Quelques exemples d’indicateurs colorés acido-basiques








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date de publication23.04.2017
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Dosage acido-basique



I Indicateurs colorés acido-basiques :

Il s’agit de couples (acide-faible /base faible) dont les espèces conjuguées ont des couleurs différentes

Si on les note (HIn / In-) et Ki la constante d’acidité de ce couple.

On admet que la couleur de la solution est celle de la forme acide HIn si la concentration en forme acide HIn est au moins 10 fois supérieure à celle de la forme basique In-, c’est à dire si ou ce qui revient au même :

De la même façon, la couleur de la solution est celle de la forme basique si c’est à dire si

Entre pKi -1 et pKi +1, c’est à dire sur deux unités de pH, la couleur est un mélange de la couleur acide et de la couleur basique : c’est la zone de virage.
Diagramme de prédominance :

HIn


In-

Espèce majoritaire :




pKi -1

pKi +1




pH




pKi



de In-

zone de virage

de HIn

Couleur :

Quelques exemples d’indicateurs colorés acido-basiques:




Nom

Teinte acide (de HIn)

pH de la zone de virage

Teinte basique (de In-)

hélianthine

rouge

3,1 – 4,4

jaune

rouge de méthyle

rouge

4,2 – 6,2

jaune

bleu de bromothymol (BBT)

jaune

6,0 – 7,6

bleu

phénolphtaléine

incolore

8,2 – 10,0

rose-violet


Application :

Une solution de pH inconnu donne une coloration jaune avec le rouge de méthyle et reste incolore avec de la phénolphtaléine. Que peut-on dire de son pH ?
Solution :

Le rouge de méthyle donne une coloration jaune , le pH est donc supérieur à 4,4.

La phénolphtaléine reste incolore, le pH est inférieur à 8,2.

On peut donc encadrer le pH de la solution : 4,4< pH< 8,2.
II Dosage acidobasique

Quelques rappels

Le but d’un dosage est de déterminer une quantité de matière (ou une concentration) inconnue.

Un dosage acido-basique fait intervenir une réaction acide-base totale entre le réactif à doser et un réactif titrant de concentration connue.

On dit qu’il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques.

Le repérage de l’équivalence permet de déterminer la quantité de matière du réactif à doser.
Nous allons examiner plusieurs exemples de dosages acido-basiques et préciser, à partir de ces exemples, quelles sont les conditions pour que le dosage soit précis.


  1. Dosage d’un acide fort par une base forte.

Prenons l’exemple du dosage d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue CA par une solution d’hydroxyde de sodium (soude) de concentration connue CB.


  1. La réaction


La solution d’acide chlorhydrique contient des ions chlorure indifférents, des ions H3O+ et des molécules d’eau.

La solution de soude contient des ions sodium Na+ indifférents, des ions hydroxyde HO- et des molécules d’eau.

La réaction de dosage est :

H3O+ + HO-  H2O + H2O = 1014
Cette réaction , qui est l’inverse de l’autoprotolyse de l’eau, est totale puisque sa constante KR est très supérieure à 103.

On est donc certain qu’avant l’équivalence tous les ions HO- introduits et mélangés à l’acide chlorhydrique réagiront complètement avec les ions H3O+ fournis par l’acide.


  1. Suivi du dosage au pH-mètre


On introduit dans un becher un volume VA, mesuré à la pipette jaugée, de solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue CA

On introduit des volumes connus VB de solution de soude de concentration CB au moyen d’une burette.

Le pH du mélange est mesuré par un pH-mètre.dosage af bf



  1. Evolution des quantités de matière lors du dosage

Rappelons la définition de l’équivalence : Il y a équivalence lorsque les réactifs sont mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage.

La réaction étant : H3O+ + HO-  H2O + H2O , l’équivalence a lieu lorsque les quantités de matière des réactifs introduites dans le mélange sont telles que n(H3O+) = n(HO-)


  • Avant l’équivalence : le réactif en défaut est l’ion hydroxyde, le réactif en excès est l’ion H3O+. L’ion hydroxyde est consommé au fur et à mesure qu’il est introduit. L’ion H3O+réagit partiellement avec l’ion hydroxyde, il en reste en solution.

Contenu du becher : H3O+, Cl-( ions présents au départ dans l’acide chlorhydrique, leur quantité reste constante puisqu’ils n(interviennent pas dans la réaction), Na+(apportés en même temps que les ions hydroxyde)


  • A l’équivalence : les ions hydroxyde on été introduits en égale quantité avec les ions H3O: ces deux ions ont été complètement consommés, ils ne sont plus présents dans le milieu.

Contenu du becher : Cl-, Na+


  • Après l’équivalence :On ajoute la solution d’hydroxyde de sodium. Les ions hydroxyde ne peuvent plus réagir avec l’ion H3O+ qui n’est plus présent. Les ions hydroxyde et Na+ s’accumulent dans le milieu.

