Indicadores y soluciones amortiguadoras
Lo que vas a aprender
- Explicar por qué un indicador cambia de color y por qué lo hace en un rango de pH y no en un punto.
- Usar el pH calculado de una solución para predecir el color de un indicador, con rangos de viraje aproximados.
- Elegir un indicador adecuado para una titulación según el pH del punto de equivalencia.
- Explicar qué es una solución amortiguadora y calcular cómo cambian sus componentes al agregarle un ácido o una base.
Para qué
¿Para qué sirve esto?
Si cocinas repollo morado y le agregas al agua del cocido unas gotas de limón, el color se vuelve rojizo; si en cambio le agregas un poco de bicarbonato, se pone verdoso. El repollo tiene sustancias que cambian de color según el pH: es un indicador natural. En el laboratorio se usan indicadores parecidos para saber, sin aparatos, si una solución es ácida o básica, y para ver el punto final de una titulación.
La otra mitad de la lección trata de lo contrario: de soluciones que no se dejan cambiar el pH. Tu sangre, por ejemplo, se mantiene ligeramente básica aunque comas alimentos ácidos, gracias a una mezcla de sustancias que absorbe los excesos. A esas mezclas se les llama amortiguadoras.
Antes de empezar recuerda cómo se calcula el pH de un ácido o de una base fuertes y qué es un par ácido–base conjugado.
Explicación
Cómo funciona un indicador
Un indicador es casi siempre un ácido débil (o una base débil) cuya forma con el protón tiene un color y cuya forma sin el protón tiene otro. Si llamamos HIn a la forma ácida:
$$\mathrm{HIn} \rightleftharpoons \mathrm{H^{+}} + \mathrm{In^{-}}$$
Cuando hay muchos $\mathrm{H^{+}}$ (pH bajo), el equilibrio se corre hacia la izquierda y domina el color de HIn. Cuando hay pocos (pH alto), domina el color de $\mathrm{In^{-}}$. El paso de un color al otro no es un salto en un solo valor de pH: es gradual y ocurre en un rango de viraje, que en muchos indicadores abarca más o menos dos unidades de pH. En la mitad del rango se ve una mezcla de los dos colores.
Algunos indicadores comunes
Los rangos de esta lista son aproximados y se dan como ejemplo: pueden variar un poco según la tabla que consultes y la concentración del indicador.
- Papel tornasol: rojo en medio ácido y azul en medio básico; vira más o menos entre pH 4,5 y pH 8,3.
- Fenolftaleína: incolora en medio ácido y en medio neutro; se vuelve rosada más o menos entre pH 8,2 y pH 10, y sigue rosada por encima (solo en medio muy básico, más o menos por encima de pH 13, vuelve a perder el color).
- Azul de bromotimol: amarillo por debajo de pH 6, aproximadamente, y azul por encima de pH 7,6, aproximadamente; verde en medio.
- Naranja de metilo: rojo por debajo de pH 3,1, aproximadamente, y amarillo por encima de pH 4,4, aproximadamente.
Fíjate en una consecuencia: que la fenolftaleína se vea incolora no quiere decir que la solución sea ácida, porque también es incolora en una solución neutra o apenas básica. Un solo indicador solo dice de qué lado de su rango está el pH. Para saber el pH con más detalle se usa el papel indicador universal, que mezcla varios indicadores y tiene una tabla de colores, o un pH-metro, un aparato que lo mide con un electrodo.
Elegir el indicador de una titulación
En la lección anterior viste que la curva de una titulación da un salto brusco de pH cerca del punto de equivalencia. El indicador sirve si su rango de viraje cae dentro de ese salto: así el color cambia con una o dos gotas de base, justo al llegar a la equivalencia.
- Ácido fuerte con base fuerte: el salto es grande y pasa por 7, y sirven indicadores como el azul de bromotimol o la fenolftaleína.
- Ácido débil con base fuerte: el punto de equivalencia está por encima de 7, y la fenolftaleína, que vira en medio básico, es una buena elección. El naranja de metilo cambiaría de color mucho antes de tiempo.
