Les titrages sont très importants dans beaucoup de TP de chimie. C'est un des moyens les plus courants pour la caractérisation des produits.
LE TITRAGE COLORIMETRIQUE
Manipulation
LES INDICATEURS COLORES (ACIDO-BASIQUES)
Principe
Les indicateurs colorés sont des molécules dont les solutions (généralement préparées dans l'éthanol) présentent différentes colorations selon le pH. Les différentes colorations proviennent des différents stades de protonation de cette molécule.
Si nous appelons InH, la forme acide de l'indicateur coloré, on appellera In- sa forme basique. Sur une échelle de pH, de part et d'autre de son pKa, les formes InH et In- de l'indicateur ont des couleurs différentes.
Ex : Forme basique de la phénolphtaléine
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InH |
pKa |
In- |
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Forme acide, d'une certaine couleur |
Teinte sensible |
Forme basique, d'une autre couleur |
L'indicateur coloré est donc une espèce acido-basique, susceptible de réagir avec le réactif titrant. Il faut par conséquent l'utiliser en faibles quantités.
Zone de virage
Le changement de couleur ne se fait pas à un pH précis. L'indicateur coloré ne voit sa couleur changer que sur une plage de pH assez étendue, au plus, entre pKa - 1 et pKa + 1.
Choix de utilisation de l'indicateur coloré et notion de teinte sensible
L'indicateur coloré doit être choisi pour que le changement de coloration s'effectue approximativement de part et d'autre du point d'équivalence.
Ceci limite considérablement l'emploi de l'indicateur coloré puisqu'il est nécessaire de connaître le pH d'équivalence, ce qui n'est possible avec précision que dans les cas les plus simples (acide fort / base forte, monoacide faible / base forte, monobase faible - acide fort).
L'utilisation d'un indicateur coloré dans le dosage où les sauts ou chutes de pH sont multiples reste donc assez délicate.
Une autre remarque, le choix d'un indicateur coloré se fait aussi sur la base de teinte sensible : un changement de couleur du rouge à l'orange peut n'être que difficilement bien perçu ; il faut des variations de couleurs franches, comme jaune / bleu, rouge / bleu, ou incolore / coloré.
Quelques indicateurs colorés usuels :
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Indicateur |
Couleur[] (acide) |
Transition (approximativement) |
Couleur[][] (base) |
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Bleu de bromothymol, BBT (1re transition) |
?0,0 |
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Rouge de crésol (acide - 1re transition) |
0,0-1,0 |
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0,0-1,6 |
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Vert malachite (acide - 1re transition) |
0,2-1,8 |
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Bleu de thymol (acide - 1re transition) |
1,2-2,8 |
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2,9-4,0 |
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Bleu de bromophénol (BBP) |
3,0-4,6 |
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3,0-5,2 |
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Méthyl orange (Hélianthine) |
3,1-4,4 |
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Méthyl orange en solution dans le xylène cyanole |
3,2-4,2 |
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3,8-5,4 |
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4,2-6,3 |
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Papier de tournesol (Azolitmine) |
4,5-8,3 |
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5,2-6,8 |
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Bleu de bromothymol, BBT (2e transition) |
6,0-7,6 |
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6,6-8,0 |
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6,8-8,0 |
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Rouge de crésol (base - 2e transition) |
7,2-8,8 |
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Bleu de thymol (base - 2e transition) |
8,0-9,6 |
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incolore |
8,2-10,0 |
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incolore |
9,4-10,6 |
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10,1-12,0 |
orange-rouge |
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11,0-12,4 |
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11,4-13,0 |
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Vert malachite (base - 2e transition) |
11,5-13,2 |
incolore |
LES INDICATEURS COLORES (REDOX)
En oxydo-réduction, on observe des échanges d'électrons. La couleur de l'indicateur est fonction de la forme majoritaire présente, en rapport avec le potentiel d'oxydo-réduction du milieu.
Prenons un exemple:
I0 + ne ? Ir
d'où la formule de Nernst:
I0: Forme oxydée de l'indicateur
Ir: Forme réduite de l'indicateur
On se rend compte que:
- Lorsque E<E0, I0> Ir donc l'indicateur coloré sera sous sa forme oxydée
- Lorsque E>E0, Ir>I0 donc l'indicateur coloré sera sous sa forme réduite
De manière générale, la zone de virage d’un indicateur d’oxydoréduction est donnée par l’intervalle de potentiel :
Le potentiel du couple oxydant/réducteur en solution doit être compris dans cet intervalle.
Indicateurs redox
Indicateurs redox dépendant du pH
Souvent, le potentiel d'oxydo-réduction dépend du pH car le système fait intervenir des ions H+. Il existe donc des indicateurs redox dépendant de la présence de ces ions.
LES INDICATEURS DE CONCENTRATION D'IONS
Il y a autant de types d'indicateurs qu'il y a de types de réactions. Voici les plus courants, illustrés chacun par un exemple.
Les indicateurs qui forment un complexe
Prenons un exemple:
Le système Fe3+/[Fe(SCN)]2+ est un indicateur de la concentration des ions thiocyanate, SCN-.
On a: Fe3+ + SCN- ? FeSCN2+ . A gauche de la flèche, les produits sont incolores. A droite, le complexe est caractérisé par une couleur rouge brique.
On définit:
Selon la concentration de SCN-, le rapport entre les deux autres formes varie.
NB: On a ici un indicateur unicolore car seul le complexe est coloré. Fe3+ est incolore. Le repérage se fait donc grâce au changement de teinte.
Les indicateurs qui forment un précipité
L'apparition d'un précipité indique une concentration.
Prenons un exemple:
Fe(Cn)5NO2- + Hg2+ ? Hg[Fe(CN)5NO] qui précipite
L'apparition de ce précipite fait référence à une certaine concentration de Hg2+ qu'on peut connaître.
Sources: Livres L4 ; Sitographie W5, W19