Indicadores Ácido-Base Fenolftaleína Los indicadores acido-base son aquellos que permiten caracterizar propiamente a un ácido o base de composición orgánica, en la l a cual son débiles y que cuya forma sin disociar difiere del correspondiente ácido o base conjugados (Sosa, 2010). El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación (adición de un protón a un átomo) 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. La Fenolftaleína es una de los indicadores más conocidos por ser utilizado en valoraciones ácido-base, aunque también puede usarse para medir el pH de una disolución, pero de forma cualitativa. Debido a muchos análisis en este indicador, se dice que en soluciones en medio básico, la fenolftaleína es de color rosado, el cual puede intensificarse hasta un rojo violáceo y en soluciones en medio ácido permanece incoloro (Pozo, 2011).
1. Estructura molecular La fenolftaleína es un compuesto orgánico cuya fórmula química esta deducida por C20H14O4, por ello en investigaciones anteriores han concluido que a partir de la fórmula se pueden calcular las insaturaciones, para así empezar a dilucidar su esqueleto (Pozo, 2011). Además se cree que la estructura de la fenolftaleína es dinámica, es decir, tiende a sufrir cambios dependiendo del pH de su entorno.
f enolftaleína. na. Figura 1: Estructura molecular de la fenolftaleí Fuente:http://www.tenttiarkisto.fi/media/.pdf
2. Reacciones de la fenolftaleína que ocurren durante el viraje Todo indicador de pH posee un límite o un intervalo que en la cual es considerado como rango de viraje, que consiste en que cuando el indicador está sometido a una titulación, este tiende a cambiar el valor de su pH y que por inercia provoca cambios en su color. En el caso del indicador de la fenolftaleína cuando se lo utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100ºC y está comprendido entre 8 y 9.8 dentro del intervalo de viraje. El cambio de color de este indicador este acompañado de un cambio de su estructura, su color en medio bási co es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro (Riaño, 2013). Durante el intervalo de pH del viraje, la fenolftaleína reacciona de las siguientes formas:
De medio neutro a medio básico
Reacción química 2 − ↔ − 2
Cambio de coloración Incoloro Rosa
De medio básico a medio muy básico
Reacción química − − ↔ ()−
Cambio de coloración Rosa incoloro
De medio básico a medio neutro o ácido
Reacción química − 2+ ↔
Cambio de coloración Rosa incoloro
De medio neutro o ácido a medio muy ácido
Reacción química + ↔ +
Cambio de coloración Incoloro Naranja
3. Intervalo de pH en el que tiene viraje el indicador EL rango de viraje de la Fenolftaleina es de 8.3-10.0 adoptando un color acido incoloro y tono Rojo- fucsia de color básico, es considerado uno de los indicares de neutralización más importantes (Skoog & W est, 2002, pág. 290)
4. Cálculo para determinar el intervalo El cálculo que se requiere es la ecuación de Hendersson-Hasselbach, que es la herramienta más fundamental de los tampones y que en pocas palabras, es la expresión más sencilla de la constante de Equilibrio (Harris, 2007, pág. 190), esta se encuentra dada por: =
(− ) ()
Donde: pH= pH de la solución pKa= pH en base a la constante de disociación del ácido − =base conjugada =Acido El pH al cual cambia de coloración un indicador depende de su Ka Para la fenolftaleína: Ka =3x10-10 Por lo que el pH en el cual se encuentra dicho indicador en la mitad de su forma ácida y básica es: = log(310− ) = 9.523
El cambio de color se da en un rango que está determinado por la visibilidad del ojo, de forma general, cuando la relación de concentraciones de la ecuación
adopta un valor próximo a 10, el ojo ya deja de poder detectar cualquier cambio de tono: (− ) ()
= 10
= 9.523 10 = .
() (− )
= 10
= 9.523
1 10
= .
Teniendo como rango 8.523-10.523 los cuales se aproximan bastante a los valores reales, si se pusiera la concentración exacta en base a la visibilidad, entonces se tendría los valores teóricos. (Gillespie, Humphreys, Baird, & Robinson, 1990, pág. 660) (Fernandez, 2010, pág. 48)
5. Aplicación en análisis químicos
La Fenolftaleína es un polvo cristalino de color amarillo pálido, que es soluble en alcohol, éter y álcalis, la cual tiene diferentes aplicaciones como indicador ácido-base en prácticas de laboratorios, laxante catártico en el campo de la medicina, y como reactivo en la prueba forense de Kastle-Meyer en análisis químicos (BeScience, 2014).
Prueba Kastle-Meyer Se define como una prueba o análisis químico forense cuya finalidad es detectar trazas de sangre en diferentes muestras. La fenolftaleína que se utiliza en esta prueba es modificada de su forma convencional, siendo reducida por dos electrones, y pre disuelta en una solución alcalina, por la cual de esta forma es como está presente en los kits de la prueba de Kastle-Meyer, por lo tanto si se quiere generar un color rosado intenso indicativo de una prueba positiva, la fenolftaleína debe ser oxidada para regresarla a su forma coloreada normal (BeScience, 2014).
Procedimiento
La prueba Kastle-Meyer consiste en analizar una muestra que se presume contenga sangre, se la recolecta con una torunda. Se le agrega una gota de reactivo fenolftaleína, y después de unos segundos, se aplica una gota de peróxido de hidrógeno, por lo tanto si la esta se vuelve rosada rápidamente, se dice que la prueba preliminar de sangre es positiva. Sin Figura 2: Prueba Kastle-Meyer Fuente:htps://www.google.com.ec/s embargo, si se espera más de 30 segundos, earch?biw=1455&bih=722&tbm=isc la torunda naturalmente se volverá rosada puesto que se oxidará por el aire (BeScience, 2014). Opcionalmente, la torunda puede ser tratada primero con una gota de etanol, con el fin de lisar las células presentes para ganar sensibilidad y especificidad.
6. Referencias Bibliográficas
BeScience. (2014). Fenolftaleina polvo. Recuperado el https://www.bescience.com/products/fenolftaleina-polvo-ra-acs
2018,
de
Pozo, L. (2011). Fenolftaleina. Recuperado el 2018, de //glosarios.servidoralicante.com/química/fenolftaleína
Riaño, E. (2013). Recuperado Fenolftaleina. //es.scribd.com/document/140697782/La-Fenolftaleína
el
2018,
Sosa, G. (2010). Indicadores de pH. Recuperado el 2018, http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/12.IndicadoresdepH_9152.pdf
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