Chapitre 4Les acides, les bases et les quilibres acido - basiques

IntroductionLes acides et les bases font partie de notre vie quotidienne;Mesure du pH de la piscineUtilisation de produits nettoyants (windex = NH3)Produits tels Plombex, Drano, eau de Javel, Aliments: vinaigre, Pepsi, lait, petite vache

Selon thorie dArrhenius: un acide est une substance qui libre des ions H+ en solution aqueuse; une base est une substance qui libre des ions OH- en solution aqueuse. Thorie qui a ses limites: comment expliquer que NH3 est une base?

4.1 Thorie des acides et des bases de Brnsted-Lowry Propose que les ractions entre les acides et les bases se fondent sur le transfert dun proton (H+) dune espce lautre. Ainsi, un acide est une espce chimique qui ragit en cdant H+; cest un donneur de proton. Une base ragit en fixant un proton; cest un accepteur de proton. Une raction entre un acide est une base est une raction acido-basique. *ion hydronium: en solution, H+ nexiste pas rellement; cest une molcule deau qui accepte le proton pour former lion hydronium, H3O+ Comment NH3 peut tre une base? NH3 + H2O NH4+ + OH- (structure Lewis)

Les acides et les bases conjuguesOn peut rsumer le transfert dun proton entre un acide et une base par lquation quilibre suivante: HA A- + H+ acide base conj.

Lorsque lacide perd un proton, lespce forme a tendance le regagner selon la raction inverse Cette espce (A-) est une base. Lacide et la base, dont les formules ne diffrent que par un proton, forment un couple acidobasique et sont appels acide et base conjugus.

Les acides et les bases conjuguesExemple: CH3COO- est la base conjugue de lacide actique, CH3COOH. NH4+ est lacide conjugu de NH3 (base)

Certaines espces peuvent se comporter comme un acide ou comme une base ; De telles substances sont des amphotres. Leau est un amphotre, comme certains ions provenant des acides polyprotiques ( voir plus loin).

Les constantes dacidit et de basicitHA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)

cet quilibre est associe une constante dquilibre:

Pour une solution dilue, leau se trouve en grand excs par rapport aux autres espces. Sa concentration demeure donc presque inchange; elle est donc considre comme une constante.

Les constantes dacidit et de basicitElle est donc intgre la constante dquilibre, qui se nomme constante dacidit (Ka). Donc, Ka = K[H2O].

Plus la valeur de Ka est leve, plus lacide est fort.

Les constantes dacidit et de basicitOn peut galement appliquer le mme raisonnement pour les bases faibles;Kb est la constante de basicit dune base faible B, associe lquilibre: B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq)

Kb = K[H2O]. Plus la valeur de Kb est leve, plus la base est forte.

La force des couples acido-basiques Les acides et les bases nont pas tous la mme force ; Il y a des acides et des bases fortes, et des acides et des bases faibles. Ex: HCl, acide fort. HCl + H2O H3O+ + Cl- acide baseacide conjugu base conjugue

flche simple car dissociation (ionisation) complte

La force des couples acido-basiquesEx: CH3COOH, acide faible. CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- acide base acide conj. base conj.

flche double car dissociation (ionisation) partielle Plus un acide est fort, plus sa base conjugue est faible Plus une base est forte, plus son acide conjugu est faible

La force des couples acido-basiquesLa raction acido-basique qui va vers la formation de lacide le plus faible.

Ex :CH3COOH + Br- HBr + CH3COO-

Raction inverse favorise. Acide faibleBase conj. trs faible Acide fort Base conj. forte

4.3 Lauto-ionisation de leau et lchelle de pHLeau est un solvant qui a la capacit de ragit parfois comme un acide, parfois comme une base (solvant amphiprotique), selon les composs avec lesquels elle est en prsence.

On peut aussi considrer quelle ragit avec elle-mme:

H2O(l) + H2O(l) OH-(aq) + H3O+(aq)

Cette quation reprsente lauto-ionisation de leau.

La constante de dissociation de leauSi on crit la constante dquilibre de la raction prcdente:

On peut galement crire lexpression comme suit:

La quantit deau dissocie est faible; donc, [H2O] est pratiquement constante. Dans ces conditions, K[H2O]2 est une constante appele constante de dissociation de leau. Son symbole est Keau.

