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 laprotonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

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. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros(entre los cuales podemos destacar a la col morada y la piel de ciruela, que son usadas por algunas culturas indígenas).

Definición de ácido de Arrhenius: según Arrhenius, un ácido es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de liberar protones o iones H+. Es decir, se trata de una sustancia neutra HA que en agua se disocia según la siguiente reacción:

HA → H+ + A–

Por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, o el ácido nítrico, HNO3, que se disocian según:

HCl → H+ + Cl–

HNO3 → H+ + NO3–

Definición de base de Arrhenius: según Arrhenius, una base es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de liberar iones OH–. Por ejemplo, el hidróxido sódico, NaOH, o el hidróxido potásico, KOH, que se disocian según:

NaOH → Na+ + OH–

KOH → K+ + OH–

Como vemos se trata de una teoría extremadamente sencilla que, como tal, tiene una serie de limitaciones:

 

Por todo esto, es necesario profundizar más en la definición de ácido y de base. Así, Brönsted y Lowry propusieron una teoría más general en 1923 que no tiene aplicación únicamente en disolución acuosa sino que tiene una aplicación más amplia.

Ácido según Brönsted-Lowry es toda especie química (molécula o ión) que es capaz de ceder protones, H+, a otra especie química.

Base segúnBronsted-Lowry es toda especie química (molécula o ión) que es capaz de captar protones, H+.

Así, según la definición de ácidos y bases de Brönsted-Lowry, una reacción ácido base es un equilibrio químico que se puede expresar como:

HA se ha comportado como un ácido porque ha cedido un protón para quedarse como A–. A HA le llamamos ácido 1. Una vez que ha cedido un H+ quedando como anión A–, este anión A– está en disposición de volver a captar un protón y por tanto de comportarse como una base, de forma que a este anión le llamamos base 1 o base conjugada del ácido 1.

En cuanto a la base B, que llamaremos base 2, se ha comportado como una base porque ha captado un protón para quedarse como BH+. Una vez que ha captado un protón quedando como catión, BH+, se halla en disposición de ceder este protón y por tanto de comportarse como un ácido, de forma que es el ácido conjugado de la base B o ácido 2.

Vemos que según la definición de Brönsted-Lowry, la existencia de un ácido implica necesariamente la existencia de una base.

La teoría de Brönsted-Lowry se puede aplicar cómodamente a disolución acuosa. Dentro de este contexto:

HA + H2O → A– + H3O+

B + H2O → BH+ + OH–

Vemos que el agua, en la primera reacción con HA, se ha comportado como una base, mientras que en la segunda reacción, con B, se ha comportado como un ácido. A estas sustancias que según con qué otra sustancia reaccionen se pueden comportar como ácidos o como bases las llamamos sustancias anfóteras o anfipróticas.

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

·      Tienen sabor agrio.

·      Son corrosivos para la piel.

·      Enrojecen ciertos colorantes vegetales.

·      Disuelven sustancias

·      Atacan a los metales desprendiendo H2.

·      Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

·      Tiene sabor amargo.

·      Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.

·      Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.

·      Precipitan sustancias disueltas por ácidos.

·      Disuelven grasas.

·      Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

·      ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

·      BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

Ejemplos:

·      HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).

·      NH3 (g) + H2O (l) Á NH4+(ac) + OH–(ac)

En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3pueden actuar como ácidos:

  AlCl3 +    :NH3        Þ         Cl3Al:NH3

La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H2O (l) Á  H3O+(ac) + OH– (ac)

Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:        

Kw = KC x [H2O]2

 conocido como “producto iónico del agua”

El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2.En el caso del agua pura: [H3O+] = [OH–] =  (10–14 M2)½ = 10–7 M. Se denomina pH:

Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7 M, pH = –log 10–7 = 7

·      Ácidas:  [H3O+] > 10–7 M Þ pH < 7

·      Básicas: [H3O+] < 10–7 M Þ pH > 7

·      Neutras: [H3O+] = 10–7 M Þ pH = 7

En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–]

Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2

A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:

Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10‑14 M2

Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de 25 ºC.

Ejemplo:

pH = –log [H3O+] = 12,6,  de donde se deduce que: [H3O+] = 10‑pH = 10‑12,6 M= 2,5x10‑13 M

Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10–14 M2, entonces:

 
pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4

Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Ejemplo: Na+CH3–COO–

Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH3–COO– + H2O Á CH3–COOH + OH–

lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).

Ejemplo: NH4Cl

Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O Á NH3  + H3O+

lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).