Las soluciones amortiguadoras
Si agregas un poco de ácido fuerte a agua pura, el pH cae varias unidades de golpe, como verás en el primer ejemplo. Una solución amortiguadora es una mezcla que resiste ese cambio. Se prepara con un ácido débil y su base conjugada en cantidades parecidas, por ejemplo ácido acético (CH₃COOH) e ion acetato (CH₃COO⁻, que se agrega como acetato de sodio), o con una base débil y su ácido conjugado, como NH₃ y NH₄⁺.
El truco es que la mezcla tiene «un defensor para cada lado»:
- si llega un ácido, la base conjugada atrapa los $\mathrm{H^{+}}$: $\mathrm{CH_3COO^{-}} + \mathrm{H^{+}} \rightarrow \mathrm{CH_3COOH}$;
- si llega una base, el ácido débil le entrega protones a los $\mathrm{OH^{-}}$: $\mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{OH^{-}} \rightarrow \mathrm{CH_3COO^{-}} + \mathrm{H_2O}$.
En los dos casos, el $\mathrm{H^{+}}$ o el $\mathrm{OH^{-}}$ que llegó se convierte en una sustancia que ya estaba en la mezcla, y el pH cambia muy poco. Ojo: muy poco no es nada. Un amortiguador no deja el pH fijo, y tiene un límite: cuando se ha gastado buena parte de su base conjugada (o de su ácido), deja de proteger, y gastarla toda es el límite teórico. Esa cantidad que aguanta es su capacidad amortiguadora, y es mayor cuanto más concentrados están sus dos componentes.
Una mezcla de un ácido fuerte con su sal, como HCl y NaCl, no es amortiguadora: el ion cloruro es una base tan débil que no atrapa los $\mathrm{H^{+}}$ que llegan.
Los amortiguadores están en todas partes: en la sangre (el par ácido carbónico / bicarbonato), en los medios donde se cultivan bacterias y células, y en muchos productos que necesitan un pH estable para no dañarse.
Ejemplo resuelto
Un poco de ácido en agua pura
A 990 mL de agua pura (pH 7) se le agregan 10 mL de HCl de concentración 0,1 mol/L. ¿Cuál es el pH de la mezcla y cuántas unidades bajó?
Ver la solución paso a paso
Paso 1. Moles de HCl agregados, con el volumen en litros:
$$\frac{0{,}1 \cdot 10}{1000}$$
Son $0{,}001$ mol de HCl, y como es un ácido fuerte, otros tantos de H⁺.
Paso 2. El volumen final es 990 mL + 10 mL, es decir, 1 L. La [H⁺] es:
$$0{,}001 \div \frac{990 + 10}{1000}$$
La [H⁺] es $0{,}001$ mol/L (los H⁺ propios del agua son tan pocos que no cuentan).
Paso 3. El pH:
$$-\log_{10} 0{,}001$$
El pH es $3$.
Bajó de 7 a 3:
$$7 - 3$$
Son $4$ unidades: la [H⁺] quedó multiplicada por diez mil con solo 10 mL de ácido diluido (unas 200 gotas) en casi un litro de agua.
Respuesta: El pH de la mezcla es 3: bajó 4 unidades.
Ejemplo resuelto
El mismo ácido en un amortiguador
Un amortiguador de 1 L tiene 0,1 mol de CH₃COOH y 0,1 mol de CH₃COO⁻. Se le agregan 0,001 mol de HCl. ¿Cuántos moles de cada componente quedan, y qué parte de la base conjugada se gastó?
Ver la solución paso a paso
Cada H⁺ que llega es atrapado por un ion acetato y lo convierte en ácido acético. Los moles de CH₃COO⁻ bajan:
$$0{,}1 - 0{,}001$$
Quedan $0{,}099$ mol de CH₃COO⁻.
Y los de CH₃COOH suben en la misma cantidad:
$$0{,}1 + 0{,}001$$
Hay $0{,}101$ mol de CH₃COOH.
La fracción de la base conjugada que se gastó es:
$$\frac{0{,}001}{0{,}1}$$
Es $\frac{1}{100}$, la centésima parte.
Las cantidades de los dos componentes casi no cambiaron, y los H⁺ no quedaron libres en la solución: por eso el pH cambia muy poco, en lugar de caer cuatro unidades como en el agua. Gastar sus 0,1 mol de CH₃COO⁻ es el límite teórico: el pH empieza a cambiar mucho bastante antes de llegar a él.
