Objectif d’apprentissage
- Expliquer lequel, parmi une série donnée, serait le meilleur indicateur acide-base pour un titrage donné.
Points clés
- En général, une molécule qui change de couleur avec le pH du milieu dans lequel elle se trouve peut être utilisée comme indicateur.
- Dans la réaction HIn\rightleftharpoons { H }^{ + } +{ In }^{ – } l’ajout d’acide déplace l’équilibre de l’indicateur vers la gauche.
- Dans la réaction HIn\rightleftharpoons { H }^{ + } +{ In }^{ – } , l’ajout de base déplace l’équilibre de l’indicateur vers la droite.
- Pour une précision optimale, la différence de couleur entre les deux espèces colorées doit être aussi nette que possible, et plus la plage de pH du changement de couleur est étroite, mieux c’est.
Termes
- pHTle négatif du logarithme en base 10 de la concentration en ions hydrogène, mesurée en moles par litre ; une mesure de l’acidité ou de l’alcalinité d’une substance, qui prend des valeurs numériques de 0 (acidité maximale) à 14 (alcalinité maximale) en passant par 7 (neutre).
- indicateurComposé chimique halochrome que l’on ajoute en petites quantités à une solution afin de pouvoir déterminer visuellement le pH (acidité ou basicité) de la solution.
- titrationDétermination de la concentration d’une certaine substance dans une solution en ajoutant lentement des quantités mesurées d’une autre substance (normalement à l’aide d’une burette) jusqu’à ce qu’une réaction soit montrée comme étant complète-par exemple, par le changement de couleur d’un indicateur
- indicateur de pHUn indicateur acide-base.
Il existe de nombreuses méthodes pour déterminer le pH d’une solution et pour déterminer le point d’équivalence lors du mélange d’acides et de bases. Ces méthodes vont de l’utilisation de papier tournesol, de papier indicateur, d’électrodes spécialement conçues, à l’utilisation de molécules colorées en solution. À l’exception des électrodes, toutes ces méthodes sont visuelles et reposent sur certains changements fondamentaux qui se produisent dans une molécule lorsque le pH de son environnement change. En général, une molécule qui change de couleur avec le pH de l’environnement dans lequel elle se trouve peut être utilisée comme indicateur.
Dans l’équation :
HIn \rightleftharpoons { H }^{ + }+ { In }^{ – }
l’acide faible HIn est représenté en équilibre avec son anion ionisé In-. Dans cette réaction, l’ajout d’un acide déplace l’équilibre de l’indicateur vers la gauche. Inversement, l’ajout d’une base déplace l’équilibre de l’indicateur vers la droite.
Dans le cas de l’indicateur méthyl orange, le HIn est coloré en rouge et la forme ionisée In- est jaune.
Dans cet exemple :
{ K }_{ a }\quad =\quad \frac { \left \left }{ \left }
Pour le méthyl orange, Ka = 1,6 X 10-4 et pKa = 3,8. Les formes neutre (rouge) et dissociée (jaune) de l’indicateur sont présentes à des concentrations égales lorsque le pH = 3,8. L’œil est sensible aux changements de couleur sur une gamme de rapports de concentration d’environ 100 ou sur deux unités de pH. En dessous de pH 2,8, une solution contenant du méthyl orange est rouge ; au-dessus d’environ 4,8, elle est nettement jaune.
Les indicateurs de pH sont fréquemment employés dans les titrages en chimie analytique et en biologie pour déterminer l’ampleur d’une réaction chimique. En raison du choix subjectif (détermination) de la couleur, les indicateurs de pH sont susceptibles de donner des lectures imprécises. Pour les applications nécessitant une mesure précise du pH, on utilise fréquemment un pH-mètre. Parfois, un mélange de différents indicateurs est utilisé pour obtenir plusieurs changements de couleur réguliers sur une large gamme de valeurs de pH. Ces indicateurs commerciaux (par exemple, l’indicateur universel et les papiers Hydrion) sont utilisés lorsque seule une connaissance approximative du pH est nécessaire. Les indicateurs présentent généralement des couleurs intermédiaires à des valeurs de pH comprises dans une plage de transition spécifique. Par exemple, le rouge de phénol présente une couleur orange entre pH 6,8 et pH 8,4. La plage de transition peut se déplacer légèrement en fonction de la concentration de l’indicateur dans la solution et de la température à laquelle il est utilisé.
Lorsque l’on regarde l’échelle de pH elle-même, les transitions de couleurs déterminées par leurs plages de transition deviennent plus claires et le contexte de la sensibilité de l’indicateur sur des plages de pH est exposé de manière plus informative.
Exemple:
Dans le titrage d’un acide faible avec une base forte, quel indicateur serait le meilleur choix ?
A. L’orange méthylique
B. Le vert de bromocrésol
C. Phénolphtaléine
La bonne réponse est C. Dans le titrage d’un acide faible avec une base forte, la base conjuguée de l’acide faible rendra le pH au point d’équivalence supérieur à 7. Par conséquent, vous voudriez qu’un indicateur change dans cette plage de pH. L’orange de méthyle et le vert de bromocrésol changent tous deux de couleur dans une plage de pH acide, tandis que la phénolphtaléine change dans une plage de pH basique.
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