Indicateurs acide-base

Définition d'un indicateur acido-basique

Tout d'abord, nous devons définir ce qu'est un indicateur acide-base.

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-^.

$$HIn_{(aq)}\rightleftharpoons H^{+}_{(aq)}+In^{-}_{(aq)}$$

Où ,

• HIn est l'indicateur conjugué, possédant une couleur.
• ^In- est la base conjuguée de HIn qui a une couleur différente de celle de HIn.

Ce qui est assez génial avec les indicateurs, c'est que la couleur de HIn _(aq) (c'est-à-dire la forme de pH inférieur) et la base conjuguée ^In-_{(aq) (} c'est-à-dire la forme de pH supérieur) sont différentes.

Fondamentalement, la couleur de l'indicateur dépend des concentrations relatives de HIn et de ^In-. Une solution aura la couleur de la forme de pH inférieur, 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 d'acide faible et de base conjuguée, la couleur sera un mélange des deux !

Les indicateurs ont différentes utilisations : ils peuvent être utilisés pour signaler le point final d'un titrage acide-base, et ils permettent également d'estimer le pH d'une solution ! Les indicateurs acido-basiques aident les chimistes à savoir quand le point final du titrage 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.

Prenons un exemple de titrage d'un acide faible ou d'une base forte.

Dans un titrage acide faible/base forte, nous savons que le point d'équivalence sera un peu plus élevé que le pH 7. Pour pouvoir détecter le moment où le point d'équivalence a été atteint, nous pouvons utiliser un indicateur qui change de couleur autour de cette plage de pH. La phénolphtaléine est un indicateur couramment utilisé dans les titrages d'acides faibles et de bases fortes, car elle change de couleur à un pH d'environ 8,2.

• Lorsqu'elle est ajoutée pour la première fois à une solution d'acide faible, la phénolphtaléine est incolore.
• On ajoute ensuite du NaOH et lorsque le pH de la solution atteint environ 8,2, la phénolphtaléine change de couleur et passe de l'incolore au rose pâle !
• Si l'on ajoute plus de NaOH, la solution devient plus foncée.

Réfléchissons à un autre indicateur. Lerouge de méthyle est un indicateur qui change de couleur entre un pH de 4,2 et 6,3. Le rouge de méthyle est un excellent indicateur lorsqu'il s'agit de titrer 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, de sorte que le point d'équivalence se situe dans l'intervalle de pH !

Pour connaître le pH approximatif d'une solution, on peut utiliser un indicateur universel, constitué 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. Ensuite, nous pourrions comparer le 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. 2 : Échelle de pH - StudySmarter Originals.

Théories sur les indicateurs acide-base

Maintenant que nous savons ce que sont les indicateurs acido-basiques, examinons quelques théories les concernant ! Il y a deux théories que tu devrais connaître : La théorie d'Ostwald et la théorie des quinonoïdes.

La théorie d'Ostwald a été proposée en 1891 et elle est basée sur la théorie des acides et des bases d'Arrhenius.

Selon la théorie d'Ostwald, un indicateur acide-base peut être soit un acide organique faible, soit une base organique faible. Le changement de couleur d'un indicateur se produit en raison de l'ionisation partielle de l'indicateur et des différentes couleurs qu'ont la forme unionisée et la forme base conjuguée (ionisée).

• Par exemple, la phénolphtaléine (HPh) se dissocie partiellement pour former des ions ^H+ et ^Ph-. HPh est incolore, tandis que ^Ph- est rose.

La deuxième théorie, la théorie quinonoïde, repose sur l'idée que les indicateurs acide-base 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. 3 : Changements de structure de la phénolphthaléine - StudySmarter Originals.

Limites des indicateurs acido-basiques

Comme nous l'avons appris plus haut, les indicateurs ont des couleurs différentes selon leur forme (HIn ou ^In-). La limite des indicateurs acide-base est leur plage de pH. Les indicateurs ne changent de couleur que sur une plage de pH spécifique, tu dois donc connaître leur plage 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 base faible/acide fort, les indicateurs acide-base couramment utilisés sont ceux qui changent de couleur à pH < 7.

Tableau des indicateurs acide-base

Examinons les plages de pH de certains indicateurs et le point final du pH. 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 final est le pH auquel l'indicateur se transforme en 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 final, la couleur formée est une sorte de couleur sarcelle !

Résolvons quelques problèmes !

Couleurs des indicateurs acide-base

Chaque indicateur a une plage de pH différente et des couleurs différentes impliquées ! Tout d'abord, regarde l'image ci-dessous, qui montre les couleurs de certains indicateurs courants.

Nous pouvons utiliser cette image pour résoudre certains problèmes ! Voyons quelques exemples !

Maintenant, j'espère que tu te sens plus confiant lorsque tu choisis des indicateurs acido-basiques !