Contenu du becher : Na-, OH-,Cl-.
Traçons l’évolution des quantités de matière lors de l’ajout de solution d’hydroxyde de sodium :

n(quantité de matière)

n(Na+) n(OH-)

n(H3O+)initial n(Cl-)
n(H3O+)

Volume de soude

Volume de soude

à l’équivalence



  1. Equivalence


n(H3O+) est la quantité d’acide chlorhydrique mise dans le becher de dosage, c’est à dire n(H3O+) = CA.VA

On note VB le volume de solution de soude versé , VBE le volume de solution de soude versé à l’équivalence. La quantité d’ions OH- introduite à l’équivalence est alors n(OH-) = CB.VBE = n(H3O+)

A l ‘équivalence, on a donc la relation :

CA.VA= CB.VBE

On peut donc en déduire la concentration CA qui est inconnue.
De plus, à l’équivalence du dosage d’un acide fort par une base forte [H3O+] = [HO-], c’est à dire pHE = 7,0 à 25°C.
A l’équivalence, la solution résultant du mélange d’acide chlorhydrique et de soude est donc une solution de chlorure de sodium !


  1. Allure de la courbe de dosage pH-métrique

Nous allons établir la courbe d’évolution du pH lors de l’ajout de solution de soude.


Ajouter speechi. Au tableau mettre le dessin des quantités de matière et construire pas à pas la courbe de pH

Courbe obtenue pour VA = 20,0 mL ; CA = 1,00.10-2 mol.L-1 ; CB = 1,00.10-2 mol.L-1 
acfort bfbmp

Remarques :

  • on observe qu’autour de l’équivalence le pH varie brusquement : on parle de saut de pH.

  • à l’équivalence la concavité de la courbe change et la courbe est pratiquement symétrique autour de E (point d’inflexion)




  1. Repérage de l’équivalence




  1. A partir de la courbe dérivée

Certains appareils peuvent tracer simultanément la courbe pH en fonction du volume Vb de soude versée et la courbe dérivée en fonction de Vb

Le saut de pH à l’équivalence correspond à une pente maximale donc à un maximum de la courbe dérivée.



  1. Par la méthode des tangentes

Le point E est un point d’inflexion pour la courbe pH(V) autour duquel la courbe est symétrique.

Tracer :

  • une tangente T1 à la courbe après de l’équivalence

  • une tangente T2 à la courbe avant l’équivalence, T1 et T2 doivent être parallèles entre elles (Il est nécessaire d’utiliser une équerre)

  • un segment P perpendiculaire à T1 et T2

  • le milieu de P

  • la droite D parallèle à T1 et T2, perpendiculaire à P et passant par le milieu de P. Cette droite D est alors située à égale distance de T1 et T2

  • L’intersection entre la droite D et la courbe pH(V) : c’est le point correspondant à l’équivalence.


méthode tangentes

Remarque : On a déjà vu que le pH à l’équivalence du dosage d’un acide fort par une base forte est égal à 7,0. Les différentes méthodes doivent permettre de retrouver cette valeur !


  1. Utilisation d’un indicateur coloré acido-basique

S’il s’agit uniquement de repérer VBE, on peut utiliser un indicateur coloré acido-basique convenablement choisi. Cela évitera de mesurer le pH tout au long du dosage.

Dans le becher où s’effectue le dosage, on ajoute quelques gouttes d’indicateur coloré.

Le pH dans le becher avant l’équivalence est acide, inférieur à 7. La couleur prise par l’indicateur coloré sera celle de sa forme acide. Par contre, après l’équivalence, la solution dans le becher est basique, la couleur dans le becher sera celle correspondant à la forme basique de l’indicateur coloré.

Pour que l’indicateur coloré permette de repérer correctement l’équivalence, il faut que le changement de couleur de l’indicateur se produise exactement à l’équivalence.
Superposons sur la courbe de dosage la zone de virage d’un indicateur coloré , par exemple le bleu de bromothymol (appelé aussi BBT)dont la zone de virage est comprise entre un pH de 6 et un pH de 7,6:


Zone de virage du BBT

Forme basique du BBT

Couleur bleue

Forme acide du BBT

Couleur jaune
acfort bfbmp

Ici la zone de virage du BBT est comprise dans le saut de pH : l’équivalence sera donc repérée correctement quand on verra la couleur dans le becher qui passera du jaune au bleu.



  1. Influence de la concentration sur l’allure de la courbe de dosage

Superposons les courbes de dosage obtenues pour des concentrations en acide fort

CA1 = 1,00.10-1 mol/L ; CA2 = 1,00.10-2 mol/L ; CA3 = 1,00.10-3 mol/L

influence conc af bf

On observe que le saut de pH est d’autant plus important que la concentration est plus grande.


B . Dosage d’une base forte par un acide fort.

La réaction de dosage est la même que lors du dosage d’un acide fort par une base forte :

H3O+ + HO-  H2O + H2O

Cette réaction est totale
La courbe de dosage a l’allure suivante :
influence conc bf af
Le pH à l’équivalence est égal à 7,0

On peut utiliser le bleu de bromothymol comme indicateur coloré acido-basique. Par contre, le changement de couleur observé lors du dosage sera du bleu vers le jaune.

Le saut de pH est d’autant plus important que la concentration est plus grande.


  1. Dosage d’un acide faible par une base forte


Envisageons le dosage de l’acide acétique (éthanoïque), volume VA et concentration CA, par la soude de concentration CB.


