Indicateur de pH
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2008-07-24T12:50:42Z
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Restauration des [[Projet:Restauration des ancres brisées|ancres brisées]]
:''Note : le terme « indicateur coloré » désignera toujours un « indicateur coloré de pH » dans cet article''
[[Image:Indicateurs colorés de pH.jpg|thumb|300px|Quelques indicateurs colorés de pH]]
[[Image:Indicateurs colorés - zones de virage.jpg|thumb|350px|Zones de virages du BBT, de la phénolphtaléine et de l'hélianthine]]
Les [[Indicateur coloré|'''indicateurs colorés''']] de [[potentiel hydrogène|pH]] (ou indicateurs [[Réaction acido-basique|acide-base]]) sont des molécules qui ont la capacité de changer de couleur en fonction de l’acidité (au sens de [[Théorie de Bronsted-Lowry|Brønsted]]) de leur milieu environnant. La propriété qui lie couleur apparente et pH est appelée [[halochromisme]]. Par extension, l'indicateur de pH est un détecteur chimique de l'[[ion]] [[hydronium]] (ou oxonium) H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.
Cette propriété donne aux indicateurs colorés une utilité dans certaines sciences expérimentales telles que la [[chimie]], la [[biologie]] ou la [[médecine]]. Elle leur confère, par ailleurs, un attrait pédagogique qui permet, par exemple, d’introduire au lycée les dosages acide-base sans initiation préalable au suivi pH-métrique ou [[conductimétrie|conductimétrique]] d’une réaction.
Leurs synthèses conduisant le plus souvent à des solides, les indicateurs colorés sont la plupart du temps utilisés en infimes quantités à l’état solvaté (dans l’eau, la [[hydroxyde de sodium|soude]] ou l’[[éthanol]] par exemple) dans des solutions aqueuses. Ces quelques gouttes pourront donc colorer très nettement une solution et la couleur de celle-ci sera sensible aux valeurs que prend son pH. Dans les cas où l'on ne peut pas mélanger l'indicateur à la solution<ref name="quimica nova">{{pt}}Daniela Brotto Lopes Terci, Adriana Vitorino Rossi, [http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422002000400026 ''Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução ?''], 2001</ref> (cas, par exemple, de l'alimentaire), on peut imbiber un [[#Papier pH|papier spécial]] de cet indicateur et y déposer une goutte de la solution pour observer le changement de couleur.
==Historique==
<div class="detail"><span>[[Image:Books-aj.svg aj ashton 01.svg|15px]] <span>Les informations mentionnées dans cette partie proviennent des sources suivantes <ref name="chimie des couleurs et des odeurs">Mady Chapon, Véronique Courilleau-Harvelant et Cécille Valette, ''Chimie des couleurs et des odeurs'', Culture et techniques, 1993, pages 157-162.</ref>{{,}}<ref name="Site ENS">[http://culturesciences.chimie.ens.fr/dossiers-experimentale-analyse-article-Indicateurs_pH_Demirdjian.html Les indicateurs de pH] sur le site CultureSciences-Chimie de l'Ecole normale supérieure</ref></span></span></div>
C’est en [[1767]] qu’a lieu la première utilisation d’un indicateur coloré pour un dosage acide-base. C’est W. Lewis qui eut l’idée d’utiliser un changement de couleur pour caractériser l’équivalence. Jusqu’alors, on utilisait le [[carbonate de potassium]] K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> comme base. On observait un dégagement gazeux à l’équivalence.
Le premier indicateur coloré fut donc un extrait de tournesol<ref name="bishop">{{en}} Edmund Bishop, ''Indicators'', Pergamond Press, Oxford, New York, 1972, ISBN 0080166172 </ref>. Les dosages consistaient alors en l’étude analytique des eaux minérales. Plusieurs autres indicateurs naturels furent rapidement adoptés. On peut citer le [[chou rouge]], l’[[artichaut]], la [[rose (fleur)|rose]] ou encore la [[betterave]]. En effet, ces composés présentent tous la propriété de changer de couleur en fonction du [[Potentiel hydrogène|pH]]. Mais ces composés présentent des défauts importants : leur zone de virage est étendue et peu précise, et elle dépend de la nature même du végétal en question. Un même [[chou rouge]] pourra voir ses zones de virage déplacées d’une voire deux unités de pH.
Le {{XIXe siècle}} voit l’essor considérable de la [[chimie organique]] et la mise au point de synthèse de nouvelles substances qui serviront d’indicateurs colorés, comme la [[phénolphtaléine]] ou le [[bleu de bromothymol]] utilisés par Luck (1877), et la [[fluorescéine]] (1876). Ces indicateurs permettent des dosages plus précis.
Aujourd’hui, un très grand nombre d’indicateurs colorés chimiques peuvent être utilisés. Le chou rouge reste utilisé, mais plutôt à titre pédagogique dans les cours de chimie. La [[papier de tournesol|teinture de tournesol]] est de moins en moins utilisée, au profit du [[bleu de bromothymol]] notamment.
== Quelques indicateurs courants ==
Voici une liste non exhaustive<ref name="liste">voir [http://sbeccompany.fr/sciences/chimie/indicateurs/liste_indicateurs_pH.pdf cette liste] très complète pour plus de détails</ref> des principaux indicateurs utilisés en chimie ou en biologie. Les valeurs des transitions et les teintes peuvent varier légèrement en fonction des conditions d'utilisation (solvants, température, pression, etc.).
