Indicadores (Quimica analitica)

Podemos encontrar indicadores en todo tipo de espacios y momentos, así como también cada ciencia tiene su tipo de indicadores que son utilizados para seguir un determinado camino de investigación

¿Qué son los indicadores?

son sustancias que siendo ácidos o bases débiles a añadirse a la muestra sobre la que se desea realizar el análisis ,se produce un cambio químico que es apreciable ,generalmente un cambio de color ;esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tiene un color distinto que al ionizarse.

La variación de color se denomina viraje para esto el indicador debe cambiar su estructura química ya sea al perder o aceptar un protón.

Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva acabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el tipo de valoración e indicador

EXIGENCIAS QUE DEBE SATISFACER UN INDICADOR:

• A valores cercanos de PH, el valor del indicador debe diferenciarse claramente.

• El color del indicador debe cambiar bruscamente los valores de PH.

• El color de indicador debe de ser lo más intenso posible.

• El cambio de color del indicador debe ser un proceso plenamente reversible.

CLASIFICACION DE INDICADORES

Se clasifica de acuerdo al tipo de valoración:

• Indicadores acido _base

• Indicadores oxido _ reducción

• Indicadores de precipitación

• Indicadores de neutralización.

• Indicadores de formación de complejo

• Indicadores instrumentales

Indicador ácido-base

Es una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, de naturaleza organica, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.

Por protonación o por transferencia de un protón las moléculas o iones del indicador adoptan estructuras que poseen distinto color.

Una característica de los indicadores es que la forma ácida (InH) y la forma básica (ln), tienen colores diferentes, por ejemplo, rojo y azul:

Ejemplo

CARACTERISTICAS:

• Potencial de transición lo mas cercano posible al potencial del punto de equilibrio de la valoración

• Reversibilidad

• Rapidez en la reacción

• Fácil de preparar y soluble en agua

• Debe conocerse la variación del potencial redox

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,

• el equilibrio de ionización del ácido.

Cada uno de los indicadores posee un intervalo de viraje que lo caracteriza, reducido de unidades de pH. Dentro de dicho intervalo es donde se produce el cambio de color, o viraje.

En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, junto a sus intervalos de viraje y el color que tienen cuando el pH es menor o superior, ha dicho intervalo.

Una clasificación de los indicadores los subdivide en:

• Autoindicadores: La propia sustancia valorante o el analito actúan de indicador, pues cambian de color a lo largo de la reacción. Un ejemplo típico es el permanganato de potasio.

• Indicadores coloreados: Son los más usados; suelen añadirse introduciendo directamente unas gotas en la disolución del analito, pero otras veces se extraen pequeñas fracciones de ésta y se ensaya externamente con el indicador. Sus coloraciones deben ser intensas para percibir claramente el cambio de color.

• Indicadores fluorescentes: Funcionan de modo parecido a los indicadores coloreados, aunque son menos numerosos. El final de la valoración se pone de manifiesto por la aparición, desaparición o cambio de la fluorescencia de la disolución problema sometido a la luz ultravioleta.

• Indicadores de adsorción: Son sustancias que cambian de color al ser adsorbidas por los coloides que se forman en el seno de la disolución problema como resultado de la reacción entre el analito y la sustancia valorante.

EJEMPLO : (INDICADORES ACIDO-BASE)

Pongamos como ejemplo el comportamiento del indicador azul de bromotimol, en tres soluciones diferentes: la solución ácida, neutra y básica.

• 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.

• 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.

• 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.

EL PAPEL INDICADOR UNIVERSAL:

Es gran utilidad en los laboratorios para poder medir de manera muy sencilla los diferentes pH de las disoluciones. Su manejo es extremadamente sencillo, pues basta con introducir un trocito de papel en la disolución problema, y éste inmediatamente mostrará un color determinado, que puede ir desde el rojo al azul, dependiendo si es ácida o básica.

Indicadores óxido-reducción

INDICADOR REDOX

Es una sustancia cuyo color es intenso, bien definido y distinto en sus estados oxidado y reducido. Se utilizan como indicador en las titulaciones redox, ya que estas sustancias requieren solo un ligero cambio en la proporción de un estado u otro, para variar de color, y no alteran el titulante ya que el color se puede apreciar aun cuando la concentración del indicador es baja.

Entonces, cuando se ha llegado al punto de equivalencia, una sola gota más del titulante hara variar al indicador.

En la siguiente tabla tenemos una lista de algunos indicadores redox, y sus respectivos colores en forma reducida y oxidada:

Algunas sustancias sirven como indicadores internos. Por ejemplo el permanganato de potasio puede ser usado como oxidante y como indicador redox al mismo tiempo. Esta sustancia tiene un color rosa palido cuando esta reducido, y un color violeta fuerte cuando esta oxidado.