On utilisera Keau = 1,00 x 10-14 (temprature implicite de 25C)

Le calcul des concentrations des ions H3O+ et OH- Dans leau pure, les concentrations de H3O+ et OH- sont gales puisque les ions ne proviennent que de lautoprotolyse. Donc, Keau = [H3O+][OH-] peut scrire Keau = [H3O+]2 = [OH-]2 = 1,00 x 10-14 On dduit que [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 mol/L La dissolution dun acide ou dune base dans leau dtruit lgalit des concentrations des ions hydronium ([H3O+]) et des ions hydroxyde ([OH-]). Toutefois, les nouvelles valeurs de concentration doivent toujours satisfaire le produit ionique de leau.

Le calcul des concentrations des ions H3O+ et OH-Ex: HCl + H2O H3O+ + Cl-

Solution 0,000 15 mol/L HCl Dissociation complte(acide fort); [H3O+] = 1,00 x 10-7 + 0,000 15 0,000 15 mol/L Quelle est la [OH-]?

Le pH et le pOHPour exprimer lacidit ou la basicit dune solution, les chimistes prfrent utiliser la fonction pH, dfinie par la relation:

log est labrviation du logarithme base 10. La fonction p indique -log

Le pH et le pOHUne solution est acide si la concentration des ions hydronium est suprieure a celle de leau pure (1,00 x 10-7 mol/L).

Le pH dune solution acide est donc infrieur 7.

Une solution est basique si la concentration des ions hydronium est infrieure celle de leau pure.

Le pH dune solution basique est donc suprieur 7.

Le pOH est exactement la mme chose, sauf pour [OH-]

La relation entre pH et pOH

La transformation en logarithme de Keau conduit :

En inversant les signes de chaque ct, on obtient:

qui nest dautre que

Si on connat le pH dune solution, on peut donc obtenir rapidement le pOH, et vice-versa.Voir fig 4.4 page 178, et exemple 4,4 et 4.5.

4.4 Lquilibre en solution des acidesfaibles et des bases faiblesOn a vu prcdemment la dfinition de la constante dacidit (Ka) et de la constante de basicit (Kb). On peut appliquer la fonctionp ces constantes pour obtenir le pKa et le pKb. Plus pKa est faible, plus lacide est fort ; Plus pKb est faible, plus la base est forte. Voir tableau 4.3 (important!) pour valeurs de Ka, pKa, Kb et pKb de plusieurs acides et bases, + ANNEXE C.2 pages A24 A28. Acides forts: pKa < 0 (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 (1ere ionisation), HClO4), donc ionisation complte lors de la mise en solution. Bases fortes: NaOH, KOH, LiOH, ionisation complte.

Quelques calculs dquilibres acido-basiquesCette mthode comporte 6 tapes: crire lquation chimique quilibre crire la constante dquilibre Complter le tableau des concentrations (tableau iC) Vrifier la validit des approximations Substituer les valeurs dans lexpression de la constante dquilibre Rsoudre lquation

Exemples vus en classe, + exemples 4.6 4.10.

4.5 Les acides polyprotiquesUn acide polyprotique est un acide qui a plus dun proton (H+) par molcule.

Ex: H2SO4, H3PO4, polyacides organiques,

Les polyacides possdent donc plus dune constante dacidit; lacide phosphorique en a trois, lacide carbonique en a deux, etc.

Il est important de savoir que les constantes dacidit dun polyacide ne sont pas gales, donc que les diffrents protons ne se librent pas en mme temps.

Les acides polyprotiquesEx: Pour lacide carbonique: H2CO3(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + H3O+(aq) Ka1 = 4,3 x 10-7

HCO3-(aq) + H2O(l) CO32-(aq) + H3O+(aq) Ka2 = 5,6 x 10-11

On remarque que la constante dacidit de la premire ionisation est beaucoup plus grande que celle de la deuxime ionisation. Cette diffrence est attribuable aux attractions lectrostatiques. En effet, la perte du premier proton conduit lespce HCO3-; il est plus difficile darracher un proton cet anion cause de lattraction lectrostatique entre le proton charg positivement et lespce CO32- qui est charge ngativement. Voir exemples 4.11 et 4.12, et lire le texte (page 192) pour subtilits de H2SO4

pH dune solution dions amphotresLe calcul rel du pH dune solution damphotres est complexe et dpasse le cadre de ce cours. On peut cependant dterminer sil est plus efficace de titrer un tel ion avec une base ou un acide. Pour ce faire, il faut comparer les constantes dacidit et de basicit de lion amphotre. Si Kb est plus grand que Ka, lion est plus efficace comme base que comme acide. On considrera donc lquilibre basique de cet ion pour approximer le pH. Exemple: HCO3- est meilleur comme base que comme acide. linverse, si Ka est plus grand que Kb, lion est plus efficace comme acide. On considrera donc lquilibre acide de cet ion pour approximer le pH.

