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Para esto se puede escribir una ecuación de Henderson-Hasselbach, igual que para otros 

ácidos débiles:

  

(8.3)

El indicador cambia de color dentro de cierto intervalo de pH. El intervalo de transición 

depende de la capacidad del observador para detectar pequeños cambios de color. Con 

indicadores en que ambas formas poseen color, por lo general se observa un color sólo si 

la relación de concentración de las dos formas es 10:1; sólo se ve el color de la forma más 

concentrada. A partir de esta información, se puede calcular el intervalo de transición de 

pH necesario para pasar de un color al otro. Cuando sólo se ve el color de la forma no 

ionizada,

 [In



]/[HIn] 

10

1

. Por tanto,

  

(8.4)

Cuando sólo se observa el color de la forma ionizada,

 [In



]/[HIn] 

10

1

, y 

  

(8.5)

De modo que el pH, al pasar de un color al otro, ha cambiado de pK

a

 

 1 a pK

a

 

 1. Éste 

es un cambio de 2 unidades de pH, y la mayoría de los indicadores requieren un intervalo 

de transición de alrededor de 2 unidades de pH. Durante esta transición, el color que se 

observa es una mezcla de los dos colores.

A mitad de camino en la transición, las concentraciones de las dos formas son igua-

les, y pH 

 pK

a

. Obviamente, entonces, el pK

a

  de un indicador debe ser cercano al pH 

del punto de equivalencia.

Se pueden hacer cálculos similares a éstos para indicadores de base débil, y revelan 

el mismo intervalo de transición: el pOH a mitad de camino de la transición es igual a 

pK

b

, y el pH es igual a 14 

  pK

b

. Por tanto, se debe seleccionar un indicador de base 

débil tal que pH 

 14 – pK

b

.

La figura 8.4 ilustra los colores y los intervalos de transición de algunos indicadores 

utilizados de forma habitual. El intervalo puede ser algo menor en algunos casos, depen-

diendo de los colores; algunos colores son más fáciles de ver que otros. La transición es 

más fácil de ver si una forma del indicador es incolora. Por esta razón, por lo regular se 

utiliza fenolftaleína como indicador para titulaciones ácido-base fuertes, cuando es aplica-

ble (véase la figura 8.1, titulación de HCl 0.1 M). Sin embargo, en soluciones diluidas, la 

fenolftaleína cae fuera de la porción de alta pendiente de la curva de titulación (figura 8.2), 

y se debe usar un indicador como el azul de bromotimol. Una situación similar se aplica 

a la titulación del NaOH con HCl (figura 8.3). En la contratapa interior del libro se da una 

lista más completa de indicadores.

Como un indicador es un ácido o una base débil, la cantidad agregada debe ser mí-

nima, de modo que no contribuya en forma apreciable al pH y que sólo se necesite una 

pequeña cantidad de titulante para provocar el cambio de color. Es decir, el cambio de 

color será más nítido cuando la concentración sea menor porque se necesita menos ácido 

o base para pasar de una forma a la otra. Por supuesto, se debe agregar suficiente indica-

dor para impartir a la solución un color fácilmente discernible. En general, se prepara una 

solución de unas pocas décimas por ciento (peso/vol), y se agregan dos o tres gotas a la 

solución que se va a titular.

En general, los ojos pueden dis-

tinguir un color sólo si es 10 

veces más intenso que el otro.

Se elige un indicador con un 

pK

a

 cercano al pH del punto de 

equivalencia.

Véase al final del libro una lista 

amplia de indicadores.

Dos gotas (0.1 mL) de indicador 

0.01 M (solución 0.1% con peso 

fórmula 

 100) son iguales a 

0.01 mL de titulante 0.01 M.

pH

pK

In

g

o

l

[In ]

[HIn]

pH

pK

a

log

1

1

0

pK

a

1

pH

pK

a

log 

1

1

0

pK

a

1

8.2  DETECCIÓN DEL PUNTO FINAL: INDICADORES

 

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