Sais-tu que si tu mets des feuilles de chou rouge dans un mixeur avec de l'eau chaude et que tu mixes le tout jusqu'à obtenir un jus de chou de couleur violette, tu es en train de fabriquer ton propre indicateur coloré ?
Le chou rouge possède de la flavine, un type de molécule anthocyanique, qui change de couleur lorsqu'elle est mélangée à un acide ou à une base. Si tu y ajoutes un acide, le jus de chou devient rouge, tandis que si tu y ajoutes une base, il passe du violet au vert bleuté !
Plutôt intéressant, non ? Maintenant, plongeons dans le monde des indicateurs colorés !
- Ce résumé de cours porte sur l'indicateur coloré.
- Tout d'abord, nous allons définir un indicateur coloré.
- Ensuite, nous parlerons de l'utilité des indicateurs colorés dans les dosages acido basique.
- Nous présenterons le pH des indicateurs colorés.
- Ensuite, nous nous plongerons dans les différentes espèces d'indicateurs colorés et leurs changements de couleur.
- Enfin, nous examinerons les théories relatives aux indicateurs colorés.
Indicateur coloré : Espèce chimique
Tout d'abord, nous devons définir ce qu'est un indicateur coloré.
Un indicateur coloré est une espèce chimique qui présente un changement observable de couleur lorsqu'il y a un changement du pH d'une solution aqueuse.
Les indicateurs sont des acides ou des bases faibles. Un indicateur \( HIn \) se dissocie partiellement dans l'eau pour former des ions \( H^+ \) et sa forme conjuguée \( In^- \) .
$$ HIn_{(aq)} \rightleftarrows H^+_{(aq)} + In^-_{(aq)} $$
Où,
- \( HIn \) est l'indicateur syndiqué, possédant une couleur.
- \( In^- \) est la base conjuguée de HIn qui a une couleur différente de celle de \( HIn \) .
Ce qui est plutôt cool avec les indicateurs, c'est que la couleur de \( HIn _{(aq)} \) (c'est-à-dire la forme au pH le plus bas) et la base conjuguée \( In^-_{(aq)} \) (c'est-à-dire la forme au pH le plus élevé) sont différentes.
Fondamentalement, la couleur de l'indicateur dépend des concentrations relatives de \( HIn \) et \( In^- \) . Une solution aura la couleur de la forme à faible pH, \( HIn \) , si la plupart des molécules de l'indicateur existent sous la forme \( HIn \) .
De même, une solution aura la couleur de \( In^- \) si la plupart des molécules de l'indicateur existent sous la forme \( In^- \) .
Si la solution contient des quantités à peu près égales de la forme acide faible et de la forme base conjuguée, la couleur sera un mélange des deux !
Si tu n'es pas encore familiarisé avec les titrages acide-base, lis d'abord "Les titrages acide-base", puis reviens à ce point pour continuer à apprendre !
Indicateur coloré : Dosage
Les indicateurs ont différents usages : ils peuvent être utilisés pour signaler le point d'équivalence d'un dosage acido-basique, et ils permettent également d'estimer le pH d'une solution !
Les indicateurs colorés aident les chimistes, à savoir quand le point d'équivalence du dosage a été atteint. Idéalement, l'indicateur devrait changer de couleur au point d'équivalence. Cependant, les changements de pH sont rapides près du point d'équivalence, et une goutte supplémentaire de titrant peut changer le pH de plusieurs unités.
Le point d'équivalence est désigné comme le point sur lequel l'indicateur change de couleur. En général, il est proche du pH du point d'équivalence.
Prenons l'exemple d'un dosage acide faible/base forte.
Dans un titrage acide faible/base forte, nous savons que le point d'équivalence sera un peu plus élevé que pH 7. Donc, pour pouvoir détecter quand le point d'équivalence a été atteint, nous pouvons utiliser un indicateur qui change de couleur autour de cette gamme de pH. La phénolphtaléine est un indicateur couramment utilisé dans les dosages acide faible/base forte, car elle change de couleur à un pH d'environ \( 8,2 \) .
- Lorsqu'on l'ajoute pour la première fois à une solution d'acide faible, la phénolphtaléine est incolore.
- Ensuite, on ajoute du \( NaOH \) et lorsque le pH de la solution atteint environ \( 8,2 \) , la phénolphtaléine change de couleur, passant de l'incolore au rose clair !
- Si l'on ajoute davantage de \( NaOH \) , la solution devient d'un rose plus foncé/violet.
Réfléchissons à un autre indicateur. Le rouge de méthyle est un indicateur qui change de couleur entre pH \( 4,2 \) et \( 6,3 \) . Le rouge de méthyle est un excellent indicateur lorsqu'il s'agit du titrage d'une base faible à l'aide d'un acide fort, car le pH d'un titrage base faible/acide fort au point d'équivalence est légèrement inférieur à \( 7 \) , le point d'équivalence se situe donc dans l'intervalle de pH !