{| class="wikitable" border="1" cellpadding="2"
!Indicateur<ref name="handbook">{{en}} David R. Line, ''Handbook of Chemistry and Physics 84th edition (2003/2004)'', CRC Press, 2004</ref>
!Couleur<ref name="handbook"/>{{,}}<ref name="liste"/> (acide)
!Transition<ref name="handbook"/> (approximativement)
!Couleur<ref name="handbook"/>{{,}}<ref name="liste"/> (base)
|-
|[[Bleu de bromothymol]], BBT (1{{re}} transition)
|align=center bgcolor=#FF0088|[[rose (couleur)|rose]]-[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|≈0,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Rouge de crésol]] (acide - 1{{re}} transition)
|align=center bgcolor=red|[[rouge]]
|align=center bgcolor=white|0,0-1,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Méthyl violet]]
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|0,0-1,6
|align=center bgcolor=#B516E9|[[bleu]]-[[violet]]
|-
|[[Vert malachite]] (acide - 1{{re}} transition)
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|0,2-1,8
|align=center bgcolor=#00aaaa|[[bleu]]-[[vert]]
|-
|[[Bleu de thymol]] (acide - 1{{re}} transition)
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|1,2-2,8
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Jaune de méthyle]]
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|2,9-4,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Bleu de bromophénol]] (BBP)
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|3,0-4,6
|align=center bgcolor=violet|[[violet]]
|-
|[[Rouge congo]]
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|align=center bgcolor=white|3,0-5,2
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|-
|[[Méthyl orange]] (Hélianthine)
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|3,1-4,4
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Méthyl orange]] en solution dans le xylène cyanole
|align=center bgcolor=fuchsia|[[pourpre]]
|align=center bgcolor=white|3,2-4,2
|align=center bgcolor=lime|[[vert]]
|-
|[[Vert de bromocrésol]]
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|3,8-5,4
|align=center bgcolor=#0033ff|[[bleu]]
|-
|[[Rouge de méthyle]]
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|4,2-6,3
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Papier de tournesol]] (Azolitmine)
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|4,5-8,3
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|-
|[[Pourpre de bromocrésol]]
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|5,2-6,8
|align=center bgcolor=violet|[[violet]]
|-
|[[Bleu de bromothymol]], BBT (2{{e}} transition)
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|6,0-7,6
|align=center bgcolor=#0033ff|[[bleu]]
|-
|[[Rouge de phénol]] ([[Phénolsulfonephtaléine]])
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|6,6-8,0
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|-
|[[Rouge neutre]]
|align=center bgcolor=red|[[rouge (couleur)|rouge]]
|align=center bgcolor=white|6,8-8,0
|align=center bgcolor=#ffcc00|[[jaune]] [[orange (couleur)|orangé]]
|-
|[[Rouge de crésol]] (base - 2{{e}} transition)
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|7,2-8,8
|align=center bgcolor=red|[[rouge]]
|-
|[[Bleu de thymol]] (base - 2{{e}} transition)
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|8,0-9,6
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|-
|[[Phénolphtaléine]]
|align=center bgcolor=white|incolore
|align=center bgcolor=white|8,2-10,0
|align=center bgcolor=pink|[[rose (couleur)|rose]]
|-
|[[Thymolphtaléine]]
|align=center bgcolor=white|incolore
|align=center bgcolor=white|9,4-10,6
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|-
|[[Jaune d'alizarine R]]
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|10,1-12,0
|align=center bgcolor=#ff3300|orange-[[rouge (couleur)|rouge]]
|-
|[[Alizarine]]
|align=center bgcolor=red|[[rouge]]
|align=center bgcolor=white|11,0-12,4
|align=center bgcolor=violet|[[violet]]
|-
|[[Carmin d'indigo]]
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|align=center bgcolor=white|11,4-13,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Vert malachite]] (base - 2{{e}} transition)
|align=center bgcolor=#00aaaa|[[bleu]]-[[vert]]
|align=center bgcolor=white|11,5-13,2
|align=center bgcolor=white|incolore
|-
|}
==Indicateurs naturels de pH==
<div class="detail"><span>[[Image:Books-aj.svg aj ashton 01.svg|15px]] <span>Les informations mentionnées dans cette partie proviennent des sources suivantes <ref name="quimica nova"/>{{,}}<ref name="teintes sensibles">Sébastien Bruneau (resp. Antoine Delon), ''Teintes Sensibles : les indicateurs colorés de pH'', 2007, [http://sbeccompany.fr/sciences/chimie/indicateurs_sts.pdf voir en ligne].</ref>{{,}}<ref>[http://www.erowid.org/archive/rhodium/chemistry/equipment/ph-indicator.html Natural pH-Indicators]</ref>{{,}}<ref>{{en}}[http://www.maltawildplants.com/PAPV/Papaver_somniferum_subsp_setigerum.php Opium Poppy] § "Flower pH indicator properties", sur le site [http://www.maltawildplants.com MaltaWildPlants.com]</ref></span></span></div>
Voici une liste non exhaustive d'indicateurs colorés naturels. Contrairement aux indicateurs chimiques purs, les indicateurs naturels contiennent plusieurs composés chimiques qui influent sur la couleur. Les zones de virage diffèrent donc selon la nature du composé utilisé. Par exemple, le jus de [[chou rouge]] peut ne pas virer au jaune avant un pH > 14 s'il date de plusieurs jours. De même, la transition du jus de [[carotte]], par exemple, est difficilement observable. L'avantage majeur des indicateurs naturels sur leurs équivalents de synthèse est leur très faible coût. On les trouve souvent directement dans la nature où ils ne coûtent pratiquement rien au [[supermarché]], alors que les indicateurs chimiques dépassent la dizaine d'[[euro]]s pour quelques grammes de produits purs.
[[Image:thym indicateur acide.jpg|thumb|200px|forme acide du thym]]
[[Image:thym indicateur basique.jpg|thumb|200px|forme basique du thym]]
[[Image:curcuma indicateur coloré.jpg|thumb|200px|Un indicateur coloré naturel : le curcuma<br/>tube 1 : pH 13 ; tube 2 : pH 11 ; tube 3 : pH 10 ; tube 4 : pH 6 : tube 5 : pH 2]]
{| class="wikitable" border="1" cellpadding="2"
!Indicateur
!Couleur (acide)
!Transition (approximativement)
!Couleur (base)
|-
|[[Chou rouge]] (acide - 1{{re}} transition)
|align=center bgcolor=red|[[rouge]]
|align=center bgcolor=white|environ 2,0-3,0
|align=center bgcolor=pink|[[rose (couleur)|rose]]
|-
|[[Chou rouge]] (acide - 2{{e}} transition)
|align=center bgcolor=pink|[[rose (couleur)|rose]]
|align=center bgcolor=white|environ 3,0-4,0
|align=center bgcolor=#aa00ff|[[violet]]
|-
|[[Thé]]
|align=center bgcolor=#ddcc00|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|environ 6,0-7,0
|align=center bgcolor=#aa6600|[[brun]]
|-
|[[Chou rouge]] (base - 3{{e}} transition)
|align=center bgcolor=#aa00ff|[[violet]]
|align=center bgcolor=white|environ 6,0-7,0
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|-
|[[Artichaut]]
|align=center bgcolor=white|incolore
|align=center bgcolor=white|environ 7,0-8,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Curry]]
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|7,4-8,6
|align=center bgcolor=#bb4400|[[brun]]-[[orange (couleur)|orangé]]
|-
|[[Curcuma]]
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|7,4-8,6
|align=center bgcolor=#cc4400|[[brun]]-[[orange (couleur)|orangé]]
|-
|[[Chou rouge]] (base - 4{{e}} transition)
|align=center bgcolor=blue|[[bleu]]
|align=center bgcolor=white|environ 8,0-9,0
|align=center bgcolor=green|[[vert]]
|-
|[[Betterave]]
|align=center bgcolor=red|[[rouge]]
|align=center bgcolor=white|environ 11,0-12,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Chou rouge]] (base - 5{{e}} transition)
|align=center bgcolor=green|[[vert]]
|align=center bgcolor=white|environ 12,0-13,0
|align=center bgcolor=yellow|[[jaune]]
|-
|[[Thym]]
|align=center bgcolor=#ddcc00|[[jaune]]
|align=center bgcolor=white|environ 12,0-13,0
|align=center bgcolor=#aa6600|[[brun]]
|-
|}
D'autres indicateurs de pH naturels :
* Certains pétales de fleurs ([[rose (fleur)|rose]], [[violettes et pensées|violette ou pensée]], [[pétunia]], [[volubilis]], [[hortensia]],[[lilas]], [[géranium]], [[delphinium]], [[pavot]], etc.) ;
* Quelques fruits ou légumes ([[rhubarbe]], [[radis]], [[cerise]], [[carotte]], [[fraise (fruit)|fraise]], [[cassis (fruit)|cassis]], [[airelle]], de manière générale la plupart des [[fruit rouge|fruits rouges]]...) ;
Plusieurs composés chimiques peuvent être à l'origine des propriétés [[halochromie|halochromiques]] de ces indicateurs naturels. En voici quelques-uns :
* Les [[anthocyanine|anthocyanes]] sont des composés naturels que l'on retrouve chez plusieurs plantes. Ces composés sont rouges dans une solution acide et bleu dans une solution basique. Le [[chou rouge]], qui en contient, est l'un des indicateurs les plus populaires et les plus spectaculaires.
