Qu’est-ce qu’un indicateur acido-basique ?

Les indicateurs acide-base sont des composés ou des produits chimiques qui présentent des couleurs nettement différentes à différentes valeurs de pH . Bien qu’ils servent à montrer la plage de pH d’une solution en un coup d’œil, ils sont principalement utilisés dans le laboratoire de chimie comme moyen de visualiser le point d’équivalence lors d’un titrage ou d’un titrage acide-base.

Ces composés sont toujours des acides organiques faibles ou des bases qui ont une couleur différente lorsqu’ils sont protonés (à pH bas) que lorsqu’ils sont déprotonés (à pH élevé). Ce sont généralement des espèces monoprotiques ou monobasiques, ce qui signifie qu’elles ne sont impliquées que dans un seul équilibre ionique et présentent un seul changement de couleur.

Certains exemples typiques d’indicateurs acido-basiques sont la phénolphtaléine, le rouge de méthyle et le bleu de thymol. Des indicateurs acido-basiques maison tels que l’extrait de chou rouge (chou rouge) peuvent également être préparés. Celui-ci peut être réalisé en faisant simplement bouillir un chou rouge dans de l’eau pendant quelques minutes. La solution résultante présentera une série de couleurs à différents pH allant du rouge, violet, vert foncé au jaune.

Le concept d’indicateur acido-basique est étroitement lié aux titrages acido-basiques et à deux autres concepts apparentés, le point d’équivalence et le point final . Comprendre de quoi il s’agit vous permettra de mieux comprendre ce que sont les indicateurs acido-basiques et à quoi ils servent.

Titrages acide-base

Les titrages acide-base sont des techniques analytiques utilisées par les chimistes pour déterminer la concentration d’un acide ou d’une base (appelée analyte) dans un échantillon inconnu . Pour ce faire, une aliquote de l’échantillon à analyser est prélevée et une solution d’une base ou d’un acide de concentration connue (appelée titrant ) est ajoutée goutte à goutte jusqu’à neutralisation complète de l’analyte.

Le point exact auquel l’analyte est neutralisé est appelé le point d’équivalence , et le volume de titrant nécessaire pour atteindre ce point ainsi que sa concentration permettent de déterminer la concentration de l’analyte dans l’échantillon.

Le problème avec les titrages est que le chimiste analytique effectuant le titrage n’a aucun moyen de savoir quand le point d’équivalence a été atteint. Les indicateurs acide-base s’ajoutent à l’analyte lorsqu’ils subissent un changement de couleur visible lorsqu’ils atteignent ou dépassent le point d’équivalence.

Le point final contre le point d’équivalence

Comme mentionné ci-dessus, les indicateurs sont principalement utilisés pour afficher ou « indiquer » le point d’équivalence lors d’un titrage acide-base. Cependant, en fonction de la constante d’acidité ou de basicité de l’analyte, un tel point d’équivalence se produira à différentes valeurs de pH, et ce pH coïncide rarement exactement avec le pH auquel un indicateur change de couleur. Malgré cela, le changement de couleur de l’indicateur est la seule référence que le chimiste peut utiliser pour savoir qu’il est temps d’arrêter le titrage. Pour cette raison, les chimistes appellent le point auquel un indicateur change de couleur le « point final », pour le distinguer du véritable « point d’équivalence » qu’ils recherchent.

L’indicateur acido-basique idéal est celui qui montre un fort changement de couleur exactement au pH du point d’équivalence du titrage. En d’autres termes, c’est celui avec lequel le point final coïncide exactement avec le point d’équivalence. Malheureusement, l’indicateur acide-base idéal n’existe pas, mais il existe différents indicateurs qui ont différentes plages de pH auxquelles ils tournent ou changent de couleur. Ceci est généralement suffisant pour obtenir une bonne approximation du point d’équivalence sans faire une erreur expérimentale très importante.

Pour cette raison, chaque fois qu’un titrage acide-base doit être effectué, il faut commencer par choisir l’indicateur qui change de couleur le plus près possible du pH du point d’équivalence de l’analyte en question.