Respuesta: Quedan 0,099 mol de CH₃COO⁻ y 0,101 mol de CH₃COOH; se gastó la centésima parte de la base conjugada.
Ejemplo resuelto
Predecir el color de un indicador
¿De qué color se ve la fenolftaleína en una solución de NaOH de concentración 0,001 mol/L? ¿Y el naranja de metilo en una solución de HCl de concentración 0,01 mol/L? Usa los rangos aproximados de la lista.
Ver la solución paso a paso
Para el NaOH calculamos primero el pOH y luego el pH (a 25 °C):
$$14 - \left(-\log_{10} 0{,}001\right)$$
El pH es $11$.
Ese pH queda por encima del rango de la fenolftaleína (más o menos de 8,2 a 10):
$$11 > 10$$
Para el HCl, ácido fuerte, el pH sale directo:
$$-\log_{10} 0{,}01$$
El pH es $2$.
Ese pH queda por debajo del rango del naranja de metilo (más o menos de 3,1 a 4,4):
$$2 < 3{,}1$$
Respuesta: Con pH 11, la fenolftaleína se ve rosada; con pH 2, el naranja de metilo se ve rojo.
Práctica
A 999 mL de agua pura se le agrega 1 mL de HCl de concentración 1 mol/L. ¿Cuál es el pH de la mezcla?
Se agregan 1 · 0,001 = 0,001 mol de H⁺ y el volumen final es 1 L: [H⁺] = 0,001 mol/L y pH = 3. Un solo mililitro (unas 20 gotas) de ácido concentrado bajó el pH del agua cuatro unidades.
A 990 mL de agua pura se le agregan 10 mL de NaOH de concentración 0,1 mol/L. ¿Cuál es el pH de la mezcla, a 25 °C?
Hay 0,001 mol de OH⁻ en 1 L: pOH = 3 y pH = 14 − 3 = 11. El pH subió cuatro unidades.
Si la [H⁺] del agua pasa de 1 × 10⁻⁷ a 1 × 10⁻³ mol/L al agregarle un ácido, ¿cuántas unidades baja el pH?
El pH pasa de 7 a 3: baja 4 unidades, y la [H⁺] se multiplica por 10⁴ = 10 000.
¿Verdadero o falso? Una solución de KOH de concentración 0,01 mol/L tiene, a 25 °C, un pH mayor que 10, así que la fenolftaleína se ve rosada en ella.
pOH = 2 y pH = 12, por encima del rango aproximado de la fenolftaleína: se ve rosada.
¿Verdadero o falso? Una solución de HCl de concentración 0,001 mol/L tiene un pH mayor que 8, así que la fenolftaleína se ve rosada en ella.
Su pH es 3: la solución es ácida y la fenolftaleína se queda incolora.
Muchos indicadores cambian de color a lo largo de unas 2 unidades de pH. ¿Por cuántas veces se multiplica la [H⁺] entre el extremo básico y el extremo ácido de ese rango?
Cada unidad de pH es un factor de 10; dos unidades son 10 · 10 = 100.
Un amortiguador tiene 0,05 mol de CH₃COO⁻ y 0,05 mol de CH₃COOH. Se le agregan 0,02 mol de HCl. ¿Cuántos moles de CH₃COO⁻ quedan?
Cada H⁺ convierte un CH₃COO⁻ en CH₃COOH: quedan 0,05 − 0,02 = 0,03 mol de ion acetato (y hay 0,07 mol de ácido acético).
Un amortiguador tiene 0,04 mol de NH₄⁺ y 0,04 mol de NH₃. Se le agregan 0,01 mol de NaOH. ¿Cuántos moles de NH₃ hay después?
El NH₄⁺, que es el ácido del par, le entrega un protón a cada OH⁻ y se convierte en NH₃: hay 0,04 + 0,01 = 0,05 mol de NH₃ (y quedan 0,03 mol de NH₄⁺).
Un amortiguador tiene 0,2 mol de CH₃COO⁻. ¿Cuántos moles de HCl puede recibir, como máximo, antes de gastar toda su base conjugada?