* La [[curcumine]] est présente dans le [[curcuma]] (et donc dans le [[curry]] qui contient du curcuma). Elle est brune en milieu basique et jaune en milieu acide.
* Les [[caroténoïdes]] contenus, par exemple, dans les carottes peuvent posséder des propriétés acido-basiques.
<!---
=== Liens externes ===
*[http://dispourquoipapa.free.fr/experiences/ex00035.htm Expérience avec le chou rouge (1)]
*[http://www.ping.be/at_home/chou.htm Expérience avec le chou rouge (2)]
*[http://ecl.ac-orleans-tours.fr/clg-hubert-fillay-bracieux/physique/experiences/juschou.htm Expérience avec le chou rouge (3)]
*[http://sbeccompany.perso.cegetel.net/cours/chimie/experiences/curry.pdf Un autre indicateur naturel : la curcumine]
*[http://culturesciences.chimie.ens.fr/dossiers-experimentale-analyse-article-Indicateurs_pH_Demirdjian.html Les indicateurs de pH] sur le site CultureSciences-Chimie de l'École normale supérieure
-->
== Notions associées ==
===Acidité et basicité du milieu===
{{article détaillé|Potentiel hydrogène}}
Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur utilisée en sciences expérimentales pour mesurer l’[[acide|acidité]] ou la [[base (chimie)|basicité]] d’une solution. Il est défini par le [[cologarithme]] décimal de l’[[activité chimique|activité]] des ions H+ dans la solution. Les ions [[Hydrogène|H<sup>+</sup>]] se liant aux molécules d’eau (approximativement 1 pour 1 ), on mesurera plutôt l’activité des ions [[hydronium]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> (improprement connus en tant qu'ions oxonium). Si l’on estime que les solutions sont assez diluées ([H3O+] < 1M et [HO-] < 1M), l’activité de l’eau sera égale à 1 et celle des ions hydronium sera assimilée la concentration en ces ions, ce qui est généralement le cas pour l'utilisation des indicateurs colorés. On a donc :
<math>pH = - \log \left( a_{H^+} \right) = - \log \left[ H_3O^+ \right]</math>
Traditionnellement, et compte tenu des approximations susmentionnées, on mesurera le pH sur une échelle allant de 1 à 14, bien qu’il puisse se situer en dehors de cette fourchette.
En effet, sachant que le [[Molécule d'eau#Équilibre acido-basique|produit ionique de l’eau]] est toujours vérifié, on a :
<math>pH_{min} = -\log 1 = 0</math> et <math>pH_{max} = -\log 10^{-14} = 14</math>
Une solution est dite acide si son pH est inférieur à 7, basique s’il est supérieur à 7 et neutre s’il égal à 7. C'est tout l'intérêt des indicateurs colorés de pouvoir déterminer facilement et rapidement cette acidité.
===Zone de virage===
[[Image:Bleu bromothymol teintes.jpg|thumbnail|Zones de virage du BBT]]
Le principe d'un [[Indicateur de pH|indicateur coloré]] est d'exister sous deux formes dont l'une prédomine par rapport à l'autre en fonction du pH. On appelle zone de virage la plage de pH dans laquelle aucune des deux formes de l’indicateur n’est majoritaire. Pour les calculs et les expériences, les indicateurs possèdent une zone de virage tabulée, reflétant avec précision le changement de couleur. Si l’on ne possède pas de données sur la zone de virage mais uniquement le pK<sub>i</sub>, on estime alors qu’une espèce prédomine sur l’autre lorsque la concentration de la première est 10 fois supérieure à celle de la seconde<ref name="univ-lemans">[http://www.univ-lemans.fr/enseignements/chimie/01/deug/CHIM105B/indicator.html Indicateurs acido-basiques et titration] par Wyn Locke (trad. C. Jacoboni) sur le site de l'université du Mans</ref>. Cela se reflète par une variation d’une unité de pH autour du pK<sub>i</sub>.
===Teinte sensible===
La teinte sensible est le nom donné à la couleur que prend la solution dans la zone de virage. Souvent, cette couleur correspond au mélange additif des couleurs des formes mises en jeu. Exemple : le bleu de bromothymol (image) a une teinte sensible verte, superposition des couleurs jaune acide et bleue basique. Certains indicateurs peuvent avoir une transition par l’incolore, à cause d’effets électroniques supplémentaires, de présence d’une troisième forme intermédiaire ou encore à cause d’une perte d’énergie de l’indicateur.
==Aspects techniques==
===Nature acido-basique des indicateurs===
Un indicateur coloré peut être considéré comme un couple [[acide faible]]/[[base faible]] (selon la définition de l’acidité de Brönsted)<ref name="100 manips">Jacques Mesplède, Jérôme Randon, ''100 manipulations de chimie générale et analytique'', Bréal, 2004, p.46-48,130-136, ISBN 2749503515</ref>. On notera InH la forme acide d’un indicateur et In<sup>-</sup> sa forme basique. L’équilibre acide-base existant entre ces deux formes est donc :
<math>InH \rightleftharpoons In^- + H^+</math> la constante d’acidité associée est <math>K_i = \frac{\left[In^- \right]\left[ H_3O^+ \right]} {\left[ InH \right]}</math>
où [X] est la concentration de l’espèce X en mol.l<sup>-1</sup>
On utilise plus souvent le pK<sub>i</sub> qui est égal au cologarithme décimal du K<sub>i</sub> : <math>pK_i = -\log K_i</math>
Chaque indicateur est caractérisé par le pK<sub>i</sub> de son couple ou par plusieurs pKi s’il s’agit d’un [[polyacide]].