Fonctionnement des indicateurs de base d’acide

Les indicateurs acido-basiques sont des acides ou des bases faibles qui sont impliqués dans un équilibre acido-basique entre leur forme acide protonée et leur base conjuguée ou forme déprotonée. Ceux qui sont des acides faibles sont neutres en pH acide et négatifs en pH alcalin, et l’inverse se produit pour ceux qui sont des bases faibles, c’est-à-dire qu’ils sont neutres en pH alcalin et ions positifs en pH acide.

Pour comprendre pourquoi cela se produit, considérons l’équilibre dans lequel un indicateur acido-basique est impliqué. La réaction peut être représentée comme suit :

Ici, k _a représente la constante de dissociation acide de l’indicateur.

D’après les principes de Le Chatelier, lorsque la concentration en ions H ⁺ est élevée, c’est-à-dire lorsque le pH est bas, cet équilibre se déplace vers la gauche, c’est-à-dire vers la forme protonée HIn. Dans ce cas, on voit la couleur de HIn car c’est l’espèce qui est présente en plus forte proportion. Dans le cas contraire (à faible concentration en H ⁺ ), l’équilibre se déplace vers les produits. Dans ce cas, l’espèce la plus abondante dont on voit la couleur à l’œil nu est désormais In ^– .

Normalement, on est capable de distinguer une couleur ou l’autre lorsque la concentration de l’une est plus de 10 fois supérieure à celle de l’autre.

Exemples d’indicateurs acido-basiques

Le tableau suivant montre quelques exemples d’indicateurs acido-basiques couramment utilisés dans le laboratoire de chimie, classés en fonction de la gamme de pH dans laquelle se produit leur changement de couleur.

Ces plages de pH peuvent être déterminées en utilisant la constante d’acidité de l’indicateur et en calculant le pH auquel [HIn]/[In ^– ]≥10 (lorsqu’il y a dix fois plus de HIn que de In ^– ) et lorsque [HIn]/[In ^– ]≤0,1 (lorsqu’il y a dix fois plus de In ^– que de HIn).

Comment sélectionner le bon indicateur acido-basique ?

En général, si vous envisagez de titrer vers un acide fort ou une base forte, presque tous les indicateurs peuvent être utilisés, car dans de tels titrages, le pH change considérablement de très acide à très basique ou de très basique à très acide juste avant et après le titrage. .point d’équivalence, qui se produit exactement à pH = 7.

En revanche, si vous titrez un acide ou une base faible, vous devez commencer par regarder sa constante d’acidité, ou, plus précisément, le pKa de l’analyte (le pKa est le négatif du logarithme de la constante d’équilibre). . Cette valeur représente le pH de la solution à mi-chemin du point d’équivalence et fournit un indice quant au pH auquel le point d’équivalence sera atteint. Étant donné que l’échantillon a une concentration inconnue (puisque le titrage est effectué juste pour trouver sa concentration), nous ne pouvons pas calculer exactement le pH du point d’équivalence, mais le pKa nous donne une idée générale de l’endroit où il se trouve sur le pH échelle pH.

Ainsi, l’indicateur approprié sera celui dont la gamme de pH de changement de couleur est la plus centrée possible sur ledit pKa.

Exemple de sélection d’un indicateur acido-basique

• Lors du titrage d’acides forts ou de bases dont le point d’équivalence se situe à pH = 7, la phénolphtaléine est presque toujours utilisée, même si elle change de couleur entre 8,3 et 10,0. On pourrait aussi choisir le bleu de bromothymol ou le rouge de crésol, dont les tours sont beaucoup plus proches de pH=7, mais en général ce n’est pas nécessaire.
• Si vous souhaitez titrer un acide faible avec un pKa de 3,9 en ajoutant du NaOH (qui est une base forte), vous pouvez sélectionner le méthyl orange, car il change de couleur entre pH = 3,1 et pH = 4,4, ou le rouge de méthyl, qui devient un pH un peu plus alcalin. N’oubliez pas qu’à pH = 3,9 (c’est-à-dire lorsque pH = pKa), le point d’équivalence n’a pas encore été atteint, vous devez donc continuer à ajouter plus de NaOH, de sorte que le point d’équivalence sera à un pH supérieur à 3,9.