De manera cuando titulamos con permanganato de potasio, la primera gota en exeso de oxidante, causara la aparición de este color violeta, indicando el final de la titulación.

Otros indicadores son específicos, son indicadores que reaccionan específicamente con uno de los reactivos, por ejemplo el almidón, que produce un color azul intenso cunado reacción con el iodo, o el ion tiocianato que reacciona con el hierro(III) produciendo un color rojo.

La reacción de un indicador redox en una volumetría redox, podría representarse de la siguiente manera:

Cuando el indicador es adicionado a la mezcla que esta titulada, relación entre la concentración del indicador reducido y la concentración del indicador en su forma oxidada se ajustan de tal manera que en tos los puntos de la titulación, el potencial del indicador se ajusta al potencial de la mezcla.

El indicador da a la mezcla el color de su forma predominante, oxidado o reducido.

Si ponemos por ejemplo, la titulación del hierro (II) con cerio (IV), la reacción seria la siguiente:

El objetivo es determinar la cantidad de hierro presente en la muestra, titulando con una sal de cerio. Un indicador redox ideal para esta reacción es la 1,10 fenanyrolina o ferroina. Tres moléculas de ferroina se coordinan con un ion del hierro, produciendo distintos colores:

Indicadores de precipitación

• son indicadores que forman precipitados coloreados

• Reactivos específicos que dan lugar a la aparición de coloraciones

• Casi todos los métodos de precipitación empleados se pueden describir por medio de una ecuación general

Indicadores de neutralización

• Es una reacción acido – base, se llama neutralización al punto en el cual la concentración de ácidos y bases son iguales.

HCL + NaOH –> NaCL + H2O

• Un indicador es una sustancia orgánica pudiendo ser un ácido o base débil que indica cuando la neutralización se ha realizado.

• El indicador nos muestra cuando la reacción se ha neutralizado mediante el viraje que es el cambio de color.

• La reacción es notoria puesto que el indicador se encuentra en el seno de la reacción por tanto es capaz de avisar cuando la neutralización se ha completado.

INDICADORES DE NEUTRALIZACIÓN

• Entre los indicadores de neutralización de ácido – base más comunes se encuentran.

• Ácido pícrico

• Azul de timol

• Amarillo de metilo

• Azul de bromo fenol

• Anaranjado de metilo

• Verde de bromocresol

• Rojo de metilo

• Tornasol

• Púrpura de metilo

• Púrpura de bromocresol

• Azul de bromotimol

• Rojo neutro

• Rojo de fenol

• Fenolftaleína

• Timolftaleina

CARACTERÍSTICAS DE LOS INDICADORES

ÁCIDO PÍCRICO

• Cambia de incoloro a amarillo al aumentar el pH.

• Tiene un rango de pH de 0.1 – 0.8

• Es muy poco utilizado debido a que forma sales de picrato que son altamente inestables.

AZUL DE TIMOL

• Cambia de color rojo a amarillo al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 1.2 – 2.8

• Es insoluble en agua pero soluble en alcohol etílico.

2,6- DINITROFENOL

• Pasa de color incoloro a amarillo al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 2.0 – 4.0

AMARILLO DE METILO

• Cambio de rojo a amarillo al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 2.9 – 4.9

AZUL DE BROMOFENOL

• Al aumentar el pH cambia de amarillo a azul.

• Tiene un rango de pH de 3.0 – 4.6

• Es ligeramente soluble en agua pero soluble en alcoholes.

ANARANJADO DE METILO

• Al aumentar el pH cambia de rojo a naranja-amarillo.

• Se usa en una concentración de 1 gota al 0.1% por cada 10 ml de disolución.

VERDE DE BROMOCRESOL

• Cambia de color amarillo a azul con el aumento de pH.

• Tiene un rango de pH de 3.8 – 5.4

• Generalmente es usa en pruebas de DNA.

ROJO DE METILO

• Al aumentar el pH cambia de color rojo a amarillo.

• Tiene un rango de 4.2 – 6.2

• El reactivo generalmente se prepara con metanol

TORNASOL

• Cambia de rojo a azul al aumentar el pH.

• Tiene un rango de pH de 5 a 8.

• Generalmente es suministrado en una solución o tintura violeta.

PÚRPURA DE METILO

• Cambia de violeta a verde al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 4.8 – 5.4

• Es comercialmente conocido como cristal violeta o violeta de genciana.

P- NITROFENOL

• Cambia de incoloro a amarillo al aumentar el pH.