;Détermination expérimentale du pK<sub>i</sub> d'un indicateur coloré<ref name="BUP"/>{{,}}<ref name="chi232i">Sabine Chierici et Olivier Thomas, ''Fascicules de TP de chimie inorganique de l'UE CHI232 "Chimie expérimentale"'', UJF, 2006</ref>
Les mesures [[spectrophotométrie|spectrophotométriques]] permettent de déterminer expérimentalement le pKi d’un indicateur coloré.
D’après la [[loi de Beer-Lambert]], on sait que l’[[absorbance]] A (sans unité) d’une solution, mesurée dans un spectrophotomètre ou [[colorimètre]], est proportionnelle à :
*Un coefficient d’absorption molaire '''ε<sub>λ</sub>''' intrinsèque à la substance et à une longueur d’onde λ (en cm<sup>-1</sup>.l.mol<sup>-1</sup>);
*L’épaisseur '''l''' de solution traversée par le rayon de l’appareil (i.e. l’épaisseur de la cuve, en cm) ;
*La concentration '''c''' de la surface absorbante (en mol.l<sup>-1</sup>) :
<math>A = \epsilon_{\lambda}\cdot l \cdot c</math>
D’autre part, la définition originelle de l’absorbance est :
<math>A = \log {\frac{\Phi _0}{\Phi _1}}</math>
Φ<sub>0</sub> et Φ<sub>1</sub> sont les flux lumineux indicent et transmis lors du passage dans le [[spectrophotomètre]].
Si le faisceau de l’appareil traverse deux solutions de coefficient ε<sub>λ(1)</sub> et ε<sub>λ(2)</sub> et de concentrations c<sub>1</sub> et c<sub>2</sub>, on a :
<math>A_1 = \log {\frac{\Phi _0}{\Phi _1}} = \epsilon_{\lambda_1}\cdot l \cdot c_1</math> et <math>A_2 = \log {\frac{\Phi _0}{\Phi _2}} = \epsilon_{\lambda_2}\cdot l \cdot c_2</math>
Etant donné que l’absorbance est une grandeur additive, on a au final :
<math>A = A_1 + A_2= \left( \epsilon_{\lambda_1} \cdot c_1 + \epsilon_{\lambda_1} \cdot c_2 \right) \cdot l</math>
[[Image:Absorbances des formes du BBT.jpg|thumb|300px|Courbes d'absorbances des différentes formes du BBT]]
Appliquons donc ce principe aux indicateurs colorés. En exploitant les courbes d'absorbance des différentes formes d'un indicateur coloré, réalisées expérimentalement, on détermine la longueur pour laquelle la différence d’absorbance entre les deux formes de l’indicateur est la plus grande.
Par la suite, on détermine l’absorbance à cette longueur d’onde d’une nouvelle solution, tamponnée à un pH proche de celui attendu pour le pKi. On peut utiliser les relations de Beer-Lambert pour chacune des deux solutions acides et basiques pour déterminer les coefficients d’absorption et ensuite déterminer par le calcul la concentration de chaque forme de l’indicateur :
<math>c_{In} = \left[InH\right] + \left[In^-\right]</math> concentration analytique totale connue de l’indicateur, valable à tout instant
<math>A = \epsilon_{\lambda_{(InH)}}\cdot l \cdot \left[ InH \right]</math> absorbance de la solution acide
<math>A = \epsilon_{\lambda_{(In^-)}}\cdot l \cdot \left[ In^- \right] </math> absorbance de la solution basique
L'absorbance de la solution en milieu tamponné, où les deux formes cohabitent, est donc donnée par :
<math>A = A_{InH} + A_{In^-} = \left(
\epsilon_{\lambda_{(InH)}} \cdot \left[ InH \right] + \epsilon_{\lambda_{(In^-)}} \cdot \left[ In^- \right]
\right) \cdot l
= \left( \epsilon_{\lambda_{(InH)}} \cdot \left[ InH \right] + \epsilon_{\lambda_{(In^-)}} \cdot \left( c - \left[ InH \right] \right)
\right) \cdot l </math>
[InH] est la seule inconnue, on en déduit donc aussi [In-].
Reste à déterminer le pKi du couple InH/In- :
<math>K_i = \frac{ \left[ In^- \right]_{tampon} \left[ H_3O^+ \right]_{tampon}}
{\left[ InH \right]_{tampon}}</math> et donc <math>pK_i = pH_{tampon} - \log {\frac{ \left[ In^- \right]_{tampon}}
{\left[ InH \right]_{tampon}}}</math>
===Aspects mécanistiques===
Une [[composé chimique|espèce chimique]] est colorée à partir du moment où elle peut absorber sélectivement des [[photon]]s à certaines longueurs d’ondes du [[Lumière visible|spectre visible]]. Elle émet donc de la lumière visible. L’[[énergie]] d’absorption du composé est inversement proportionnelle à la longueur d’onde du maximum d’absorption, chaque longueur d’onde d’absorption correspondant à une [[longueur d'onde]] d’émission et donc à une couleur. Les molécules colorées sont constituées de l’association de deux types de groupements d’atomes :
====Les groupes chromophores====
Ils permettent à la molécule de se situer à des énergies d’absorption proches du visible. Il s’agit le plus souvent de systèmes d’[[électron]]s [[Conjugaison (chimie)|conjugués]] (c’est-à-dire des alternances entre [[orbitale moléculaire|orbitales]] σ et orbitales π, n ou p). Chaque type de [[transition électronique]] (entre orbitales π liantes, n non liantes et π* antiliantes) correspond à des énergies d’absorption différentes<ref name="BUP">René et Eric Mahé, Didier Devilliers, « Expériences portant sur la notion d’indicateur coloré », dans le ''[[Bulletin de l'union des physiciens|Bulletin de l’Union des Physiciens]]'', n°801 de février 1998, pages 299-326</ref> (tableau suivant) :
{|class="wikitable" border="1" cellpadding="2"
!Groupe chromophore
!Transition électronique
!Absorption maximale<br>λ<sub>max</sub> (nm)
|-
|Alcène C=C
|align="center" |π → π*
|align="center" |180
|-
|Carbonyl C=O
|align="center" |π → π*
|align="center" |180
|-
|Benzène C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>
|align="center" |n → π*<br>π → π*
|align="center" |277<br>200 - 255
|-
|Azo N=N
|align="center" |n → π*
|align="center" |347
|-
|Nitroso N=O
|align="center" |n → π*
|align="center" |665
|-
|}
La [[longueur d'onde]] du maximum d’absorption augmente lorsque le nombre d’électrons délocalisés, et donc impliqués dans un système conjugué, augmente lui aussi<ref name="">Claudine Kahane (resp.), ''Fascicule de Cours-TD-TP de l'UE TRA122 "Les couleurs en sciences"'', TD2, [[Université Joseph Fourier|UJF]], 2006, pages 27 à 30</ref>
Lors d’un virage acide-base, un indicateur coloré change de forme. Sa nouvelle structure possède donc des énergies d’absorption différentes, sa couleur change.
