Usuario:Lucia813/Taller/Taller2

Este es el borrador de la pagina indicadores de pH--Lucia813 (discusión) 17:54 3 ago 2015 (UTC)

Teoría

La definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al principio Arrhenius fue quien clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que son capaces de liberar protones (H+) y a las bases como aquellas sustancias que pueden liberar iones OH–. Esta teoría tenía algunas limitaciones ya que algunas sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion OH–. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base.​

Los indicadores de pH son frecuentemente ácidos débiles o bases débiles. El esquema de reacción general de un indicador de pH se puede formular como:

${\textrm {HInd}}+{\textrm {H}}_{2}{\textrm {O}}\rightleftharpoons {\textrm {H}}_{3}{\textrm {O}}^{+}+{\textrm {Ind}}^{-}$

Aquí, Hind significa la forma de ácido y IND- para la base conjugada del indicador. La proporción de estos determina el color de la solución y se conecta el color al valor pH.

Ecuación de Handersson

${\textrm {pH}}={\textrm {pK}}_{a}+\log {\frac {[{\textrm {Ind}}^{-}]}{[{\textrm {HInd}}]}}$

La ecuación, derivada de la constante de acidez, establece que cuando el pH es igual al valor pKa del indicador, ambas especies están presentes en una proporción de 1: 1. Si el pH está por encima del valor de pKa, la concentración de la base conjugada es mayor que la concentración del ácido, y el color asociado con los domina base conjugada. Si el pH está por debajo del valor de pKa, lo contrario es cierto.

Por lo general, el cambio de color no es instantáneo en el valor de pKa, pero existe un intervalo de pH donde está presente una mezcla de colores. Este intervalo de pH varía entre los indicadores, pero como regla general, cae entre el valor de pKa más o menos uno. Esto supone que las soluciones conservan su color mientras persista al menos 10% de las otras especies. Por ejemplo, si la concentración de la base conjugada es 10 veces mayor que la concentración del ácido, su proporción es de 10: 1, y por consiguiente el pH es pKa + 1. Por el contrario, si un exceso de 10 veces del ácido se produce con respecto a la base, la proporción es de 01:10 y el pH es pKa - 1.

Para una precisión óptima, la diferencia de color entre las dos especies debe ser lo más claro posible, y más estrecho es el rango de pH de cambiar el color, mejor. En algunos indicadores, como la fenolftaleína, una de las especies es incolora, mientras que en otros indicadores, como el rojo de metilo, ambas especies confieren un color. Si bien los indicadores de pH trabajar de manera eficiente en su rango de pH designado, por lo general son destruidos en los extremos de la escala de pH debido a reacciones secundarias no deseadas.

Escala de pH ​

EscalapH

Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

Hay centenares de ácidos. Ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero, y ácidos débiles, como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas "bases", que pueden ser soluciones alcalinas suaves, como la Leche de Magnesia, que calman los trastornos del estómago, y las soluciones alcalinas fuertes, como la soda cáustica o hidróxido de sodio, que puede disolver el cabello humano.

Los valores son multiplicados por 10 en cada unidad. Es por eso que el valor del pH de 6 es 10 veces más acídico que un pH con un valor de 7, pero un pH de 5 es 100 veces mas acídico que un pH de 7. De otra forma el valor del pH de 8 es 10 veces más alcalino que un pH con un valor de 7, pero un pH de 9 es 100 veces mas alcalino que un pH de 7.​

Indicadores naturales de pH

Muchas plantas o partes de plantas contienen sustancias químicas de la familia de antocianinas de color natural de compuestos. Ellos son de color rojo en soluciones ácidas y azul en básico. Las antocianinas se pueden extraer con agua u otros disolventes a partir de una cantidad de plantas coloreados o partes de plantas, por ejemplo a partir de hojas de col (rojo); flores (geranio, amapola, o pétalos de rosa); frutos (arándanos, grosella negra); y tallos (ruibarbo). La extracción de antocianinas de las plantas del hogar, especialmente col roja, para formar un indicador de pH crudo es una demostración de química para todos. ​

M.malabathricum

Repollo colorado

El repollo morado tiene como nombre científico Brassica oleracea , variedad capitata. Su color se debe a que además de clorofila tiene otros pigmentos sensibles a la acidez como la antocianina y otros flavonoides. Estos pigmentos son solubles en agua, en ácido acético, y en alcohol, pero no en aceite.

Aesthetic Cabage

El color del pigmento en función de pH es:

Rojo intenso 2 (muy ácido), Rojo violáceo (rosa) 4, Violeta 6, Azul violeta 7 (neutro) , Azul 7.5, azul (agua marina) 9, Verde azulado 10, Verde intenso 12 (muy básico)

Lo que sucede con el indicador de repollo es una simple reacción ácido base, es decir, cuando el jugo de repollo entra en contacto con ácidos, la estructura química del jugo de repollo adquiere una estructura y cuando el jugo de repollo entra en contacto con bases, adquiere otra.

En medio ácido el jugo de repollo (que es morado) se torna rojo por que los anillos de benceno (moléculas hexagonales con dobles enlaces internos) se conjugan; mientras que en medio básico el jugo de repollo se torna verde o azul, por que la conjugación que existía se destruye, y por ende ya no va a exhibir coloración roja.​