Il est fort probable que tu aies déjà entendu parler, ou même utilisé, un papier tournesol dans ton laboratoire de chimie. Le papier tournesol est un indicateur acide-base fabriqué à partir de lichen, couramment utilisé pour vérifier la présence d'acides et de bases. Le papier tournesol bleu est utilisé pour montrer la présence d'un acide. Si un acide est présent, le papier tournesol bleu devient rouge ! De même, un papier tournesol rouge devient bleu en présence d'une base !
Indicateurs colorés : pH
Pour connaître le pH approximatif d'une solution, on peut utiliser un indicateur universel, composé d'un mélange de plusieurs indicateurs.
Par exemple, si nous voulons déterminer le pH de l'eau de Javel, nous pouvons ajouter quelques gouttes d'indicateur universel à un échantillon d'eau de Javel et noter le changement de couleur. Nous pourrions ensuite comparer ce changement de couleur avec une échelle de pH pour trouver le pH approximatif.
- L'eau de Javel a un pH basique/alcalin d'environ \( 12 \) . Tu dois donc t'attendre à ce que l'eau de Javel prenne une couleur violette avec l'ajout d'un indicateur universel !
Fig.1- Échelle de pH
Théories des indicateurs acide-base
Maintenant que nous savons ce que sont les indicateurs colorés, examinons quelques théories les concernant ! Il existe deux théories avec lesquelles tu dois être familier : la théorie d'Ostwald et la théorie des Quinonoïdes.
La théorie d'Ostwald a été proposée en 1891 et repose sur la théorie des acides et des bases d'Arrhenius.
Les acides d'Arrhenius donnent \( H^+ \) à \( H_2O \) , ce qui augmente la concentration d'ions hydrogène dans la solution aqueuse.
Les bases d'Arrhenius donnent \( OH^- \) à \( H_2O \) , ce qui augmente la concentration d'ions hydroxyde.
Selon la théorie d'Ostwald, un indicateur coloré peut-être soit un acide organique faible, soit une base organique faible. Le changement de couleur d'un indicateur est dû à l'ionisation partielle de l'indicateur et aux différentes couleurs qu'ont la forme unies et la forme conjuguée de la base (ionisée).
- Par exemple, la phénolphtaléine \( HPh \) se dissocie partiellement pour former des ions \( H^+ \) et \( Ph^- \) . L' \( HPh \) est incolore, tandis que le \( Ph^- \) est rose.
La deuxième théorie, la théorie du Quinonoïde, repose sur l'idée que les indicateurs colorés existent sous deux formes tautomères (benzénoïde et Quinonoïde), et que ces deux formes ont des couleurs différentes. Un tautomère existe dans un milieu acide, tandis que l'autre existe dans un milieu basique.
Le changement de couleur est donc dû à la conversion d'un tautomère en un autre lorsque le pH de la solution est modifié.
- La phénolphtaléine a une forme benzénoïde en solution acide et une forme quinonoïde en solution basique.
Fig.2- Modifications de la structure de la phénolphtaléine
Limites des indicateurs colorés
Comme nous l'avons appris ci-dessus, les indicateurs ont des couleurs différentes selon leur forme ( \( HIn \) ou \( In^- \) ). La limite des indicateurs acido-basiques est leur gamme de pH. Les indicateurs ne changent de couleur que dans une gamme de pH spécifique, il convient donc de connaître leurs gammes de pH pour pouvoir choisir l'indicateur approprié pour un titrage acide-base.
- Pour les titrages acide fort/base forte, les indicateurs acide-base couramment utilisés sont ceux qui changent de couleur à pH \( 7 \) .
- Pour les titrages acide faible/base forte, les indicateurs acide-base couramment utilisés sont ceux qui changent de couleur à un pH > \( 7 \) .
- Pour les titrages de bases faibles/acides forts, les indicateurs acide-base couramment utilisés sont ceux qui changent de couleur à pH < \( 7 \) .
Indicateurs colorés : Dosage acido-basique
Examinons les plages de pH de certains indicateurs et le pH final. Rappelle-toi que la couleur à un pH inférieur est celle de l'acide ou de la base faible, tandis que la couleur à un pH supérieur est celle de sa forme conjuguée.
Le point d'équivalence est le pH auquel l'indicateur prend une couleur comprise entre ces deux couleurs.
Par exemple, le bleu de bromothymol a une couleur jaune à un pH inférieur ( \( HIn \) ) et bleue à un pH supérieur ( \( In^- \) ). Cependant, au point d'équivalence, la couleur formée est une sorte de couleur sarcelle !
Zone de virage
La zone de virage est la zone dans laquelle l'indicateur passe d'une teinte acide à une teinte basique.
La zone de virage d'un indicateur coloré s'étend sur environ deux unités de pH, entre les valeurs \( pk_i -1 \) et \( pk_i +1 \) , \( k_i \) étant la constante d'acidité du couple \( HInd/Ind^- \) auquel appartient l'indicateur.
Le tableau ci-dessous montre un groupe d'indicateurs colorés courants, avec le domaine de prédominance de l'espèce acide \( HInd \), celui de l'espèce basique \( Ind^- \), et la zone de virage de l'indicateur. Le tableau indique également la couleur d'une solution dans laquelle se trouve l'indicateur, pour chaque domaine de prédominance.