La relation entre Ka, Kb et Keau Pour lquilibre HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) on sait que la constante dacidit est:

Dans cette solution, la base conjugue A- est en quilibre avec leau, les ions OH- et lacide conjugu HA selon lquilibre :A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH-(aq) La constante de basicit est :

La relation entre Ka, Kb et KeauSi on multiplie ces deux constantes:

Aprs avoir simplifi:

La relation entre Ka, Kb et KeauDonc, le produit de la constante dacidit dun acide par la constante de basicit de sa base conjugue est gal au produit ionique de leau:

Si on utilise la fonction p, cette expression devient:

Cette quation est valide pour tout couple acidobasique dans leau.

4.6 Les ions en tant quacides et basesUn sel qui se dissout dans leau, compltement ou partiellement, peut prsenter des proprits acidobasiques.

Certains sels, tel NaCl, ne prsentent aucune affinit pour les ions hydronium ou hydroxyde.

Par exemple, les cations de mtaux alcalins Li+, Na+, K+, Rb+ et Cs+ sont des ions passifs qui nont pas daffinit pour OH-.

La situation change lorsque les cations sont des acides faibles, ou les anions des bases faibles.

Les ions en tant quacides et basesPar exemple, le nitrite de sodium, NaNO2, se dissocie compltement dans leau. NaNO2(aq) Na+(aq) + NO2-(aq)

Toutefois, lion nitrite est une base faible: NO2-(aq) + H2O(l) HNO2(aq) + OH-(aq)

Donc, la dissociation complte du sel conduit la prsence dune base faible en solution. Cette base faible modifiera la concentration en ions OH- de leau pure, donc conduira un pH diffrent de 7.

Les ions en tant quacides et basesSi jamais le sel est compos de deux ions qui ragissent avec leau, il faut comparer le Ka de lion qui ragit comme un acide et le Kb de lion qui ragit comme une base pour dterminer si le pH sera acide ou basique.

Si Kb > Ka, la solution sera basique.

Si Kb < Ka, la solution sera acide.

Les ions en tant quacides et basesEx: NH4CN dans leau; le pH (qualitativement) est-il acide ou basique? NH4CN NH4+ + CN-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka = 5,5 x 10-10

CN- + H2O HCN + OH- Kb = 1,6 x 10-5

Kb > Ka, la solution rsultante sera basique. Lire page 195, + exemples 4.13, 4.14 et 4.15.

4.7 Leffet dion communOn peut mlanger des solutions qui contiennent des ions communs;

Ceci peut influencer le pH de la solution qui rsulte de ce mlange.

Ex: Comment peut-on calculer le pH de la solution rsultant du mlange de 50,0 ml de CH3COOH (2,00 mol/L) et de 50,0 ml de CH3COONa (2,00 mol/L)? (vu en classe)

Voir aussi exemples de calcul de pH de mlanges (vus en classe).

Le mlange dacides ou de basesLe calcul de pH dun mlange dacides ou de bases peut devenir complexe;

Les calculs associs aux mlanges dacides et de bases faibles ne seront pas abords.

Toutefois, on peut calculer le pH dune solution rsultant dun mlange de 2 acides forts ou 2 bases fortes 1 acide faible et 1 acide fort 1 base faible et 1 base forte

Voir exemple 4.17 (important).

4.8 Les solutions tamponBeaucoup de ractions chimiques ncessitent un niveau dacidit (presque) constant pour se produire. Une solution tampon a pour caractristique de rsister aux variations de pH causes par un ajout dions H3O+ ou OH- dans le systme. Une telle solution doit obligatoirement contenir une base qui ragira avec les ions hydronium ajouts ou crs, et un acide qui ragira avec les ions hydroxyde ajouts ou crs. Ce ne sont pas tous les mlanges dacide et de base qui forment une solution tampon; lacide et la base ne doivent pas ragir ensemble.

