Le pH des acides et des bases 415
_
La largeur de cette zone, dans l’hypothèse con—
On doit utiliser un indicateur en très faible
sidérée, est de deux unités de pH (g. 15.4). Le domaine
quantité de manière qu’il n’entraîne pas de perturba—
-
de virage a généralement cet ordre de grandeur.
tion sensible du pH de la solution.
.' tableau 15.2.
°
Supposons qu’on mélange plusieurs indicateurs
Tableau
:
Quelques indicateurs colorés
judicieusement choisis. On obtient une solution dont la
'
‘
couleur dépend du pH. On appelle ce mélange :
Indicateurs
Première Deuxième Pki
(l)
'
indicateur universel. Soit à déterminer le pH d’une
couleur
couleur
solution. On compare la couleur qu’elle prend en préHA
A“
sence de l’indicateur universel à une échelle de teintes
_
qui accompagne cet indicateur. On déduit immédiate—
Jaune de méthyle rouge
jaune
ment le pH cherché à 0,5 unité près environ.
'
L’indicateur universel sert à la mesure du pH.
Hélianthine
rouge
jaune
33
13
Dans la pratique, on utilise un papier imprégné de cet
Bleu de br om ojaune
bleu
6,9
1,4
indicateur. La
couleur prise par le papier, lorsqu’il est
thymol
en contact avec la solution étudiée, permet de con-‘
.
naître le pH à une ou une demi-unité près.
Phénolphtaléine
incolore
rouge
9,0
1,9
'
_
(1) Largeur du domaine de virage (unités pH)
c)
Utilisation de l’indicateur coloré
Un indicateur sert généralement à mettre en
évidence une variation de pH de part et d’autre de son
pk. Le choix de l’indicateur dépend du domaine de
parunebase
pH étudié : les pk des indicateurs couvrent toute
l’échelle du pH (g. 15.5).
_
Figure 15.5
_
Lorsqu’on mélange une solution d’acide HA
p H
-
avec une solution de base B, les ions H3O+ de l’un
.
'
réagissent avec les ions OH“ de l’autre pour donner
rouge
de l’eau. On dit qu’il y a réaction de neutralisation.
‘
”Juge
-'
_HA—l—HZO
A”+ H3O+
_
…
;E—_:'}ëi{;‘; bleu
-
,
â
_
B+H20
BH++ OH—
7
Jaune
incolore
‘
4
_
jaune
Lî';î.ë‘fîf-‘;{’a.
..
.
Jaune
…. rouge
.
2
rouge
jaune
_
La formation de l’eau à partir de ses ions est,
[ 1]
……
,
nous l’avons vu, un équilibre très nettement en faveur
.
î
l
î
de HZO. Pour cette raison, nous n’avons pas md1que
'
bleu de rou 9
bleu lie phénol— bleu de
iCi la réaction inverse.
'
?llî' illäle £une bromo- de
g
brumo— phtaléine Nil
La neutralisation est totale lorsque
les concentra_
méthyle phénbl méthyle thymol
'
tions des ions H3O+ et OH”, libérables par dissouaCouleurs de quelques indicateurs dans |réchelle
tion complète, sont égales. On dit aussi qu’il y a équi—
de$ PH
—
valence.
_
_
,
_
La largeur de cette zone, dans l’hypothèse con—
On doit utiliser un indicateur en très faible
sidérée, est de deux unités de pH (g. 15.4). Le domaine
quantité de manière qu’il n’entraîne pas de perturba—
-
de virage a généralement cet ordre de grandeur.
tion sensible du pH de la solution.
.' tableau 15.2.
°
Supposons qu’on mélange plusieurs indicateurs
Tableau
:
Quelques indicateurs colorés
judicieusement choisis. On obtient une solution dont la
'
‘
couleur dépend du pH. On appelle ce mélange :
Indicateurs
Première Deuxième Pki
(l)
'
indicateur universel. Soit à déterminer le pH d’une
couleur
couleur
solution. On compare la couleur qu’elle prend en préHA
A“
sence de l’indicateur universel à une échelle de teintes
_
qui accompagne cet indicateur. On déduit immédiate—
Jaune de méthyle rouge
jaune
ment le pH cherché à 0,5 unité près environ.
'
L’indicateur universel sert à la mesure du pH.
Hélianthine
rouge
jaune
33
13
Dans la pratique, on utilise un papier imprégné de cet
Bleu de br om ojaune
bleu
6,9
1,4
indicateur. La
couleur prise par le papier, lorsqu’il est
thymol
en contact avec la solution étudiée, permet de con-‘
.
naître le pH à une ou une demi-unité près.
Phénolphtaléine
incolore
rouge
9,0
1,9
'
_
(1) Largeur du domaine de virage (unités pH)
c)
Utilisation de l’indicateur coloré
Un indicateur sert généralement à mettre en
évidence une variation de pH de part et d’autre de son
pk. Le choix de l’indicateur dépend du domaine de
parunebase
pH étudié : les pk des indicateurs couvrent toute
l’échelle du pH (g. 15.5).
_
Figure 15.5
_
Lorsqu’on mélange une solution d’acide HA
p H
-
avec une solution de base B, les ions H3O+ de l’un
.
'
réagissent avec les ions OH“ de l’autre pour donner
rouge
de l’eau. On dit qu’il y a réaction de neutralisation.
‘
”Juge
-'
_HA—l—HZO
A”+ H3O+
_
…
;E—_:'}ëi{;‘; bleu
-
,
â
_
B+H20
BH++ OH—
7
Jaune
incolore
‘
4
_
jaune
Lî';î.ë‘fîf-‘;{’a.
..
.
Jaune
…. rouge
.
2
rouge
jaune
_
La formation de l’eau à partir de ses ions est,
[ 1]
……
,
nous l’avons vu, un équilibre très nettement en faveur
.
î
l
î
de HZO. Pour cette raison, nous n’avons pas md1que
'
bleu de rou 9
bleu lie phénol— bleu de
iCi la réaction inverse.
'
?llî' illäle £une bromo- de
g
brumo— phtaléine Nil
La neutralisation est totale lorsque
les concentra_
méthyle phénbl méthyle thymol
'
tions des ions H3O+ et OH”, libérables par dissouaCouleurs de quelques indicateurs dans |réchelle
tion complète, sont égales. On dit aussi qu’il y a équi—
de$ PH
—
valence.
_
_
,