  1. La réaction de dosage


Les espèces présentes dans le mélange sont l’acide acétique, l’eau, les ions sodium Na+ indifférents et les ions hydroxyde HO- apportés par la solution de soude.
La réaction de dosage est donc :

CH3COOH + HO- → CH3COO-+ H2O

=

Cette réaction est totale.


  1. Equivalence


Def : Il y a équivalence lorsque les réactifs sont mélangés dans les proportions stoechiométriques de la réaction de dosage.

La réaction étant : CH3COOH + HO- → CH3COO- + H2O, l’équivalence a lieu lorsque les quantités de matières des réactifs introduits dans le mélange sont telles que

n(CH3COOH )introduit = n(HO-)introduit

n(CH3COOH )introduit est la quantité d’acide acétique mise dans le becher de dosage, c’est à dire CA.VA

On note VB le volume de solution de soude versé , VBE le volume de solution de soude versé à l’équivalence. La quantité d’ions OH- introduite à l’équivalence est alors n(OH-) = CB.VBE = n(H3O+)
A l’équivalence, on a donc la relation suivante :

CA.VA= CB.VBE
A l’équivalence, dans le becher , les espéces en présence sont l’eau, l’ion sodium, l’ion CH3COO- qui est une espèce basique. Par conséquent, le pH obtenu est basique (pHE > 7,0 à 25°C).


  1. Demi-équivalence


On appelle demi-équivalence l’état qui correspond à l’introduction d’une quantité de réactif titrant moitié de celle qui est nécessaire pour l’équivalence.

La demi-équivalence correspond donc à un volume VB =

Bilan de matière à la demi équivalence :

CH3COOH + HO- → CH3COO- + H2O

n introduit
CA.VA

.(CB.VBE)




n restant
CA.VA-CB.VBE = .(CB.VBE)

0

.(CB.VBE)



CB.VBE-CB.VBE = .(CB.VBE)

0

.(CB.VBE)


On voit ainsi que à la demi équivalence l’acide CH3COOH et sa base conjuguée CH3COO- sont présents en quantités égales dans le mélange.

Le pH vérifie : pH = pKA + log= pKA

A la demi équivalence le pH est égal au pKA de l’acide si l’acide n’est ni trop faible ni trop fort (voir les exemples de courbes de dosage en fonction du pKA de l’acide).


  1. Suivi du dosage par pH-métrie




  1. Montage

dispositif dosage 2
b) Allure de la courbe de dosage

afaible bf
Remarques :

  • on observe un saut de pH à l’équivalence mais il est moins important que lors du dosage d’un acide fort.

  • Le pH à l’équivalence est basique (8,6 pour CA = CB = 1,0.10-2 mol.L-1)

  • Le volume VB = 10 mL correspond à la demi-équivalence : le pH est égal au pKA de l’acide acétique : 4,8

  • La courbe est incurvée pour VB faible, contrairement à ce qui se passe avec un acide fort.



  1. Repérage de l’équivalence




  • A partir de la courbe dérivée :


pe afaible bf


  • Par la méthode des tangentes

(voir tracé sur la courbe)


  • Utilisation d’un indicateur coloré acido-basique

Il faut choisir un indicateur coloré approprié dont la zone de virage englobe le pH à l’équivalence. Ce pH étant supérieur à 7,0, nous choisirons comme indicateur coloré la phénolphtaléine dont la zone de virage est comprise entre pH = 8,2 et 10,0.



  1. Influence de la concentration sur l’allure de la courbe de dosage


Superposons les courbes de dosage obtenues pour des concentrations en acide acétique

CA1 = 1,00.10-1 mol/L ; CA2 = 1,00.10-2 mol/L ; CA3 = 1,00.10-3 mol/L
infl de c ac faible
On remarque que :

Le saut de pH est d’autant plus marqué que la concentration est plus grande


  1. Influence de la force de l’acide


Comparons entre eux deux acides faibles de même concentration mais de pKA différents (ainsi qu’un acide fort pour compléter la comparaison):

infl pka
On observe que le saut de pH est d’autant plus marqué que l’acide est plus fort.

Ce saut de pH devient difficilement détectable pour un acide très faible (pKA > 9)


  1. Dosage d’une base faible par un acide fort


Exemple : dosage de l’ammoniac NH3 par l’acide chlorhydrique

La réaction de dosage est :

NH3 + H3O+ → NH4+ + H2O = 109,2

La réaction est totale
Allure de la courbe de dosage :

base f par ac fort

Le pH à l’équivalence est celui d’une solution de chlorure d’ammonium (acide faible) donc inférieur à 7,0.

On peut repérer l’équivalence par le virage d’un indicateur coloré acido-basique, à condition d’en choisir un dont la zone de virage englobe le pH à l’équivalence : par exemple le rouge de méthyle (4,2 – 6,2)

A la demi équivalence, la moitié de l’ammoniac NH3 initialement présent a été transformé en autant d’ions ammonium NH4+, donc les concentrations en ammoniac restant et en ammonium formé sont égales. On a alors pH = pKA du couple (NH4+/NH3) .



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