Notion de pH : indicateurs colorés - 2nd S

$$\begin{array}{|l|l|l|l|} \hline \text{Indicateur}&\text{Couleur (acide)}&\text{Transition}&\text{Couleur (base)}\\&&\text{(approximativement)}&\\ \hline \text{Bleu de bromothymol, BBT (1er transition)}&\text{rose-rouge}&\approx 0.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Rouge de crésol (acide - 1er transition)}&\text{rouge}&0.0-1.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Méthyl violet}&\text{jaune}&0.0-1.6&\text{bleu-violet}\\ \hline \text{Vert malachite (acide - 1er transition)}&\text{jaune}&0.2-1.8&\text{bleu-vert}\\ \hline \text{Bleu de thymol (acide - 1er transition)}&\text{rouge}&1.2-2.8&\text{jaune}\\ \hline \text{Jaune de méthyle}&\text{rouge}&2.9-4.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Bleu de bromophénol (BBP)}& \text{jaune}&3.0-4.6&\text{violet}\\ \hline \text{Rouge congo}&\text{bleu}&3.0-5.2&\text{rouge}\\ \hline \text{Méthyl orange (Hélianthine)}&\text{rouge}&3.1-4.4&\text{jaune}\\ \hline \text{Méthyl orange en solution dans le xylène cyanole}&\text{pourpre}&3.2-4.2&\text{vert}\\ \hline \text{Vert de bromocrésol}&\text{jaune}&3.8-5.4&\text{bleu}\\ \hline \text{Rouge de méthyle}&\text{rouge}&4.2-6.3&\text{jaune}\\ \hline \text{Papier de tournesol (Azolitmine)}&\text{rouge}&4.5-8.3&\text{bleu}\\ \hline \text{Pourpre de bromocrésol}&\text{jaune}&5.2-6.8&\text{violet}\\ \hline \text{Bleu de bromothymol, BBT (2e transition)}&\text{jaune}&6.0-7.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Rouge de phénol (Phénolsulfonephtaléine)}&\text{jaune}&6.6-8.0&\text{rouge}\\ \hline \text{Rouge neutre}&\text{rouge}&6.8-8.0&\text{jaune orangé}\\ \hline \text{Rouge de crésol (base - 2e transition)}&\text{jaune}&7.2-8.8&\text{rouge}\\ \hline \text{Bleu de thymol (base - 2e transition)}&\text{jaune}&8.0-9.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Phénolphtaléine}&\text{incolore}&8.2-10.0&\text{rose}\\ \hline \text{Thymolphtaléine}&\text{incolore}&9.4-10.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Jaune d'alizarine R}&\text{jaune}&10.1-12.0&\text{orange-rouge}\\ \hline \text{Alizarine}&\text{rouge}&11.0-12.4&\text{violet}\\ \hline \text{Carmin d'indigo}&\text{bleu}&11.4-13.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Vert malachite (base - 2e transition)}&\text{bleu-vert}&11.5-13.2&\text{incolore}\\ \hline \end{array}$$

Contrairement aux indicateurs chimiques purs, les indicateurs naturels contiennent plusieurs composés chimiques qui influent sur la couleur. 

 

Les zones de virage différents donc selon la nature du composé utilisé. 

 

Par exemple, le jus de chou rouge peut ne pas virer au jaunes avant un $pH>14$ s'il date de plusieurs jours.

 

De même, la transition de jus de carotte, par exemple, est difficilement observable. 

 

L'avantage majeur des indicateurs natures sur leurs équivalents de synthèse est leur très faible coût. 

 

On les trouve souvent directement dans la nature où ils ne coûtent pratiquement rien.