Chaque indicateur a une gamme de pH différente et des couleurs différentes !
Tout d'abord, regardons l'image ci-dessous, qui montre les couleurs de certains indicateurs courants.
Fig.3- Les indicateurs de couleur peuvent être utilisés dans les déterminations acide-base pour indiquer l'équivalence.
Voyons quelques exemples !
Indicateurs colorés : Exemple
Si tu as décidé d'effectuer un titrage acide faible/base forte, lequel des indicateurs suivants utiliserais-tu ?
l'orange de méthyle, le bleu de bromothymol ou la phénolphtaléine ?
Dans les titrages acide faible/base forte, le point d'équivalence a un pH supérieur à \( 7 \) . Nous devons donc choisir un indicateur dont la plage de pH est supérieure à \( 7 \) .
- Le bleu de bromothymol a un pH compris entre \( 6,0 \) et \( 7,6 \) .
- Le rouge de méthyle a un pH compris entre \( 3,2 \) et \( 4,4 \) .
- La phénolphtaléine a un pH compris entre \( 8,2 \) et \( 10 \) .
Parmi ces trois indicateurs, le plus approprié à utiliser dans un titrage acide faible/base forte est la phénolphtaléine, car toute sa gamme de pH est supérieure à \( 7 \) .
Quel indicateur acide-base choisis-toi pour un dosage acide fort/base forte ?
Dans les dosages acide fort/base forte, le point d'équivalence se situe à pH \( 7 \) . Par conséquent, l'indicateur le plus approprié pour ce type de titrage serait le bleu de bromothymol.
Quelle couleur aurait la phénolphtaléine dans une solution d'ammoniaque ?
L'ammoniac a un pH d'environ \( 11-12 \) .
Donc, en regardant l'image ci-dessus, nous savons qu'à ce pH spécifique, la phénolphtaléine aurait une couleur rose violacé !
Quelle serait la couleur du rouge de méthyle dans une solution dont le pH est de \( 2 \) ?
D'après l'image ci-dessus, à pH \( 2 \) , le rouge méthyle serait de couleur rouge !
Indicateurs colorés naturels
Sais-tu que les fleurs d'hortensia sont considérées comme des indicateurs naturels ?
Ces fleurs sont bleues lorsqu'elles poussent dans des solides acides et roses/rouges dans des sols au pH basique !
D'autres types d'indicateurs colorés naturels comprennent les roses rouges et roses, les iris bleus, et même certains fruits et légumes comme les fraises et les betteraves !
Maintenant, j'espère que tu te sens plus confiant lorsque tu choisis des indicateurs colorés !
Indicateur coloré - Points clés
- Un indicateur coloré est une espèce chimique qui présente un changement observable distinct (généralement, un changement de couleur) lorsqu'il y a un changement du pH d'une solution aqueuse.
- Dans les indicateurs colorés, la couleur de \( HIn \) et celle de la base conjuguée \( In^- \) sont différentes.
- Les indicateurs colorés changent de couleur sur une plage de pH spécifique.
- Pour connaître le pH approximatif d'une solution, on peut utiliser un indicateur universel, composé d'un mélange de plusieurs indicateurs.
- Les indicateurs colorés aident les chimistes, à savoir quand le point d'équivalence du dosage acido-basique a été atteint. Idéalement, l'indicateur devrait changer de couleur au point d'équivalence.
- Le point d'équivalence est le pH auquel l'indicateur prend une couleur comprise entre ces deux couleurs.
- La zone de virage est la zone dans laquelle l'indicateur passe d'une teinte acide à une teinte basique.
References
- Lawrie, R., & Norris, R. (2014). Cambridge International AS and A Level Chemistry.
- Brown, T. E., LeMay, H. E. H., Bursten, B. E., & Murphy, C. (2014). Chemistry the central science 13e édition. Prentice Hall.
- Saunders, N. (2020). Supersimple Chemistry : The Ultimate Bitesize Study Guide. London : Dorling Kindersley.
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Questions fréquemment posées en Indicateur coloré
Quels sont les indicateurs colorés ?
Les indicateurs colorés sont des substances qui présentent un changement observable distinct (généralement, un changement de couleur) lorsqu'il y a un changement du pH d'une solution aqueuse.
Comment déterminer l'indicateur coloré ?
Pour déterminer l'indicateur coloré approprié, il suffit de connaître sa gamme de pH. Pour les titrages:
- Acide fort/base forte, on utilise les indicateurs qui changent de couleur à pH = 7 .
- Acide faible/base forte, on utilise les indicateurs qui changent de couleur à un pH > 7 .
- Bases faibles/acides forts, on utilise les indicateurs qui changent de couleur à pH < 7 .
Quel est le rôle de l'indicateur coloré ?
Les indicateurs peuvent être utilisés pour signaler le point d'équivalence d'un titrage acido-basique, et ils permettent également d'estimer le pH d'une solution !
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