Les indicateurs

Définition

• Un indicateur est une substance qui change de couleur selon le milieu dans lequel il se trouve.Exemple: le papier tournesol est rouge en présence d’acide et bleu en présence d’une base.

Module 3 416 p.30 430 p.34 En Quête 3 p. 70

L’échelle de pH• L'échelle de pH est utilisée pour

mesurer le degré d’acidité ou d’alcalinité des solutions aqueuses. Elle varie de 0 à 14.

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

AcidepH < 7

NeutrepH = 7

Base pH > 7

X10X10

L’échelle de pH• L’échelle de pH nous permet aussi de

comparer les solutions entre elles. Chaque degré de l’échelle pH multiplie par 10 le degré d’acidité ou de d’alcalinité de la solution.

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

X10

pH 7 à pH 10

1000 x plus alcalin

=1000X10X10X10

pH 1 à pH 4

1000 x moins acide

=1000

Où trouver les indicateurs

• La cyanidine (indicateur acido-basique) est la molécule qui est responsable de la coloration de la fleur du bleuet et du coquelicot.

QuickTime™ et undécompresseur TIFF (non compressé)sont requis pour visionner cette image.QuickTime™ et undécompresseur TIFF (non compressé)sont requis pour visionner cette image.cyanidineSève

alcalineSève acide

On trouve les indicateurs dans plusieurs composés organiques colorés.

Exemples d’indicateurs

Les indicateurs communsAlizarine

Bleu de bromophénol

Bleu de bromothymol

Bleu de thymol

Carmin d’indigo

Jaune d’alizarine R

Orange de méthyle

phénolphtaléine

Rouge congo

Rouge de méthyle

Rouge de phénol

Thymolphtaléine

Vert de bromocrésol

Violet de méthyle

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Le point de virage• Le point de virage est l’endroit, sur

l'échelle de pH, où l’indicateur change de couleur.

Bleu de bromophénol

Point de virage

Comme on peut l’observer avec notre exemple, ce changement de couleur ne se produits pas en un seul point de l’échelle. il s’étend plutôt sur une portion de l’échelle. C’est cette zone que l’on appelle le point de virage.

Alizarine

Bleu de bromophénol

Bleu de bromothymol

Bleu de thymol

Carmin d’indigo

Jaune d’alizarine R

Orange de méthyle

phénolphtaléine

Rouge congo

Rouge de méthyle

Rouge de phénol

Thymolphtaléine

Vert de bromocrésol

Violet de méthyle

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Le point de viragePoint de virage

3,0-4,6

6,0-7,6

12,0-14,0

10,1-11,1

3,0-4,4

4,4-6,2

6,4-8,2

8,2-10,0

3,8-5,4

0,2-2,0

1,2-2,8 et 8,0 à 9,6

3,0-4,5

9,3-10,5

Les indicateurs universels

Les indicateurs universels sont des mélanges de différents indicateurs, chacun agissant dans une zone différente de l’échelle de pH.

Bleu de bromothymol (6,0-7,7)

Orange de méthyle (3,0-3,4)

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

L’ensemble donne un indicateur où plusieurs points de virages sont présents, ce qui évite de devoir procéder à plusieurs tests successifs.

L'ionisation de l’eau• L’eau pure contient des ions H+

(aq) et des ions OH-

(aq) mais en très petite quantité.

H2O(L) H+(aq) + OH-

(aq)

OH-

H+Dans 1 L d’eau, seulement 1,8X10-

7 % des molécules d’eau s’ionisent. C’est donc 1X10-7 mol de H2O par litre.

L'ionisation de l’eau

[x]=concentration de la substance x[H+]=0,000 000 1 mol/L = 1X10-7 mol/L[OH-]=0,000 000 1 mol/L = 1X10-7 mol/L

[H+]= [OH-]Afin de faciliter la mesure du degré d’acidité des solutions, on peut traduire ces concentrations en nombres entiers avec l’aide d’un outil mathématique, les logarithmes. La formule qui permet cette transformation est la suivante:

H2O(L) H+(aq) + OH-

(aq)

1X10-7 mol/L 1X10-7 mol/L

pH =log1

H +⎡⎣ ⎤⎦(aq)

Le pH[H+]=0,000 000 1 mol/L = 1X10-7 mol/L

pH =log1

10−7(aq)

=log107 =7

[H+]=0,000 1 mol/L = 1X10-4 mol/L

pH =log1

10−4(aq)

=log104 =4

Ce calcul permet la conversions suivante:

[H+]= 10-1 le pH est 1

[H+]= 10-3 le pH est 3

[H+]= 10-11 le pH est 11

[OH-]

Il est aussi possible d'obtenir la concentration en ions OH- d'un acide ou d'une base. En effet, le produit de la concentration molaire des ions H+ par la concentration molaire des ions OH- est une constante :

H2O(L) H+(aq) + OH-

(aq)

1X10-7 mol/L 1X10-7 mol/L

H +⎡⎣ ⎤⎦× OH−⎡⎣ ⎤⎦=10−14

Cette relation est toujours vraie pour les solutions aqueuses.

[OH-]

Exemple: [H+]= 10-3 mol/L, [OH-]=?

H +⎡⎣ ⎤⎦× OH−⎡⎣ ⎤⎦=10−14

H +⎡⎣ ⎤⎦× OH−⎡⎣ ⎤⎦=10−14

OH−⎡⎣ ⎤⎦=10−14

H +⎡⎣ ⎤⎦=

10−14

10−3 =10−11mol / L

On en déduit donc que : pH+pOH=14

L’échelle de pH et la concentration molaire des ions H+ et OH-1

Solutions

Acides Neutres Basiques

[H+] (aq) >[OH-] (aq)

[H+] (aq) >10-7 mol/L

pH<7

[H+] (aq) =[OH-] (aq)

[H+] (aq) =10-7 mol/L

pH=7

[H+] (aq) <[OH-] (aq)

[H+] (aq) < 10-7 mol/L

pH > 7

L’échelle de pH et la concentration molaire des ions H+ et OH-1

[H+] mol/LNotation

scientifiquepH pOH

Notation scientifique

[OH-] mol/L

1 1x100 0 14 1x10-14 0,00000000000001

0,1 1x10-1 1 13 1x10-13 0,0000000000001

0,01 1x10-2 2 12 1x10-12 0,000000000001

0,001 1x10-3 3 11 1x10-11 0,00000000001

0,0001 1x10-4 4 10 1x10-10 0,0000000001

0,00001 1x10-5 5 9 1x10-9 0,000000001

0,000001 1x10-6 6 8 1x10-8 0,00000001

0,0000001 1x10-7 7 7 1x10-7 0,0000001

0,00000001 1x10-8 8 6 1x10-6 0,000001

0,000000001 1x10-9 9 5 1x10-5 0,00001

0,0000000001 1x10-10 10 4 1x10-4 0,0001

0,00000000001 1x10-11 11 3 1x10-3 0,001

0,000000000001 1x10-12 12 2 1x10-2 0,01

0,0000000000001 1x10-13 13 1 1x10-1 0,1

0,00000000000001 1x10-14 14 0 1x100 1