Les solutions tamponsEx: Un mlange de HCl (acide) et de NaOH (base) ne forme pas une solution tampon car ces deux produits ragissent ensemble pour former de leau et du NaCl(aq).

Une solution tampon est gnralement constitue dun acide faible et de sa base conjugue (ou dune base faible et de son acide conjugu).

Les proportions des deux constituants sont peu prs gales dans la solution.

Le fonctionnement dune solutiontamponExaminons le fonctionnement dune solution tampon form dun acide HA et de sa base conjugue A-: Si on ajoute des ions H3O+ dans la solution, ceux-ci ragiront avec la base selon lquation A-(aq) + H3O+(aq) HA(aq) + H2O(l)

La constante dquilibre de cette raction est trs grande ; De fait, cette raction est linverse de la dissociation de lacide dans leau. Donc, la constante de cet quilibre sera linverse de la constante dacidit de HA.

Le fonctionnement dune solutiontamponEx: Si la constante de dissociation de lacide est denviron 10-6, la constante de la raction inverse (ci-dessus) vaudra environ 106. Cette valeur est trs leve, et on peut considrer que la raction ci-dessus sera compltement dplace vers la droite.

Donc, lajout dions H3O+ dans la solution naura que trs peu deffet sur le pH car ils ragiront tous pour donner lacide faible et de leau.

Le fonctionnement dune solutiontamponDe la mme faon, si on ajoute des ions OH- dans la solution, ils ragiront avec lacide selon la raction: HA(aq) + OH-(aq) A-(aq) + H2O(l)

Les ions OH- ragiront fortement avec lacide non dissoci HA car cet quilibre est fortement dplac vers la droite ; En effet, la constante dquilibre de cette raction est gale Ka/Keau, donc denviron 108 si Ka est denviron 106. De cette faon, lajout dions hydroxyde influencera que trs peu le pH de la solution. On peut appliquer le mme raisonnement pour une base B et son acide conjugu BH+.

Une quation pour les solutionstamponsPour une raction acidobasique: HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)

la constante dquilibre scrit

Si on prend le log de chaque ct, cette quation devient:

Lquation de Henderson-HasselbachEn rarrangeant, on obtient lquation de Henderson-Hasselbalch:

Puisque [HA] = [BH+] = na/V, et [A-] = [B] = nb/V, on peut galement crire:

ou simplement

Lquation de Henderson-Hasselbach

Cette quation fonctionne si: La valeur du rapport [base conjugue]/[acide faible], ou [base faible]/[acide conjugu], se situe entre 0,10 et 10;

Les deux termes [base conjugue] et [acide faible], ou [base faible] et [acide conjugu], sont au moins 100 fois suprieurs Ka. (pour respecter la rgle du 5%)

La prparation des solutions tamponsPour prparer une solution tampon, il faut mlanger un acide faible et sa base conjugue (ou une base faible et son acide conjugu).

On peut calculer les quantits selon ce qui suit:

Ex: Quelle masse dactate de sodium faut-il ajouter une solution dun litre dacide actique de concentration 0,260 mol/L pour prparer un tampon de pH = 4,60? (Ka de lacide actique = 1,8x10-5) (Suite vue en classe)

Voir galement exemple 4.18 page 208.

Le pouvoir tampon et la zone defficacit dun tamponUne solution tampon est efficace si son pH varie peu lorsquon ajoute un acide ou une base.

La capacit de la solution rsister ces ajouts est appele efficacit dune solution tampon, ou pouvoir tampon.

On mesure cette capacit par la quantit dions H3O+ ou OH- que la solution peut absorber sans que la variation du pH soit excessive.

La notion dexcessivit est tout fait qualitative; elle dpend de la prcision des rsultats que le manipulateur veut atteindre lors de son exprience.

Le pouvoir tampon et la zone defficacit dun tamponLa limite defficacit est atteinte lorsque lun des composants du tampon est compltement consomm par lajout dun acide ou dune base.

Habituellement, la zone de pH efficace se situe 1 unit de pH par rapport au pKa de lacide faible qui constitue le tampon; ceci permet de dterminer un couple acido-basique pour fabriquer un tampon.

4.10 Les ractions de neutralisationet les courbes de titrageUne des mthodes les plus utilises pour connatre la quantit dune substance dans un chantillon est le titrage (ou dosage).