====Les groupes auxochromes====
Les électrons non partagés de groupes appelés auxochromes tels que –OH, –OCH<sub>3</sub>, –NH<sub>2</sub>, –Cl,
–N(CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>, peuvent se coupler aux groupements chromophores et ainsi influencer sur la couleur des molécules. C’est donc l’origine des différences entre les couleurs des composés présentant la même structure de base.
===Catégories d'indicateurs de pH===
Les indicateurs colorés acide-base classiques peuvent être classés principalement selon deux catégories<ref name="chimie des couleurs et des odeurs"/>{{,}}<ref name="experiences acide base">Danielle Cachau-Herreillat, ''Des expériences de la famille Acide-Base'', De Boeck, 2005, pages 71, 112-115, 132-136, 165-167, 326, 339-341</ref> : ceux dérivant du [[triphénylméthane]] et ceux dérivant de l’[[azobenzène]]. Ces structures permettent un grand nombre de délocalisations d’électrons π, les groupements venant se greffer sur cette structure pouvant augmenter la conjugaison du système.
[[Image:Triphenylmethane2.svg|thumb|Structure de base des indicateurs dérivants du triphénylméthane]]
====Triphénylméthane====
Plusieurs [[groupe fonctionnel|groupes fonctionnels]] différents peuvent se positionner en [[para]] sur les deux cycles principaux – voire le troisième assez rarement – et ce, du fait de la délocalisation de la charge positive pouvant être portée par le [[carbone]] central du triphénylméthane. Il s’agit donc généralement de [[Base de Lewis|bases de Lewis]] possédant un doublet libre d’[[électron]]s, c'est-à-dire des composés [[azote|azotés]] ou [[hydrogène|hydrogénés]]. D’autres groupements peuvent se placer sur les autres positions des deux premiers cycles.
On peut parfois observer la présence d’un cycle [[lactone]] R-CO-O-R' entre la position 2" et le carbone central. C’est le cas des [[phtaléine]]s.
Un cycle [[sulfonate]] R-SO<sub>2</sub>-O-R' est quant à lui présent entre les mêmes positions dans les molécules du [[bleu de bromothymol]], de [[bleu de bromophénol|bromophénol]], du [[vert de bromocrésol]]… Ces composés sont regroupés au sein d’une famille appelée les [[sulfonephtaléine]]s (ou simplement ''sulfones'', lorsque l’on est dans un contexte d’indicateurs de pH).
{|class="wikitable" border="1" cellpadding="2" width="600"
!width=28%|Nom \ Position
!width=8%| 2"
!width=8%|2
!width=8%|3
!width=8%|4
!width=8%|5
!width=8%|2'
!width=8%|3'
!width=8%|4'
!width=8%|5'
|-
|Bleu de bromothymol
|align="center" |SO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|align="center" |Me
|align="center" |Br
|align="center" |OH
|align="center" |MeEt
|align="center" |Me
|align="center" |Br
|align="center" |OH
|align="center" |MeEt
|-
|Bleu de bromophénol
|align="center" |SO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|align="center" |H
|align="center" |Br
|align="center" |OH
|align="center" |Br
|align="center" |H
|align="center" |Br
|align="center" |OH
|align="center" |Br
|-
|Vert de bromocrésol
|align="center" |SO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|align="center" |Me
|align="center" |Br
|align="center" |OH
|align="center" |Br
|align="center" |Me
|align="center" |Br
|align="center" |OH
|align="center" |Br
|-
|Rouge de crésol
|align="center" |SO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|align="center" |H
|align="center" |Me
|align="center" |OH
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |Me
|align="center" |OH
|align="center" |H
|-
|Phénolphtaléine
|align="center" |CO<sub>2</sub><sup>-</sup>
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |OH
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |OH
|align="center" |H
|-
|Thymolphtaléine
|align="center" |CO<sub>2</sub><sup>-</sup>
|align="center" |Me
|align="center" |H
|align="center" |OH
|align="center" |MeEt
|align="center" |Me
|align="center" |H
|align="center" |OH
|align="center" |MeEt
|-
|Vert de malachite
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |NMe<sub>2</sub>
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |NMe<sub>2</sub>
|align="center" |H
|}
[[Image:azobenzene3.jpg|thumb|260px|Structure de base des indicateurs dérivants de l'azobenzène]]
====Azobenzène====
Nombreuses sont les molécules colorées qui ont pour structure de base celle du 1,2-diphénylazène, plus connu sous le nom d’azobenzène. Toutefois, ces composés sont bien plus connus en tant que teintures ou colorants que par leurs propriétés halochromiques. Ces molécules sont dites azoïques. De manière analogue aux dérivés du triphénylméthane, des groupements peuvent se positionner en para principalement puis en [[Nomenclature des molécules organiques#Cas des dérivés du benzène disubstitué|ortho]] et [[Nomenclature des molécules organiques#Cas des dérivés du benzène disubstitué|méta]].
Parmi ces groupements, on peut trouver d’autres cycles, par exemple, pour former des [[naphtalène]]s mais aussi d’autres groupes azoïques. Ces derniers engendrent des molécules qualifiées de diazoïques.
Seuls les indicateurs présents dans le tableau ci-dessous sont réellement utilisés malgré le grand nombre de molécules de ce type.