$$\begin{array}{|l|l|l|l|} \hline \text{Indicateur}&\text{Couleur (acide)}&\text{Transition} &\text{Couleur (base)}\\& &\text{(approximativement)}\\ \hline \text{Chou rouge (acide - 1er transition)}&\text{rouge}&\text{environ }2.0-3.0&\text{rose}\\ \hline \text{Chou rouge (acide - 2e transition)}&\text{rose}&\text{environ }3.0-4.0&\text{violet}\\ \hline \text{Thé}&\text{jaune}&\text{environ }6.0-7.0&\text{brun}\\ \hline \text{Chou rouge (base - 3e transition)}&\text{violet}&\text{environ }6.0-7.0&\text{bleu}\\ \hline \text{Artichaut}&\text{incolore}&\text{environ }7.0-8.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Curry}&\text{jaune}&7.4-8.6&\text{brun-orangé}\\ \hline \text{Curcuma}&\text{jaune}&7.4-8.6&\text{brun-orangé}\\ \hline \text{Chou rouge (base - 4e transition)}&\text{bleu}&\text{environ }8.0-9.0&\text{vert}\\ \hline \text{Betterave}&\text{rouge}&\text{environ }11.0-12.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Chou rouge (base - 5e transition)}&\text{vert}&\text{environ }12.0-13.0&\text{jaune}\\ \hline \text{Thym}&\text{jaune}&\text{environ }12.0-13.0&\text{brun}\\ \hline \end{array}$$

L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer une valeur approchée du $pH$ d'une solution.

 

On ajoute quelques gouttes de l'indicateur coloré dans la solution à étudier et on note la couleur obtenue.

On peut aussi utiliser un papier $pH$ 

 

Il s'agit du papier préparé à l'aide d'un mélange d'indicateur colorés et qui prend une couleur bien déterminée lorsqu'il est en contact avec une solution de $pH$ étudiée. 

 

 

Il suffit donc de mettre ce papier en contact avec la solution et de comparer la teinte qu'il prend avec une des teintes donnant le $pH$

Un indicateur universel est en mélange d'indicateurs, il donne un changement graduel de couleur selon la valeur du $pH$, contrairement aux indicateurs classiques (Bleu de bromothymol, la phénolphtaléine ou l'Hélianthine) qui ne possèdent qu'un changement de couleur bien marqué.

 

5.2 principe de fabrication d'indicateurs universels et du papier $pH$ 

 

Certaines substances naturelles peuvent faire office d'indications colorés, le jus de chou rouge est l'une d'entre elles.

 

Pour l'obtenir il suffit de broyer des feuilles de chou rouge, de mélanger  avec de l'eau puis filtrer.

 

Le jus de chou rouge comporte un mélange d'espèces chimiques sensible au $pH$.

 

Elle prennent une gamme de couleurs différentes en fonction des valeurs du $pH$ qui va du rouge au jaune en passant par le violet, bleu et le vert.

 

 

Le papier $pH$ est un papier absorbant imbibé d'un indicateur coloré universel qui permet de déterminer le $pH$ d'une solution instantanément en fonction de sa couleur.

A l'aide d'une pipette jaugée, on place dans un bécher un volume de $V_{A}$ d'acide chlorhydrique de concentration $C_{A}$ inconnue à déterminer

 

Ajoutons quelques gouttes de $BBT.$

 

Puis à l'aide d'une burette graduée place au-dessus du bécher, on verse petit à petit dans le bécher la solution d'hydroxyde de sodium de concentration $C_{B}$ connu 

 

 

L'agitateur magnétique permet d'homogénéiser le mélange après ajout de la solution d'hydroxyde de sodium

Quand on mélange une solution d'acide chlorhydrique $HC1$ et de base $NaOH$, on constate :

 

$-\ $ une élévation de la température du milieu réactionnel

 

$-\ $ le virage de l'indicateur coloré $BBT$ : la couleur jaune du $BBT$ en milieu acide passe à la couleur verte.

Lors de la réaction acido-basique, on note un important dégagement de la chaleur. 

 

La réaction est donc exothermique.

 

Le virage du $BBT$ de la couleur jaune à la couleur verte explique une diminution de la concentration des hydroniums $H_{3}O^{+}$ du milieu 

 

On peut donc attribuer la diminution des ions hydroniums $H_{3}O^{+}$ de la solution à une réaction entre les ions $H_{3}O^{+}$ et les ions $OH^{-}.$ 

 

Il s'agit de la réaction acido-basique.

 

L'équation-bilan de la réaction s'écrit :

$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O$$

les ions $Na^{+}$ et $C1^{-}$ n'interviennent pas dans la réaction : ce sont des ions indifférents 

Il y a équivalence lorsque les réactif ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage

La réaction étudiée ici pour équation :

$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O$$

 

A l'équivalence :

 

$n_{H_{3}O^{+}}=n_{OH^{-}}$

 

$\Rightarrow\;C_{A}V_{A}=C_{B}V_{BE}$

 

$\Rightarrow\;C_{A}=C_{B}\dfrac{V_{BE}}{V_{A}}$