Note : le terme « indicateur coloré » désigne un « indicateur coloré de pH » dans cet article.
Les indicateurs colorés de pH (ou indicateurs acide-base) sont des molécules qui ont la capacité de changer de couleur en fonction de l’acidité (au sens de 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) H3O+.
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 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 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 Daniela Brotto Lopes Terci et Adriana Vitorino Rossi, Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução?, 2001. (cas, par exemple, de l'alimentaire), on peut imbiber un papier spécial de cet indicateur et y déposer une goutte de la solution pour observer le changement de couleur.
Historique
Les chimistes du connaissaient l’usage d’indicateurs colorés. On trouve des mentions de leur usage dans les écrits des premiers chimistes de l’Académie royale des sciences. Ainsi Cottereau du Clos indique dans son étude des eaux minérales avoir systématiquement examiné (Observations sur les eaux minérales., ). Dans son magistral Cours de Chymie (1697), Nicolas Lémery indique .
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 K2CO3 comme base. On observait un dégagement gazeux à l’équivalence.
Le premier indicateur coloré fut donc un extrait de tournesol Edmund Bishop, Indicators, Pergamond Press, Oxford, New York, 1972 .. 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 ou encore la betterave. En effet, ces composés présentent tous la propriété de changer de couleur en fonction du 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 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 teinture de tournesol est de moins en moins utilisée, au profit du bleu de bromothymol notamment.
Quelques indicateurs courants Voici une liste non exhaustiveListe très complète. 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.).
+ Indicateur David R. Line, Handbook of Chemistry and Physics 84th edition (2003/2004), CRC Press, 2004. Couleur (acide) Transition (approximativement) Couleur (base) Bleu de bromothymol, BBT ()rose-rouge≈0,0jaune Rouge de crésol (acide - )rouge0,0-1,0jaune Violet de gentianejaune0,0-1,6violet foncé Vert malachite (acide - )jaune0,2-1,8bleu-vert Bleu de thymol (acide - )rouge1,2-2,8jaune Jaune de méthylerouge2,9-4,0jaune Bleu de bromophénol (BBP)jaune3,0-4,6violet Rouge Congobleu3,0-5,2rouge Hélianthine (Méthyl orange)rouge3,1-4,4jaune Hélianthine en solution dans le xylène cyanole pourpre3,2-4,2vert Vert de bromocrésoljaune3,8-5,4bleu Rouge de méthylerouge4,2-6,3jaune Papier de tournesol (Azolitmine)rouge4,5-8,3bleu Pourpre de bromocrésoljaune5,2-6,8violet Bleu de bromothymol, BBT ()jaune6,0-7,6bleu Rouge de phénol (Phénolsulfonephtaléine)jaune6,6-8,0rouge Rouge neutrerouge6,8-8,0jaune orangé Rouge de crésol (base - )jaune7,2-8,8rouge Bleu de thymol (base - )jaune8,0-9,6bleu Phénolphtaléineincolore8,2-10,0saumon Thymolphtaléineincolore9,4-10,6bleu Jaune d'alizarine Rjaune10,1-12,0orange-rouge Alizarinerouge11,0-12,4violet Carmin d'indigobleu11,4-13,0jaune Vert malachite (base - )bleu-vert11,5-13,2incolore
Indicateurs naturels de pH
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'euros pour quelques grammes de produits purs.