{|class="wikitable" border="1" cellpadding="2" width="410"
!width=40%|Nom \ Position
!width=12%|2
!width=12%|3
!width=12%|4
!width=12%|5
!width=12%|4'
|-
|Hélianthine
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |SO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|align="center" |H
|align="center" |NMe<sub>2</sub>
|-
|Rouge congo
|align="center" |NH<sub>2</sub>
|align="center" colspan="2"|naphtyl
|align="center" |SO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|align="center" |''sym''
|-
|Rouge de méthyle
|align="center" |CO<sub>2</sub>H
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |NMe<sub>2</sub>
|-
|Jaune de méthyle
|align="center" |H
|align="center" |H
|align="center" |NMe<sub>2</sub>
|align="center" |H
|align="center" |H
|-
|Jaune d'alizarine R
|align="center" |H
|align="center" |CO<sub>2</sub>H
|align="center" |OH
|align="center" |H
|align="center" |NO<sub>2</sub>
|-
|}
====Autres composés halochromiques====
Il existe, bien sûr, d’autres types d’indicateurs colorés. On peut citer :
* Les [[Anthocyane|anthocyanines]] : présentes dans la nature, notamment dans le chou rouge, mais aussi dans certaines fleurs ([[bleuet]], [[delphinium]]…) ou dans plusieurs baies ([[myrtille]]s).
* Quelques dérivés de l’anthracène, le xanthène, la pyridine ou d’autres composés polycycliques.
* Quelques composés aromatiques nitratés tel que les nitrophénols, nitrobenzènes ou nitrotoluènes.
* D’autres composés atypiques, souvent naturels et dérivant parfois des anthocyanes.
Mais seuls les dérivés du triphénylméthane et de l’azobenzène sont utilisés en chimie à titre d’indicateur acido-basique.
==Applications==
===Dosages colorimétriques===
{{article détaillé|Titrage colorimétrique}}
Les indicateurs changeant de couleur en fonction du pH, ils servent donc à repérer l’équivalence lors d’un dosage acido-basique. Considérons le dosage d’un acide AH par une base B ou le dosage de la base B par l’acide AH. La réaction acido-basique est la suivante :
<math>AH + B \rightarrow A^- + BH^+</math>
Elle résulte des deux demi-équations des couples AH/A- et BH+/B :
<math>AH \rightleftharpoons A^- + H^+</math> ou <math>AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+</math> de constante d'équilibre <math>K_{A_{AH/A^-}}=K_{A_1}= \frac{\left[ A^- \right] \left[ H_3O^+ \right]}{\left[AH\right]}</math>
<math>BH^+ \rightleftharpoons B + H^+</math> ou <math>BH^+ + H_2O \rightleftharpoons B + H_3O^+</math> de constante d'équilibre <math>K_{A_{AH/A^-}}=K_{A_1}= \frac{\left[ B \right] \left[ H_3O^+ \right]}{\left[BH^+\right]}</math>
Par une étude analytique, on peut déterminer des relations entre le pH à l’équivalence, les concentrations des espèces mises en jeu et le pKA des couples.
{|class="wikitable" border="1" cellpadding="2" weight="500px"
!Type de dosage
!Exemples<br>de AH
!Exemples<br>de B
!pH à l'équivalence
|-
|Acide faible de concentration c par base forte
|align="center" |RCOOH,<br>HXO, NH<sub>4</sub><sup>+</sup>
|align="center" |HO<sup>-</sup>, NH<sub>2</sub><sup>+</sup> <br>alcoolate...
|align="center" |<math>pH = \frac{1}{2} pK_{A_1} + \frac{1}{2} pK_E +\frac{1}{2} \log {c} </math>
|-
|Base faible de concentration c par acide fort
|align="center" |HX, HXO<sub>4</sub>,<br>HNO<sub>3</sub>
|align="center" |RCOO<sup>-</sup>,<br>CO<sub>3</sub><sup>2-</sup>, NH<sub>3</sub>...
|align="center" |<math>pH = \frac{1}{2} pK_{A_2} -\frac{1}{2} \log {c} </math>
|-
|Acide fort par base forte ou base forte par acide fort
|align="center" |HX, HXO<sub>4</sub>,<br>HNO<sub>3</sub>
|align="center" |HO<sup>-</sup>, NH<sub>2</sub><sup>+</sup> <br>alcoolate...
|align="center" |<math>pH = 7</math>
|}
[[Image:Exemple dosage acide faible base forte.jpg|thumb|300px|Dosage de l'acide acétique 0,1M par la soude 0,1M. pH en fonction du volume versé.]]
Une fois l’indicateur coloré adéquat choisi de manière à ce que sa zone de virage contienne le pH du point équivalent (P.E.)<ref name="chimie experimentale">Bénédicte Nowak-Leclercq, Jean-François Le Maréchal, ''La chimie expérimentale - chimie générale'', Coll. Sciences Sup., Dunod, Paris, 2000, p. 139-148, ISBN 2100484613</ref>, on peut donc réaliser un dosage colorimétrique.
;Exemple d’un dosage d’acide faible par de la soude (cas le plus courant)
Le pH du P.E. se situant aux alentours de 9, on utilise quelques gouttes de phénolphtaléine (virage 8,2-10), ajoutées dans le mélange réactionnel. L’équivalence se repère donc par le changement de couleur. La solution titrée est incolore dans la première partie de la manipulation. On ajoute progressivement de la soude et la solution passe au rose à l’équivalence, c’est-à-dire lorsque acide et base sont dans les proportions stoechiométriques.
Les indicateurs colorés doivent posséder la particularité de posséder une très grande absorbance, même à petite dose. Ainsi, on peut les utiliser dans les dosages à une concentration pouvant descendre jusqu’à 10<sup>-6</sup> M. On est donc certain, dans ces conditions, de pouvoir apercevoir le virage sans jamais influencer sur le pH de la solution, même si l’indicateur reste un couple acide-base. Quelques gouttes d’un indicateur peuvent finalement colorer des dizaines de mL de solution.
===Colorants===
[[Image:Helianthine flacon.jpg|thumbnail|150px|Flacon d'hélianthine en ''teinture'']]Quelques-uns des indicateurs les plus courants sont aussi utilisés en tant que [[colorant]]s [[chimie organique|organiques]] (textiles notamment). On peut citer le bleu de bromothymol, qui peut être utilisé comme colorant bleu ou jaune, ou encore le vert de malachite, qui est utilisé comme colorant vert<ref name="chi232o">Sabine Chierici, ''Fascicules de TP de chimie organique de l'UE CHI232 "Chimie expérimentale"'', [[Université Joseph Fourier|UJF]], 2006</ref>.
Chez la plupart des fournisseurs<ref name="fournisseurs">[http://www.acros.com Acros Organics] (laboratoires, établissements scolaires), [http://www.jeulin.fr Jeulin] (établissements scolaires), [http://www.pierron.fr Pierron] (établissements scolaires, particuliers)...</ref> les indicateurs colorés sont par ailleurs vendus sous le nom explicite de ''[[teinture]]'' lorsqu'ils sont en solution<ref>Les indicateurs peuvent aussi être vendus directement en poudre (sels de sodium le plus souvent)</ref> (photo ci-contre).