Celle-ci consiste mesurer la quantit dune substance ncessaire (ractif ou titrant), en concentration connue, pour ragir compltement avec une quantit dune autre substance en concentration inconnue (titr).

Le point o le nombre de moles des deux substances sont gaux, donc lorsque la raction est complte, est appel le point quivalent, ce qui quivaut la fin du titrage.

Les titragesPour dtecter le point quivalent, on utilise souvent un indicateur color, qui est une substance qui change de couleur selon les conditions du milieu (acidit, degr doxydation, etc.).

Le changement de couleur se situe dans la zone de virage de lindicateur.

Il faut donc choisir le bon indicateur; le choix est dtermin par la zone de virage, lintrieur de laquelle doit se situer le point quivalent.

Les titragesLa mthode de titrage comporte quelques manipulations: Prlever un volume prcis de solution doser (inconnu), et le placer dans un erlenmeyer ;

Ajouter quelques gouttes du bon indicateur color ;

laide dune burette, ajouter graduellement la solution titrante (concentration connue prcisment) jusquau changement de couleur de lindicateur ;

Au changement de couleur, arrter lajout et noter prcisment le volume de solution titrante utilis (volume quivalent).

Le calcul de la concentration de lchantillonLe calcul de la concentration dun chantillon dacide fort en effectuant un titrage par une base forte seffectue comme suit: crire lquation quilibre de la raction ; Utiliser les donnes du problme pour dterminer le nombre de moles de OH- utilis ; Se servir des coefficients de lquation pour calculer le nombre de moles de H3O+ dans lchantillon dacide ; Calculer la concentration de lacide de lchantillon initial. La relation importante retenir est: CAVA = CBVBCette quation implique que le dosage se fait entre un monoacide et une monobase.

Le calcul de la concentration de lchantillonSi les espces impliques ne sont pas des monoacides ou monobases, on utilise la relation suivante:

Ici, A veut dire acide et B base, et a et b sont les coefficients stchiomtriques de lacide et de la base dans lquation chimique quilibre, respectivement.

Voir exemples 4.22 et 4.23 pages 220 et 221 (important).

Le titrage dun acide fort par une base forteOn peut dterminer le point quivalent dun titrage en traant la courbe de dosage acido-basique, qui reprsente lvolution du pH en fonction du volume de solution titrante ajout. Voir la figure 4.15 page 225 (important). pH faible au dbut du titrage car on est en prsence dun acide fort ajout dune base forte: le pH augmente graduellement juste avant le point dquivalence, pH slve brusquement car il ne reste pratiquement plus dacide en solution au point quivalent (centre du S), pH = 7 car tout lacide est neutralis (il ne reste que du sel et de leau) juste aprs le point quivalent, pH augmente encore brusquement jusqu une valeur prs de 14.

Le titrage dune base forte par un acide fortLa courbe obtenue est linverse de celle dun titrage dun acide fort par une base forte. Ceci est normal, puisque le pH passe des valeurs leves des valeurs plus faibles, alors que cest le contraire dans le titrage dun acide par une base forte.

Pour le titrage dun acide fort par une base forte, ou dune base forte par un acide fort, le pH au point quivalent est toujours gal 7.

Le titrage dun acide faible par unebase fortePour cette section, se rfrer la figure 4.16 page 226. Cette figure montre le dosage dun acide faible, lacide actique (CH3COOH), par une base forte. Lquation qui reprsente le dosage est: CH3COOH(aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O(l)

Avant dajouter la base forte, on est en prsence dune solution aqueuse dacide faible. Aprs avoir ajout une certaine quantit de base forte, on arrive la portion plate de la courbe de titrage. Lquation montre que tous les ions OH- ajouts sont consomms pour donner la base conjugue et de leau.

Le titrage dun acide faible par unebase forte (suite)Il ne faut pas oublier qu ce moment, il reste encore de lacide CH3COOH non dissoci dans la solution. La prsence simultane dacide faible et de sa base conjugue en quantit non ngligeable engendre la formation dun tampon, comme vu dans ce chapitre. On peut voir sur la courbe de titrage le point de demi-neutralisation (demi-quivalence), qui correspond au point o lacide faible et sa base conjugue sont en quantits gales dans la solution. Au point de demi-quivalence, le pH est gal au pKa de lacide faible. Au point dquivalence, le nombre de moles dions OH- ajouts est gal au nombre de moles dacide actique prsent initialement dans la solution.