• Se encuentra en un rango de 5.6 -7.6

PÚRPURA DE BROMOCRESOL

• Cambia de amarillo a púrpura al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 5.2 – 6.8

AZUL DE BROMOTIMOL

• Cambia de amarillo a azul al aumentar el pH

• Su rango es de 6.0 – 7.6

ROJO NEUTRO

• Al aumentar el pH cambia de rojo a amarillo

• Tiene su rango de 6.8 – 8

ROJO DE FENOL

• Cambia de amarillo a rojo al aumentar el pH.

• Su rango es de 6.8 – 8.4

P-&- NAFTOLFTALEÍNA

• Al aumentar el pH de amarillo a azul.

• Tiene un rango de 7.0 – 9.0

FENOLFTALEÍNA

• Cambia de incoloro a rojo violáceo al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 8.0 – 9.6

• Es uno de los indicadores mayormente utilizados en titulaciones.

TIMOLFTALEÍNA

• Cambia de incoloro a azul al aumentar el pH.

• Tiene un rango de 9.3 – 10.6

AMARILLO R DE ALIZARINA

• Cambia de color amarillo a color violeta.

• Tiene un rango de 10.1 – 12.0

1,3,5 – TRINITROBENCENO

• Cambia de incoloro a anaranjado al aumentar el nivel de pH.

• Tiene un rango de 12.0 – 14.0

TABLA DE INDICADORES DE PH

ERRORES DEBIDO AL INDICADOR

• Uno de ellos ocurre cuando el indicador que se utiliza no cambia de color en el pH adecuado.

• El segundo error ocurre en el caso de ácidos débiles o bases débiles, aquí la curva de titulación no es grande y por tanto el cambio de color en el punto final no es agudo.

CURVAS DE VALORACIÓN

• Las valoraciones se representan mediante curvas de valoración.

• Son gráficas de una concentración o variable relacionada como función de volumen de reactivo añadido.

• En ellas suele representarse como variable independiente el volumen añadido de disolución estándar, titulante o patrón.

• La variable dependiente es la concentración del analito en la etapa correspondiente de valoración.

• En el caso de valoraciones ácido-base, las curvas de valoración reflejan la fuerza del ácido y de la base correspondiente.

Titulación de ácido fuerte y base fuerte

FASE INICIAL

• La solución solo contiene acido fuerte.

• El pH de la solución se determina usando la fórmula para determinar el pH de un ácido fuerte.

• La concentración de H+ es igual a la concentración del ácido fuerte.

FASE ANTES DEL PUNTO DE EQUIVALENCIA

• Se añade base pero no es suficiente para completar la reacción del ácido.

• El pH depende del ácido sin reaccionar

FASE EN EL PUNTO DE EQUILIBRIO

• La base añadida es justamente la necesaria para completar la reacción.

• Los moles de ácidos son iguales a los moles de base.

• El pH en esta etapa es igual a 7.

Indicadores de formación de complejo

COMPLEJOS:

Muchos iones metálicos se combinan con moléculas o Iones negativos (aniónicos) mediante una reacción acido Base de Lewis para formar un complejo

Ion Central (ácido Lewis):

"Cualquier especie iónica o molecular que puede aceptar. Un par de electrones en la formación de un enlace Covalente"

Ligando (base Lewis):

"Cualquier especie iónica o molecular que puede donar un. Par de electrones en la formación de un enlace covalente"

CLASES DE COMPLEJOS:

• Complejos Mononucleares: Fe(CN)6 3-

• Complejos binucleares: Fe2(OH)24+ 4+

• Complejos Mixtos: FeYOH2-

Indicadores intrumentales

Los indicadores instrumentales se basan en la variación de una propiedad fisico-quimica de la disolución en el transcurso de la valoración.

Son los que permiten seguir el cambio de un reactivo en el transcurso de la valoración mediante el uso de una propiedad medida mediante un equipo:

• Potenciometria curva logarítmica (medida del potencial en el transcurso de valoración)

• Amperometria curva lineal( medida de la concentración de cualquier especie que interviene en el transcurso de la reacción

• Espectrofotometría

ERRORES INSTRUMENTALES:

suelen ser inferiores a los de método, ya que los indicadores
instrumentales son más exactos, si bien, también están
sujetos a la respuesta defectuosa del instrumento de medida y al trazado incorrecto
del punto final a partir de la gráfica obtenida.

Autor:

Ana Añamuro Rodrigo

Maricruz Mamani Quispe

Samuel Ramirez Pari

Eylin S. Estofanero Rojas

Dayse Mamani Portugal