Por qué cambia el color
Un indicador ácido-base suele ser un ácido o una base débil cuyas formas conjugadas tienen colores diferentes: HIn ⇌ H+ + In−. Cuando cambia el pH, cambia la proporción entre ambas formas.
pH = pKa + log([In−]/[HIn])
Para muchos indicadores, el viraje visible ocurre aproximadamente alrededor de pKa ± 1. Es un intervalo, no un punto exacto.
Cómo se elige para una titulación
El intervalo de transición debe quedar dentro del tramo de cambio brusco de la curva, cerca de la equivalencia. En muestras muy coloreadas o cuando se necesita mayor precisión, puede ser preferible una detección instrumental.
Relación con esta familia
Este tema forma parte de Concentración y análisis químico. Se comprende mejor junto con análisis volumétrico y análisis cualitativo y cuantitativo.
Si necesitas distinguir disolución y mezcla antes de medirla, consulta Mezclas y disoluciones.
10 ejemplos explicados paso a paso
Cada solución avanza de la situación concreta a la interpretación del resultado. Comprueba los datos, las unidades y el sentido de la conclusión antes de continuar.
Indicador con intervalo adecuado
Se elige el indicador A.
Problema: Elegir entre dos indicadores para un salto de pH de 3.5 a 6.0.
- Datos: Indicador A: 3.1–4.4; indicador B: 8.0–10.0.
- Principio: El intervalo debe quedar dentro de la zona de cambio brusco.
- Sustitución o aplicación: A coincide con el salto; B queda fuera.
- Cálculo o razonamiento: Se compara el intervalo completo, no un color aislado.
- Resultado: Se elige el indicador A.
- Interpretación: El punto final de A puede aproximar mejor la equivalencia en este caso.
Ácido fuerte con base fuerte
El indicador es adecuado para la curva dada.
Problema: Evaluar un indicador que cambia entre pH 6.0 y 7.6.
- Datos: La curva presenta un salto pronunciado que incluye ese intervalo alrededor de la equivalencia.
- Principio: Un intervalo contenido en el salto puede señalar el punto final.
- Sustitución o aplicación: Se superponen curva e intervalo.
- Cálculo o razonamiento: El viraje ocurre mientras una pequeña adición produce gran cambio de pH.
- Resultado: El indicador es adecuado para la curva dada.
- Interpretación: La conclusión depende de la curva y de las concentraciones, no solo del nombre de la reacción.
Ácido débil con base fuerte
Se elige el intervalo 8.0–10.0.
Problema: Elegir entre intervalos 3.1–4.4 y 8.0–10.0 cuando la equivalencia es básica.
- Datos: La curva tiene su salto útil en la zona básica.
- Principio: El indicador debe virar dentro del salto.
- Sustitución o aplicación: El intervalo 8.0–10.0 coincide; 3.1–4.4 cambia demasiado pronto.
- Cálculo o razonamiento: Se descarta el indicador ácido.
- Resultado: Se elige el intervalo 8.0–10.0.
- Interpretación: La fenolftaleína es un ejemplo común de indicador en esa zona.
Base débil con ácido fuerte
Se elige el intervalo ácido.
Problema: Elegir entre intervalos 3.1–4.4 y 8.0–10.0 cuando la equivalencia es ácida.
- Datos: La curva cambia bruscamente en la zona ácida.
- Principio: El intervalo debe rodear la equivalencia.
- Sustitución o aplicación: 3.1–4.4 coincide mejor con el salto ácido.
- Cálculo o razonamiento: El intervalo básico señalaría un volumen prematuro.
- Resultado: Se elige el intervalo ácido.
- Interpretación: El naranja de metilo es un ejemplo de indicador de intervalo ácido.
Azul de bromotimol cerca de pH 7
pH aproximado dentro de 6.0–7.6.
Problema: Interpretar una muestra verde con un indicador amarillo-azul que cambia entre pH 6.0 y 7.6.
- Datos: Amarillo predomina en el extremo ácido; azul, en el básico; verde es mezcla visual.
- Principio: Cerca de pKa coexisten cantidades apreciables de ambas formas.
- Sustitución o aplicación: El color intermedio se ubica dentro del intervalo.
- Cálculo o razonamiento: No se asigna una cifra exacta solo por observar verde.
- Resultado: pH aproximado dentro de 6.0–7.6.
- Interpretación: Para mayor precisión se usa un electrodo calibrado.
Relación entre formas del indicador
[In−]/[HIn] = 10.
Problema: Calcular el cociente [In−]/[HIn] cuando pH = pKa + 1.
- Datos: Ecuación: pH − pKa = log([In−]/[HIn]).
- Principio: Si la diferencia es 1, el cociente es 10^1.
- Sustitución o aplicación: [In−]/[HIn] = 10.
- Cálculo o razonamiento: La forma básica es diez veces más abundante.
- Resultado: [In−]/[HIn] = 10.
- Interpretación: Ese valor ayuda a explicar por qué el color básico ya predomina.
Papel indicador universal
pH aproximado cercano a 5.
Problema: Interpretar una tira cuyo color coincide con el bloque pH 5.
- Datos: La carta tiene bloques discretos y la percepción tiene incertidumbre.
- Principio: La comparación visual estima un intervalo.
- Sustitución o aplicación: Se reporta aproximadamente pH 5, no 5.000.
- Cálculo o razonamiento: Las cifras se ajustan a la resolución de la carta.
- Resultado: pH aproximado cercano a 5.
