8 7,5 6,2 6 4,5 4,2. Hélianthine. Figure 1 : Zone de virage et coloration de quelques indicateurs colorés

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1 I : LES INDICATEURS COLORES Définition Ceux sont des substances dont la couleur varie avec l acidité du milieu. Le changement de coloration se produit dans un certain domaine de ph appelé zone de virage qui s étend généralement sur 1,5 à 2 unité de ph. II : EXEMPLES D INDICATEURS COLORES La figure 1 donne les zones de virage des indicateurs colorés les plus usuels. On remarquera que le classique tournesol, rouge en milieu acide bleu en milieu basique, n y figure pas : le tournesol n étant pas un composé chimique défini, sa zone de virage est mal déterminée. On notera que la plupart des indicateurs colorés sont «bicolores» alors que la phénophtaléine est «unicolore». ph Phénolphtaléine RougeViolacé 10 Incolore 8 7,5 Jaune 6,2 6 Rouge de Méthyle Rouge 4,5 4,2 3 Bleu Bleu de Bromothymol Jaune Jaune Hélianthine Rouge Figure 1 : Zone de virage et coloration de quelques indicateurs colorés III : MODE D ACTION D UN INDICATEUR COLORE La plupart des indicateur colorés sont des substances organiques dont la structure varie avec l acidité du milieu. On peut les assimiler à des acides faible AH donnant lieu à l équilibre suivant lorsque le ph à la valeur de son pk A AH + H 2 O A - + H 3 O +

2 Généralement, la forme acide AH et la forme basique A - d un indicateur adsorbent de la lumière visible dans des régions différentes du spectre optique, de sorte qu elles présentent des couleurs différentes. C est ainsi que pour l héliantine, les molécules AH sont rouges et les ions A - sont jaunes. A ph > 4,5 la solution est jaune car la couleur de ions A-, alors majoritaire, l emporte sur celle des molécules AH. L addition d un acide fournit des ions H 3 O + qui font rétrograder l équilibre d ionisation précédent ; des ions A s apparaissent pour former des molécules AH qui deviendrons majoritaire : la couleur vire du jaune au rouge si le ph devient supérieur à 3. La teinte sensible de l indicateur correspond à l égalité des mutations en formes acides et basiques de l indicateur soit [AH] = [ A - ] ; ceci se produit pour ph = pk A puisque ph = pk A + log( [ A - ]/ [AH]) La forme acide AH impose sa couleur si [AH] est très supérieure à [A - ]. Pratiquement, cela se produit pour [AH] > 10[ A - ]. Cette condition entraîne ph < pk A + log( 1/10) = pk A 1. De mêrme la forme basique A - impose sa couleur si [A - ] > 10[AH] donc pour ph < pk A + log(10) = pk A + 1. Ces résultats peuvent se résumer par le schéma suivant : ph Couleur basique A - prédominant pk A + 1 Zone de virage pk A de l indicateur coloré[ah] = [ A - ] pk A - 1 Couleur acide AH prédominant Figure 2 : Zone de virage et distribution des espèces Pour que l équilibre acido-basique propre à l indicateur coloré ne vienne pas perturber le phénomène étudié, on emploie l indicateur qu en très faible quantité (en général quelques gouttes d une solution diluée). IV : EMPLOI DES INDICATEURS COLORES A : A la détermination approchée du ph On peut déterminer le ph à 0,1 près par comparaison avec une série de tubes étalons contenant des solutions de ph déterminé, additionné d un indicateur approprié.

3 Un moyen plus commode et moins précis est l emploi du «papier ph» utilisant un indicateur universel constitué d un mélange de plusieurs indicateurs déposés sur papier. B : A la détermination du point d équivalence au cours d une réaction acide-base. Ceci permet de marquer la fin du dosage acide-base L indicateur utilisé doit avoir une zone de virage voisine du ph de la solution obtenue au point d équivalence (qui est le ph du sel correspondant de même concentration). En d autres termes, le ph de l indicateur utilisé doit être aussi proche que possible du ph au point d équivalence. Un autre facteur qui intervient dans le choix de l indicateur coloré est l amplitude de la brusque variation de ph se produisant au voisinage de l équivalence. Plus cette amplitude sera faible (cas des solutions très diluées), plus le choix de l indicateur sera restreint. En conséquence, on retiendra que : le dosage d une base faible comme l ammoniac au moyen d un acide fort comme l acide chlorhydrique doit être conduit en présence d hélianthine, ou mieux de rouge de méthyle puisque le ph du point d équivalence est acide (figure 3) ; le dosage d un acide faible comme l acide acétique au moyen d une base forte comme la soude, doit être suivi en présence de phénophtaléine puisque le ph d équivalence est basique (fig4) ; Le dosage d un acide fort une base forte peut être suivi indifféremment en présence de chacun des indicateurs précédents, du fait de la très grande amplitude du saut de ph aux concentrations usuelles mais en milieu très dilué, il conviendra de recourir au bleu de bromothymol dont la zone de virage encadre beaucoup mieux le ph du point d équivalence, égale ici à 7. Figure 3 : Equivalence dans un dosage base faible-acide fort

