Los indicadores suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra tiene un color diferente al de la forma iónica. Por lo general, este cambio de color obedece a que la pérdida o ganancia de un H⁺ por parte del indicador provoca una reorganización interna de los enlaces.

La fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como un ácido débil que se disocia de la siguiente forma:

En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, ya que el indicador capta los H⁺ en exceso, con lo cual predomina la forma incolora. En medio alcalino, los OH^- libres consumen los H⁺ y el equilibrio se desplaza hacia la derecha con lo cual aparecerá la forma coloreada del indicador.

Existe una gran variedad de sustancias indicadoras, cuyo equilibrio disociación es:

En todas ellas, el color de la disolución dependerá de la relación entre las concentraciones de la formas disociada y sin disociar (Figura de la derecha).

En general, el cambio de color se produce en un rango de 2 unidades de pH, y el pK_a se sitúa aproximadamente en la mitad de esa zona. En cada caso habrá que utilizar aquella sustancia indicadora cuyo pK se encuentre más próximo al rango de pH donde se pretenden monitorizar los cambios. (Ver figura inferior).

El pH-metro (Figura de la derecha) realiza la medida del pH por un método potenciométrico. Este método se basa en el hecho de que entre dos disoluciones con distinta [H^+] se establece una diferencia de potencial. Esta diferencia de potencial determina que cuando las dos disoluciones se ponen en contacto se produzca un flujo de H⁺, o en otras palabras, una corriente eléctrica. En la práctica, la medida del pH es relativa, ya que no se determina directamente la concentración de H⁺, sino que se compara el pH de una muestra con el de una disolución patrón de pH conocido.

Para ello se utiliza un electrodo de pH (ver tabla inferior). Cuando el electrodo entra en contacto con la disolución se establece un potencial a través de la membrana de vidrio que recubre el electrodo. Este potencial varía según el pH. Para determinar el valor del pH se necesita un electrodo de referencia, cuyo potencial no varía. El electrodo de referencia puede ser externo o puede estar integrado en el electrodo de pH (ver tabla inferior).

Electrodo de pH	Electrodo de referencia y medida del pH

La diferencia de potencial (E) es proporcional a [H⁺], y viene definida por la ecuación de Nernst:

E _medido = E _referencia + (2,3 RT/NF) pH

donde E _medido es el potencial (en voltios) detectado a través de la membrana de vidrio, E _referencia es el potencial del electrodo de referencia, y (2,3 RT/NF) es el factor de Nernst, que depende de la constante de los gases (R), la constante de Faraday (F), la carga del ión (N), que para el pH vale 1, y la temperatura en grados Kelvin (T). El comportamiento del electrodo depende de la temperatura. Por eso es importante que a la hora de calibrar el pH-metro siempre esperemos a que las disoluciones patrón sacadas de la nevera se pongan a temperatura ambiente (Figura de la derecha).

Como a 25ºC el factor de Nernst vale aproximadamente 0,06 y el potencial de referencia se considera igual a cero, la ecuación de Nernst queda reducida a:

E _medido = -0,06 pH

Este método ofrece numerosas ventajas respecto al método colorimétrico:

• es más preciso, ya que permite apreciar diferencias de 0,005 unidades de pH mientras que el método colorimétrico sólo aprecia diferencias de 0,1 unidades de pH
• no se ve afectado por la coloración que pueda presentar la muestra, como ocurre con el método colorimétrico

ENLACES

Cómo se mide el pH (Lo explica paso a paso, en inglés)