcionar correctamente. Los indicadores también pueden ser menos precisos que los medidores de pH, que proporcionan valores numéricos exactos.

Ejemplo de límites en precisión

Considere el azul de bromotimol, que tiene un rango de transición de aproximadamente pH 6,0 a 7,6. Cuando se usa en una solución con un pH de 5,5, el resultado aún aparecerá amarillo, indicando ninguna diferencia significativa en el pH respecto a una solución con un pH de 6,0.

Alternativas a los indicadores visuales

Los medidores de pH electrónicos proporcionan mediciones numéricas de pH y son útiles cuando la precisión es importante. Funcionan midiendo la diferencia de voltaje entre dos electrodos colocados en una solución, lo que se traduce en un cambio en el nivel de pH.

Uso de un medidor de pH

        1. Calibrar el medidor de pH utilizando una solución tampón estándar.
        2. Sumergir el electrodo del medidor en la solución a probar.
        3. Leer el valor pH digital que se muestra en el medidor.

Conclusión

Los indicadores ácido-base son herramientas importantes en química, proporcionando un medio visual simple para determinar la acidez o alcalinidad de una solución. Desde titulaciones comunes en laboratorio hasta usos prácticos cotidianos, los indicadores ayudan a identificar los niveles de pH de manera rápida y efectiva. Aunque tienen limitaciones en cuanto a precisión, la combinación de indicadores tradicionales y opciones electrónicas como los medidores de pH proporciona un enfoque integral para la medición del pH.


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Indicador ácido-base

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