Indicateur Couleur (acide) Transition (approximativement) Couleur (base) Hortensia (acide - )roseenviron 0,0-1,0rose pâle Raisin rouge (acide - )rose fuchsiaenviron 0,0-2,0rose saumon Betterave rouge (acide - )bordeauxenviron 1,0-2,0rouge Chou rouge (acide - )rougeenviron 2,0-3,0rose fuchsia Chou rouge (acide - )rose fuchsiaenviron 3,0-4,0mauve Thé (acide - )jauneenviron 3,0-4,0jaune foncé Myrtilles (acide - )rougeenviron 3,0-4,0rose fuchsia Hortensia (acide - )rose clairenviron 5,0-6,0vert pâle Chou rouge (base - )mauveenviron 6,0-7,0violet Chou rouge (base - )violetenviron 8,0-9,0bleu canard Thé (base - )jaune foncéenviron 8,0-10,0brun clair Chou rouge (base - )bleu canardenviron 10,0-11,0vert Curryjauneenviron 10,0-11,0brun-orangé Curcumajauneenviron 10,0-11,0brun-orangé Hortensia (base - )vert pâleenviron 10,0-12,0vert clair Artichautjaune clairenviron 10,0-12,0jaune Raisin rouge (base - )rose saumonenviron 11,0-12,0vert Myrtilles (base - )rougeenviron 11,0-12,0vert Betterave rouge (base - )rougeenviron 11,0-12,0jaune Oignon blancvert pâleenviron 11,0-12,0jaune Peau de poirejaune pâleenviron 11,0-12,0jaune Chou rouge (base - )vertenviron 11,0-12,0vert clair Raisin rouge (base - )vertenviron 12,0-13,0jaune doré Myrtilles (base - )vertenviron 12,0-13,0orange Chou rouge (base - )vert clairenviron 12,0-13,0jaune Thymjauneenviron 12,0-13,0brun Thé (base - )brun clairenviron 13,0-14,0brun foncé
D'autres indicateurs de pH naturels : certains pétales de fleurs (rose, violette ou pensée, pétunia, volubilis, hortensia,lilas, géranium, delphinium, pavot, etc.) ; quelques fruits ou légumes (rhubarbe, radis, cerise, carotte, fraise, cassis, airelle, de manière générale la plupart des fruits rouges…).
Plusieurs composés chimiques peuvent être à l'origine des propriétés halochromiques de ces indicateurs naturels. En voici quelques-uns : les 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 betterave rouge contient des bétacyanines, dérivés halochromiques des anthocyanes ; 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 ; les flavonoïdes comme la catéchine (présente dans le thé), la quercétine (présente dans les oignons blancs), l’apigénine et la lutéoline (présente dans l'artichaut) possèdent des propriétés acido-basiques.
Échelle de pH du jus de chou rouge
Notions associées Acidité et basicité du milieu
Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur utilisée en sciences expérimentales pour mesurer l’acidité ou la basicité d’une solution. Il est défini par le cologarithme décimal de l’activité des ions H+ dans la solution. Les ions H+ se liant aux molécules d’eau (approximativement 1 pour 1), on mesurera plutôt l’activité des ions hydronium H3O+ (improprement connus en tant qu'ions oxonium). Si l’on estime que les solutions sont assez diluées ([H3O+] < et [HO] < ), l’activité de l’eau sera égale à 1 et celle des ions hydronium sera assimilée à la concentration en ces ions (Activité = Gama × Concentration et Gama ≈ 1 quand la solution est diluée), ce qui est généralement le cas pour l'utilisation des indicateurs colorés. On a donc :
Traditionnellement, et compte tenu des approximations susmentionnées, on mesurera le pH sur une échelle allant de 0 à 14, bien qu’il puisse se situer en dehors de cette fourchette. En effet, sachant que le produit ionique de l'eau est toujours vérifié, on a :
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
Le principe d'un 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 pKi, on estime alors qu’une espèce prédomine sur l’autre lorsque la concentration de la première est dix fois supérieure à celle de la secondeWyn Locke (trad. C. Jacoboni), Indicateurs acido-basiques et titration, université du Mans.. Cela se reflète par une variation d’une unité de pH autour du pKi.
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)Jacques Mesplède, Jérôme Randon, 100 manipulations de chimie générale et analytique, Bréal, 2004, .. On notera InH la forme acide d’un indicateur et In− sa forme basique. L’équilibre acide-base existant entre ces deux formes est donc : et la constante d’acidité associée est où [X] est la concentration de l’espèce X en mol.l−1
On utilise plus souvent le pKi qui est égal au cologarithme décimal du Ki : Chaque indicateur est caractérisé par le pKi de son couple ou par plusieurs pKi s’il s’agit d’un polyacide.