4 Figure 4 : Dosage acide faible-base forte C : INTERPRETATION DE L EFFET TAMPON L effet tampon résulte du déplacement de l équilibre d ionisation de l acide faible, soit dans le cas de l acide acétique : CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + A la démi-équivalence (ou dans un mélange à volume égaux de solution d acide acétique et d acétate de sodium de même molarité) on a : [CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ] et ph = pk A Si on ajoute un acide fort, l apport d ions H 3 O + va déplacer l équilibre précédent dans le sens d une disparition partielle des ions H 3 O + excédentaire. Il se forme alors des molécules d acide acétique dont la molarité devient supérieure à celle des ions CH 3 COO -. Ainsi une partie des ions H 3 O + apportés par l acide ajouté est stockée sous forme d acidité potentielle et de ce fait ne participe pas à l acidité actuelle de la solution. Le ph de celle-ci diminue beaucoup moins que dans le cas d une addition d acide à l eau pure (fig 5). Si on ajoute une base forte, les ion OH - de celle-ci vont réagir avec les ions H 3 O + provenant de l ionisation de l acide. Cette disparition des ions H 3 O + entraîne un déplacement de l équilibre d ionisation de l acide acétique de façon à compenser partiellement le déficit en ions H 3 O + qui en résulte : des molécules d acide acétique se transforment en ion acétate dont la molarité devient alors supérieure à celle de l acide. Ceci a pour effet de régénérer une partie des ions H 3 O + consommés par la base ajoutée de sorte que l élévation de ph est amortie. Ainsi l acidité potentielle de l acide acétique est intervenue pour s opposer à une trop grande variation de l acidité réelle de la solution. L ensemble de ces processus peut être résumé par le schéma suivant (fig 6) dans lequel AcOH symbolise l acide acétique et AcO - l ion acétate.

5 Figure 5 : Effet tampon Na + OH - AcO - Na + AcO - Na + AcO - Na + AcOH Addition de soude Eau pure AcOH Na + AcO - AcO - Na + AcOH Addition d acide chlorhydrique Cl - H 3 O + AcOH Na+ AcOH Cl - AcO - Na + AcOH Figure 6 : déplacement d équilibre par addition d acide ou de base en milieu tampon D : EXEMPLE DE MILIEUX TAMPONS L exemple précédent du mélange acide acétique ion acétate peut être généralisé à tout mélange d un acide faible et de sa base conjuguée ; ex : cas de l effet tampon présenté par le mélange NH NH 3.

6 De plus on notera que les propriétés d une solution tampon ne sont pas strictement limitées à un mélange équimolaire correspondant à la démi-équivalence pour laquelle ph = pk A, mais elles demeurent valables également au voisinage de cette démiéquivalence. La plupart des milieux physiologiques correspondent à des solutions tampons de ph bien déterminé. C est ainsi que le ph du sang humain se maintient à la valeur pratiquement constante de 7,40. Cette valeur est assurée par la participation de plusieurs tampons dont le plus important est constitué par le système CO 2 HCO 3 - (pk A = 6,4). CO 2 + 2H 2 O HCO H 3 O +. Bien que les quantités relatives de CO 2 et d ions hydrogénocarbonate puissent varier, le ph sera très peu modifié car le dioxyde de carbone est un acide très faible. De plus, tout excès de CO 2 sera rejeté par les poumons et tout défaut en ion HCO 3 -, sera compensé par une sécrétion rénale. On peut également mentionner la participation du tampon dihydrogénophosphate monhydrogénophosphate (pk A = 7,2 ). H 2 PO H 2 O HPO H 3 O + Dr LIBOUM, CC. Université de Yaoundé I MBEY J. A., PLEG