Le titrage dun acide faible par unebase forte (suite)La raction est complte, et il ne reste que les ions actate (base conjugue) dans la solution. Ces ions sont les seuls qui influencent significativement le pH de la solution. Puisque les ions actate sont une base faible, le pH de la solution au point quivalent est plus lev que 7. Le pH au point quivalent du dosage dun acide faible par une base forte est toujours suprieur 7. Le reste de la courbe de dosage est semblable celle de lajout dune base forte dans leau, puisque que le pouvoir tampon de la solution est puis.

Le titrage dune base faible par unacide fortLa courbe de dosage dune base faible par un acide fort prsente les mmes caractristiques que celle du dosage dun acide faible par une base forte (section prcdente). Le dbut de la courbe correspond une solution de base faible. Le pH de cette solution se calcule selon la mthode vue dans ce chapitre. La partie plate reprsente une solution tampon; la base faible non-dissocie et son acide conjugu sont prsents dans des concentrations apprciables et comparables. Au point de demi-quivalence, le pH est gal au pKa de lacide conjugu (ou le pOH est gal au pKb de la base faible).

Le titrage dune base faible par unacide fort (suite)Au point quivalent, le pH est lgrement acide car il ne reste en solution que lacide conjugu, un acide faible.

Le pH au point quivalent du dosage dune base faible par un acide fort est toujours infrieur 7.

la fin du dosage, le pH devient acide car les ions H3O+ ajouts demeurent sous cette forme en solution.

Le calcul du pH quivalentPour les titrages dacides forts par des bases fortes (ou de bases fortes par des acides forts), le pH au point quivalent est toujours gal 7. Par exemple, lors du titrage de HCl avec NaOH, lorsque la raction est complte, il ne reste en solution que de leau et des ions passifs (Cl- et Na+). Pour les titrages dacides faibles par une base forte (ou dune base faible par un acide fort), le pH au point quivalent est diffrent de 7. Pour calculer le pH au point quivalent, utiliser la mthode vue dans ce chapitre. Se rfrer aussi lexemple vu en classe.

La comparaison des courbes de titragePour cette section, se rfrer la figure 4.17, page 227. Le volume quivalent de base ou dacide ne dpend pas de la force de lacide ou de la base qui est titre. En effet, la quantit de base ncessaire pour neutraliser 10,00 ml dun acide fort en concentration 0,100 mol/L est la mme que pour neutraliser 10,00 ml dun acide faible possdant la mme concentration. Le volume quivalent dpend de la stoechiomtrie de la raction (voir section sur la normalit). Le dosage de 10,00 ml dun diacide en concentration 0,100 mol/L demandera deux fois plus de base que le titrage du mme volume dun monoacide possdant la mme concentration. Au point de demi-quivalence, le pH de la solution correspond au pKa de lacide du couple acido-basique. Au point quivalent, le pH nest pas gal 7, sauf dans le cas du titrage dun acide fort par une base forte, ou dune base forte par un acide fort.

Les indicateurs acido-basiques : les propritsLes indicateurs colors sont gnralement des molcules organiques qui changent de couleur selon lacidit du milieu. Elles sont donc utilises pour dterminer la fin de la raction lors dun titrage.

Le changement de coloration dun indicateur doit se produire lorsque le point quivalent dun dosage est atteint.

Les indicateurs acido-basiques : les propritsPour bien reprer la fin de la raction, lindicateur doit possder plusieurs qualits: La couleur de lindicateur acido-basique doit naturellement dpendre du pH de la solution. Le changement de couleur doit tre brusque et la raction qui cause ce changement doit se faire rapidement. Le changement de couleur doit tre facilement dtectable lil. Un passage du vert au rouge (sauf pour les daltoniens!) ou dincolore vert est plus facile voir que le passage du vert au bleu ou de lorang au rouge. Lindicateur de doit pas influencer le pH de la solution. Ses deux colorations doivent tre suffisamment intenses pour que sa concentration soit aussi petite que possible et quelle ninfluence pas le volume quivalent.

Le choix dun indicateur colorPour cette section, se rfrer la figure 4.13 page 214. Elle montre les points de virage de plusieurs indicateurs. On choisit en fonction du pH au point quivalent calcul.