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1. Química Analítica y métodos
instrumentales
IQ-302
Integrantes:
o Alvarado Portilla Migdalia
o Amador Pino Annjinett
o Ledesma Carreón Rafael David
o Reyes Alarcón Kevin

2. Los indicadores presentan un comportamiento
muy sencillo de comprender. Para realizar los
ejemplos, supongamos a un indicador que está
constituido por un ácido débil monoprótico con
formula general Hln, de este modo, en una
disolución acuosa se ionizará débilmente
produciendo la base conjugada
correspondiente ln^-.
Hln + H2O ↔ H3O^+ + ln^-
Fórmula ácida Fórmula básica
(Amarilla) (Azul)

3. Si se le añade a una disolución ácida HA, una pequeña cantidad de la disolución
indicadora, se producen al mismo tiempo dos procesos, el equilibrio de ionización del
indicador, y también el del ácido.
Hln + H2O ↔ H3O^+ + ln^-
HA + H2O ↔ H3O^+ + A^-
Cuando aumenta la concentración de [H3O^+], por efecto del ión común, el equilibrio que
tiene el indicador se desplaza a la izquierda. En consecuencia, el color que predomina en la
disolución será el color de la forma ácida, Hln.Si añadimos una pequeña cantidad de
indicador a una disolución básica:
Hln + H2O ↔ H3O^+ + ln^-
B + H2O ↔ BH^+ + OH^-
La concentración [H3O^+], se verá disminuida por la combinación de los iones H3O^+, con
los iones OH^-, Y el equilibrio del indicador se ve afectado, desplazándose hacia la derecha.
En consecuencia, dominará en la disolución el color de la forma básica ln^-

4. Cada uno de los indicadores posee un intervalo de viraje que lo caracteriza, es decir, un entorno en
mayor o menor medida, reducido de unidades de pH. Dentro de dicho intervalo es donde se produce el
cambio de color, o viraje. Un indicador tiene mayor utilidad, cuanto más pequeño es su intervalo de
viraje, produciéndose así de forma más clara y sencilla el cambio de color.
En la tabla siguiente se muestran algunas indicadores ácidos-base, junto a los datos de sus intervalos de
viraje y el color que tienen cuando el pH es menor o superior, a dicho intervalo.

5. Pongamos como ejemplo el comportamiento del indicador azul de bromotimol, en tres soluciones
diferentes: la solución ácida, neutra y básica:
1. Al añadir nuestro indicador azul de bromotimol, en un tubo de ensayo que contenga una disolución
de HCl por ejemplo, veremos un color amarillo en la solución, que tendrá un pH < 6.0.
2. Si añadimos el mismo indicador a otro tubo de ensayo, esta vez relleno de agua, veremos que tendrá
una coloración verde, con un pH= 7.
3. Por último, cuando añadimos el indicador de azul de bromotimol, a un tubo de ensayo que contenga
una disolución de NaOH, veremos como ésta se tiñe de azul, con un pH > 7.6. Se comprueba de este
modo que el intervalo de viraje está entre 6.0 y 7.6.

6. Indicadores químicos ácido-base
• Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma
disociada tiene diferente color que la forma sin disociar , ello es
debido a que están formados por sistemas resonantes aromáticos,
que pueden modificar la distribución de carga según la forma que
adopten. Esta alteración por el desplazamiento hacia una forma
mas o menos disociada, hace que la absorción energética del
sistema se modifique y con ello el color.
• Se podría establecer un equilibrio de disociación para una forma
de indicador ácido HIn:

7.  La aplicación de la ley de acción de masas a este equilibrio, nos da
que:
, de lo que:
Kₐ =
[Ln⁻][H⁺]
[HLn]
Kₐ =
[H⁺]
[Ln⁻]
[HLn]

8.  Si el medio es ácido, y aumenta la concentración de H+, deberá disminuir la
relación [In-]/[HIn]. Para ello el equilibrio tendrá que desplazarse hacia la
izquierda, aumentando la concentración de HIn, y dominando su color.
 Si el medio es básico, el cociente tendrá que aumentar, desplazándose el
equilibrio hacia la derecha y dominando el color B. Naturalmente como se
trata de un equilibrio, coexisten las dos formas, y por ello el color que toma
procede de la mezcla de colores y de su proporción. Como los indicadores
tienen diferentes constantes de equilibrio
Kₐ =
[Ln⁻][H⁺]
[HLn]
Kₐ =
[H⁺]
[Ln⁻]
[HLn]

9. Se deben fundamentalmente a la proporción que contengan de los
pigmentos naturales conocidos como antocianinas y antoxantinas. La
antocianina es roja en medio ácido, púrpura en medio neutro y azul en medio
básico, sin embargo la antoxantina es amarilla en medio básico. La
proporción en que se encuentre la mezcla de pigmentos hace que las flores
tengan distintos colores y que se puedan modificar según el pH del medio.
Son glucósidos, con estructura parecida, modificándose la posición de
determinados grupos hidroxilo, con carácter ácido, que según el medio
producen diferentes formas encuadradas en una tautomería ceto-enólica. De
su hidrólisis se extraen los pigmentos coloreados, las antocianidinas y
antoxantidinas
Indicadores químicos ácido-base
naturales

11. La mayoría de los pétalos de las flores
contienen ambos pigmentos, por eso en medio
ácido el jarabe de violetas producía color rojo,
mientras que en medio básico era verde,
combinación del amarillo y del azul, tal como
se muestra en la simulación .

12. Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio.
Habitualmente, se utilizan como indicador de las sustancias químicas que
cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a
un cambio estructural inducido por la protonización o desprotonización de la
especie.
Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira
en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a
naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8
hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras
en disoluciones con colores rosados / violetas.
Indicadores de pH

13.  Los indicadores de pH tienen una constante de protonación , K , que informa
sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del
indicador
 Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando
la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o
igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida
respectivamente.
K =
[H⁺][I⁻]
[HI]