De la misma forma que podemos medir el rango de acidez o basicidad de una sustancia química mediante los valores de su pH o pOH, podemos hacerlo también mediante sustancias que cambian su color, según estén en medio ácido o básico (fig. 5). Estas sustancias se denominan indicadores y pueden usarse en forma de solución o impregnadas en papeles especiales. Los indicadores son generalmente ácidos orgánicos débiles con estructuras complejas.
La característica más importante de esta clase de sustancias es que cambian de color al variar la concentración de iones H⁺, lo que obedece a ciertas modificaciones en sus estructuras moleculares. Se representan con la fórmula general HIn. Dado que los indicadores son ácidos débiles, al disociarse se alcanza un estado de equilibrio, con las formas iónicas H⁺ e In⁻, según se muestra en la ecuación general:
HIn(ac) ⇄ H⁺(ac) + In⁻(ac)
La constante de equilibrio para esta reacción será:
Ke = [H][In]/HIn, luego: Ke/[H⁺] = [In⁻]/[Hin]
A partir de la cual resulta evidente que la razón [In⁻]/[Hin] es inversamente proporcional a la concentración de [H⁺] de la solución. Si las especies químicas In⁻ y HIn tienen colores diferentes, el color de la solución dependerá de cuál de las dos especies predomine en un momento dado.
Por ejemplo, la fenolftaleína en su forma no disociada, HIn, es incolora mientras que el ion In⁻ en solución es rojo. Por tanto, en una solución con elevada concentración de iones H⁺, la razón [In⁻]/[Hin] será pequeña y dominará la especie incolora HIn. Por el contrario, cuando el valor de [H⁺] sea pequeño, dominará la especie [In⁻] de color rojo. Experimentalmente se ha encontrado que la fenolftaleína es incolora a un pH menor de 8.0 y roja a un pH mayor de 10. A un pH intermedio coexisten ambas formas por lo cual la coloración es levemente rosada.
El tornasol, sustancia de origen vegetal, es otro indicador ampliamente utilizado, que presenta coloración rosada en medio ácido (pH entre 0 y 7), morado a pH neutro (7) y azul en medio básico (pH entre 7 y 14).
Un tercer indicador de uso frecuente es el rojo congo, que muestra coloración azul frente a soluciones cuyo pH está comprendido entre 0 y 3. Por encima de este punto vira hacia el violeta, para pasar a rojo cuando el pH se aproxima a 5. Finalmente, conserva esta coloración hasta pH 14.
En las últimas décadas se desarrolló un tipo especial de indicador conocido como indicador universal. Consta de una solución compuesta por varios indicadores, de tal forma que se observa un cambio de color, cada vez que el pH aumenta en una o media unidad (fig. 6).
El indicador universal puede usarse en forma de solución o como papel impregnado. El color que toma la mezcla indicadora se compara con una escala de color patrón para determinar a qué pH corresponde la solución que se esté probando. Una vez se ha determinado el pH, se puede calcular el
valor del pOH.
