Principaux indicateurs colorés acido - basiques
Un indicateur coloré acido-basique correspond à un couple acide-base[1] \(\textrm{AH / A}^-\) dont les formes acides et basiques ont des couleurs différentes. Suivant le \(\textrm{pH}\) [2]du milieu dans lequel l'indicateur va se trouver, la forme acide \(\textrm{AH}\) ou la forme basique \(\textrm A^-\) va prédominer :
Comme pour tout couple acide-base, on a en effet la relation
\(\frac{[\textrm A^-]}{[\textrm{AH}]}=\frac{K_a}{\textrm h}\) soit \(\log\frac{[\textrm{AH}]}{[\textrm A]}=\textrm pK_a-\textrm{pH}\)
La forme acide \(\textrm{AH}\) prédomine donc si \(\textrm{pH}<\textrm{pK}_\textrm a – 1\) et la forme basique si \(\textrm{pH}>\textrm pK_a + 1\).
Les indicateurs colorés sont des composés capables de colorer une solution même à l'état de trace ; le tableau ci-dessous donne quelques exemples montrant que les zones de virage des indicateurs sont très variées :
Indicateur | Domaine pH | pKa | Forme acide | Forme basique |
|---|---|---|---|---|
violet de méthyle | 0.0-1.6 | 0.8 | jaune | bleu |
bleu de thymol | 1.2- 2.8 | 1.6 | rouge | jaune |
jaune de méthyle | 2.9- 4.0 | 3.3 | rouge | jaune |
hélianthine | 3.1- 4.4 | 4.2 | rouge | jaune |
vert de bromocresol | 3.8- 5.4 | 4.7 | jaune | bleu |
rouge de méthyle | 4.2- 6.2 | 5.0 | rouge | jaune |
rouge de chlorophenol | 4.8- 6.4 | 6.0 | jaune | rouge |
bleu de bromothymol | 6.0- 7.6 | 7.1 | jaune | bleu |
rouge de phénol | 6.4- 8.0 | 7.1 | jaune | rouge |
mauve de crésol | 7.4- 9.0 | 8.3 | jaune | mauve |
bleu de thymol | 8.0- 9.6 | 8.9 | jaune | bleu |
phénolphthaléine | 8.0- 9.8 | 9.7 | incolore | rose |
thymolphthaléine | 9.3-10.5 | 9.9 | incolore | bleu |
jaune d'alizarine | 10.1-12.0 | 11.0 | jaune | rouge |
Le choix de l'indicateur pour le dosage acido-basique de \(\textrm A\) par \(\textrm B\) dépend de la nature de \(\textrm A\) et de \(\textrm B\). Ainsi, pour le dosage d'une solution d'acide fort par une solution de base forte, pratiquement tous les indicateurs dont le domaine de changement de couleur se situe entre \(\textrm{pH} = 4\) et \(\textrm{pH} = 10\) conviennent car la variation du \(\textrm{pH}\) à l'équivalence est très brutale (on dit que l'amplitude du saut de \(\textrm{pH}\) est très grande).
En revanche, pour le dosage d'une solution d'acide faible par une base forte, il faudra impérativement utiliser un indicateur changeant de couleur en milieu faiblement basique ( \(9 < \textrm{pH} < 10\)) et pour le dosage d'une base faible par un acide fort on aura besoin d'un indicateur « virant » entre \(\textrm{pH}\) 4 et 5 ! Pour bien comprendre ces choix d'indicateurs, il est donc nécessaire d'examiner les courbes donnant la variation du pH au cours du dosage.
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On peut aussi ne pas employer d'indicateur à la condition d'utiliser des méthodes plus élaborées pour la détermination du volume équivalent : la conductimétrie et surtout la pHmètrie.