Cada mol de H⁺ gasta un mol de CH₃COO⁻. Con 0,2 mol de HCl se acaba la base conjugada y, desde ahí, el pH cae como en el agua. Es el límite teórico: el pH ya empieza a cambiar mucho antes de llegar a él, así que la capacidad útil del amortiguador es algo menor.
¿Cuál de estas mezclas, en cantidades parecidas, forma una solución amortiguadora?
Un amortiguador necesita un ácido débil y su base conjugada. El ácido acético es débil y el acetato es su base conjugada. El HCl es fuerte, y el ion cloruro no atrapa los H⁺ que llegan.
Vas a titular ácido acético con NaOH. ¿Qué indicador conviene usar?
En la equivalencia queda el ion acetato, que es una base, y el pH es mayor que 7. La fenolftaleína cambia de color en ese lado de la escala; el naranja de metilo cambiaría mucho antes.
Reto
¿Ácida o básica?
Lee lo que se observó y decide si la solución es ácida o básica. Usa los colores de los indicadores de la lección.
Reto
El agua contra el amortiguador.
Calcula los moles de ácido que se agregan, la [H⁺] en el agua y cuántas veces cambió.
Cierre
En resumen
Un indicador es un ácido o una base débil cuyas dos formas tienen colores distintos; el color que domina depende del pH.
El cambio de color ocurre en un rango de viraje aproximado, de unas dos unidades de pH, y no en un solo valor.
Para una titulación se elige el indicador cuyo rango cae dentro del salto de pH del punto de equivalencia.
Una solución amortiguadora tiene un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado) que atrapan el ácido o la base que llegan.
Un amortiguador no deja el pH fijo y tiene una capacidad limitada por la cantidad de sus componentes.
Vocabulario
- Indicador ácido–base
Sustancia, casi siempre un ácido o una base débil, cuya forma ácida y cuya forma básica tienen colores distintos.
- Rango de viraje
Intervalo de pH en el que un indicador pasa de un color al otro; se da de forma aproximada.
- Papel indicador universal
Papel impregnado con una mezcla de indicadores que toma un color distinto para cada valor aproximado de pH.
- Solución amortiguadora
Solución que resiste los cambios de pH cuando se le agregan cantidades pequeñas de ácido o de base; también se llama tampón o buffer.
- Capacidad amortiguadora
Cantidad de ácido o de base que un amortiguador puede recibir antes de que su pH empiece a cambiar mucho.
Guía para el docente
Tiempos
- Inicio · 5 min — Si es posible, muestre el extracto de repollo morado con limón y con bicarbonato; si no, pregunte qué creen que pasa con el color y por qué.
- Explicación · 20 min — El equilibrio del indicador, la lista de rangos aproximados y la elección del indicador; luego los dos primeros ejemplos uno tras otro, para que se vea el contraste entre el agua y el amortiguador.
- Práctica · 20 min — Preguntas en parejas; las canastas se pueden proyectar y resolver en grupo, y los huecos al final, como repaso.
- Cierre · 5 min — Que cada estudiante explique en una frase por qué la mezcla HCl y NaCl no es amortiguadora.
Preguntas para el salón
- Si la fenolftaleína se ve incolora, ¿podemos asegurar que la solución es ácida?
- ¿Por qué un indicador cambia de color en un rango de pH y no en un valor exacto?
- ¿Qué le pasa a un amortiguador si se le sigue agregando ácido sin parar?
Errores típicos
- Creer que un amortiguador deja el pH exactamente igual. Insista en «cambia muy poco» y en el límite de su capacidad; use la pregunta de los 0,2 mol de acetato.
- Leer «incolora» como «ácida» con la fenolftaleína. Pregunte de qué color se ve la fenolftaleína en agua pura y en una solución apenas básica.
- Pensar que cualquier ácido con su sal es amortiguador. Compare HCl/NaCl con CH₃COOH/CH₃COONa y pregunte cuál de los aniones atrapa un H⁺.
- Tomar los rangos de viraje como valores exactos. Muestre dos tablas distintas de rangos y haga notar que no coinciden del todo.
Tarea sugerida
Preparar en casa, con ayuda de un adulto, un extracto de repollo morado y probarlo con tres sustancias de la cocina (por ejemplo limón, vinagre y bicarbonato disuelto); anotar los colores en una tabla y clasificar cada sustancia como ácida o básica, sin dar valores de pH.