===Autres utilisations===
* Les indicateurs colorés servent en chimie, outre leur utilisation pour les dosages, pour déterminer rapidement l'acidité ou la basicité d'un milieu. On préférera dans ce cas les utiliser sous la forme d'un [[#Papier pH|papier pH]].
* Le [[rouge de phénol]] peut être utilisé par tous pour tester le pH des piscines<ref>[http://membres.lycos.fr/tpe2001ph/tpe.htm Comment mesurer le pH d'une solution ?] sur un site personnel consacré à un TPE</ref>. Il est souvent vendu en petits flacons et est accompagné d'une échelle de teintes (zone de virage du jaune au rouge) permettant de déterminer qualitativement le pH de l'eau.
* Quelques indicateurs possèdent aussi des propriétés biologiques, c'est le cas du [[bleu de bromophénol]].
===Limites d'utilisations===
Les indicateurs colorés doivent être utilisés en très faibles quantités dans les mesures de pH car ils restent des composés acides ou basiques risquant d'influencer sur le pH de la solution. C'est pour cela qu'ils doivent posséder une grande absorbance. Ils ne peuvent être utilisés dans des solutions destinées à la consommation, du fait de leur toxicité, et ce, malgré leur faible concentration. De leur côté, les [[#Indicateurs naturels de pH|indicateurs naturels]] possèdent souvent des zones de virage très larges qui empêche toute utilisation pour une mesure de pH précise ou un dosage.
==Mélanges d'indicateurs==
===Indicateur universel===
[[Image:Indicateur acnantes ind114.jpg|thumb|250px|Un ''indicateur universel naturel'' : le jus de chou rouge]]
{{article détaillé|Indicateur universel}}
Le terme indicateur universel désigne un mélange d’indicateurs colorés qui a pour vocation de changer de couleur graduellement en fonction du pH. On peut ainsi obtenir rapidement une idée sur le pH d’une solution, plus précisément qu’un indicateur qui possède une voire deux zones de virage.
;Composition<ref name="ermann">Bruno Fosset, Christine Lefrou, Arlette Masson, et Christophe Mingotaud, ''Chimie physique et expérimentale'', Ermann, 2000, pages 95-97</ref>
Il existe une composition "classique" de l’indicateur universel. Elle constitue la plupart des solutions pour papiers pH variant de 0 à 14. Voici les constituants de ce mélange :
*Phénolphtaléine
*Rouge de méthyle
*Phenol-4,4'-(3h-2,1-benzoxathiol-3-ylidene)bis-2-bromomethyl-6-(1-methylethyl)-S,S-dioxyde
*Phenol-4,4'-(3h-2,1-benzoxathiol-3-ylidene)bis-5-methyl-2-(1-methylethyl)-S,S-dioxyde
*Solvant : eau/méthanol/propan-1-ol
;Echelle de teintes
Un indicateur coloré universel possède aussi la particularité de suivre les couleurs du spectre de la lumière blanche lorsque le pH augmente.
{| class="wikitable" border="1" cellpadding="2"
|Couleurs de l'indicateur universel
|align=center bgcolor=red| ''forme très acide'' <BR>'''rouge'''
|align=center bgcolor=orange| ''forme acide'' <BR>'''orange'''
|align=center bgcolor=yellow| ''forme acide'' <BR>'''jaune'''
|align=center bgcolor=green| ''forme neutre'' <BR>'''vert'''
|align=center bgcolor=blue| ''forme basique'' <BR>'''bleu'''
|align=center bgcolor=purple| ''forme très basique'' <BR>'''violet'''
|-
|}
Certains indicateurs se rapprochent des indicateurs universels en possédant deux ou plusieurs zones de virage. C’est le cas, par exemple, d’un indicateur naturel, le chou rouge.
[[Image:Papier pH.jpg|thumb|Rouleau de papier pH]]
===Papier pH===
Le papier pH est en fait un papier spécial qui est imbibé d’un indicateur universel<ref name="ac-grenoble">[http://www.ac-grenoble.fr/risqmaj/realisations/38/pompidou/2001/3apH.htm Qu' est-ce que le pH ?] sur le site de l'académie de Grenoble</ref>. Lorsque l’on trempe un morceau de papier pH dans une solution, il prend instantanément la tonalité correspondant au pH du milieu. Les laboratoires de chimie mis à part, on croisera le papier pH dans le cabinet des [[Médecine générale|médecins généralistes]] qui l’utilisent, par exemple, pour vérifier l’acidité de l’urine.
Il est possible par ailleurs d'imbiber une bande de papier de n'importe quel indicateur - sans qu'il soit nécessairement un indicateur universel - puis d'ajouter quelques gouttes de la solution désirée sur cette bande. Cette technique est utilisée pour observer le changement de couleur sans avoir à mélanger l'indicateur au milieu, les indicateurs colorés étant souvent toxiques ou nocifs. Le [[papier tournesol]] est un exemple de papier n'utilisant pas d'indicateur universel. Il indique l'acidité par une couleur rouge et la basicité par une couleur bleue.
<!-- 5. Discussion CE PARAGRAPHE CONSTITUE DES INFOS DIVERSES QUE JE N'AI PAS ENCORE PRIS LE TEMPS DE DISPATCHER DANS L'ARTICLE --~~~~
Pour la rédaction de ce rapport, j’ai donc dû réaliser quelques recherches documentaires, qui n’étaient pas forcement aisées. En effet, les indicateurs colorés sont un thème qui n’est, à mon goût, pas assez développé dans les livres. Pourtant, ils présentent un intérêt pédagogique intéressant, par exemple par le fait de pouvoir en trouver dans sa propre cuisine, mais aussi qu’ils réunissent plusieurs aspects de la chimie…
En ce qui concerne la partie expérimentale, l’étude des indicateurs colorés reste très intéressante et regroupe un grand nombre de notions (dosages acide-base, spectrophotométrie, chimie organique…). Les quelques études menées sur des composés chimiques pour la réalisation de ce dossier (BBT, Hélianthine, Phénolphtaléine, indicateur universel) ont été concluantes dans l’ensemble. Reste l’exception de la Phénolphtaléine, qui d’après plusieurs sources, possède une zone de virage en milieu très acide (pH < 0). Quelques gouttent de l’indicateur colorent en effet des solutions d’acide très concentré (HCl 12M et H2SO4 18M) en orange, mais le matériel est trop fragile pour pouvoir mesurer – ni même pour seulement évaluer – des pH si bas.
