Indicadores y reacción de neutralización

Naturaleza de los indicadores

Los indicadores son sustancias colorantes especiales que reaccionan de forma sensible cambiando de color ante la presencia de un ácido o una base en solución. A menudo, estos colorantes se pueden obtener a partir de frutas y bayas comunes.

Como ejemplo natural ilustrativo podemos considerar el jugo o jarabe de arándanos. Al disolverse en agua, forma un líquido de color rosado. Si en este sistema se introduce una base, por ejemplo, bicarbonato de sodio común, la coloración cambiará instantáneamente a azul. Con la posterior adición de vinagre o ácido cítrico, el líquido volverá a ser rosado. Este cambio de color reversible demuestra que el ácido añadido neutralizó por completo la acción de la base.

Para determinar rápidamente de forma práctica la naturaleza del medio (ácido, alcalino o neutro), en los laboratorios se utilizan tiras indicadoras especiales. Se trata de papel impregnado con tornasol u otra sustancia sensible. Es suficiente con aplicar una gota de la solución en estudio sobre dicho papel y analizar el cambio de su coloración.

Método de titulación

La titulación es el proceso clásico de laboratorio en el que se añade gradualmente una solución a otra con el propósito de realizar un análisis químico preciso. En el contexto de nuestro tema, este método se aplica para llevar a cabo la reacción de neutralización.

Para el experimento se monta un equipo de laboratorio especial:

• Bureta: un tubo de vidrio largo sujeto en un soporte. En ella se vierte la solución de la base (en nuestro caso, hidróxido de sodio, $\text{NaOH}$).
• Matraz cónico: se coloca debajo de la bureta. En él se encuentra la solución del ácido (ácido clorhídrico diluido, $\text{HCl}$).

Antes de comenzar el proceso, se añaden 2–3 gotas del indicador —una solución violeta de tornasol— al matraz con ácido y se mezcla bien la mezcla. En medio ácido, el tornasol adquiere instantáneamente una coloración rosada. A continuación, se comienza a verter gota a gota la solución alcalina desde la bureta hacia el matraz. Precisamente este proceso de adición gota a gota de la base al ácido se denomina titulación. El cambio gradual en el color de la solución permite registrar visualmente el punto de equivalencia: el momento en que se produce la neutralización completa.

Química de la reacción de neutralización

Si consideramos el ácido desde la perspectiva de la teoría de S. Arrhenius, se trata de una sustancia que contiene hidrógeno de estructura molecular, capaz de sustituir o intercambiar átomos de hidrógeno por átomos metálicos. La reacción de neutralización en sí misma representa una reacción clásica de doble desplazamiento entre un ácido y una base.

Tomando como ejemplo los reactivos utilizados, la ecuación química es la siguiente: $$ \text{HCl} + \text{NaOH} = \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} $$

Como resultado de la interacción se forman dos productos:

1. Sal (cloruro de sodio, $\text{NaCl}$): es un producto absolutamente neutro.
2. Agua: se forma obligatoriamente, aunque en solución acuosa no es visualmente distinguible.

Ninguno de los productos de la reacción muestra propiedades ni básicas ni ácidas.

Durante la adición de la base al ácido, el color del tornasol cambia por etapas:

• El color rosado indica el medio ácido inicial (exceso de ácido).
• El color violeta indica el momento de neutralización (medio estrictamente neutro).
• El color azul señala que se ha añadido un exceso de base (el medio se ha vuelto alcalino).

Regla estequiométrica importante: para un volumen fijo de ácido, siempre se consume un volumen estrictamente determinado de base para lograr la neutralización completa. Si se realiza el experimento inverso (tarea que consiste en añadir ácido a una solución alcalina con tornasol), los colores cambiarán en orden inverso: desde el azul inicial, pasando por el violeta intermedio, hasta el rosado o rojo final.

Termodinámica y normas de seguridad

El aspecto más importante al realizar la reacción de neutralización es el estricto cumplimiento de las normas de seguridad. Desde el punto de vista termodinámico, este proceso es exotérmico, es decir, va acompañado de una liberación significativa de calor.

Está terminantemente prohibido realizar la reacción entre sustancias individuales (anhidras, concentradas). La interacción de reactivos concentrados provoca un calentamiento brusco e intenso de la mezcla. Esto conducirá inevitablemente a la formación instantánea de abundante vapor de agua y a una salpicadura extremadamente peligrosa de líquido hirviendo. Para evitar lesiones y accidentes, antes de mezclar el ácido y el álcali es obligatorio diluirlos con agua.

En resumen: respuestas a preguntas sobre el tema

Preguntas de clases y exámenes

Qué más repasar sobre el tema

• Cálculo estequiométrico exacto de los volúmenes en la titulación
• La teoría de ácidos y bases de Svante Arrhenius
• Dispositivo de la bureta de laboratorio y normas para trabajar con ella
• Tipos de indicadores naturales y su naturaleza química
• Mecanismo de cambio de color de los colorantes indicadores orgánicos

Otros temas de la sección «Capítulo 3. Clasificación de sustancias»

Material preparado por los profesores de WhiteCoat Pro según el plan de estudios de las facultades de medicina. De carácter educativo.