- Interpretación: El papel es útil para orientación rápida, no para alta precisión.
Muestra intensamente coloreada
No conviene depender solo del indicador visual.
Problema: Decidir si un indicador visual es apropiado.
- Datos: La muestra absorbe colores similares a los del viraje.
- Principio: La señal debe distinguirse del fondo de la muestra.
- Sustitución o aplicación: El color propio puede ocultar o desplazar la percepción del punto final.
- Cálculo o razonamiento: Se elige una detección instrumental adecuada al método.
- Resultado: No conviene depender solo del indicador visual.
- Interpretación: Cambiar de detección mejora la legibilidad, pero también debe validarse.
Exceso de indicador
El exceso introduce error sistemático.
Problema: Explicar por qué añadir muchas gotas puede alterar el resultado.
- Datos: El indicador es una especie ácido-base y no es químicamente inerte.
- Principio: Debe usarse una cantidad pequeña y definida.
- Sustitución o aplicación: Más indicador requiere más reactivo para cambiar su forma.
- Cálculo o razonamiento: Ese consumo puede desplazar el punto final.
- Resultado: El exceso introduce error sistemático.
- Interpretación: «Más color» no significa «mejor medición».
Punto final y equivalencia
Punto final: 24.95 mL; equivalencia: 25.00 mL.
Problema: Interpretar un viraje a 24.95 mL cuando la equivalencia calculada es 25.00 mL.
- Datos: Diferencia = 24.95 − 25.00 = −0.05 mL.
- Principio: El punto final es observado; la equivalencia es estequiométrica.
- Sustitución o aplicación: Error de indicador = −0.05 mL en este ensayo.
- Cálculo o razonamiento: El viraje apareció ligeramente antes.
- Resultado: Punto final: 24.95 mL; equivalencia: 25.00 mL.
- Interpretación: La cercanía puede ser aceptable o no según los requisitos del método.
Ahora te toca a ti
Ejercicio 1
Un indicador cambia entre pH 6.0 y 7.6. ¿Servirá para detectar un salto alrededor de pH 7?
Comprobar respuesta
Respuesta: Sí, si el intervalo queda dentro de la zona de cambio brusco.
La elección depende de la curva, no de que el indicador sea conocido.
Ejercicio 2
¿Qué color predomina cuando pH es mucho menor que pKa en HIn ⇌ H+ + In−?
Comprobar respuesta
Respuesta: El de la forma ácida HIn.
El equilibrio favorece la forma protonada.
Ejercicio 3
¿Por qué el papel indicador no da normalmente un pH exacto?
Comprobar respuesta
Respuesta: Porque compara colores dentro de intervalos.
Es una estimación semicuantitativa.
Ejercicio 4
¿Qué hacer si la muestra es muy coloreada?
Comprobar respuesta
Respuesta: Usar una detección instrumental adecuada o un blanco de color.
El color propio puede ocultar el viraje.
Ejercicio 5
¿Punto final y equivalencia son sinónimos perfectos?
Comprobar respuesta
Respuesta: No.
El punto final se observa; la equivalencia corresponde a la relación estequiométrica.
Errores frecuentes
Error: Elegir el indicador por su color favorito.
Corrección: Comparar su intervalo de transición con la curva de titulación.
El viraje debe caer en la zona de cambio brusco.
Error: Interpretar una mezcla de colores como pH exacto.
Corrección: Reportar un intervalo o usar medición instrumental.
La percepción visual es aproximada.
Error: Añadir demasiado indicador.
Corrección: Usar la cantidad mínima definida por el método.
El indicador participa en un equilibrio y puede introducir error.
Error: Usar mililitros como si fueran litros en n = C × V.
Corrección: Convertir el volumen a litros antes de multiplicar.
La molaridad está expresada en mol/L.
Error: Omitir las unidades durante el cálculo.
Corrección: Conservarlas y comprobar que se cancelen correctamente.
La coherencia dimensional ayuda a detectar operaciones equivocadas.
Pon a prueba lo aprendido
Pregunta 1 de 10
En «Indicador con intervalo adecuado», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 2 de 10
En «Ácido fuerte con base fuerte», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 3 de 10
En «Ácido débil con base fuerte», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 4 de 10
En «Base débil con ácido fuerte», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 5 de 10
En «Azul de bromotimol cerca de pH 7», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 6 de 10
En «Relación entre formas del indicador», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 7 de 10
En «Papel indicador universal», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 8 de 10
En «Muestra intensamente coloreada», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 9 de 10
En «Exceso de indicador», ¿qué resultado está justificado?
Pregunta 10 de 10
En «Punto final y equivalencia», ¿qué resultado está justificado?
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Preguntas frecuentes
Es una sustancia o sistema que produce una señal observable cuando cambia una condición química, como el pH.
Sus formas protonada y desprotonada tienen colores distintos y su proporción cambia con el pH.
Es el rango de pH en el que se observa el cambio de color; suele estar alrededor de pKa ± 1 para muchos indicadores ácido-base.
No. Ofrece una estimación visual por intervalos, mientras el instrumento permite una medición calibrada más precisa.
Su intervalo de transición debe quedar dentro de la zona de cambio brusco alrededor de la equivalencia.
Fuentes y revisión editorial
Cómo citar este artículo
Editorial Ejemplode. (2026, 9 de agosto). Indicadores químicos: funcionamiento, elección y ejemplos. https://www.ejemplode.com/quimica/indicadores-quimicos/
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