D’autre part, l’étude des indicateurs naturels s’avère enrichissante mais rapidement approximative. Par exemple le jus de chou rouge ne possède pas de zones de virage précises car celles-ci varient selon la qualité et l’origine du chou en question. Il en va de même pour les autres végétaux. Plusieurs indicateurs naturels théoriques (sources Wikipedia par exemple) s’avèrent ne pas être autant halochromiques que prétendu. C’est le cas du jus de carotte, que j’ai testé sans succès avec plusieurs types de carottes. D’autres bien sûr, on pu prouver leur propriétés (thym, thé, curry, betterave…). L’étude de tous les composés présents dans ces végétaux nécessiterait par ailleurs une étude plus approfondie. Je n’ai, par exemple, pas réussi à déterminer les molécules responsables de la couleur du thé et du thym.
Enfin, quelques zones d’ombres subsistent dans la partie théorique de ce rapport. Je pense plus particulièrement aux différentes formes des phtaléines et sulfonephtaléines. En effet, prédire les différentes formes des indicateurs colorés et les attribuer à chaque intervalle de pH (cf. §3.2.3 et annexe 2 #Phénolphtaléine) reste une tâche complexe que ne trouvent pas forcement aisée les professeurs de chimie eux-mêmes et les passionnés (comme moi) et qui, je pense, est à la limite de mon niveau d’études actuel.
6. Conclusion
Bien qu’attrayant, le concept d’indicateur coloré n’est relégué qu’au rang de simple outil de base de la chimie. Plusieurs techniques sont en effet développées pour déterminer de manière précise le pH d’une solution. La conductimètre est par exemple une de ces techniques, mais c’est la pH-métrie qui est privilégiée. Les électrodes de mesure de pH (pH-mètres) sont aujourd’hui assez développées pour pouvoir mesurer de manière très précise des pH dans la zone classique 0-14. Toutefois, les électrodes de verre utilisées sont très fragiles et pour des pH sortant de cette zone, on a recourt alors à des techniques plus poussées. Celles-ci utilisent des indicateurs "colorés" (les changements de forme mis en jeu ne se répercutent pas forcément sur la couleur, mais le principe reste le même) dont on peut déterminer les longueurs d’onde d’absorption dans l’ultraviolet et le visible. Ce sont donc paradoxalement des indicateurs chimiques qui sont les outils les plus perfectionnés pour mesurer le pH de solutions fortement acides ou basiques.
Concernant les indicateurs courants de synthèse, ils restent utilisés à grande échelle en chimie, plus souvent pour accompagner un autre outil de mesure, notamment dans les dosages acide-base en ajoutant quelques gouttes d’indicateur au milieu réactionnel. Dans ce cas précis, un choix judicieux s’impose parmi les indicateurs disponibles, s’appuyant sur le critère de précision de la zone de virage ainsi que de sa corrélation avec le pH à l’équivalence. Le papier-pH, est quant à lui utilisé pour avoir une mesure rapide de l’ordre de grandeur du pH de diverses solutions sans en altérer l’aspect et le contenu, ce qui est un des deux défauts des indicateurs liquides. Les composés halochromiques naturels, qui ont été à l’origine de l’utilisation des indicateurs colorés, sont de leur côté, comme on peut l’imaginer facilement, un support pédagogique intéressant pour quelques notions de chimie. De plus, les indicateurs naturels que sont le thé, le chou rouge, le thym, le curcuma ou encore la betterave pour ne citer que les plus connus peuvent être étudiés chez soit avec quelques acides et bases simples tels que le jus de citron (acide citrique), le vinaigre d’alcool (acide acétique), l’aspirine (acide acétylsalicylique), des lessives et savons (bases diverses), l’eau de javel (ion hypochlorite)…
Ce dossier nous a donc permit de faire le point sur les propriétés halochromiques des indicateurs colorés, tels que nous les connaissons aujourd’hui. On peut encore espérer dans l’avenir d’une part la synthèse de nouveaux indicateurs peut-être moins coûteux et d’autre part la mise en place d’un véritable listing des indicateurs, faisant intervenir à la fois les composés naturels – même si leur zone de virage est assez large – et les indicateurs possédant leur zone de virage avant pH 0 et après pH 14. -->
== Annexes ==
===Notes et références===
{{reflist}}
===Bibliographie complémentaire===
*{{en}}Edmund Bishop, ''Indicators'', Pergamond Press, Oxford, New York, 1972, <small>ISBN 0080166172</small>
*{{en}}Ferenc Szabadvary, ''Indicators : A historical perspective'', J. Chem. Educ., 1964, 285 p. [http://jchemed.chem.wisc.edu/journal/Issues/1964/May/index.html en ligne]
===Pour aller plus loin===
{{CommonsCat|PH indicators|les indicateurs de pH}}
==== Articles connexes ====
*[[Potentiel hydrogène]]
*[[Titrage colorimétrique]]
*[[Réaction acido-basique]]
==== Liens externes ====
*Un [http://sbeccompany.fr/sciences/chimie/indicateurs_sts.pdf dossier complet] sur les indicateurs colorés, sur le site http://sbeccompany.fr
*[http://culturesciences.chimie.ens.fr/dossiers-experimentale-analyse-article-Indicateurs_pH_Demirdjian.html Les indicateurs de pH] sur le site CultureSciences-Chimie de l'Ecole normale supérieure
;Liens externes (indicateurs naturels)
*Une page sur les [http://sbeccompany.fr/wiki/index.php?title=Indicateurs_colorés indicateurs colorés]
*Expérimenter le [http://www.scienceamusante.net/wiki/index.php?title=Jus_de_chou_rouge jus de chou rouge] sur le site http://www.scienceamusante.net/
*{{en}} A propos du [[:en:Litmus test (chemistry)|papier tournesol]] sur la Wikipédia anglophone
{{Portail chimie}}
{{Indicateur de pH}}
{{Bon article|vote=BA|oldid=20714778|date=19 septembre 2007}}
[[Catégorie:Chimie analytique]]
[[Catégorie:Indicateur de pH|*]]
[[ar:مؤشر الرقم الهيدروجيني]]
[[da:PH-indikator]]
[[de:Indikator (Chemie)#S.C3.A4ure-Base-Indikatoren]]
[[en:PH indicator]]
[[es:Indicador de pH]]
[[et:Happesusindikaator]]
[[fi:PH-indikaattori]]
[[he:אינדיקטור pH]]
[[it:Indicatore (chimica)]]
[[ja:酸塩基指示薬]]
[[ko:산·염기 지시약]]
[[lv:PH indikators]]
[[nl:PH-indicator]]
[[nn:PH-indikator]]
[[no:PH-indikator]]
[[pl:Chemiczne wskaźniki pH]]
[[pt:Indicador de pH]]
[[ru:Кислотно-основные индикаторы]]
[[sv:PH-indikator]]
[[zh:PH指示劑]]